МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образ...
120 downloads
214 Views
1MB Size
Report
This content was uploaded by our users and we assume good faith they have the permission to share this book. If you own the copyright to this book and it is wrongfully on our website, we offer a simple DMCA procedure to remove your content from our site. Start by pressing the button below!
Report copyright / DMCA form
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Оренбургский государственный университет» Кафедра химии
Ж.П. АНИСИМОВА
А.Д. БРЫТКОВА
Н.И. ВЕРБИЦКАЯ Ю.А. ЛОСЕВ Г.И. УШАКОВА
А.А. ГОРОХОВ Л.М. РАГУЗИНА А.С. ФЕДОТОВ
ОБЩАЯ ХИМИЯ
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ЛАБОРАТОРНОМУ ПРАКТИКУМУ
Рекомендовано к изданию Редакционно-издательским советом государственного образовательного учреждения высшего профессионального образования «Оренбургский государственный университет» Оренбург 2003
ББК 24.2 я7 О 28 УДК 54 (076) Рецензент кандидат технических наук, доцент В.И.Федорченко
О 28 Общая химия: Методические указания к лабораторному практикуму/Ж.П.Анисимова, А.А.Горохов, Л.М.Рагузина и др., отв. редактор Г.И. Ушакова, - Оренбург: ГОУ ВПО ОГУ, 2003 - 59с.
Лабораторный практикум состоит из 7 лабораторных работ по общей химии. Каждая работа включает теоретическое изложение материала, описание методики проведения опытов и контрольные вопросы для самоподготовки. Методические указания предназначены для выполнения лабораторного практикума по дисциплине «Общая химия» для студентов технических специальностей.
ББК 24.1 я7
© Анисимова Ж.П., Горохов А.А., Рагузина Л.М. и др., 2003 © ГОУ ВПО ОГУ, 2003 2
Введение Инженер любой специальности должен обладать достаточными знаниями в области химии, которая является общетехнической наукой. Данная методическая разработка должна оказать помощь студентам в самостоятельной работе над программным материалом. Введение написано Ж.П. Анисимовой, Лабораторные работы 1,2 – Л.М.Рагузиной, работа 3 – А.А.Гороховым и Г.И.Ушаковой, работа 4 Н.И.Вербицкой, работа 5,7 – А.Д.Брытковой и Ю.А.Лосевым, работа 6 – А.С.Федотовым.
3
1 Использование международной системы единиц (СИ) и государственного стандарта в химии В международной системе единиц основными считаются: Метр (м) – единица длины; Килограмм (кг) – единица массы; Секунда (с) – единица времени; Ампер (А) – единица силы тока; Кельвин (К) – единица термодинамической температуры; Канделла (кд) – единица силы света; Моль (моль) – единица количества вещества. Единицы, не входящие в эту систему, называются внесистемными. Единицу, которая в целое число раз больше системной или внесистемной, называют кратной единицей, а в целое число раз меньше – дольной единицей. С 1 января 1980 г. в нашей стране введен в действие стандарт Совета Экономической Взаимопомощи СТ СЭВ 1052-78 «Метрология. Единицы физических величин», которым предусмотрено обязательное, а не предпочтительное применение единиц СИ в учебном процессе. Кроме того, СИ предусмотрено небольшое число производных единиц, среди которых: Джоуль (Дж) – для работы, энергии и количества теплоты; Паскаль (Па) – для давления и механического напряжения. Допускаются еще ограниченное число внесистемных единиц: Атомная единица массы – единица массы в атомной физике; Электрон-вольт – единица энергии в физике; Литр – единица емкости и вместимости; Градус Цельсия – единица температуры Цельсия; Тонна – единица массы; Минута, час, сутки – единица времени Иные единицы (кроме единиц СИ), например калория, ангстрем, миллиметр ртутного столба, не должны использоваться в расчетах. В расчетах по уравнениям реакций допустимо выражать массу в граммах; объем газа в литрах. Госстандарт рекомендует выражать объем в кубических дециметрах 3 (дм ), кубических сантиметрах (см3), что соответствует литру (л) и миллилитру (мл). Массу вещества обозначают через m. При необходимости определяют массу вещества по формуле m = ma·N, где ma – масса одной частицы (например, атома), а N – число частиц. В соответствии с международной системой единиц (СИ), кроме понятий «относительная атомная масса элемента» и «относительная 5
молекулярная масса» простого и сложного вещества, в расчетах применяют понятия «моль», «молярная масса», «молярный объем» газа. Надо четко разграничивать понятия «моль» – единица количества вещества и «молярная масса», т.к. количество вещества не является синонимом массы. Количество вещества – это физическая величина, определяемая числом структурных частиц. Единицей количества вещества в СИ применяют моль. Разрешается использовать дольные единицы моля – миллимоль (ммоль), микромоль – (мкмоль) и кратные – киломоль (кмоль). По стандарту СЭВ 1052-78: «Моль равен количеству вещества системы, содержащей столько же структурных элементов, сколько содержится атомов в углероде-12 массой 0,012 кг. При применении моля структурные элементы должны быть специфицированы и могут быть атомами, молекулами, ионами, электронами и другими частицами или специфицированными группами частиц». Другими словам, структурные элементы – это реальные или условные частицы. Структурными реальными частицами считают: атомы, ионы, молекулы, радикалы, электроны и т.п.; а условными частицами – 1/5 молекулы KMnO4 при окислительно-восстановительной реакции в кислой среде; ½ иона Cu2+ и т.п. Поэтому при использовании термина «моль» как единицы количества вещества следует указывать, какие конкретные частицы имеются в виду. Количество вещества обозначается через ν (ню)∗ или n (эн). Форма записи установлена следующая: ν(х), где ν – число молей вещества х. Например: ν (NaCl) = 2 моль∗∗ ν (Ca2+) = 0,3 моль ν (1/2H2SO4) = 0,1 моль Число частиц, содержащихся в любой системе количеством вещества 1 моль равно 6,02 1023. Эта величина известна как число Авогадро и обозначается через NA. Отношение числа частиц (N) в системе к количеству вещества (ν) представляет собой постоянную Авогадро, равную 6,02 1023 моль-1. Чтобы установить связь между количеством вещества и его массой, введено понятие «молярная масса». Молярная масса обозначается через М, и представляет собой отношение массы к количеству вещества:
M(x) = ∗
m(x) ν(x)
допускается обозначение количества вещества через «n» Слово «моль», поставленное после числа и в заголовках таблиц, не склоняется.
∗∗
6
и измеряется (СИ) в килограммах на моль – кг/моль; допускается: г/моль, мг/моль. При вычислении объемов или масс газообразных веществ пользуются молярным объемом (Vm), равным 22,4 л/моль при температуре Т = 273К (00С) и давлении 101,325 кПа (760 мм. рт. ст.), т.е. при нормальных условиях. Молярный объем газообразных веществ находят из отношения объема данного вещества (х) к количеству вещества в данном объеме: Vm =
V ν(x)
В приведенной ниже таблице 1 даются употребляемые в химии термины, обозначения и определения некоторых единиц по новым стандартам.
7
Таблица 1 – Термины, обозначения и определения некоторых единиц по новым стандартам. Термин
Единица измерения
1 Молярная масса
2 Кг/моль, г/моль, мг/ммоль
Относительная молекулярная масса Фактор эквивалентности
Безразмерная
Эквивалент
Безразмерная
Безразмерная
Определение
Форма записи и пример
3 Масса одного моля вещества. Молярную массу находят как отношение массы m вещества к его количеству в молях ν(х). Во всех случаях следует указывать вид частицы, молярная масса которой определяется. Молярная масса вещества х, отнесенная к 1/12 молярной массы атома углерода 12 (численно равна прежнему грамм-молю вещества х) Число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества х эквивалентна одному иону водорода в заданной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции. Реальная или условная частица вещества х, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или данной окислительновосстановительной реакции.
4 m ν(х) + M(Na )=22,998 г/моль M(Ca2+)=40,08 г/моль M(x) =
Mr(x) Mr(CaCO3)=100,09 Mr(HCl)=36,52 fэкв.(х) fэкв.(Ca2+)=1/2 fэкв.(Fe3+)=1/3 fэкв.(х)х fэкв.(Ca2+) Ca2+=1/2 Ca2+ fэкв.(Fe3+) Fe3+=1/3 Fe3+
8
Продолжение таблицы 1 1 2 Молярная масса Кг/моль, г/моль, эквивалента мг/ммоль
Молярная концентрация
Моль/м3 Моль/дм3 Моль/см3
Количество вещества эквивалента Молярная концентрация эквивалента
Моль, ммоль, мкмоль
9
Моль/дм3, моль/см3
3 Масса одного моля эквивалента вещества х, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества.
Отношение количества вещества ν (в молях), содержащегося в системе (например в растворе), к объему V этой системы. Термин «молярность» не рекомендуется. Термин «молярный» сохраняется (например, одномолярный раствор кислоты). Вместо обозначения моль/дм3 допускается обозначение М. (например, 1МHCl) Количество вещества (в молях), в котором частицами являются эквиваленты (см. термин «эквивалент»). Отношение количества вещества эквивалента (в молях) в системе (например в растворе) к объему V этой системы
4 М(fэкв.(х)х)= fэкв.(х)·М(х) М(1/2 Ca2+)=1/2М.(Ca2+)=20,04 г/моль (мг/ммоль) М(1/3 Fe3+)=1/3М (Fe3+)=18,6157 г/моль (мг/ммоль) ν ( x) m C ( x) = = V V ⋅ M ( x) 2+ C(Ca )=0,02 моль/дм3=20 ммоль/дм3
ν(fэкв.(х)х) n(1/2Ca2+)=0,05моль=50 ммоль ν ( f экв ( x) x) C ( f экв ( x) x) = V 2+ С(1/2Cu )=5 ммоль/дм3 в кислотно-основной реакции
Продолжение таблицы 1 1 2 Массовая доля
Относительная
Молярная доля
Относительная
Массовая концентрация
кг/м3, г/дм3, г/см3
3 Отношение массы данного компонента, содержащегося в системе, к общей массе данной системы. Допускается выражать массовую долю в долях единицы: процентах %, промиле %, миллионных долях млн-1. Отношение количества вещества (в молях) компонента, содержащегося в данной системе, к общему количеству вещества системы (в молях). Допускается выражать молярную долю в тех единицах, что и массовую. Отношение массы компонента, содержащегося в системе (растворе) к объему этой системы (раствора). Выражать концентрацию молярную и массовую в % не рекомендуется.
4
ω ( x) =
m( x ) m( р − ра )
ω ( x) =
m( x) ⋅ 100 % m( р − ра )
10
Литература, рекомендуемая для изучения темы Аналитическая химия, 1982, − т. 37, вып. 5, 1982, − С.946-961. ГОСТ 16263-70 Государственная система обеспечения единства измерений. Метрология, термины и определения - М.: Издательство стандартов, 1989, - 53с. ГОСТ 8.417-81 СТ СЭВ 1052-78 Государственная система обеспечения единства измерений. Единицы физических величин- М.: Издательство стандартов, 1990, - 41с. РД 50-160-79.Внедрение и применение СТ СЭВ 1052-78. «Метрология». Единицы физических величин.-М.: Изд-во ст-тов, год 1990 – 38 с.
