Бюретки применяют для измерения точных объемов при титровании и т.д.

Объемные бюретки - это стеклянные трубки с несколько оттянутым нижним концом или снабженным краном. На наружной стенке по всей длине бюретки нанесена градуировка, цена большого деления равна 1 мл или 1см³, а цена самого маленького деления - 0,1мл. К оттянутому концу бескрановой пипетки с помощью резиновой трубки, в которую закладывают стеклянную бусинку, присоединяют пипетку. Бюретку заполняют жидкостью через воронку. Затем открывают кран или зажим, чтобы заполнить раствором пипетку. При этом уровень жидкости в бюретке устанавливают несколько выше нулевого деления шкалы бюретки, и осторожно приоткрывая зажим, устанавливают уровень жидкости (нижний край мениска) на нулевое деление. Каждое титрование следует начинать только после установления уровня раствора в бюретке на нулевое деление (на нуле).

Для менее точного измерения объемов жидкости используют цилиндры и мензурки (рис.2).



Рис. 2. Мерные цилиндры и мензурка.

Рис. 3. Ареометр и отсчет по его шкале

Таблица 1 Плотность и процентное содержание растворов хлорида натрия

Концентрация, %	Плотность · 10-3, кг/м3, при температуре	Концентрация, %	Плотность ·10-3, кг/м3, при температуре
	100С	200С		100С	200С
1	1,0071	1,0053	14	1,1049	1,1008
2	1,0144	1,0125	15	1,1127	1,1065
3	1,0218	1,0196	16	1,1206	1,1162
4	1,0292	1,0268	17	1,1285	1,1241
5	1,0366	1,0340	18	1,1364	1,1319
6	1,0441	1,0413	19	1,1445	1,1398
7	1,0516	1,0486	20	1,1525	1,1478
8	1,0591	1,0559	21	1,1607	1,1559
9	1,0666	1,0633	22	1,1689	1,1639
10	1,0742	1,0707	23	1,1772	1,1722
11	1,0819	1,0782	24	1,1856	1,1804
12	1,0895	1,0857	25	1,1940	1,1888
13	1,0972	1,0933	26	1,2025	1,1972



Вопросы к защите работы

Дайте определение концентраций?

Как определить, что раствор приготовлен правильно?

Ш Учебная литература: /1/, с.216-217; /2/, с.40-42; /3/, с. 85-86.



Лабораторная работа № 6.

Проведение необратимых и обратимых ионообменных реакций в водных растворах. Изучение влияния условий взаимодействия на состояние равновесия в ионообменных реакциях

Цель работы -рассмотреть реакции ионного обмена, идущие «до конца»; смещение химического равновесия в обратимых реакциях.

Задание по работе. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакций.

Наблюдайте (в опыте 1) изменения окраски индикатора по сравнению с контрольной пробиркой. Объясните, как смещается равновесие диссоциации кислоты при добавлении к ней ацетата натрия

Наблюдайте (в опыте 2)изменение окраски индикатора по сравнению с контрольной пробиркой. Как смещается равновесие в этом растворе при добавлении к нему хлорида аммония? Почему при этом окраска фенолфталеина бледнеет?

Почему равновесие смещается в сторону образования воды (опыт 2) при участии в реакции нейтрализации молекул слабого электролита, уксусной кислоты? Сравните константы диссоциации воды и уксусной кислоты.

В каких случаях (опыт 3) осадки растворились только в щелочи или только в кислоте, и какие осадки растворились как в щелочи так в кислоте? Напишите уравнения соответствующих реакций. При этом следует учесть, что при растворении амфотерных гидроксидов в водных растворах щелочей образуются гидроксокомплексы.

Например, при растворении гидроксида цинка в избытке раствора гидроксида натрия образуется тетрагидроксоцинкат натрия:

Zn(OH)₂ + 2NaOH > Na₂[Zn(OH)₄].



Укажите кислотными, основными или амфотерными свойствами обладают

гидроксиды магния, алюминия, кремния, никеля и цинка? Составьте уравнения диссоциации (суммарные), полученных гидроксидов, без учета процессов гидратации.

Методические указания по выполнению работы

Опыт № 1. Смещение равновесия диссоциации слабых электролитов.

а) Влияние соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты.

В две пробирки внесите по 5 капель раствора уксусной кислоты СН₃СООН и по одной капле индикатора метилового оранжевого. Одну пробирку с уксусной кислотой оставьте в качестве контроля, а в другую внесите 3 капли ацетата натрия СН₃СООNa.

б) Влияние соли слабого основания на диссоциацию этого основания.

В две пробирки внесите по 5 капель раствора аммиака NН₃·Н₂О и по одной капли фенолфталеина (индикатор). Одну пробирку с раствором аммиака оставьте в качестве контроля, а в другую внесите 2-3 капли хлорида аммония NН₄Cl.

Опыт № 2. Направление обменных процессов в растворах электролитов.

а) Образование малорастворимых веществ.

В три пробирки внесите по 5 капель следующих растворов: в первую хлорид железа (ЙЙЙ) (FeCl₃) и едкий натрий NaOH, во вторую - силикат натрия Na₂SiO₃ и соляную кислоту (НСl), в третью - серную кислоту H₂SO₄ и хлорид бария BaCl₂. Наблюдайте выпадение осадков соответственно гидроксида железа (ЙЙЙ) Fe(OH)₃, метакремниевой кислоты Н₂SiO₃ и сульфата бария BaSO₄.



б) Реакции нейтрализации.

В две пробирки с 7 каплями раствора щелочи NaOH и 1 каплей индикатора фенолфталеина добавьте в первую - 7 капель соляной кислоты HCl, во вторую - 7 капель уксусной кислоты СН₃СООН до полного обесцвечивания раствора. В какой пробирке обесцвечивание наступает быстрее?

