Хімія як наука

Номер пробірки	Об'єм , мл	Відносна концентрація	Об'єм , мл	Час появи муті, с	Відносна швидкість реакції 1/
			суміші

Розрахувати швидкість реакції в умовних одиницях (1/). Побудувати графік залежності швидкості реакції від концентрації тіосульфату натрію, відкладаючи на осі абсцис концентрацію, а на осі ординат - швидкість реакції в умовних одиницях. На основі графіка зробити висновок про залежність швидкості реакції від концентрації. Написати рівняння реакції і математичний вираз закону дії мас.

Питання для самоперевірки

Чим вимірюється швидкість хімічної реакції?

Від яких факторів залежить швидкість хімічних реакцій?

Який закон виражає залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин? Сформулювати цей закон.

Що таке константа швидкості реакції?

Лабораторна робота № 5. Хімічна рівновага

Мета роботи - вивчення впливу концентрації реагуючих речовин на стан хімічної рівноваги.

Загальні вказівки

Слід мати на увазі, що хімічна рівновага можлива лише для оборотних реакцій. Стан системи, за якого швидкості прямої та зворотної реакцій стають однаковими, називається хімічною рівновагою. Концентрації реагуючих речовин не змінюються і їх називають рівноважними концентраціями. Вони позначаються формулами речовин у квадратних дужках.

Величина, яка дорівнює відношенню добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції до добутку рівноважних концентрацій вихідних речовин у степенях, що дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам, називається константою рівноваги. Наприклад, для оборотної реакції:

константа рівноваги має вигляд:



Необхідно звернути увагу на те, що константа рівноваги не залежить від концентрації речовин у системі, а залежить лише від природи реагентів і температури.

Хімічна рівновага залишається незмінною доти, доки залишаються постійними параметри, за яких вона встановилася. При зміні умов рівновага зміщується. Через деякий час у системі знову настає рівновага, яка характеризується новими рівноважними концентраціями всіх речовин і новою рівністю швидкостей прямої і зворотної реакцій.

У загальному випадку напрям зміщення рівноваги визначається за принципом Ле Шательє: якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, впливати зовні, то рівновага зміщується у напрямку тієї реакції, яка протидіє зовнішньому впливу.

Порядок виконання роботи

У даній роботі розглядається оборотна реакція взаємодії хлориду заліза(Ш) з роданідом калію. Роданід заліза надає розчину червоного кольору. За зміною інтенсивності кольору можна судити про зміну його концентрації, тобто про зміщення рівноваги в той чи інший бік.

Для цього необхідно змішати в склянці 10 мл розведеного розчину хлориду заліза і 10 мл розчину роданіду калію . Розлити приготовлений розчин порівну в чотири пробірки, одну з яких залишити як контрольну. В першу пробірку додати 1 мл концентрованого розчину хлориду заліза, в другу - невелику кількість кристалічного роданіду калію, в третю - кристалічний хлорид калію. Розчини в усіх пробірках розмішати. Відзначити зміну інтенсивності забарвлення розчину, порівнюючи його з розчином у контрольній пробірці.

Оформлення результатів роботи

Записати рівняння реакції між і . Зробити висновок щодо напрямку зміщення рівноваги при додаванні: хлориду заліза, роданіду калію, хлориду калію.

Пояснити зміни кольору, керуючись принципом Ле Шательє, записати вирази закону дії мас для прямої і зворотної реакції, а також константи рівноваги для даної системи.

Питання для самоперевірки

1. Який стан називається станом хімічної рівноваги? Для яких реакцій він характерний?

2. Що таке константа рівноваги?

3. Від яких факторів залежить константа рівноваги?

4. Які фактори впливають на стан хімічної рівноваги?

5. Який принцип визначає напрям зміщення рівноваги? Сформулювати цей принцип.

Лабораторна робота № 6. Приготування розчину даної концентрації і встановлення його титру

Мета роботи - набуття навичок приготування розбавленого розчину з більш концентрованого.

Загальні вказівки Склад розчину виражається концентрацією або часткою розчиненої речовини. Молярна концентрація (С_М) визначається відношенням кількості речовини до об'єму розчину, моль/л:

Молярна концентрація еквівалента, або нормальність (С_Н) визначається відношенням кількості речовини еквівалента до об'єму розчину, моль/л:



Моляльна концентрація () визначається відношенням кількості речовини до маси розчинника, моль/кг:

Масова концентрація (або титр) визначається відношенням маси розчиненої речовини до об'єму розчину, г/мл:

Розрізняють такі частки розчиненої речовини: молярну, масову та об'ємну. Найчастіше вживаються масова та молярна частки.