11
2 Элементы техники лабораторных работ
Приступая к работе в химической лаборатории, начинающий должен освоить технику лабораторных работ. Правильное проведение любого действия в лабораторной работе возможно только при понимании смысла действия и теоретических предпосылок, лежащих в его основе. Для овладения техникой эксперимента студенту необходимо иметь знания по теоретическим основам химии, физики и смежных с ними наук. Несмотря на разные задачи, поставленные при выполнении отдельных лабораторных работ, все они имеют много общего в отношении организации рабочего места, оборудования и связаны с применением одинаковых видов посуды, приборов и различных лабораторных принадлежностей. 2.1 Химическая посуда. Различают химическую посуду: общего назначения; мерную; специального назначения. Посуда общего назначения Пробирки представляют собой узкие цилиндрической формы сосуды с закругленным дном. Применяются для проведения химических опытов микрохимическим и полумикрохимическим методами с небольшими количествами реактивов. Пробирки бывают простые и градуированные. Хранят пробирки в деревянных, пластмассовых или металлических штативах. Воронки служат для переливания жидкости, для фильтрования и так далее. Химические стаканы представляют собой тонкостенные цилиндры различной емкости. Колбы бывают разнообразных форм и размеров, со шлифом и без шлифа на горле. Промывалки служат для хранения и применения в работе небольших объемов дистилированной воды. Мерная посуда.
Мерной называют посуду, применяемую для измерения объема жидкости. Мерные цилиндры и мензурки – стеклянные толстостенные сосуды с нанесенными на наружной стенке делениями, указывающими объем в миллиметрах и долях миллиметра. Пипетки служат для точного отмеривания определенного объема жидкости.
11
Простые пипетки (пипетки Мора) представляют собой стеклянные трубки небольшого диаметра с расширением посредине и с оттянутым нижним концом. Широко применяются также градуированные пипетки различной емкости, на наружной стенке которых нанесены деления в 0,1 мл. Для наполнения пипетки нижний конец ее опускают в жидкость и втягивают последнюю при помощи груши или ртом. Жидкость набирают так, чтобы она поднялась несколько выше метки, затем быстро закрывают верхнее отверстие указательным пальцем правой руки, удерживая пипетку большим и средним пальцами. Когда пипетка наполнена, ослабляют нажим указательного пальца, в результате чего жидкость будет медленно вытекать. Кат только нижний мениск жидкости коснется нулевого деления, палец снова прижимают. Вводят пипетку в сосуд, отнимают указательный палец и дают жидкости стечь по стенке сосуда до нужного деления из градуированной пипетки или полностью – из пипетки Мора, которую после стекания жидкости держат в том же положении еще 5 сек., слегка поворачивая вокруг оси. Бюретки применяют для измерения точных объемов растворов и для титрования. Объемные бюретки – это стеклянные трубки с несколько оттянутым нижним концом, снабженным краном или шариковым клапаном. На наружной стенке по всей длине бюретки нанесены деления в 0,1 (0,2) мм. Бюретки укрепляют в лабораторных штативах. Заполнение бюретки раствором осуществляют с помощью воронки через верхний открытый конец. Слив раствора из бюретки проводят с помощью нижнего крана или клапана, следя за объемом слитого раствора по движению мениска жидкости вдоль градуировки на наружной поверхности. Деление, совпадающее с мениском жидкости, показывает объем слитого раствора, если бюретка была заполнена первоначально до нулевого деления. 2.2 Определение плотности В химических лабораториях часто приходится измерять плотность растворов и других жидкостей. Под плотностью жидкости понимают массу единицы объема жидкости. Выражают плотность в кг/м3 или г/см3 (г/мл); обозначают – ρ с=m , х где m – масса (кг; г) υ – объем (м3; см3 или мл) Для быстрого определения плотности жидкости применяют ареометры. Ареометр – это стеклянный поплавок, в верхней узкой части которого имеется шкала с делениями, указывающими плотность. Чем меньше плотность раствора, тем глубже погружается в него ареометр.
12
Каждый ареометр предназначается для жидкостей, плотность которых лежит в определенных пределах. Так как плотность раствора каждого вещества есть функция его концентрации, то, измерив ареометром плотность, можно по справочным таблицам найти концентрацию раствора. 2.3 Взвешивание на технохимических весах. Весы. В лаборатории общей химии для точного взвешивания применяют так называемые технохимические весы грузоподъемностью 200 г. и более. У технохимических весов имеется арретирное устройство (3) и балансировочные гайки (7). При помощи арретирного устройства самые ответственные части весов – призмы, коромысла и подушки – в нерабочем положении отделяются и не касаются площадок. Это предохраняет призму от износа, а весы- от потери чувствительности. При взвешивании поворотом ручки арретира (3) весы приводят в рабочее положение. Точные весы устанавливаются строго по отвесу (6). Для регулировки положения у весов имеются передние винтовые ножки (2). При правильной установке весов острие отвеса должно совпадать с вершиной конуса, находящегося у подножки колонки. У некоторых типов весов вместо отвесов имеются жидкостные уровни с пузырьком воздуха. Если при опускании арретира весы не будут находиться в равновесии, его добиваются при помощи балансировочных гаек (7). Гайки перемещают, переведя весы в нерабочее состояние. Точный разновес. Для взвешивания на технохимических весах применяют точный разновес. Он представляет собой набор гирь, расположенных в определенном порядке в гнездах деревянного ящика, имеющего крышку. Точный разновес имеет граммовые гири и миллиграммовые. На каждой гирьке стоит число, обозначающее массу гири в граммах: 100, 50, 20, 20, 10, 5, 2, 2, 1 и в миллиграммах: 500, 200, 200, 100, 50, 20, 20, 10. Взвешивание. Прежде всего следует убедиться, что весы работают правильно. Перед взвешиванием проверяют, правильно ли по отвесу (6) установлены весы; в противном случае с помощью ножек – винтов (2) добиваются правильной их установки. После этого опускают арретиром коромысло весов (8) и наблюдают колебания стрелки по нижней шкале (4). Если стрелка (5) при колебании отклоняется от нуля на одно и то же число делений вправо и влево, весами можно пользоваться. Взвешиваемый предмет (сухой, чистые!) ставят на левую чашку весов (I), а на правую – гири до установления весов на нуль. По окончании взвешивания с чашек весов удаляют взвешиваемый предмет и убирают гири, укладываю их в установленном порядке в футляр, подсчитывая при этом их массу. При взвешивании строго соблюдать правила: 13
взвешивать только чистые сухие предметы при комнатной температуре. Сыпучие вещества взвешивать в посуде. нагрузку и разгрузку чашек весов производить только при «запертых» весах (в нерабочем состоянии). разновесы брать только пинцетом. разновесы могут находиться только в соответствующих гнездах футляра или на чашке весов. пинцет может находиться только в футляре или в руках работающего. 2.4 Экспериментальная часть Химическая посуда Зарисовать в лабораторный журнал основные виды химической посуды с кратким описанием назначения. Освоить правила пользования пипетками. Освоить правила пользования бюреткой. Определение плотности Определить ареометром плотность данного раствора серной кислоты. По таблице зависимости плотности от концентрации найти процентную концентрацию исследуемого раствора серной кислоты. Взвешивание на технохимических весах Взвесить тарированный тигель (или другой предмет по заданию преподавателя). Узнать его истинную массу. Вычислить абсолютную ошибку взвешивания: Д = mпракт - mист (г) абс Вычислить относительную ошибку взвешивания:
Д Дотн = абс 100 (%) mист 2.5 Литература, рекомендуемая для изучения темы Воскресенский П.И. Техника лабораторных работ. – Изд-во «Химия», Ленинградское отд., 9е изд., 1970., − 716 с.
14
3 Эквивалент и закон эквивалентов. Определение молярной массы эквивалента металла
Цель работы: закрепить одно из основных понятий химии – эквивалент и один из основных законов количественных химии – закон эквивалентов; на практике убедиться, что экспериментальным путем можно с достаточной точностью определить молярную массу вещества в химической реакции. Задание: определить молярную массу эквивалента магния в реакции взаимодействия его с серной кислотой и сравнить с истинным значением. 3.1 Теоретическая часть Эквивалент и закон эквивалентов Эквивалентом в химии называют реальную или условную частицу химического элемента, простого или сложного вещества, которая по химическому действию равноценна одному атому или катиону водорода в реакциях обмена или одному электрону в окислительновосстановительного реакциях. Другими словами, эквивалент – это реальная или условная частица вещества в Z раз меньшая, чем формульная единица этого вещества. Обозначается эквивалент так: fэкв (x)x или 1/Z (x), где: fэкв – фактор эквивалентности; fэкв = 1/Z; fэкв ≤ 1; Z – число эквивалентности; Z ≥ 1; X – формульная единица. Формульная единица (ФЕ) может быть реальной частицей – одним атомом, одной молекулой, одним ионом или условной частицей ионного кристалла, отражающей качественный и количественный состав последнего, например: Реальные частицы – Ba0 (один атом бария), Ba2+ (один ион бария); Al0 (один атом алюминия), Al3+ (один ион алюминия); CuO – одна молекула оксида меди; SO42- - один сульфат-ион; Cl- - один хлорид-ион. Условные частицы – KCl, NaF, CuSO4, FeCl2 – формулы единицы ионных кристаллов хлорида калия, фторида натрия, сульфата меди, хлорида железа соответственно. fэкв (x) – фактор эквивалентности, показывает, какая доля формульной единицы вещества (x) равноценна одному атому водорода или одному электрону в данной реакции. Z (x) – число эквивалентности, показывает, какому числу атомов водорода или какому числу электронов равносильна одна формульная единица вещества в данной реакции. Примеры нахождения и записи чисел эквивалентности, факторов эквивалентности и формул эквивалентов, простых и сложных веществ:
15
Для элемента: fэкв (x) =
1 1 = степень окисления Ж реальная или ожидаемая
fэкв (Al) = 1/3; fэкв (Al)Al = 1/3 Al – условная частица. Для оксида fэкв (x) = 1/(Z/⋅n); fэкв (Эn⋅Om) = 1/(Z(Э)/⋅n); fэкв (Al2+3О3-2) = 1/(3⋅2) = 1/6; fэкв (Al2О3) Al2О3 = 1/6 Al2О3 – условная частица. Для кислоты fэкв (x) = 1/основность; fэкв (H2SО4) H2SО4 = 1/2 H2SО4 – условная частица. Для оснований fэкв (x) = 1/кислотность (или число годроксогрупп) fэкв (NaОH) = 1; fэкв (NaОH) NaОH = 1 NaОH; fэкв (Ca(ОH)2) = 2; fэкв (Ca(ОH)2) Ca(ОH)2 =1/2 Ca(ОH)2 – условная частица. Для соли: fэкв (x) = 1/(ZMe⋅nMe); fэкв (Al+3Cl3) = 1/(3⋅1) = 1/3; fэкв (Al+3Cl3) Al+3Cl3 = 1/3 Al+3Cl3 – условная частица. fэкв (Al2+3(SO4)3) = 1/(3⋅2) = 1/6; fэкв (Al2+3(SO4)3) Al2+3(SO4)3 = 1/6 Al2+3(SO4)3 – условная частица. Примеры эквивалентов некоторых веществ, часто встречающихся в химических реакциях Эквивалент водорода записывают: fэкв (H)H = 1H или fэкв (H2)H2 = 1/2 H2 и читают: эквивалент водорода равен атому водорода или половине молекулы водорода; Эквивалент кислорода записывают: fэкв (О)О = 1/2О или fэкв (О2)О2 = 1/4 О2 и читают: эквивалент кислорода равен половине атома или одной четвертой части молекулы кислорода. Эквивалент натрия (I) записывают: fэкв (Na)Na = 1Na и читают: эквивалент натрия равен одному атому натрия.