в) Образование летучих продуктов реакции.

В первую пробирку с раствором соды Na₂CO₃ (6 капель) добавьте 5 капель серной кислоты. Наблюдайте выделение углекислого газа СО₂.

Во вторую пробирку с сульфидом аммония (NH₄)₂S (6 капель) добавьте 5 капель соляной кислоты. Здесь ощущается запах сероводорода Н₂S.

Опыт №3. Характер диссоциации гидроксидов.

Поставьте в два ряда 10 пробирок. Затем в две пробирки №1 внесите по 2 капли 0,5 н раствора хлорида магния MgCl₂, №2 - нитрата алюминия Al(NO₃)₃, №3 - силиката натрия Na₂SiO₃, №4 - сульфата никеля (II) NiSO₄, №5 - сульфата цинка ZnSO₄.

В две пробирки №№ 1,2,4,5 по каплям добавляйте 2 н раствор гидроксида натрия NaOH до выпадения осадков гироксидов магния, алюминия, никеля и цинка. В две пробирки №3 добавляйте 2 н раствор хлороводородной кислоты НСlдо выпадения осадка гидроксида кремния (кремниевая кислота Н₂SiO₃). Напишите уравнения, протекающих реакций. Отметьте цвет выпавших осадков.

Определите химический характер гидроксидов. Для чего в левый ряд пробирок с осадками добавьте по 4 капли раствора гидроксида натрия NaOH, а в правый ряд - по 4 капли раствора хлороводородной кислоты НСl.

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работы

По способности проводить электрический ток в водном растворе или расплаве вещества делятся на электролиты и неэлектролиты. Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией.

Ионы - это атомы или группы атомов, несущие положительный или отрицательный заряд.

Диссоциация процесс обратимый и равновесный. Это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы - диссоциация и объединение ионов в молекулы - ассоциация. В растворе сильных электролитов преобладает процесс диссоциации и равновесие сильно смещено вправо, а в растворе слабых электролитов равновесие смещено влево, так как преобладает процесс ассоциации:

HNO₃ -H⁺ + NO₃^?; HNO₂ - H⁺ + NO₂^?.

В водных растворах одни электролиты полностью распадаются на ионы, другие - частично, т.е. часть молекул электролита остается в растворе в недиссоциированном виде.

Число (б), показывающее, какая часть молекул растворенного вещества распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации.

б = (n/N) ?100 [%],

где n - число молекул электролита, распавшихся на ионы;

N - общее число молекул электролита в растворе.

В зависимости от значения степени диссоциации электролиты делятся на сильные, слабые и электролиты средней силы.

Сильные электролиты - это электролиты, степень диссоциации которых в 0,1 М водном растворе больше 30 %.

Слабые электролиты - это электролиты, степень диссоциации которых в 0,1 М водном растворе меньше 3 %.

Электролиты, степень диссоциации которых лежит в пределах 3 - 30 % являются электролитами средней силы.

Для характеристики слабых электролитов применяют величину, называемую константой диссоциации.

В растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами, например:

СН₃СООН - Н⁺ + СН₃СОО^?.

Применив закон действия масс для этого химического равновесия, получим:

К_а = [Н⁺] · [ СН₃СОО^?] / [СН₃СООН].

Константу равновесия (К_а) в этом случае называют константой диссоциации. Константа диссоциации характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем больше значение константы диссоциации, тем сильнее электролит, тем легче электролит распадается на ионы, и тем больше ионов в его растворе.

Закон разбавления Оствальда осуществляет связь между степенью и константой диссоциации:

К_а= б²С_М / (1- б),

где С_М - молярная концентрация электролита, моль/л,

К_а - константа диссоциации кислоты.

Если степень диссоциации значительно меньше единицы, то при приближенных вычислениях можно принять, что 1 - б ~ 1. Тогда выражение закона разбавления упрощается: _____

К = б²С_М, откуда б = v К/С_М .

В растворах многоосновных кислот, а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются ступенчатые равновесия, отвечающие последовательным стадиям диссоциации. Так, диссоциация ортофосфорной кислоты протекает в три ступени:

I ст. Н₃РО₄ - Н⁺ + Н₂РО₄^-K₁ = 7,5•10^-5;

II ст. H₂PO₄^- - Н⁺ + НРО₄^2-K_II = 6,3•10^-8;

III ст. НРО₄^2- - Н⁺ + РО₄^3- K_III = 1,3•10^-12.

Каждой ступени соответствует определенное значение константы диссоциации. Поскольку К_I>> К_II>> К_III, то в наибольшей степени протекает диссоциация по первой ступени, а при переходе к каждой последующей ступени степень диссоциации резко уменьшается. Это объясняется тем, что энергия, которая необходима для отрыва иона Н⁺ или ОН^? от нейтральной молекулы кислоты или основания, минимальна. При диссоциации по следующей ступени энергия увеличивается, так как отрыв ионов происходит от противоположно заряженных частиц.

Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит изменение заряда ионов, называются ионообменными реакциями. Обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию малорастворимых или летучих веществ, молекул слабых электролитов. Сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. В таких уравнениях сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и соединения в газообразном состоянии записываются в молекулярной форме.

Например,

1. BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄v+ 2HCl (молекулярное уравнение).

Ba²⁺ + 2Cl^? + 2H⁺ + SO₄^2? = BaSO₄ + 2H⁺ + 2Cl^?,

( полное ионно-молекулярное уравнение).

Ba²⁺ + SO₄^2? = BaSO₄ (сокращенное ионно-молекулярное уравнение).

2. HCl + NaOH = NaCl + H₂O (слабый электролит),

H⁺ + Cl^? + Na⁺ + OH^? = Na⁺ + Cl^? + H₂O,

H⁺ + OH^? = H₂O.