Масова частка або процентна концентрація С_% визначається відношенням маси розчиненої речовини до маси всього розчину:

або

Порядок виконання роботи

Дослід 1. Приготування 0,1 н розчину з більш концентрованого розчину.

Спочатку треба розрахувати об'єм (мл) вихідного розчину кислоти, потрібний для приготування 100 мл 0,1 н розчину:

1 л 0,1 н розчину вміщує 0,1 моль еквівалента . Молярна маса еквівалента дорівнює молярній масі. Тому в 100 мл 0,1 н розчину вміщується 0,365 г .

Потім необхідно розрахувати, в якому об'ємі концентрованої соляної кислоти вміщується розрахована маса . З таблиці густини розчинів сильних кислот і лугів виходить, що соляна кислота густиною 1,06 г/см³ відповідає 12,2% розчину. Отже,

у 100 г розчину міститься 12,2 г ;

у Х г розчину міститься 0,365 г

Звідси:

(г)

Для перерахування знайденої маси кислоти на її об'єм потрібно скористатися формулою:

Відміряти розрахований об'єм соляної кислоти за допомогою циліндра на 10 мл, вилити кислоту в мірну колбу на 100 мл і довести дистильованою водою до позначки. Одержаний розчин ретельно перемішати.

Дослід 2. Встановлення концентрації (титру) приготовленого розчину.

Для перевірки концентрації приготовленого розчину соляної кислоти користуються методом титрування, який полягає в тому, що до певного, точно виміряного об'єму кислоти поступово додають з бюретки розчин лугу відомої концентрації до досягнення еквівалентної кількості, яка визначається за допомогою індикатора.

Титрування провести таким чином. Бюретку вище нульової позначки наповнити 0,1 н розчином . Потім, підставивши під неї колбу або склянку і відкривши затискач, заповнити відтягнуту трубку бюретки так, щоб у ній не залишилось бульбашок повітря. Встановити рівень розчину на нульовій позначці.

У конічну колбу перенести піпеткою 10 мл приготовленого розчину кислоти і додати туди 2 - 3 краплі індикатора - фенолфталеїну (в кислому і нейтральному середовищі фенолфталеїн безбарвний, в лужному середовищі має малиновий колір).Колбу з кислотою поставити на аркуш білого паперу (щоб побачити зміну кольору індикатора). Луг додавати по краплях з бюретки в колбу (вміст колби перемішувати) доти, доки від однієї краплі лугу розчин в колбі стане блідо-рожевого кольору. Повторити дослід декілька разів, доки останні три відліки не будуть відрізнятися один від одного не більше як на 0,2 - 0,3 мл.

Оформлення результатів роботи

Дослід 1. Занести в графу “розрахунки” дані, які необхідні для приготування 100 мл 0,1 н розчину .

Дослід 2. Результати титрування записати в таблицю:

Номер проби	Об'єм кислоти, мл	Об'єм лугу, мл	Нормальність лугу, моль/л

Розрахувати нормальність кислоти, користуючись формулою:

Розрахувати відносну помилку досліду:

,



де - відносна помилка, %;

- теоретичне значення нормальності розчину (в даному разі - 0,1);

- обчислене значення нормальності розчину.

Розрахувати титр приготовленого розчину кислоти за формулою:

,

де - титр приготовленого розчину кислоти, г/мл;

- нормальність приготовленого розчину кислоти, моль/л;

- молярна маса еквівалента кислоти, г/моль.

Питання для самоперевірки

Чим виражається склад розчину?

Скільки грамів міститься в 100 мл 0,1 н розчину ?

Визначити молярну і нормальну концентрації 30%-ного розчину сірчаної кислоти.

Що таке титр розчину? Які розчини називаються титрованими?

У чому полягає процес титрування?

Лабораторна робота № 7. Електролітична дисоціація. Реакції в розчинах електролітів

Мета роботи - вивчення хімічної рівноваги та можливості перебігу реакцій в розчинах електролітів.

Загальні вказівки

При виконанні лабораторної роботи студенти повинні знати, що електроліти - це речовини, які розпадаються в розчинах або розплавах на позитивно заряджені іони (катіони) і негативно заряджені іони (аніони). Процес розпаду молекул на іони - електролітична дисоціація - відбувається під дією полярних молекул розчинника. При цьому одні речовини розпадаються на іони повністю (сильні електроліти), а інші лише частково (слабкі електроліти).

До сильних електролітів належать майже всі солі, деякі мінеральні кислоти () і основи, утворені лужними та лужноземельними металами ( .

До слабких електролітів належать вода, практично всі органічні кислоти, деякі мінеральні кислоти (), а також основи, утворенні - металами, та .