16
Эквивалент магния (I) записывают: fэкв (Mg)Mg = 1/2Mg Эквивалент оксида натрия (Na2O) записывают: fэкв (Na2O) Na2O = 1/2 Na2O и читают: эквивалент оксида натрия равен половине молекулы оксида натрия. Эквивалент серной кислоты в реакции H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O записывают: fэкв (H2SO4)H2SO4 = 1/2H2SO и читают: эквивалент серной кислоты равен половине молекулы серной кислоты. Эквивалент гидроксида кальция в реакции Ca (OH)2 + HCl = CaOHCl2 + H2O записывают: fэкв (Ca (OH)2)Ca (OH)2 = 1 Ca (OH)2 и читают: эквивалент гидроксида кальция равен одной молекуле гидроксида кальция. Эквивалент гидроксида кальция в реакции Ca (OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O записывают: fэкв (Ca (OH)2)Ca (OH)2 = 1/2 Ca (OH)2 и читают: эквивалент гидроксида кальция равен половине молекулы гидроксида кальция. Из приведенных выше примеров видно, что число числа эквивалентности и факторы эквивалентности веществ и элементов связаны с конкретной химической реакцией и могут быть переменными. Количество вещества эквивалентов и молярная масса эквивалентов. Для эквивалента справедливы все понятия, характеризующие структурные единицы вещества, в том числе – количество вещества и молярная масса вещества. Количество вещества эквивалентов – счетное множество эквивалентов, обозначается n(fэкв (x)x) или ν(fэкв (x)x) – это физическая величина, равная отношению массы вещества к молярной массе эквивалента вещества, измеряется молями. n(fэкв (x)x) =
m(x) = n моль M(f экв(x)x) кг/моль (г/моль) 17
количество вещества эквивалентов пропорционально числу эквивалентов вещества: n(fэкв (x)x) =
N(f экв(x)x) NA
В этих формулах: n(fэкв (x)x) – количество вещества эквивалентов; m(x) – масса вещества x (кг., г.); M(fэкв (x)x) – молярная масса эквивалентов вещества x (кг/моль, г/моль); N(fэкв (x)x) – число эквивалентов вещества x; NA – число Авогадро, 6,02⋅1023 1/моль. Молярная масса эквивалентов – это физическая величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества эквивалента в данной пропорции вещества.
M(fэкв (x)x) =
m(x) кг., г = кг/моль, г/моль m(f экв(x)x) моль
M(fэкв (x)x) – молярная масса эквивалентов вещества x (кг/моль, г/моль); m(x) – масса вещества x (кг., г.); n(fэкв (x)x) – количество вещества x, моль. Молярная масса эквивалентов может быть найдена как произведение фактора эквивалентности вещества x на его молярную массу: M(fэкв (x)x) = fэкв (x)⋅M(x) кг/моль, г/моль. Например: Молярная масса эквивалентов водорода: М(1(Н)Н) = 1⋅М(Н) = 1,008 г/моль М(1/2(Н2)Н2) = 1/2⋅М(Н2) = 1,008 г/моль Молярная масса эквивалентов кислорода: 18
М(1/2(О)О) = 1/2⋅М(О) = 1/2⋅16,0 = 8,0 г/моль М(1/4(О2)О2) = 1/4⋅М(О2) = 1/4⋅32,0 = 8,0 г/моль Молярная масса эквивалентов магния (II): М(1/2(Mg)Mg) = 1/2⋅M(Mg) = 1/2⋅24,305 = 12,15 г/моль Молярная масса эквивалентов оксида натрия: M(1/2(Na2O)Na2O) = 1/2⋅M(Na2O) = 1/2⋅62,0 = 31,0 г/моль Молярная масса эквивалентов оксида алюминия (III): M(1/6(Al2O3)Al2O3) = 1/6⋅M(Al2O3) = 1/6⋅102,0 = 17,0 г/моль Закон эквивалентов Было установлено, что вещества взаимодействуют между собой не любыми, произвольными массами, а вполне определенными, что отражается в законе эквивалентов: "Вещества взаимодействуют между собой одинаковыми количествами вещества эквивалентов" или аналитическое определение: "Массы взаимодействующих веществ относятся между собой как молярные массы их эквивалентов" для реакции x+y = z; n(fэкв (x)x) = n(fэкв (y)y) или m(x) M(f экв(x)x) = m(y) M(f экв(y)y) В аналитической формулировке закона для газообразных веществ массы и молярные массы эквивалентов могут быть заменены объемами и молярными объемами эквивалентов газов при одинаковых термодинамических условиях, чаще – при нормальных. H2(г)+Cl2(г) = 2HCl(г) х (H ) 0 2 = х (Cl ) 0 2
х (f экв (H )H ) 0 2 2 ; х (f экв (Cl )Cl ) 0 2 2 19
Способы вычисления и определения молярных масс эквивалентов
Вычисление молярных масс эквивалентов выполняют по вышеприведенным формулам. Экспериментальное определение выполняется прямым или косвенным способом. Прямое определение основано на точном измерении масс взаимодействующих веществ при известной молярной массе эквивалентов одного из них. Косвенное определение основано или на сравнении массовых долей элементов, входящих в полученное соединение, или на измерении массы или объема газообразного продукта реакции. Расчет ведется по закону эквивалентов. Например, методом вытеснения водорода из кислоты металлом и измерения объема водорода в условиях опыта находят молярные массы эквивалентов металлов: Me + H2SO4 = MeSO4 + H2 (г) До опыта должна быть известна m (Me), измеряют по окончании реакции υ (H2 (г)). Для расчета применяют такое формульное выражение закона эквивалентов: m(Me) M(f экв (Me)Me) = х (H ) х (f экв (H )H ) 0 2 0 2 2 3.2 Контрольные вопросы и задачи Как определить молярную массу эквивалентов кислоты, основания, соли в ионообменных реакциях? Приведите примеры и расчеты. Какое количество вещества эквивалента цинка вступило в реакцию с кислотой, если при этом выделилось 2,8 л. водорода при н.у.? Ответ: n(1/z Zn) – 0,25 моль Металл массой 0,50 г. вытеснил из раствора кислоты 128 мл. водорода, собранного и измеренного над водой при 250С и 745 мм. рт. ст. давление насыщенного водяного пара при 250С равно 23,5 мм. рт. ст. Рассчитайте молярную массу эквивалента металла. Ответ: m(1/z Me) = 32,7 г/моль Составьте уравнение реакции взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой, чтобы получались возможные основные и средняя соли. Вычислите молярные массы эквивалентов гидроксида железа (III) в этих реакциях. 3.3 Экспериментальная часть
20
Метод основан на реакции взаимодействия металла с кислотой и измерении объема выделившегося водорода. Определение молярной массы эквивалента магния проводят с помощью простого прибора, закрепленного в штативе и состоящего из бюретки емкостью 50 мл., соединенной посредством резиновых и стеклянных трубок с воронкой и с пробиркой. Бюретка заполнена водой, прибор действует по принципу сообщающихся сосудов (рисунок 1.1).
Рисунок 1.1 До начала опыта следует проверить прибор на герметичность, для чего надо переместить воронку вниз (вверх). Если прибор герметичен, то уровень воды в бюретке слегка понижается (повышается), а в дальнейшем не изменяется. Если же уровень воды будет непрерывно понижаться (повышаться), герметичность не обеспечена. Для создания герметичности укрепить места соединения, вновь проверить прибор. Начинать проведение опыта только на герметичном приборе. Проведение опыта. Получить у лаборанта кусочек ленты магния m=0,03 г., предварительно взвешенный с точностью до 0,0001 г. на аналитических весах. Массу магния записать в тетрадь. Вынуть пробку из пробирки и передвижением воронки установить уровень воды в бюретке на нулевом делении или немного ниже.
21
Отмерить с помощью пипетки или мерной пробирки 5 мл. разбавленной серной кислоты и перенести в пробирку через воронку, чтобы избежать смачивания внутренней стенки в верхней части пробирки. Держа пробирку рукой в наклонном положении, положить ленту магния на сухую стенку пробирки так, чтобы магний не соприкасался с серной кислотой. Закрыть плотно пробирку пробкой и осторожно отнять руку от пробирки, следя за тем, чтобы лента магния не соприкасалась с серной кислотой, затем передвижением воронки уровень воды в бюретке сравнять с уровнем воды в воронке (на высоте около нулевого деления в бюретке), чтобы давление внутри прибора сравнялось с атмосферным. Отметить уровень воды в бюретке «V1» и результат записать. (рисунок 1а) Отсчет производить по нижнему мениску жидкости с точностью до десятых долей миллиметра. Стряхнуть ленту магния в серную кислоту. Наблюдать выделение водорода и вытеснение воды из бюретки. По окончании реакции дать пробирке охладиться, после чего снова привести воду в бюретке и воронке к одинаковому уровню. Отметить уровень воды «М2» в бюретке и результат записать (рисунок 1б). Отметить и записать показания термометра и барометра в лаборатории во время опыта. Так как водород был собран над водой, то следует знать давление водяных паров h при комнатной температуре (таблица 1.1). Таблица 2 – Зависимость давления водяных паров от температуры. 0
Температура С 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23
Давление водяных паров мм. рт. ст. 10,5 11,2 12,0 12,8 13,6 14,5 15,5 16,5 17,5 18,6 18,8 21,1
0
Температура С 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35
Давление водяных паров мм. рт. ст. 22,4 23,8 25,2 26,7 28,3 30,0 31,8 33,7 35,7 37,7 39,9 42,2
Результаты проведения опыта представить наглядно в виде таблицы:
22
Таблица 3 Масса металла г. M
Положение уровня После До опыта опыта V2 V1
Объем водорода мл.
Температур Давление мм. а 0С рт. ст.
V=V2-V1
t0
p
h
По полученным данным рассчитайте: объем водорода, выделившегося в условиях опыта; объем водорода, выделившегося при нормальных условиях; молярную массу эквивалента магния практическую и теоретическую; абсолютную и относительную ошибку опыта. Расчет Для приведения объема водорода к нормальным условиям пользуются формулой, вытекающей из объединенного газового закона БойляМариотта и Гей-Люссака. V (H ) = 0 2
V Ч(p - h)Ч273 мл; 760ЧT
T = 273 + t 0C
Для упрощения расчетов можно из этой формулы выделить величину:
( p - h ) Ч273 = K 760ЧT
Ее находят по соответствующей номограмме как точку, в которой шкала «К» пересекается с прямой, соединяющей значение сегодняшней температуры 0С и величину (p-h). Зная массу прореагировавшего металла и объем вытесненного водорода при нормальных условиях, вычисляют молярную массу эквивалента металла по закону эквивалентов: m(Mg) M(f экв (Mg)Mg) = V (H ) V (f экв (H )H ) 0 2 0 2 2
23
Вычислить молярную массу эквивалента магния теоретическую по данным периодической системы элементов. Сравнить молярную массу эквивалента магния, полученную практически, с теоретическим значением и найти относительную ошибку опыта по формуле: относит. ошибка =
M(f экв (Mg)Mg)практ - M(f экв (Mg)Mg)теор M(f экв (Mg)Mg)теор
Ч100%
Сделать выводы. 3.4 Литература, рекомендуемая для изучения темы Коровин Н.В., Масленникова Т.Н., Гуськова Л.Г. и др. Курс общей химии: Учебник для студентов вузов. – М.: Высшая школа, 1990, - С.257. Коровин Н.В., Мингулина Э.И., Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по химии: Учебное пособие для технических направлений и специальностей вузов. – М.: Высшая школа, 1998, - С.150. Лидин Р.А. и др. Задачи по неорганической химии: Учебное пособие для химико-технологических вузов. – М.: Высшая школа, 1990, - С.196. Любимова Н.Б. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии: Учебное пособие для нехимических специальностей вузов. – М.: Высшая школа, 1990, - С.123. Методическая разработка по химии для самостоятельной работы студентов всех специальностей. – Оренбург, 1988, - С.90. Степин Б.Д. Применение Международной системы единиц физических величин в химии: Практическое пособие. – М.: Высшая школа, 1990, С.171.