Вопросы к защите работы

1. Приведите два примера реакций с образованием практически нерастворимых и малорастворимых солей. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

2. Приведите по одному примера реакций с образованием практически нерастворимых и малорастворимых кислот и оснований. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

3. Приведите два примера реакций с образованием газообразных малорастворимых в воде веществ. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

4. Приведите три примера реакций с образованием слабых электролитов. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

5. Приведите по одному примеру реакций перевода кислой и основной соли в нормальные (средние) соли. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

6. Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций амфотерного гидроксида хрома с серной кислотой и с раствором гидроксида калия.

7. Объясните и подтвердите расчетом, почему сульфид цинка взаимодействует с соляной кислотой (напишите уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде), а сульфид кадмия не взаимодействует.

Ш Учебная литература: /1/, с 232-245.; /2/, с 437-440.; /3/, с.212.



Лабораторная работа №7.

Сравнительная оценка растворимости мало- и трудно растворимых электролитов (произведение растворимости)

Целью работы является получение, исследование и с помощью справочных значений произведения растворимости, объяснение свойств некоторых малорастворимых и практически нерастворимых веществ.

Задание по работе.Опыт1: Опишите наблюдаемые явления. Напишите выражения произведений растворимости хлорида и хромата серебра. Применив следствие из правила и табличные значения произведения растворимости, объясните последовательность образования осадков хлорида и хромата серебра в данном опыте (пробирка №3). На все вопросы ответьте письменно.

Опыт 2: Напишите уравнения реакций растворения осадков, соответствующих галогенидов серебра в водном растворе аммиака, протекающих с образованием комплексного иона [Ag(NH₃)₂]⁺ (AgCl + 2NH₃ • H₂O = [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^? + 2H₂O). Напишите выражения произведений растворимости хлорида, бромида и йодида серебра (Табл. 1). Как влияет величина произведения растворимости на растворимость сильных, но трудно растворимых электролитов?

Методические указания по выполнению работы

Опыт 1. Дробное осаждение.

В две пробирки внесите по 1 капле 0,5 н раствора нитрата серебра AgNO₃. В пробирку №1 добавьте 2 капли 0,5 н раствора хлорида калия (AgNO₃ + КС1 > AgClv + KNO₃), №2 - 2 капли 0,5 н раствора хромата калия (2AgNO₃ + K₂CrO₄ > Ag₂CrO₄v + 2KNO₃).Напишите ионные уравнения реакций, отметьте цвет осадков хлорида и хромата серебра. Какое вещество будет выпадать в осадок первым из раствора, содержащего ионы Cl^?, CrO₄^2? и Ag⁺ в равных концентрациях?



ПР(AgCl) = 1,8•10^?10; ПР(Ag₂CrO₄) = 4• 10^?12.

Проверьте предположение опытом, для чего в пробирку №3 внесите сначала 2 капли 0,5 н раствора хлорида калия КС1, затем 2 капли 0,5 н раствора хромата калия K₂CrO₄, добавьте 3 капли дистиллированной воды. Раствор тщательно перемешайте. Осторожно прибавьте к нему 1 каплю 0,5 н раствора нитрата серебра AgNO₃, перемешайте. Какое вещество при этом образуется? Добавьте ещё несколько капель раствора нитрата серебра, тщательно перемешайте. Наблюдается ли образование хромата серебра? Отметьте его образование при дальнейшем увеличении концентрации катионов серебра.

Опыт 2. Условия растворения осадков.

В три пробирки внесите по 1 капле 0,5 н раствора нитрата серебра AgNO₃. Затем в первую пробирку добавьте 1 каплю 0,5 н раствора хлорида калия (AgNO₃ + КС1 > AgClv + KNO₃), во вторую - 1 каплю 0,5 н раствора бромида калия (AgNO₃ + KBr > AgBrv + KNO₃), в третью - 1 каплю 0,5 н раствора йодида калия (AgNO₃ + KI > AgIv + KNO₃). Отметьте цвет образовавшихся осадков. К осадкам в каждую пробирку добавляйте по каплям 2 н водный раствор аммиака NH₃ • H₂O, тщательно перемешивая полученные растворы. В какой пробирке осадок растворился быстрее? Осадок, какого вещества практически не растворим?

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работы.

Гетерогенное равновесие: осадок - насыщенный раствор - подчиняется правилу произведения растворимости - в насыщенном растворе сильного труднорастворимого электролита произведение концентраций (активностей) ионов, возведенных в степени стехиометрических коэффициентов, есть величина постоянная при данной температуре.

Если малорастворимый электролит распадается на ионы по уравнению:

Ca₃(PO₄)₂ = 3Ca²⁺ + 2PO₄^3?,

то выражение для произведения растворимости будет иметь вид:

ПР(Ca₃(PO₄)₂) = a³(Ca²⁺) · a² (PO₄^3?) = fa(Ca²⁺)0 · [Ca²⁺]³ · fa(PO₄^3?) · [PO₄^3?]².

В разбавленных растворах, какими являются насыщенные растворы трудно растворимых электролитов, при fа = 1, а = С, тогда: ПР(Ca₃(PO₄)₂) = [Ca²⁺]³ · [PO₄^3?]².

Отсюда вытекают два следствия:

1. Условие растворения осадка: произведение концентраций ионов возведенных в степень стехиометрических коэффициентов, должно быть меньше величины произведения растворимости ПР(Ca₃(PO₄)₂) > [Ca²⁺]³ · [PO₄^3?]².

2. Условие образования осадка: произведение концентраций ионов возведенных в степень стехиометрических коэффициентов, должно быть больше величины произведения растворимости ПР(Ca₃(PO₄)₂) < [Ca²⁺]³ · [PO₄^3?]².