24
4 Кинематика химических реакций. Химическое равновесие 4.1 Теоретическая часть Цель работы: изучение скорости химической реакции и влияние различных факторов на химическое равновесие.
Скоростью химической реакции называют изменение концентрации реагирующего вещества в единицу времени. Скорость реакции определяется природой реагирующих веществ и зависит от условий протекания процесса (концентрации реагирующих веществ, температуры, наличия катализатора и др.). Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. Например, для реакции H2(г) + I2(г) → 2HI(г) Закон действующих масс может быть записан
υ = k ⋅ CH ⋅ CI 2
2
где
υ – скорость химической реакции; k – константа скорости; C H 2 и C I2 - концентрации реагирующих веществ Реакции в гетерогенной системе, например C(k) + O2(г) → CO2(г) Осуществляется на поверхности раздела между фазами. Поэтому скорость гетерогенных реакций при постоянной температуре зависит не только от концентрации веществ, но и от площади поверхности раздела. Для реакции: C(k) + O2(г) → CO2(г) закон действия масс имеет вид
υ = k ⋅ CO ⋅ S 2
где
k – константа скорости; СO2 - концентрация кислорода; S – площадь поверхности раздела между фазами. 25
Повышение температуры в большей степени убыстряет химический процесс. Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа.
υT2 = υT1 ⋅ γ
T2 − T1 10
υT2 и υT1 - скорость реакции при Т2 и Т 1; γ – температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции, при повышении температуры на 100. Одним из методов ускорения химической реакции является катализ, который осуществляется при помощи веществ (катализаторов), увеличивающих скорость реакции, но не реагирующих в результате ее протекания. Механизм действия катализатора сводится к уменьшению величины энергии активации реакции, т.е. к уменьшению разности между средней энергией активных молекул (активного комплекса) и средней энергией молекул исходных веществ. Скорость химической реакции при этом увеличивается. Принципиально все химические реакции обратимы. Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия, при этом скорость прямой и обратной реакции становятся равными между собой. В состоянии равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются, поэтому равновесие называется подвижным или где
→
←
динамичным. Равенство υ = υ является кинетическим условием химического равновесия. Химическое равновесие характеризуется постоянством величины энергии Гиббса системы GT. Равенство ∆GT=0 является термодинамическим условием химического равновесия. Химическое равновесие характеризуется постоянным для данных условий соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих во взаимодействии. Величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, называется константой равновесия. Для обратимой реакции H 2( Г ) + I 2 ( Г )
2HI( Г)
константа равновесия имеет вид:
26
C2 HI KC = C H 2 ⋅ C I2 Константа равновесия зависит от природы реагентов, температуры и не зависит от исходной концентрации веществ в системе. Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса данной реакции ( ∆GT0 ) следующим соотношением: ∆G 0T = -R·T·lnKc
где
R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль·К) Т – абсолютная температура, К Кс – константа равновесия. Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока постоянны параметры, при которых оно установилось. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей и новыми равновесными концентрациями всех веществ. В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия. Выводы: Понижение температуры благоприятствует экзотермическим реакциям, а повышение – эндотермическим. При увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молей, при уменьшении давления, большего числа молей. Увеличение концентрации реагирующих веществ вызывает смещение химического равновесия в сторону прямой реакции и наоборот. 4.2 Контрольные вопросы и задачи Что называется скоростью химической реакции? От каких факторов она зависит? Как и почему изменяется скорость химической реакции при изменении температуры? Что называется энергией активации? Что называется катализатором? Каков механизм действия катализатора? На сколько градусов надо увеличить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 27 раз? Температурный коэффициент равен 2. Напишите уравнение константы равновесия для каждого из следующих обратимых процессов:
2NO 2( Г )
2NO (Г) + О 2( Г )
3Н 2( Г ) + N 2( Г ) H 2( Г ) + CuO(K )
2NH 3( Г ) H 2 O (Г) + Cu ( K ) 27
Как сместиться равновесие в каждом из указанных случаев при увеличении давления? Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:
PCl5( Г )
PCl3( Г ) + Cl 2( Г )
∆H = 92,59 кДж / моль
Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону реакции разложения PCl5? При синтезе аммиака при некоторых условиях в равновесии находятся 0,1 моль/л N2; 0,2 моль/л H2 и 0,8 моль/л NH3. Вычислите константу равновесия и рассчитайте исходные концентрации азота и водорода. Ответ: КС = 800, [N2]исх = 0,5 моль/л, [H2]исх = 1,4 моль/л. 4.3 Экспериментальная часть Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучают на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой: Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O + S Признаком реакции является помутнение раствора вследствие выделения серы. Заполните три бюретки: первую – 1н раствором H2SO4, вторую – 0,05н раствором Na2S2O3, третью – водой. Приведите бюретки в рабочее положение. Налейте в три пробирки из бюретки по 3 мл H2SO4. В три другие пробирки из бюретки налейте: в первую – 4 мл раствора Na2S2O3, во вторую – 2 мл раствора Na2S2O3 и 2 мл H2O, в третью – 1 мл раствора Na2S2O3 и 3 мл H2O. Заметив время, в первую пробирку прилейте 3 мл отмеренного раствора серной кислоты и быстро перемешайте полученную смесь. Отметьте время начала помутнения раствора. Проделайте тоже самое с четырьмя оставшимися пробирками. Зная время протекания реакции (число секунд или число ударов метронома) легко определить скорость реакции, так как последняя является величиной обратной времени. Напишите уравнение реакции и сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации раствора Na2S2O3 при данных условиях. Опыт 2. Влияние степени дисперсности реагирующих веществ
28
В сухую фарфоровую ступку поместите небольшое количество иодида калия и такое же количество нитрата свинца, и несколько раз сильно встряхните. Наблюдается какое-либо изменение? Разотрите полученную смесь фарфоровым пестиком. Что наблюдается? В эту же ступку капнуть 1-2 капли воды. Что произошло? Объясните весь опыт в целом, составьте уравнение реакции между компонентами. Опыт 3. Влияние концентрации веществ на химическое равновесие В данном опыте изучают обратимую реакцию взаимодействия трихлорида железа с тиоционатом аммония. Тритиоционат железа Fe(CNS)3 придает раствору красную окраску. По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации Fe(CNS)3, то есть о смещении равновесия в ту или иную сторону. В пробирку влейте 1 мл воды и добавьте 4 капли насыщенного раствора тиоционата аммония NH4CNS и трихлорида железа FeCl3, раствор должен иметь светло-красный цвет (если необходимо, раствор можно разбавить водой). Разлейте раствор в 4 пробирки: объемы растворов должны быть одинаковыми. В одну из пробирок добавьте 2 капли концентрированного раствора FeCl3, в другую – 2-3 капли раствора NH4CNS, в третью – хлорида аммония, четвертую пробирку оставьте для сравнения Растворы размешайте энергичным встряхиванием. Отметьте изменение интенсивности окраски в каждом случае, запишите уравнение реакции между FeCl3 и NH4CNS и выражение константы равновесия данной реакции. Как надо изменять концентрации веществ в обратимой системе, чтобы сместить равновесие в прямом и обратном направлении? Опыт 4. Влияние температуры на смещение равновесия В данном опыте изучают реакцию димеризации диоксида азота.
2NO 2
темно − бурый
N 2 O4
бледно − желтый
Прибор состоит из двух овальных баллонов, соединенных между собой стеклянной трубкой. Один конец прибора опустите в стакан с горячей водой, а другой в стакан с охлажденной смесью (снег с поваренной солью). Через 3-4 минуты отметьте окраску содержимого в обоих частях прибора и объясните наблюдаемые изменения. 4.4 Литература, рекомендуемая для изучения темы
29
Ахметов Н.С. Общая неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1998 – С.197-212. Зайцев О.С. Общая химия. – М.: Высшая школа, 1983 – С.55. Коровин Н.В. Курс общей химии. – М.: Высшая школа, 1981 – С.114. Лучинский Г.П. Введение в общую химию. – М.: Высшая школа, 1980 – С.131. Лучинский Г.П. Курс химии. – М.: Высшая школа, 1985 – С.88.
30
5 Растворы электролитов
5.1 Теоретическая часть Молекулы электролитов – кислот, оснований, солей при растворении в воде распадаются на заряженные частицы – ионы. Это явление называется электролитической диссоциацией. Характер ионов, образующихся при диссоциации разных электролитов, должны быть различными. Электролитическая диссоциация соединений зависит как от характера химических связей в них, так и от характера растворителя. Электролиты могут диссоциировать на ионы только в полярных растворителях (вода, муравьиная кислота, ацетон). Такие растворители называются ионизирующими. В неполярных или мало полярных растворителях (бензол, эфир, сероуглерод) диссоциации на ионы не наблюдается. Ионизирующая способность различных растворителей характеризуется их диэлектрической постоянной. Диэлектрическая постоянная – это величина, показывающая во сколько раз сила взаимодействия между двумя зарядами в данной среде меньше, чем в вакууме. Диэлектрические постоянные некоторых растворителей. Вода Муравьиная кислота Ацетон Хлороформ Сероуглерод Бензол
- 81 - 58 - 21 - 5,1 - 2,6 - 2,3
Диэлектрическая постоянная воды 81, это значит, что в водных растворах сила взаимодействия между заряженными ионами в 81 раз меньше, чем силы, действующие в кристаллах. Диссоциация электролитов всегда сопровождается сольватацией (гидратацией, если растворителем является вода). Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу взятых для растворения молекул, называется степенью электролитической диссоциации. Степень диссоциации обозначается α и выражается в процентах. В зависимости от степени диссоциации электролиты принято делить на сильные и слабые. При α < 2% электролит считается слабым, от 2% до 30% - средней силы, α > 30% - сильным.
31
Сильные электролиты.
Почти все соли Щелочи: NaOH, KOH, LiOH Кислоты: HNO3, HCl, HBr, H2SO4 Слабые электролиты.
Гидроксиды (основания) всех не щелочных металлов: NH4OH, Zn(OH)2, Cu(OH)2 Кислоты: H2CO3, H2S, HCN, H2SO3, CH3COOH Вода Согласно современным представлениям, сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциированы на ионы, т.е. степень диссоциации приближается к единице. Экспериментальные данные показывают, что при увеличении концентрации сильного электролита как будто уменьшается степень диссоциации. Эти изменения объясняются не уменьшением числа диссоциированных молекул, а увеличением сил взаимного притяжения между противоположно заряженными ионами вследствие уменьшения расстояния между ними при увеличении концентрации раствора. Поэтому говорят о «кажущейся» степени диссоциации сильного электролита в активности ионов. В разбавленных растворах сильных электролитов силы взаимодействия между противоположно заряженными ионами незначительны и активность иона близка к концентрации. Степень диссоциации слабого электролита зависит от концентрации раствора. Величина эта тем больше, чем более разбавленным является раствор, и поэтому не может служить мерой диссоциации, т. е. мерой силы электролита. Способность слабого электролита диссоциировать на ионы характеризует константа электролитической диссоциации (К). Равновесие между концентрацией ионов и концентрацией недиссоциированных молекул слабых электролитов подчиняется закону действия масс. Например, для уксусной кислоты, диссоциирующей по уравнению:
CH 3COOH
H + + CH 3 COO −
константа диссоциации равна
CH 3 COO − H + K= = 1,8 ⋅ 10−5 [CH3COOH ]
32
Величин «К» для данного вещества является постоянной и зависит главным образом от природы растворителя и температуры. Константа диссоциации слабого электролита не зависит от его концентрации, потому что она дает более полную характеристику слабого электролита, чем степень диссоциации. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее электролит. Некоторые особенности представляет диссоциация многоосновных слабых кислот, многоосновных оснований, кислых и основных солей. Молекулы их диссоциируют ступенчато:
H 2 CO3
H + + HCO3−
K1 = 4,5 ⋅ 10−7
HCO3−
H + + CO3−2
K 2 = 4, 7 ⋅ 10−11
Отщепление второго иона водорода идет труднее, поскольку необходимо преодолевать взаимодействие однозарядного H+ и двухзарядного CO3-2.
Pb ( OH )2 PbOH +
PbOH + + OH − Pb +2 + OH −
K1 = 9,55 ⋅ 10−4 K 2 = 3 ⋅ 10−8
Сравнивая константы диссоциации по первой и второй ступеням, видно, что концентрации ионов H+ в кислоте и ОH- в основании определяется первой ступенью. 5.2 Экспериментальная часть Цель работы: Изучение процессов диссоциации электролитов в различных растворителях и взаимодействие ионов водных растворов электролитов. Опыт 1. Гидратация ионов Co+2 (демонстрационный).
В сухую пробирку с 1-2 кристаллами хлорида кобальта прилейте 1 см этилового спирта. Отметьте цвет полученного раствора. К полученному раствору по каплям добавьте дистиллированную воду. Объясните изменение окраски. Составьте уравнение реакции гидратации ионов кобальта. 3
Опыт 2. Реакции обмена в растворах электролитов.
Образование слабых электролитов. В одну пробирку налейте 1 см3 раствора хлорида аммония, в другую – столько же ацетата натрия. В пробирку с раствором NH4Cl добавьте 33
несколько капель раствора гидроксида натрия и слегка подогрейте. По запаху определите, какой газ выделяется. В другую пробирку добавьте раствора соляной кислоты. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций образования слабого основания и слабой кислоты. Образование трудно растворимых веществ. В две пробирки налейте по 1 см3 растворов: FeCl3, BaCl2. В первую из пробирок добавьте 0,5 см3 раствора гидроксида натрия, в другую – столько же сульфата натрия. Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, отмечая окраску образовавшихся осадков. Образование газообразных веществ. В две пробирки налейте по 1 см3 раствора Na2CO3. В одну из пробирок добавьте 0,5 см3 соляной кислоты, в другую – столько же уксусной. Отметьте скорость протекания реакций. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. 5.3 Контрольные вопросы Что называется электролитической диссоциацией? Что такое кислота, основание, соль с точки зрения теории электролитической диссоциации? Что показывает степень электролитической диссоциации. Даны растворы одинаковой концентрации: NH4Cl, NH4OH. В каком из них ионов аммония больше? Почему? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) NaHCO3 и NaOH; б) FeSO4 и (NH4)2S; в) CaCl2 и AgNO3. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:
Cd +2 + 2OH − → Cd ( OH )2 Pb +2 + 2I − → PbI 2 CaCO3 + 2H + → Ca +2 + H 2 O + CO 2 5.4 Литература, рекомендуемая для изучения темы Васильева З.Г., Грановская А.А., Макарычева Е.П., Таперова А.А., Фриденберг Е.Э.. Лабораторный практикум по общей химии. − М.: Химия, 1971 - С.89. Глинка Н.А. Общая химия. – Л.: Химия, 1976 – С.727. 34
Карапетьянц М.Х. Введение в теорию химических процессов. − М.: Высшая школа, 1970 – С.280. Коровин Н.В. Курс обще химии. − М.: Высшая школа, 1981 – С.235. Некрасов Б.В. Учебник общей химии. − М.: Химия, 1982 – С.412.
35
6 Растворы. Концентрация растворов. Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе
6.1 Теоретическая часть Растворами называются однородные системы переменного состава, в которых частицы одного вещества (молекулы, атомы, ионы) равномерно распределены в другом веществе или других веществах. Растворы могут быть в любых агрегатных состояниях – газообразном (смесь газов), жидком и твердом. Чаще всего приходится работать с жидкими растворами. Компоненты жидкого раствора подразделяются на растворитель и растворенное вещество. Это деление условно. Растворителем принято считать вещество, агрегатное состояние которого в процессе в процессе образования раствора не меняется. Если твердое вещество растворено в жидкости, то растворителем считают жидкость. При образовании раствора из двух жидкостей растворителем считают ту из них, которой взято больше. Например, в системе спирт – вода обе составные части неограниченно растворяются друг в друге, поэтому в зависимости от концентрации компонентов эту систему можно рассматривать как раствор спирта в воде или как раствор воды в спирте. Воздушную смесь можно рассматривать как раствор кислорода, паров воды, диоксида углерода и благородных газов в азоте, содержание которого в воздухе составляет 78% (по объему). Свойства растворов зависят от их концентрации, т.е. количества растворенного вещества, содержащегося в единице массы или объема раствора или растворителя. Используются следующие способы выражения концентрации раствора: Массовая доля компонента раствора ω(x) (процентная концентрация) – это отношение массы растворенного вещества к массе раствора.
(
)
(
)
ω m x1 =
m x1 m x1 + m x 2
ω m x1 % =
;
m x1 m x1 + m x 2
⋅ 100;
где
m x1 - масса растворенного компонента; m x 2 - масса растворителя; m x1 + m x 2 - масса раствора. 36
Если известна плотность раствора (ρ = кг/м3, ρ = г/см3, ρ = г/мл), то массу раствора находят по уравнению: m(р-ра) = V·ρ, тогда
m x1 ωm %= ⋅ 100 ( x1 ) ρ⋅V Плотность воды при н.у. принимают равной: ρH2O = 1г/см3, 1г/мл, 1кг/м3. Пример 1. Определите массу K3PO4 и воды, необходимых для приготовления 250 г. раствора с ω(K3PO4) = 8%. Решение. Из формулы находим m( K3PO4 ) = m( H 2 O )
(m
x1
)
+ m x 2 ⋅ ω( K3 PO4 )
100 = 250г − 20г = 230г
=
250г ⋅ 8 = 20г 100
Пример 2. В 200мл. воды растворили 40 г. соли. Определите массовую долю соли в полученном растворе. Решение. mH2O = V·ρ = 200мл·1г/мл3 = 200г m(р-ра) = mсоли + mH2O = 40г + 200г = 240г m соли 40 ω(соли) = ⋅ 100 = ⋅ 100 = 16,7% m соли + m H 2 O 240 Молярная концентрация.
Обозначается CM или C(x) моль/л, показывает содержание количества вещества ν(x) в 1л (1000мл) раствора. Молярная концентрация выражается числом молей растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора (или числом ммоль в 1 мл). Растворы с молярной концентрацией растворенного вещества называются молярными. Формы записи: C(H2SO4) = 2моль/л или 2М раствор серной кислоты; C(H2SO4) = 0,1 моль/л или 0,1М H2SO4. Здесь буквой М обозначают «молярный». Молярную концентрацию можно выразить формулами:
37
C(x) =
ν(x) моль / л; Vр − ра
C(x) =
m(x) ⋅ 1000 моль / л, M(x) ⋅ V(мл)
C(x) =
m(x) моль / л M(x) ⋅ V(л) где
C(x) – молярная концентрация раствора, моль/л; ν(x) – количество вещества (x), моль; m(x) – масса вещества (x), г; V(р-ра) – объем раствора, л; M(x) – молярная масса вещества (x), г/моль. Пример1. Рассчитайте массу H2SO4, необходимую для приготовления 200мл раствора с C(H2SO4) = 0,2моль/л. Решение. m( H 2SO4 ) =
C( H2SO4 ) ⋅ M ( H2SO4 ) ⋅ Vр − раH2SO4
= 1000 0, 2моль / л ⋅ 98г / моль ⋅ 200мл = = 3,92г 1000 Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация).
1 Молярная концентрация эквивалента C x вещества, выражается Z числом молярных масс эквивалента растворенного вещества, 1 содержащихся в 1 л. раствора. Иными словами, C x это отношение Z количества вещества эквивалента к объему раствора
1 ν x Z 1 C x = моль / л; Vр − ра Z m(x) 1 C x = моль / л; Z M 1 x⋅ V (л) Z m(x) ⋅ 1000 1 C x = моль / л Z M 1 x⋅ V (мл) Z 38
Растворы с молярной концентрацией эквивалента называются нормальными. При этом используются формы записи, например, 1 1Н раствор серной кислоты – C H 2SO 4 = 1моль/л; Z 1 0,1Н раствор серной кислоты – C H 2SO 4 = 0,1моль/л; Z 1 0,5 раствор серной кислоты – C H 2SO 4 = 0,5моль/л. Z Пример 1. В 250мл. раствора содержится 4,9г серной кислоты. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента серной кислоты в растворе. Решение. m ( H 2SO 4 ) 4,9г 1 = = 0, 4моль / л C H 2SO 4 = 1 Z 49г / моль 0, 25л ⋅ M H 2SO 4 ⋅ V(р − ра ) Z или раствор 0,4Н. 1 Выражать концентрацию раствора через C x удобно при Z титровании. Титрование – это один из методов определения концентрации растворов, который сводится к измерению объемов растворов реагирующих веществ, концентрация одного из которых известна. Титрование производится постепенным прибавлением одного раствора к другому до окончания реакции, т.е. до точки эквивалентности. Окончание реакции определяется с помощью индикатора. Равные объемы растворов одинаковой нормальности содержат одинаковое количество эквивалентов 1 ν x , поэтому при одинаковой нормальности объемы растворов Z реагирующих веществ равны. Если же нормальности растворов реагирующих веществ не одинаковы, то объемы этих растворов обратно пропорциональны их нормальностям. 1 C x2 V1 Z 1 1 = V1 ⋅ C x1 = V2 ⋅ C x 2 V2 1 Z Z C x1 Z Расчет концентрации производят, исходя из соотношения между объемами растворов. 39
Пример 1. На нейтрализацию 25мл раствора кислоты израсходовано 10 мл 0,2Н раствора щелочи. Определите нормальную концентрацию кислоты. Решение. В соответствии с уравнением 1 V1 ⋅ C кислоты = V2 ⋅ C ( NaOH ) Z 1 V ( NaOH ) ⋅ C ( NaOH ) 10мл ⋅ 0, 2моль / л C кислоты = = = 0, 008моль / л Z V(кислоты) 25мл или 0,008Н раствора кислоты. Титр раствора (Т).
Этот способ выражения концентрации часто используется в количественном анализе. Титр раствора соответствует числу граммов вещества в одном миллилитре раствора. 1 1 C x ⋅ M x Z Z г / мл T= 1000 Мольная доля (N).
N% =
n1 ⋅ 100 n1 + n 2
n1 – число молей растворенного вещества; n2 – число молей растворителя.
Моляльная концентрация (Cm)
Определяется числом молей ν(x) растворенного вещества в 1000г. растворителя. Диагональная схема расчетов. («Правило креста»).