Вопросы к защите работы

1. Напишите схему гетерогенного химического равновесия между осадком малорастворимой соли Ag₂CrO₄ и её ионами в растворе.

Напишите выражение константы равновесия этого процесса и произведения растворимости этой соли.

2. Вычислите молярную концентрацию хлорида свинца (II) PbCl₂ в насыщенном растворе, если произведение растворимости этой соли по справочным данным равно 2,0·10-⁵.

3. Вычислите объем воды, в котором может раствориться один грамм сульфата свинца (II), произведение растворимости которого равно 2,0·10-⁸.

4. Определите направление реакций переосаждения (двойного обмена):

1) PbCrO₄ + K₂SO₄ = PbSO₄ + K₂CrO₄

2) 2AgI + Na₂S = Ag₂S + 2NaI

5. Определите, выпадет ли осадок AgNO₂ (ПР = 6,0·10-⁴) при смешивании одинаковых объемов сантимолярных 0,01М растворов нитрата серебра AgNO₃ и нитрита калия КNO₂. Приведите соответствующие вычисления.

6. Расположите вещества сульфат бария BaSO₄ (ПР = 1·10^?10), гидроксид хрома Cr(OH)₃ (ПР = 4·10-¹⁵) и гидроксид магния Mg(OH)₂ (ПР = 8·10-¹²) в ряд по увеличению их растворимости в воде.



Таблица 1 Произведения растворимости, константы диссоциации и константы нестойкости веществ.

Вещество	ПР	КД	КНЕСТ.
AgCl	8,1?10?10	-	-
AgBr	6,0?10?13	-	-
AgI	1,1?10?16	-	-
Ag2S	1? 10?51	-	-
Ag2CrO4	1,1? 10?12	-	-
PbCl2	2? 10?5	-	-
PbBr2	8?10?6	-	-
PbI2	8?10?9	-	-
PbS	1?10?27	-	-
PbSO4	2? 10?8	-	-
PbCrO4	8,1?10?14	-	-
BaSO4	1,1·10?10	-	-
BaC2O4	7,1?10?7	-	-
BaCrO4	2,1? 10?10	-	-
NH3 · H2O	-	8,1?10?5	-
H2O	-	8,1?10?16	-
[Ag(NH3)2]+	-	-	7 ·10?8

Учебная литература: /3/, с.79 - 83; /6/, с. 72 - 75.



Лабораторная работа № 8.

Идентификация растворов веществ по их кислотности (определение рН)

Цель работы: ознакомиться с методами определения водородного показателя (рН) водных растворов разной природы

Задание поработе.

Опыт 1: определите цвет кислотной и щелочной формы наиболее часто применяемых кислотно-основных индикаторов: метилового оранжевого, метилового красного, лакмуса и фенолфталеина. Проведите наблюдения в сильнокислой и сильнощелочной среде, чтобы в первом случае рН был заведомо ниже, а во втором - заведомо выше области перехода указанных индикаторов. Какие индикаторы имеют область перехода в кислой среде? В щелочной среде? Вычислите водородный показатель рН в 0,002 н растворе хлороводородной кислоты HCl и в 0,01 н растворе гидроксида натрия NaOH. Опыт 2:сделайте вывод о рН исследуемого раствора и укажите реакцию среды. Проверьте правильность своего вывода у преподавателя.

Методические указания по выполнению работы

Опыт 1. Приближенное определение рН в водных растворах при помощи

кислотно-основных индикаторов.

а) Цвет некоторых кислотно-основных индикаторов в различных средах.

В четыре пронумерованные пробирки внесите по 4 капли 0,1 н раствора хлороводородной (соляной) кислоты, а в другие четыре пробирки с теми же номерами по 4 капли 0,1 н раствора гидроксида натрия. Пробирки в штативе поставьте в два ряда таким образом, чтобы в левом ряду стояли только пробирки с кислотой, а в правом - пробирки со щелочью. После этого в обе пробирки №1 добавьте по 1 капле индикатора метилового оранжевого, в пробирки №2 - метилового красного, в пробирки №3 - лакмуса, в пробирки №4 - фенолфталеина.

Наблюдения по цвету кислотной и щелочной форм индикаторов запишите по прилагаемой ниже таблице № 1 , где уже указан интервал рН в области перехода каждого индикатора и цвет его в этой области.

Таблица 1

Индикатор	рН области перехода	Цвет индикатора
		№ проб.	Кислотной формы	В области перехода	№ проб.	Щелочной формы
Метиловый оранжевый	3,1 - 4,4	1 HCl		Оранжевый	1 NaОН
Метиловый красный	4,4 - 6,2	2 HCl		Оранжевый	2 NaОН
Лакмус	5,0 - 8,0	3 HCl		Фиолетовый	3 NaОН
Фенол- фталеин	8,2 - 10	4 HCl		Розовый	4 NaОН

Опыт 2. Определение водородного показателя (рН) в водном растворе соли с помощью универсального индикатора.

Для приближенного определения рН удобно пользоваться так называемыми универсальными индикаторами, представляющими собой смеси нескольких индикаторов, изменяющими свой цвет в водных растворах различных веществ в широком диапазоне рН. Бумага, пропитанная универсальным индикатором, и высушенная, называется универсальной индикаторной бумагой. К пачке такой бумаги прилагается цветная шкала, показывающая, какой цвет принимает индикаторная бумага (значение рН) при нанесении на неё 1 капли исследуемого раствора. Универсальные индикаторы применяют и в виде растворов. В этом случае готовится серия эталонов в герметически закрытых сосудах с указанием на каждом из них рН, соответствующего цвету эталона - раствора.