Применяется для приготовления растворов приближенной концентрации. 40
Пример. Приготовить 30%-ный раствор серной кислоты, смешивая 82 и 17%-ный растворы серной кислоты. В каких отношениях нужно смешивать массы растворов? Решение. Расчет нужно проводить по диагональной схеме. В верхнем левом углу квадрата ставим наибольшую концентрацию – 82, в левом нижнем углу – наименьшую концентрацию – 17, в центре – заданную концентрацию – 30. Вычтем по диагоналям из больших чисел меньшие и получим: 82 13(частей)
Следовательно, чтобы получить 30%-ный раствор
30
17 52(части) серной кислоты, надо смешать 13 единиц массы 82%-ного раствора серной кислоты с 52 единицами массы 17%-ного раствора. Пример. Сколько воды надо влить в 100 мл. 40%-ного раствора азотной кислоты (ρ = 1,247), чтобы получить 15%-ный раствор. Решение. 40
15 124, 7 Масса 100 мл. исходной кислоты: m = v·ρ = 1.247·100
15 0 = 124,7 г.
25
x
Составляем пропорцию: 15 частей соответствуют – 124,7 г., 25 частей соответствуют – x г. 25 ⋅ 124, 7 = 207,8г т.е., 207,8 г. воды необходимо добавить к 100 мл. 15 40%-ного раствора азотной кислоты с ρ = 1,247, чтобы получить 15%-ный раствор. x=
41
Определение концентрации раствора по его относительной плотности.
Плотность растворов измеряется в кг/м3, г/см3, она зависит от их концентрации и от температуры. Для растворов многих веществ составлены таблицы относительной плотности, т.е. плотности раствора при 200С, отнесенной к плотности воды при 40С (1,000 г/см3). Зная относительную плотность раствора можно по справочным данным рассчитать его концентрацию. Для технических целей относительную плотность определяют ареометром. Ареометр представляет собой пустотелый стеклянный поплавок. В верхней части его находится шкала, в нижней – груз, благодаря которому ареометр, погруженный в жидкость, поддерживается в вертикальном положении. В сухой узкий цилиндр емкостью 100-250 мл. наливают испытуемый раствор и погружают сухой, чистый ареометр так, чтобы он не касался стенок сосуда. По нижнему мениску отмечают деление шкалы, совпадающее с уровнем жидкости в цилиндре с точностью ± 0,003. Допустим, что показание ареометра соответствует относительной плотности 1,124, но в таблице данная величина отсутствует. Тогда выбирают близкие ей величины, а процентную концентрацию раствора находят методом интерполяции (определение промежуточной величины по двум известным крайним). Для этого проводят следующие расчеты. Пользуясь таблицей, определяют процентное содержание кислоты, соответствующее найденной плотности. Из таблицы выписывают два близких значения. Относительная плотность Концентрация % 1,120 17,01 1,130 18,31 Находят разность величин относительных плотностей и концентраций по табличным данным: 1,120 18,31% 1,130 17,01% 0,010 1,30% Находят разность между величиной, определенной ареометром и меньшей табличной: 1,124 – 1,120 = 0,004 Составляют пропорцию: 0,01 1,30·0,004 1,30% Х= = 0,52% 0,004 – х 0,010 Найденное число прибавить к меньшей величине концентрации, взятой из таблицы: 42
17,4 + 0,52 = 17,53 Следовательно, концентрация раствора, определенная по относительной плотности составляет 17,53%. 6.2 Контрольные вопросы и задачи Что называется концентрацией раствора? Какие существуют способы выражения концентрации раствора? Что такое нормальность и молярность раствора? Вычислите процентную, молярную, нормальную, моляльную концентрацию и титр раствора фосфорной кислоты, полученного при растворении 18 г. кислоты в 282 см3 воды, если плотность его 1,031 г/см3. Чему равен титр этого раствора? Какой объем 96%-ной серной кислоты, плотность которой 1,84 г/см3, потребуется для приготовления 3л 0,4Н раствора. Ответ: 33,32 см3 На нейтрализацию 50 см3 раствора кислоты израсходовано 25 см3 0,5Н раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты? Ответ: 0,25Н К 1 л. 10%-ного раствора КОН (плотность 1,092г/см3) прибавили 0,5 л. 5%ного раствора КОН (плотность 1,045 г/см3). Объем смеси довели до 2 литров. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора. Ответ:1,2М Вычислите молярную и нормальную концентрацию 20%-ного раствора хлорида кальция, плотность которого 1,178 г/см3. Ответ: 2,1М; 4,2Н Вычислите титр, молярность и нормальность раствора, в 200 мл. которого содержится 4,44 г. хлорида кальция. Ответ: Т = 2,22·10-2 г/мл; С(CaCl2) = 0,2 моль/л; 1 C( CaCl2 ) = 0, 4моль / л . Z Плотность 20%-ного раствора сульфата магния составляет 1,122 г/мл. Вычислите: молярную, моляльную, нормальную концентрацию и титр раствора. Ответ: 2,07 моль/л; 1,864 моль/л; 3,73 моль/л; 0,2244 г/мл. Плотность 1,4М раствора серной кислоты составляет 1,085 г/мл. Вычислите: титр раствора, массовую долю, молярность раствора. Ответ: 0.1373 г/мл; 12,65%; 1,47 моль/л.
43
6.3 Экспериментальная часть Цель работы: ознакомиться с основными способами выражения концентрации растворов, научиться рассчитывать и готовить растворы заданной концентрации. Реактивы и оборудование: раствор серной кислоты с ρ = 1,200 г/см3; дистилированная вода; фенолфталеин; титрованный раствор щелочи; мерная колба на 200 мл.; мерный стакан; бюретка; пипетки на 10 мл.; колбы для титрования. Задание: Приготовить раствор серной кислоты объемом 200 мл с 1 C ( H 2 SO4 ) = 0,1моль / л из раствора серной кислоты с ω(H2SO4) = 28% и Z ρ = 1,200 г/см3. Установить молярную концентрацию эквивалента приготовленного раствора серной кислоты по титрованному раствору гидроксида натрия. Вычисление. Рассчитаем массу серной кислоты, необходимую для приготовления раствора: 1 1 m(H 2SO 4 ) = C H 2SO 4 ⋅ M H 2SO 4 ⋅ V ( р − ра ) = Z Z = 0,1моль / л ⋅ 49г / моль ⋅ 0, 2л = 0,98г Рассчитаем массу 28%-ного раствора серной кислоты, в которой будет содержаться 0,98 г. серной кислоты: m(р − ра) =
m ( H 2SO 4 ) ⋅ 100% 28%
=
0,98 ⋅ 100 = 3,5г. 28
Так как концентрированные кислоты не взвешиваются, сделаем пересчет на объем по формуле:
V(р − ра) =
m ( H 2SO 4 ) ρ ( H 2SO 4 )
=
3,5г = 2.9мл 1, 200г / см 3
Эту часть расчетов можно выполнить по формуле:
44
m(x) ; откуда ρ(x) ⋅ v(x) 100% ⋅ m(H 2SO 4 ) 100 ⋅ 0,98 = = 2,9мл V ( H 2SO 4 ) = ρ(H 2SO 4 ) ⋅ ν(H 2SO 4 ) 1, 200 ⋅ 28
ω%(x) =
Приготовление раствора. В мерную колбу налить 2/3 объема дистиллированной воды, поместить туда рассчитанный объем 28%-ного раствора серной кислоты и довести объем раствора до метки дистиллированной водой. Приготовленный раствор кислоты из мерной колбы перелить в стакан. Бюретку заполнить титрованным раствором едкого натра, заполнить кончик бюретки (чтобы не было пузырьков воздуха), долить раствор до нулевой отметки (смотрите по нижнему мениску). В стакан (колбу) для титрования отмерить пипеткой Мора на 10 мл. приготовленный раствор серной кислоты, добавить туда 2-3 капли фенолфталеина и оттитровать раствором щелочи до появления бледнорозовой окраски от одной лишней капли щелочи. Провести три титрования и для расчета взять средний объем:
V1 ( NaOH ) = x1мл V2 ( NaOH ) = x 2 мл V3 ( NaOH ) = x 3мл
Vср =
x1 + x 2 + x 3 3
1 V ( NaOH ) ⋅ C ( NaOH ) C H 2SO 4 = моль / л 2 V H SO ( ) 2 4 6.4 Литература, рекомендуемая для изучения темы Глинка Н.А. Общая химия. – Л.: Химия, 1977, – С.213-216. Глинка Н.А. Задачи и упражнения по общей химии. – Л., Химия: 1984, – С.103-112. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. – М.: Высшая школа, 1876, – С.28-39. Коршунов Б.Г. Задачник по общей химии для металлургов. – М.: Высшая школа, 1977, – С.116-123.