Получите у преподавателя раствор, водородный показатель (рН) которого требуется определить. При помощи пипетки нанесите 1 каплю исследуемого раствора на полоску универсальной индикаторной бумаги. Сравните окраску пятна, образовавшегося на бумаге, с цветом шкалы, и выбрать оттенок, наиболее близкий к цвету полученного пятна. На шкале, приводятся цвета, соответствующие целым значениям рН, поэтому в случае необходимости можно по промежуточной окраске пятна ориентировочно оценить десятые доли рН.

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работы.

Большинство реакций, применяемых в анализе, протекают в водных растворах. Вода относится к слабым электролитам и, хотя в незначительной степени, но подвергается ионизации:

H₂O - H⁺ + OH^?

Процесс ионизации воды характеризуется константой ионизации (диссоциации):

[H⁺]·[OH^?] / [H₂O] = K(H₂O) (1)

Преобразуем это уравнение:

[H⁺] · [OH^?] = K(H₂O) · [H₂O] (2)

В приведенном уравнении [H₂O] (при постоянной температуре) можно считать практически постоянной. Следовательно, правая часть уравнения (2), а значит, и произведение [H⁺] · [OH^?] - величина постоянная. Её называют ионным произведением воды и обозначают Kw:



Kw: = [H⁺] · [OH^?] (3)

При температуре 25 ⁰С в чистой воде [H⁺] = [OH^?] = 10^-7моль/л, следовательно Kw = 10^-7·10^-7 = 10^-14. При повышении температуры Kw быстро увеличивается. Смысл уравнения (3) заключается в следующем: как бы, не изменялась, концентрация ионов H⁺ и OH^?, их произведение [H⁺] · [OH^?] в любом водном растворе сохраняет постоянное значение равное 10^-14 при 25 ⁰С.

Вместо концентрации [H⁺] удобнее пользоваться отрицательным десятичным логарифмом из этой величины - водородным показателем (рН).

pH = ??g[H⁺] (4)

Кроме водородного показателя (рН) при расчетах широко используют и гидроксильный показатель (рОН) и прологарифмированный показатель ионного произведения воды:

рОН = ??g[ОH^?],

рКw = ??gКw,

рКw = рН + рОН.

В кислых растворах рН < 7, в щелочных растворах рН > 7, в нейтральных растворах рН = 7.

Индикаторами называются органические соединения, резко меняющие цвет в зависимости от концентрации катионов водорода (рН) раствора.

Различают кислотно-основные индикаторы двухцветные и одноцветные.

Двухцветными индикаторами являются лакмус, у которого в кислой среде красный цвет, а в щелочной - синий и метиловый оранжевый, красный цвет которого показывает, что среда кислая, а желтый цвет - щелочная. Одноцветным индикатором является фенолфталеин, бесцветный в кислой и нейтральной среде и окрашивающийся в щелочной среде в малиновый цвет.

Кислотно-основные индикаторы можно рассматривать как слабые кислоты или основания, различие окрасок которых зависит от молекулярного или ионного состояния.

Рассмотрим принцип действия индикатора на примере метилоранжа. Как слабую кислоту его можно представить в виде HInd, диссоциация которой протекает по схеме:

Недиссоциированные молекулы HInd окрашены в красный цвет, а ионы Ind^? в желтый цвет. Если концентрацию водородных ионов увеличить, то равновесие сдвигается влево, окраска становится красной. Если концентрация водородных ионов уменьшается, то увеличивается концентрация ионной формы индикатора, т.е. равновесие смещается в сторону образования ионов Jnd^- , окрашенных в желтый цвет.

Интервал между двумя значениями рН, в пределах которого существуют молекулярная и ионная форма индикатора называется интервалом перехода индикатора. Пользуясь определенными индикаторами, можно определить рН раствора - реакцию среды - кислая, слабокислая, щелочная, слабощелочная или нейтральная.



Вопросы к защите работы

1. Дать определение рН.

2. Какие значения рН в различных средах.

3. Область перехода, какого из исследованных индикаторов находится ближе всего к нейтральной среде?

Ш Учебная литература:/3/, с.91-94; /6/, с.79-83.



Лабораторная работа № 9.

Исследование процесса гидролиза солей и установление факторов, влияющих на гидролиз солей

Целью работы: является проведение гидролиза некоторых солей, изучение влияния состава солей и внешних условий на полноту гидролиза.

Задание по выполнению работы: Опыт 1: Какие из исследованных солей подвергаются гидролизу? Напишите ионные и молекулярные уравнения реакций их гидролиза и укажите вид гидролиза каждой соли (простой одноступенчатый или сложный ступенчатый).

В случае ступенчатого гидролиза напишите уравнение реакции только для первой ступени, так как практически в достаточно концентрированных растворах последующие ступени протекают очень слабо.

Опыт2: напишите формулу для вычисления константы гидролиза хлорида сурьмы (ЙЙЙ) по первой ступени.

Опыт3: напишите уравнения реакций, которые привели к образованию

гидроксида алюминия Al(OH)₃.

Опыт4: напишите ионные уравнения гидролиза сульфита натрия и карбоната натрия по I-й ступени. В растворе, какой соли цвет фенолфталеина интенсивнее? В каком растворе концентрация гидроксил ионов ОН - более высокая? Вычислите константу гидролиза каждой соли. Константа гидролиза, какой соли больше? Почему?

Сделаете общий вывод о влиянии силы кислоты или основания, образующих соль, на степень её гидролиза.

Методические указания по выполнению работы.

Опыт № 1. Реакция среды в растворах различных солей.