45
7 рН – растворов и гидролиз солей
Цель работы: приобретение навыков определения реакций среды и расчета рН водных растворов различных веществ. Изучение реакций гидролиза солей различных типов, совмещение гидролитического равновесия. 7.1 Теоретическая часть Химически чистая вода, являясь весьма слабым электролитом, в очень малой степени распадается на ионы гидроксония и гидроксид-ионы:
H O 2
H + + OH- или точнее 2H O 2
H O + + OH 3
Константа диссоциации воды при 220С равна: (H + ) Ч(OH- ) КД = = 1,8Ч10-16 H O 2 Молярная концентрация воды (Н2О) составляет: 1000 : 18 = 55,56 моль/л Так как концентрация мало меняется при диссоциации и при растворении в воде малых количеств электролитов, концентрацию воды можно считать постоянной величиной и включить в константу: KH2O = (H2O)·KД = (H+)·(OH-) = 1,8·10-16·55,56 = 1·10-14 Для воды и ее растворов произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов – величина постоянная при 220С составляет 10-14. Концентрация ионов Н+ и ОН- в нейтральном растворе равны между собой при 220С: (H+)·(OH-) =1·10-14 = 10-7 моль/л Однако при добавлении к воде кислоты или щелочи ионное равновесие будет смещаться влево. Для кислых растворов (H+) > 10-7, для щелочных (H+) < 10-7, а для нейтральных (H+) = 10-7. Количественно характер среды раствора определяется водородным показателем рН, который равен десятичному логарифму, взятым с обратным знаком (Зёренсен, 1909 г.) концентрации ионов водорода: РН = -lg(H+) Для нейтральных растворов рН равен 7, кислых – меньше 7, щелочных – больше 7. 46
Подобно водородному показателю, можно использовать для характеристики среды показатель рОН, который равен десятичному логарифму, взятым с обратным знаком концентрации гидроксид-ионов: РОН = -lg(ОН-) Исходя из ионного произведения воды и водных растворов рН или рОН будет изменяться в пределах 1-14. Характер среды растворов определяют с помощью кислотно-основных индикаторов, которые меняют свой цвет в зависимости от концентрации ионов водорода или гидроксид-ионов. К индикаторам относят: лакмус, фенолфталеин, метилоранж и др. Индикаторы, имеющие различную окраску в кислотной и щелочной средах, называются двухцветными (лакмус, метилоранж). Индикаторы, имеющие различную окраску в кислой и щелочной средах, называются двухцветными (лакмус, метилоранж). Индикаторы, имеющие окраску тольк в одной из сред и остающиеся в другой бесцветными (фенолфталеин). Индикаторы – сложные органические вещества со свойствами либо слабой кислоты, либо слабого основания (гидроксида). Выражая условно состав индикатора формулами НInd и IndOH (где Ind – сложный ион-анион или катион), можно для них, написать соответствующее уравнение диссоциации: HInd
H + + Ind - ;
IndOH
Ind + + OH-
Недиссоциированные молекулы индикатора по окраске отличаются от окраски его ионов. Увеличение или уменьшение концентрации ионов водорода, сдвигает равновесие диссоциации индикатора, вследствие чего меняется окраска раствора. Например, смещение равновесия диссоциации фенолфталеина в растворе:
HInd бесцветный
H + + Ind малиновый
от прибавления кислоты произойдет смещение влево, т.е. в сторону молекул индикатора вследствие увеличения концентрации ионов водорода. А прибавление щелочи (ОН—ионов) происходит связывание ионов водорода и смещение равновесия вправо – в сторону увеличения концентрации ионов индикатора (Ind-), окрашенных в малиновый цвет. Изменение окраски индикатора при постепенном изменении рН раствора происходит постепенно, но всегда в пределах определенного узкого интервала значений рН. Например, лакмус при рН = 5,0 имеет 47
красную окраску, не изменяющуюся от дальнейшего увеличения концентрации Н+-ионов; при рН = 8,0 он имеет синюю окраску, сохраняющуюся при уменьшении концентрации Н+-ионов. В интервале рН 5,0 – 8,0 происходит постепенный переход окраски лакмуса их красной в синюю. Этот промежуток рН 5,0 – 8,0 называется областью перехода или интервалом перехода индикатора. У каждого индикатора своя область перехода. Более точно рН раствора (0,001%) можно определить при помощи – рН-метра (потенциометра). Изменение характера среды раствора происходит не только при добавлении к воде кислоты или щелочи, но и при растворении некоторых солей, ионы которых при взаимодействии с ионами воды приводят к образованию слабого электролита. Данное явление называется гидролизом. Суть этого явления в следующем. Соли в растворенном состоянии диссоциируют на ионы. Один из видов этих ионов (катион или анион) вступает во взаимодействие с водой, преимущественно связывая либо катион Н+ либо анион ОН-. Поэтому равновесие диссоциации самой воды смещается вправо. H 2 O H + + OH - . При этом в растворе накапливаются продукты кислотного или щелочного характера, что ведет к изменению рН – среды. Процесс гидролиза является обратным реакции нейтрализации. При гидролизе реакция среды зависит от характера соли. Различают гидролиз соли по 1) катиону (катион от слабого основания); 2) аниону (анион из слабой кислоты); 3) катионы и аниону (оба от слабых электролитов). В последнем случае гидролиз соли происходит наиболее сильно. Соли, образованные многозарядным катионом или многозарядным анионом, подвергаются гидролизу ступенчато с образованием малодиссоциированных гидроксокатионов или гидроксоанионов. При комнатной температуре, в основном, гидролиз протекает до первой ступени. Рассмотрим важнейшие случаи гидролиза. Гидролиз по катиону А) Катион однозарядный: NH 4 Br = NH 4+ + Br 2NH +4 + HOH
NH 4 OH + H + ; NH 4 Br + HOH
NH 4 OH + HBr
Б) Катион многозарядный: CuSO4 = Cu2+ + SO42Cu 2+ + HOH CuOH + + H + (I ступень гидролиза) 2CuSO 4 + 2HOH (CuOH)2 SO4 + H 2SO 4 48
Гидролиз по катиону приводит к связыванию гидроксид-ионов воды, и накоплению ионов водорода, среда кислая рН<7. Гидролиз по аниону: А) анион однозарядный: KCN = K + + CN - ; CN - + HOH KCN + HOH HCN + KOH
HCN + OH -
Б) анион многозарядный: K3PO4 = 3K+ + PO43PO3-4 + HOH HPO 2(I ступень гидролиза) 4 + OH
K 3 PO 4 + HOH K 2 HPO 4 + KOH Гидролиз по аниону приводит к связыванию ионов водорода от воды и накоплению ионов ОН-, среда щелочная, рН>7. Гидролиз по катионы и аниону. Данный тип гидролиза возникает при смешивании солей слабого основания и слабой кислоты: 2AlCl3 + 2K2S + 6HOH = 2Al(OH)3 + H2S + 6KCl Соли, гидролизирующиеся и по катиону и по аниону, в растворе, как правило, не существуют, т.к. они полностью разлагаются водой с образованием слабого основания и слабой кислоты. Полнота гидролиза характеризуется степенью гидролиза (h) – отношением числа молей соли, подвергающихся гидролизу к общему числу молей соли в растворе:
h=
число гидролизованных молей соли общее числорастворенных молей соли
Степень гидролиза зависит от температуры (увеличивается с увеличением температуры), от концентрации растворенной соли (h увеличивается с уменьшением концентрации). 7.2 Контрольные вопросы Что такое рН? Может ли в водном растворе концентрация ионов Н+ или гидроксид-ионов ОН- равняться нулю? Какие из перечисленных солей не подвергаются гидролизу и почему: K2PO3, Al2(SO4)3, KNO3, CaCO3,Cr2S3?
49
В какую сторону сместится равновесие гидролиза фосфата натрия, если к раствору добавить щелочь? Какое вещество выпадет в осадок при смешении водных растворов карбоната калия и сульфата алюминия? Какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу ступенчато: KBr, K2CO3, CuSO4? Почему для приготовления водного раствора хлорида цинка его подкисляют соляной кислотой? К раствору с рН 6 добавили щелочь, что изменило концентрацию ионов водорода в 100 раз. Вычислите концентрацию ионов Н+ и ОН- полученного раствора и значение рН. 7.3 Экспериментальная часть Опыт 1. Определение характера среды в растворах солей с помощью универсального индикатора. В 4 пробирки возьмите по 4-5 капель растворов солей: нитрата аммония, сульфата натрия, хлорида натрия и карбоната натрия. К содержимым пробирок добавьте 2-3 капли универсального индикатора и встряхните каждую пробирку. Сравните окраску растворов солей с цветной шкалой. Чему равны рН каждых растворов? Какие соли подвергаются гидролизу? Напишите схемы уравнений реакций гидролиза взятых солей в молекулярной и ионной формах. Опыт 2. Исследование продуктов гидролиза. В пробирку внесите 5-6 капель раствора хлорида железа (III) и добавьте 23 капли лакмуса. Пробирку встряхните. Напишите схему уравнения реакции гидролиза FeCl3 по первой ступени и определите рН. После этого внесите одну стружку магния. Что наблюдается? Какой газ выделяется? Дайте объяснение. Чему равен рН раствора? Опыт 3. Полный (необратимый гидролиз) солей. В две пробирки внесите 5-6капель раствора хлорида алюминия. В одну пробирку добавить такой же объем сульфата аммония (натрия), в другую – раствора карбоната натрия. Что наблюдается? Какие газы выделяются? Напишите схемы уравнений реакций, которые привели к образованию в обоих пробирках гидроксида алюминия. Почему не получилось сульфида и карбоната алюминия? Чему равен рН в обоих пробирках? Опыт 4. Факторы, влияющие на степень гидролиза. А) Влияние силы кислоты и основания, образующих соль на степень её гидролиза. В две пробирки налейте по 1,0 мл. дистиллированной воды. В одну пробирку внесите несколько кристалликов (5-6) сульфита натрия, в другую – такое де количество кристаллов карбоната натрия. В каждую пробирку добавьте по 1-й капле фенолфталеина. Что наблюдается? Напишите ионные уравнения гидролиза сульфита натрия и карбоната натрия (по первой ступени). В растворе какой соли окраска более интенсивная? В каком растворе концентрация ионов ОН- более высокая? Степень гидролиза какой соли больше и почему? 50
Б) Влияние температуры на степень гидролиза соли. В пробирку внесите 5-6 капель ацетата натрия и такое же количество хлорида железа (III). Можно ли обнаружить внешние признаки протекания реакции? Содержимое пробирки нагрейте до кипения. Что наблюдается? Составьте схему уравнения реакции образования ацетата железа (III) и его гидролиза в молекулярном и ионном формах. Опыт 5. Сдвиг равновесия гидролиза. (Внимание! Опыт проводится преподавателем) В пробирку вносим 5-6 капель раствора нитрата висмута и по каплям добавляем дистиллированную воду до образования мути. Составляем уравнение реакции гидролиза с образованием основной соли висмута. Что произойдет с разбавлением, если добавить еще несколько капель воды? К образующемуся в пробирке осадку прибавим несколько капель концентрированной азотной кислоты. Что происходит с осадком? В какую сторону смещается равновесие при добавлении кислоты? 7.4 Литература, рекомендуемая для изучения темы Васильев З.Г. и др. Лабораторные работы по общей и неорганической химии. – М.: Химия, 1985, − С.100-110. Гольдбрайх З.Е. Практикум по неорганической химии – М.: Высшая школа, 1986, − С.28-29. Павлов Н.Н., Петров С.В. Практикум по общей неорганической химии – М.: Высшая школа, 1986, − С.92-95. Практикум по неорганической химии. /Под ред. Спицына П.И. – М.: изд. Московского университета, 1976, − С.70-71.
51
8 Жесткость воды и методы ее устранения 8.1 Теоретическая часть В природе чистая вода не встречается. Она содержит примеси какихлибо веществ. Взаимодействуя с солями, содержащимися в земной коре, она приобретает определенную жесткость.