В семь пробирок внесите по 1 капле лакмуса. В первую пробирку внесите 5 капель дистиллированной воды и оставьте в качестве контрольной, а в остальные внесите по 5 капель растворов солей: во вторую - ацетата натрия (СН₃СООNа),- в третью хлорида алюминия (AlCl₃), в четвертую - карбоната натрия (Na₂CO₃), в пятую - карбоната аммония ((NH₄)₂CO₃), в - шестую хлорида калия (КCl), в седьмую - ацетат аммония (СН₃СООNH₄). Сравните цвет лакмуса в шести пробирках с цветом лакмуса в контрольной пробирке. Укажите рН среды в каждой из пробирок.Полученные результаты свести в таблицу №1.

Таблица 1

№ пробирки	Формула соли	Цвет лакмуса	Реакция среды	рН раствора рН > 7 рН <7 рН =7
1
2

Опыт № 2. Влияние разбавления раствора на степень гидролиза соли.

В пробирку внесите по 3 капли хлорида сурьмы (III) и постепенно по каплям прибавляйте воду до выпадения белого осадка хлорида оксосурьмыSbOCl. Этот осадок образуется на второй ступени гидролиза из Sb(OН)₂Cl вследствие отщепления воды.

Опыт № 3. Случаи полного (необратимого) гидролиза соли.

В две пробирки внесите по 7 капель раствора хлорида алюминия AlCl₃. В одну пробирку добавьте 7 капель раствора сульфида аммония, в другую - карбоната натрия. Отметьте выделение сероводорода (Н₂S) в первой пробирке (по запаху) и пузырьков диоксида углерода CO₂ во второй пробирке. В обоих случаях в осадок выпадает гидроксид алюминия.

Опыт 4. Факторы, влияющие на степень гидролиза солей.

Подготовьте две пробирки, затем в одну пробирку внесите несколько кристалликов сульфита натрия Na₂SO₃, в другую - столько же кристалликов карбоната натрия Na₂CO₃. В каждую пробирку добавьте по 4 капли дистиллированной воды и по 1 капле фенолфталеина.

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работы

Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой (растворителем), приводящее к образованию продуктов слабых электролитов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых солей или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением реакции среды (рН), называется гидролизом.

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид - ионами ОН^?или ионами водорода Н⁺ из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется слабо диссоциирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо: Н₂О - Н⁺ + ОН^-. Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н⁺ или ОН^-, и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.

Гидролизу подвергаются соли образованные:

слабой кислотой и сильным основанием,

сильной кислотой и слабым основанием,

слабой кислотой и слабым основанием

Гидролизу не подвергаются соли образованные сильным основанием и сильной кислотой, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н⁺ или ОН^- воды, т.е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не смещается. Среда растворов этих солей - нейтральная (рН = 7), так как концентрация ионов Н⁺ и ОН^- в их растворах, как и в чистой воде, одинаковая.

Типичные случаи гидролиза солей:

1. Соли образованные слабой циановодородной (синильной) кислотой HCN и сильным основанием гидроксидом калия KОН, подвергаются гидролизу по аниону:

KCN - K⁺ + CN^?

CN^? + НОН - HCN + ОН^?

KCN + Н₂О - HCN + KОН

Гидролизу подвергаются анионы соли, в результате чего в растворе увеличивается концентрация свободных гидроксид - ионов ОН^?. Поэтому раствор соли KCN имеет щелочную среду (рН > 7).

2. Соли образованные сильной кислотой HCl и слабым основанием Zn(ОН)₂, подвергаются гидролизу по катиону: ZnCl₂- Zn²⁺ + 2Cl^?

Zn²⁺ + НОН - ZnОН⁺ +H⁺

ZnCl₂ + Н₂О - ZnОНCl + HCl

Гидролизу подвергаются катионы соли, в результате в растворе появляется избыток ионов Н⁺. Среда в растворе ZnCl₂ - кислая (рН < 7).

3. Гидролиз соли образованной слабой кислотой и слабым основанием будет протекать одновременно и по катиону, и по аниону. Эти соли образованы катионом слабого основания, который связывает ионы ОН^? из молекулы воды и образует слабое основание и анионом слабой кислоты, который связывает ионы Н⁺ из молекулы воды и образует слабую кислоту. Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации слабой кислоты СН₃СООН и слабого основания NH₃·Н₂О, которые образуются в результате гидролиза.

Например: СН₃СООNH₄ - СН₃СОО^? + NH₄⁺

СН₃СОО^? + NH₄ ⁺ + НОН - СН₃СООН + NH₃·Н₂О

СН₃СООNH₄ + НОН - СН₃СООН + NH₃·Н₂О (NH₄ОН)



Реакция раствора соли СН₃СООNH₄ - нейтральная (рН =7), потому что константы диссоциации кислоты и основания имеют одинаковые значения К_{(СН3СООН)}= К_(NH4ОН) = 1,8 · 10^?.

Гидролиз соли, образованный слабой кислотой (НСN) и сильным основанием КОН, характеризуется константой гидролиза (К_г):

К_Г = [ОН^?] [НСN]/ [СN^?] = Кн₂о/Ка,

где Кн₂о - ионное произведение воды,

Ка- константа диссоциации кислоты,

Аналогично для соли слабого основания (NН₃·Н₂О) и сильной кислоты НСl:

К_Г = [Н⁺]· [NН₃· Н₂О]/ [NН₄⁺] = Кн₂о/К_b,

где К_b- константа диссоциации основания.

Степенью гидролиза h называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза К_Г уравнением, аналогичным выражению закона разбавления Оствальда для диссоциации слабого электролита:

К_Г = h² С_М / (1- h)

Чаще всего гидролизованная часть соли очень мала, а концентрация продуктов гидролиза незначительна. Тогда связь между К_Г и h выражается более простым соотношением: К_Г = h ²С_М или h = v К_Г / С_М.

Из последнего уравнения следует, что степень гидролиза данной соли тем больше, чем меньше её концентрация; иначе говоря, при разбавлении раствора соли степень её гидролиза возрастает.



Вопросы к защите работы

1. Приведите примеры растворимых в воде солей, среда растворов которых нейтральная, кислая, щелочная. Напишите уравнения их гид-ролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

2. Приведите примеры солей, гидролиз которых идет только по ка-тиону, только по аниону, и по катиону и по аниону одновременно. На-пишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

3. Приведите примеры солей, гидролиз которых возможен по одной, двум и трем ступеням. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

4. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения совместного гидролиза: а) сульфата хрома (III) и карбоната натрия и б) нитрата алюминия и сульфида калия.

5. Как влияет добавление растворов КОН, ZnCl₂, Na₂S, соляной кислоты и твердого NaCl на гидролиз карбоната калия (гидролиз усиливает, ослабляется, влияния не наблюдается).

6. Как влияет добавление растворов NaОН, Na₂CO₃, Al₂(SO₄)₃, серной кислоты и твердого K₂SO₄ на гидролиз хлорида цинка (гидролиз усиливает, ослабляется, влияния не наблюдается).

7. Напишите в молекулярном и ионном виде, уравнения трех ступеней гидролиза хлорида железа (III). Объясните, почему при комнатной температуре гидролиз идет только по первой ступени, а при кипячении раствора - по всем трем.

Ш Учебная литература: /1/, с. 254-258; /2/, с.447-453; /3/, с.234-238.



Лабораторная работа № 10.

Изучение закономерностей протекания окислительно-восстановительных реакций

Цель работы: Изучение окислительно-восстановительных свойств соединений, освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов.

Задание по выполнению работы: В опыте 1 напишите уравнения реакций восстановления перманганата калия, сульфитом натрия в кислой, нейтральной и щелочной средах. Коэффициенты подберите методом электронно-ионного баланса. При этом необходимо учесть, что соединения марганца в различных степенях его окисления имеют характерные окраски: Mn²⁺- слабо - розовую окраску, а при малой концентрации практически бесцветен, MnO₂ (диоксид марганца) и гидроксид марганца являются трудно растворимыми веществами бурого цвета, MnO₄^2?(манганат - ион) - зеленую окраску.

До какой степени окисления восстанавливается перманганат калия в растворах, имеющих рН < 7, рН = 7, рН > 7? Вычислите молярную массу эквивалента KMnO₄ в каждом из этих случаев, зная, что М_Э = M (KMnO₄) / nз (число электронов принятых 1 моль окислителя).

В опыте 2-7 напишите уравнения проведенных реакций. Коэффициенты подобрать методом ионно-электронного баланса (метод полуреакций), определите окислитель и восстановитель.

Методические указания по выполнению работы

Опыт 1. Влияние среды на характер восстановления перманганата калия.

В три пробирки внесите по 4 капли раствора перманганата калия (KMnO₄). В 1-ю пробирку добавьте 2 капли 2 н раствора серной кислоты H₂SO₄, во 2-ю пробирку - 2 капли дистиллированной воды, в 3-ю 2 капли 2 н раствора щелочи NaOH. В каждую пробирку внесите по несколько кристалликов сульфита натрия Na₂SO₃на кончике микрошпателяи тщательно перемешайте растворы до полного растворения соли. Отметьте изменение окраски растворов во всех пробирках. В пробирках протекают следующие реакции:

1. KMnO₄ + Na₂SO₃+H₂SO₄ > MnSO₄+ Na₂SO₄+ K₂SO₄+H₂O;

2. KMnO₄ + Na₂SO₃+ H₂O >MnO₂ + Na₂SO₄ +KOH;

3. KMnO₄ + Na₂SO₃ + NaOH > K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + Na₂SO₄+H₂O.

Опыт 2. Окислительные и восстановительные свойства атомов р-элементов в промежуточных степенях окисления.

В 1-ю пробирку с раствором дихромата калия (K₂Cr₂O₇), во 2-ю с раствором сульфида натрия (Na₂S) внесите по 1 капле 2 н раствора серной кислоты и на кончике шпателя несколько кристалликов сульфита натрия Na₂SO₃. Как изменилась окраска раствора в 1-й пробирке? Почему помутнел раствор во 2-й пробирке? Окислителем или восстановителем может являться в химических реакциях K₂Cr₂O₇? Na₂S? Окислительные или восстановительные свойства проявляет Na₂SO₃?

Опыт 3. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

В предварительно нагретую на электрической плитке фарфоровую чашку поместите горкой несколько микрошпателей кристаллического дихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇. Через несколько секунд наблюдайте бурное разложение соли «вулканчик»: (NH₄)₂Cr₂O₇ > Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O.

Зеленые окатыши представляют собой Cr₂O₃ - оксид хрома (III). Атомы, какого элемента являлись окислителями? Восстановителями? Как изменилась степень их окисления?

Опыт 4. Окислительные и восстановительные свойства соединений олова (II)

а) взаимодействие хлорида олова (II) с хлоридом железа (III).

Внесите в пробирку3 каплираствора (FeCl₃) хлорида железа(III) и 3 капли раствора (K₃[Fe(CN)₆]) гексацианоферрата (III) калия. Отметьте окраску раствора и добавляйте к нему по каплям раствор (SnCl₂) хлорида олова (II) до образования осадка. Окрашивание раствора в интенсивно синий цвет обусловлено появлением катионов Fe²⁺, образующих с K₃[Fe(CN)₆] синий осадок (турнбулева синь).

Хлорид олова (II) при этом переходит в хлорид олова (IV).

FeCl₃ + SnCl₂> FeCl₂ + SnCl₄ (уравняйте методом электронного баланса);

Качественная реакция на катионы железа (II):

3FeCl₂ + 2K₃[Fe(CN)₆ ]> Fe₃[Fe(CN)₆]₂ + 6KCl.