CaCO3 + CO 2 + H 2 O CaCO3 ЧMgCO3 + 2CO 2 + 2H 2 O
Ca ( HCO3 )2
Mg ( HCO3 )2 + Ca ( HCO3 )2
Жесткость воды определяется содержанием в воде ионов Ca+2 и Mg+2. Если концентрация этих ионов велика, то воду называют жесткой, если мала – мягкой. Суммарная кальциевая (обусловленная Ca+2) и магниевая (обусловленная Mg+2) называется общей жесткостью. Наличие в воде ионов кальция и магния придают ей особые свойства. Жесткая вода непригодна для многих технических целей, так как она образует накипь, уменьшая этим теплопроводность, приводя к перегреву металла и его коррозии. Жесткая вода увеличивает расход мыла при стирке, т.к. ионы кальция и магния образуют нерастворимые осадки с анионами жирных кислот, которые входят в состав мыла. 2C17 H 35 COONa + CaCl2 →↓ Ca ( C17 H 35 COO )2 + 2NaCl В жесткой воде с трудом развариваются пищевые продукты. Сваренные овощи теряют вкусовые качества, чай плохо заваривается. По отношению к процессам умягчения жесткой воды различают: карбонатную или временную жесткость и некарбонатную или постоянную жесткость. Карбонатная обуславливается присутствием гидрокарбонатов кальция и магния. Ее можно устранить кипячением. Ca(HCO3 ) 2 Mg(HCO3 ) 2
+t° +t°
↓ CaCO3 + H 2 O + CO 2 ↑ ↓ Mg ( OH )2 + 2CO 2 ↑
HCO3− + 2HOH
H 2 CO3 + 2OH −
Mg +2 + 2OH − →↓ Mg ( OH )2 Процесс обратимый, т.к. при увеличении CO2 равновесие смещается в сторону увеличения жесткости. Наличие в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния: MgSO4, MgCl2, CaSO4, CaCl2, обуславливают ее постоянную жесткость. Эти соли не выпадают в осадок при кипячении. Жесткость воды определяется количеством ммоль – эквивалентов ионов кальция и магния в 1 л. воды. Это можно записать как 52
1 1 n Ca +2 или n Mg +2 , содержащихся в 1 литре воды, т.е. жесткость z z 1 1 воды это С Ca +2 в ммоль/л или С Mg +2 ммоль/л. z z 1 1 Ж общ = С Ca +2 + С Mg +2 ммоль / л z z Задача 1. Определите временную жесткость воды, если для её устранения на 1000 л. понадобилось прибавить 40 г. NaOH. Ж ( H2O) =
m ( NaOH ) ⋅ 1000
M ( NaOH ) ⋅ V ( H 2 O )
= 1ммоль / л
Согласно закону эквивалентов 1 1 n NaOH = n Ж z z Задача 2. Определите массу Ca(HCO3)2 содержащуюся в 1 м3 воды, временная жесткость которой равна 3 ммоль/л. 1 m ( Ca ( HCO3 )2 ) = Ж ( H 2 O ) ⋅ M Ca ( HCO3 )2 ⋅ V ( H 2 O ) = z = 0, 003моль / л ⋅ 81г / моль ⋅ 1000л = 243г По степени жесткости природная вода бывает: мягкая, если солей жесткости меньше 4 ммоль/л; средней жесткости – от 4 до 8 ммоль/л; жесткая – 8-12 ммоль/л; очень жесткая – выше 12 ммоль/л. Для питья пригодна вода с общей жесткостью не выше 14 – 15 ммоль/л. Разработаны различные способы устранения жесткости – умягчения воды. Многие из них основаны на осаждении ионов кальция и магния. Это достигается обработкой воды различными химическими веществами. К ним относятся: сода, гашеная известь, фосфат натрия и др. Для устранения временной жесткости методом осаждения используют известковый, натронный и содовый способы:
53
а)
Ca ( HCO3 )2 + Ca ( OH )2 → 2CaCO3 ↓ +2H 2 O Mg ( HCO3 )2 + 2Ca ( OH )2 → Mg ( OH )2 ↓ +2CaCO3 ↓ +2H 2 O
б)
Ca ( HCO3 )2 + 2NaOH → CaCO3 ↓ + Na 2 CO3 + 2H 2 O Mg ( HCO3 )2 + 4NaOH → Mg ( OH )2 ↓ +2Na 2 CO3 + 2H 2 O
в)
Ca ( HCO3 )2 + Na 2 СO3 = CaCO3 ↓ +2NaHCO3 Mg ( HCO3 )2 + Na 2 СO3 = MgCO3 ↓ +2NaHCO3
Для устранения постоянной жесткости используют содовый и фосфатный методы: CaSO4 + Na 2 CO3 = CaCO3 ↓ + Na 2SO 4 3MgSO 4 + 2Na 3 PO 4 = Mg 3 ( PO 4 )2 ↓ +3Na 2SO 4 Для очистки воды широко используют иониты. Иониты – неплавкие и нерастворимые или малорастворимые вещества, содержащие в своей структуре функциональные группы кислотного и основного характера, способные обмениваться на ионы веществ, растворимых в воде. Чаще всего иониты представляют собой твердые высокомолекулярные поликислоты и полиоснования или их соли. В зависимости от характера ионита они обмениваются катионами (катиониты) или анионами (аниониты). При пропускании воды через катионит (HKt) ионы Ca+2 и Mg+2 обмениваются на ионы водорода и вода становится кислой
CaSO 4 + 2HKt
Ca ( Kt )2 + H 2SO 4
Такую воду нельзя применять для технических целей, так как в ней будут разрушаться трубы, металлическая арматура. Поэтому эту воду пропускают через анионит: H 2SO 4 + 2AnOH → ( An )2 SO 4 + 2H 2 O и получают обессоленную, практически нейтральную воду. 8.2 Контрольные вопросы и задачи Наличие каких солей обуславливает временную и постоянную жесткость воды? Какими химическими реагентами можно устранить временную и постоянную жесткость воды? Почему жесткость воды называется временной? В чем заключается ионообменный способ устранения жесткости воды? 54
В 2 л. воды содержится 4 ммоль Ca(HCl3)2 и 2 ммоль MgCl2. Какова жесткость воды? Как влияет повышение температуры на карбонатную жесткость воды? Что произойдет с временной жесткостью воды при повышении концентрации СО2 в ней? Рассчитайте временную жесткость воды, если на титрование 100 мл. её пошло 3 мл. 0,1Н раствора HCl? Определите массу соды, необходимую для смягчения 100 л. воды с жесткостью 6 ммоль. 1 л. природной воды содержит 0,30 г. MgSO4. Чему равна жесткость такой воды? На устранение жесткости 400 л. воды пошло 53 г. Na2CO3. Найдите жесткость воды. Установлено, что 2 л. воды содержат 162,08 мг. гидрокарбоната кальция и 73,16 мг гидрокарбоната магния. Какова жесткость такой воды? Сколько негашеной извести, содержащей 10% примесей, необходимо взять для снижения жесткости в 1м3 воды с 10 до 4 ммоль/л. Жесткость воды достигает 8 ммоль/л. Для умягчения такой воды можно использовать золу подсолнечника, в которой содержится около 20% К2СО3. Рассчитайте массу золы, которую нужно израсходовать, чтобы устранить жесткость в 50 л. такой воды. 8.3 Экспериментальная часть Цель работы: Изучить основные способы определения карбонатной и некарбонатной жесткости воды и методы её устранения. Задание 1. Определение карбонатной жесткости воды Оборудование и реактивы. Бюретка для титрования, мерный цилиндр на 100 мл, коническая колба для титрования, водопроводная вода, индикатор – метилоранж, раствор соляной кислоты с C(HCl) = 0,1 моль/л. Мерным цилиндром отмерьте 100 мл. водопроводной воды и перенесите в коническую колбу для титрования. Прибавьте в колбу 2-3 капли индикатора – метилоранжа. Содержимое колбы оттитруйте из бюретки раствором соляной кислоты с известной концентрацией до изменения окраски из желтой в оранжевую. Титрование повторите 3 раза. Для расчета возьмите среднее значение.
55
V1 ( HCl ) = V2 ( HCl ) =
Vср =
V3 ( HCl ) = Ж ( H2O ) =
V1 + V2 + V3 = 3
V ( HCl ) ⋅ C ( HCl ) ⋅ 1000 V ( H2O)
ммоль / л
Задание 2. Определение общей жесткости воды методом комплекснометрического титрования
Оборудование и реактивы. Бюретка для титрования, 3 конические колбы на 250 мл., цилиндры на 100 мл. и 10 мл., раствор буферной смеси, индикатор – эриохром черный Т, раствор ЭДТА. Метод основан на способности ионов Са+2 и Mg+2 и других катионов образовывать довольно прочные внутри комплексные соединения с динатриевой солью этилендиаминтетрауксусной кислоты – ЭДТА; сокращенная формула Na2H2R, техническое название – «трилон Б» или «комплексон III». Жесткость воды определяется при рН = 9. Ионы Cu+2, Zn+2, Mu+2 необходимо отделять или связывать другими веществами (Na2S) в более прочные соединения, чем с ЭДТА. Для поддержания необходимого значения рН и связывания образующихся ионов, реакцию проводят присутствии аммиачного буферного раствора: H++NH4OH→NH4++H2O, что способствует более полному связыванию ионов Ca+2, Mg+2. Для определения конца реакции при комплксонометрическом титровании применяют металлоиндикаторы (H2Ind), которые образуют с ионами металлов окрашенные комплексные соединения: H 2 Ind + Me +2 → MeInd + 2H + синий
сине − красный
Они менее прочны, чем комплексные соединения ионов металлов с ЭДТА. Поэтому при титровании раствором ЭДТА вблизи точки эквивалентности комплексные соединения металлов с индикаторами разрушаются, ионы металла связываются с ЭДТА, а индикатор переходит в исходное состояние:
56
MeInd + ЭДТА → Na [ MeR ] + H 2 Ind винно − красный (фиолетово − красный
б / цветный синий
В точке эквивалентности происходит переход из винно-красной в синюю окраску. В качестве индикатора при определении общей жесткости воды обычно используют эриохром черный Т. В 2-3 конические колбы, емкостью 250 мл., отмерьте по 100 мл. анализируемой воды, добавьте 5-7 мл. буферной смеси, около 0,1 г. индикатора, перемешайте. Заполните бюретку рабочим раствором ЭДТА до нулевого деления. Оттитруйте все пробы раствором ЭДТА по перехода окраски из виннокрасной в синюю (перед каждым титрованием бюретку заполнять до 0). Титрование считается законченным, если получено не менее двух близких результатов. Результаты титрования запишите: V1 ( ЭДТА ) = V2 ( ЭДТА ) = V3 ( ЭДТА ) =
Vср ( ЭДТА ) =
V1 + V2 + V3 = 3
1 V ( ЭДТА ) ⋅ C ЭДТА ⋅ 1000 2 Ж ( H2O ) = ммоль / л V ( H2O ) Результаты своего анализа, а также данные всех определений в подгруппе запишите в таблицу и рассчитайте среднее значение жесткости воды: Таблица 4 N п/п Жесткость Среднее значение Жобщ Среднее значение: Жобщ =
57
n
Ж общ =
∑Ж n =1
общ
n
n
где ∑ − Ж общ 1 + Ж общ 2 + ... + Ж общ n n =1
n − число определений Задание 3. Рассчитайте массу гашеной извести, необходимой для смягчения 100 мл. воды, жесткость которой установлена в первом задании 8.4 Литература, рекомендуемая для изучения темы Глинка Н.А. Общая химия, − Л.: Химия, 1980, − С.616-619 Глинка Н.А. Задачи и упражнения по общей химии, − Л.: Химия, 1984, − С.232-236 Спицин В.И. Практикум по неорганической химии, − М.:Московский университет, 1976, − С.183-185 Романцева Л.М., Лешинская З.Л., Суханова В.А. Сборник задач и упражнений по общей химии, − М.: 1980, − С.108-111
58
Список использованных источников
Воскресенский П.И. Техника лабораторных работ. – Изд-во «Химия», Ленинградское отд., 9е изд., 1970., − С.716. Коровин Н.В., Масленникова Т.Н., Гуськова Л.Г. и др. Курс общей химии: Учебник для студентов вузов, – М.: Высшая школа, 1990, - С.257. Лидин Р.А. и др. Задачи по неорганической химии: Учебное пособие для химико-технологических вузов, – М.: Высшая школа, 1990, - С.196. Любимова Н.Б. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии: Учебное пособие для нехимических специальностей вузов, – М.: Высшая школа, 1990, - С.123. Ахметов Н.С. Общая неорганическая химия, – М.: Высшая школа, 1998 – С.197-212. Зайцев О.С. Общая химия, – М.: Высшая школа, 1983 – С.55. Лучинский Г.П. Введение в общую химию, – М.: Высшая школа, 1980 – С.131. Васильева З.Г., Грановская А.А., Макарычева Е.П., Таперова А.А., Фриденберг Е.Э., Лабораторный практикум по общей химии, − М.: Химия, 1971 - С.89. Глинка Н.А., Общая химия, – Л.: Химия, 1976 – С.727. Карапетьянц М.Х., Введение в теорию химических процессов, − М.: Высшая школа, 1970 – С.280. Некрасов Б.В., Учебник общей химии, − М.: Химия, 1982 – С.412. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. – М.: Высшая школа, 1876, – С.28-39. Коршунов Б.Г. Задачник по общей химии для металлургов. – М.: Высшая школа, 1977, – С.116-123. Павлов Н.Н., Петров С.В. Практикум по общей неорганической химии – М.: Высшая школа, 1986, − С.92-95. Практикум по неорганической химии.//Под ред. Спицына П.И. – М.: изд. Московского университета, 1976, − С.70-71. Спицин В.И. Практикум по неорганической химии, − М.:Московский университет, 1976, − С.183-185 Романцева Л.М., Лешинская З.Л., Суханова В.А. Сборник задач и упражнений по общей химии, − М.: 1980, − С.108-111
59