Окислителем или восстановителем является ион Sn²⁺ в этой реакции?

б) взаимодействие хлорида олова(II) с металлическим цинком.

В другую пробирку внесите кусочек цинка и 5 капель раствора хлорида олова (II), наблюдайте на поверхности цинка образование блестящих кристалликов олова. Напишите уравнение реакции взаимодействия хлорида олова (II) с цинком, коэффициенты необходимо подобрать методом электронного баланса. Окислителем или восстановителем является ион Sn²⁺ в этой реакции?

Опыт № 5. Взаимодействие пероксида водорода с иодидом калия.

К 2 каплям раствора иодида калия KI, подкисленному 1 каплей 2н. раствора серной кислоты H₂SO₄, прибавьте 2 капли раствора пероксида водорода Н₂О₂. Для какого вещества характерна появившаяся окраска?

Опыт № 6. Органические вещества в окислительно-восстановительных реакциях.

В пробирку с раствором дихромата калия K₂Cr₂O₇ (6 капель) внесите 2 капли концентрированной серной кислотыH₂SO₄(плотностью 1,84 г/м³⁾ и 5 капель этилового спирта C₂H₅OH. Отметьте изменение цвета раствора и появление специфического «яблочного» запаха, присущего уксусному альдегиду (ацетальдегид) CH₃CHO. Напишите уравнение реакции, учитывая, что хром (VI) перешел в хром (III).

Опыт № 7. Окислительные и восстановительные свойства простых веществ.

Внесите в две пробирки по 4 капли йодной воды (I₂+H₂O). В первую пробирку добавьте несколько капель хлорной воды (Cl₂+H₂O), во вторую сероводородной воды (H₂S + H₂O). Напишите уравнения протекающих реакций, учитывая, что в первом случае образуются хлороводородная HCl и йодноватая HIO₃ кислота; во втором случае помутнение раствора вызвано выделением коллоидной серы, являющейся одним из продуктов реакции. Окислителем или восстановителем являются в этих реакциях йод и хлор?

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания и выполнения работы:

Химические реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов в молекулах реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления. Число электронов, смещенных от атома или к атому данного элемента в соединении, называется степенью окисления.

Процесс отдачи электронов называется окислением. Например:

Cu⁰ - 2з = Cu⁺².

При окислении степень окисления элемента повышается.

Процесс присоединения электронов называется восстановлением. Например:

Hg⁺²+ 2з = Hg⁰.

При восстановлении степень окисления элемента понижается.

Восстановителями называются атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны в процессе окисления.

Окислителями называются атомы, молекулы или ионы, которые присоединяют электроны в процессе восстановления.

Общая схема ОВР может быть записана так:

nз

Восстановитель + Окислитель = Продукты реакции

По окислительно-восстановительным свойствам все вещества делятся на три группы:

1. Вещества, которые могут быть только окислителями. В молекулах таких веществ элементы, изменяющие степень окисления, находятся в высшей степени окисления.

Атомы с высшими степенями окисления не могут отдавать электроны, а могут только присоединять их(табл.1)

Таблица 1 Важнейшие окислители

Элемент	Высшая степень окисления	Вещества - окислители
N	+5	HNO3
Mn	+7	KMnO4, HMnO4
Cr	+6	K2Cr2O7, CrO3
Pb	+4	PbO2
F	0	F2

2. Вещества, которые могут быть только восстановителями. В молекулах таких веществ элементы, изменяющие степень окисления, находятся в низшей степени окисления.

Атомы с низшими степенями окисления не могут присоединять электроны, а могут только отдавать их(табл.2)

Таблица 2 Важнейшие восстановители

Элемент	Низшая степень окисления	Вещества- восстановители
N	-3	NH3
S	-2	H2S
Cl, Br, I	-1	HCl, HBr, HI
H	-1	Гидриды металлов (NaH)
Все металлы	0	Na, Fe, Al, Znит.д.

3. Вещества, которые могут быть как восстановителями, так и окислителями (в зависимости от второго участника реакции). Молекулы таких веществ содержат элементы в промежуточной степени окисления.

Атомы с промежуточными степенями окисления могут и присоединять, и отдавать электроны (табл.3)

Таблица 3 Вещества, проявляющие окислительно-восстановительную двойственность

Элемент	Промежуточные степени окисления	Вещества
N	0	N2
	+3	NaNO2
S	0	S
	+4	SO2; К2SO3
Fe	+2	FeSO4; FeCl2
Sn	+2	SnCl2

На границе раствор электролита - инертный электрод (платин, графит) происходит окислительно-восстановительная реакция, в результате которой возникает скачек потенциала ц.

Абсолютное значение ц не определяется, но измеряется относительное значение к водородному электроду сравнения, ц зависит от природы вещества, от концентрации электролита и от температуры.

Каждая окислительно-восстановительная реакция состоит из двух полуреакций. т.е. из двух электрохимических систем с электродвижущей силой:

ЭДС = ?ц⁰ = ц⁰_ОК-ЛЯ - ц⁰_{ВОСС-ЛЯ},

где ц⁰ - стандартный электродный потенциал, значения которого приводятся в справочных таблицах.

Окислительно-восстановительные реакции протекают в данном направлении при условии положительного значения э.д.с (электродвижущая сила системы).

Вещество в разных реакциях может отдавать или присоединять разное число электронов, поэтому его эквивалентная масса может иметь различное значение.

В соответствии с этим, эквивалентная масса окислителя (восстановителя) равна его молярной массе, деленной на число электронов, которые присоединяет один моль окислителя или высвобождает один моль восстановителя в данной реакции: Мэ = М/z [г/моль], где z-число эквивалентности, z = nз (число электронов).

Например, KMnO₄ (М= 158,0 г/моль) в зависимости от кислотности сред...