Здатність електролітів до дисоціації на іони визначається ступенем дисоціації і константою дисоціації К.

,

де - число молекул, що розщепилися на іони;

- загальне число розчинених молекул.

(для електроліту КА)

Необхідно звернути увагу на те, що більш універсальною характеристикою сили електроліту є константа дисоціації, оскільки К, як і , залежить від природи розчиненої речовини і розчинника та від температури, але на відміну від не залежить від концентрації розчину.

Слід мати на увазі, що багатоосновні кислоти і багатокислотні основи дисоціюють ступінчасто. Наприклад:

/перший ступінь/

/другий ступінь/

/третій ступінь/

У водних розчинах електролітів необхідно враховувати дисоціацію води як слабкого електроліту:

Іонний добуток води [] · [] для будь-яких водних розчинів є постійною величиною, рівною 10 ^-14 (t=22⁰C).

Для характеристики реакції середовища доцільно користуватися водневим показником У нейтральних розчинах , в кислих , у лужних .

Для якісного визначення реакції середовища застосовують індикатори, колір яких змінюється в залежності від величини розчину. Найчастіше використовують такі індикатори: лакмус, фенолфталеїн і метилоранж.

Необхідно пам'ятати, що реакції обміну в розчинах електролітів практично відбуваються в бік утворення осаду (малорозчинних речовин), газів (летких речовин) і слабких електролітів (малодисоційованих сполук).

При складанні іонних рівнянь реакцій треба керуватися тим, що сильні розчинні електроліти, як практично повністю дисоційовані, пишуться у вигляді іонів, а речовини малодисоційовані, малорозчинні і газоподібні записують у молекулярній формі.

Порядок виконання роботи

Дослід 1. Хімічна рівновага в розчинах електролітів.

1. Налити в дві пробірки по 5 мл дистильованої води і додати в кожну з них по 2 краплі метилоранжу. Одну з пробірок залишити як контрольну. Для порівняння кольору в другу пробірку додати одну краплю концентрованої оцтової кислоти Відзначити зміну кольору в другій пробірці. Розділити вміст другої пробірки навпіл і до однієї частини додати трохи кристалічного ацетату натрію добре перемішати і порівняти колір розчинів у всіх трьох пробірках.

2. Налити в дві пробірки по 5 мл дистильованої води і додати в кожну з них по 2 краплі фенолфталеїну. Одну з пробірок залишити як контрольну для порівняння кольору, в другу додати одну краплю концентрованого розчину гідроксиду амонію. Відзначити зміну кольору в другій пробірці.

Розлити вміст другої пробірки навпіл і до однієї частини додати трохи кристалічного хлориду амонію , добре перемішати і порівняти колір розчинів у трьох пробірках.

Дослід 2. Реакції в розчинах електролітів.

1. У пробірку налити 2-3 мл розчину нітрату калію і додати туди стільки ж розчину хлориду натрію. Відзначити, що відбувається.

2. Налити в одну пробірку 2 мл розчину сульфату магнію, в другу стільки ж розчину сульфату хрому, в третю - сірчаної кислоти. У кожну з пробірок додати по 3 мл хлориду барію. Відзначити, що відбувається.

3. Налити в одну пробірку 2 мл розчину сульфату хрому, в другу стільки ж розчину хромату калію і додати в кожну з них по кілька крапель розчину гідроксиду калію. Відзначити, що відбувається в кожній пробірці.

4. Налити в пробірку 2 мл розчину карбонату натрію і додати туди стільки ж розчину соляної кислоти. Відзначити, що відбувається.

Оформлення результатів роботи

Дослід 1. Написати рівняння дисоціації оцтової кислоти і гідроксиду амонію, вираз швидкостей прямої і зворотної реакцій, а також констант дисоціації для вказаних рівноважних систем. Записати рівняння дисоціації ацетату натрію і хлориду амонію.

Зробити висновок щодо причини зміни забарвлення розчинів.

Зробити загальний висновок про вплив додання однойменного іону на дисоціацію слабкого електроліту.

Дослід 2. Написати рівняння реакцій в молекулярній та іонній формах.

На якій основі можна зробити висновок про те, що реакції в розчинах електролітів відбуваються між іонами, а не між молекулами? Пояснити, в яких випадках відбуваються реакції в розчинах електролітів.

Питання для самоперевірки

Що таке електроліти та неелектроліти?

Який процес називається електролітичною дисоціацією?

Що таке ступінь та константа дисоціації? Від яких факторів вони залежать?

За якою ознакою електроліти поділяють на слабкі та сильні?

В яких випадках можуть відбуватися реакції в розчинах електролітів?

Написати рівняння ступінчатої дисоціації сірководневої кислоти і вираз для констант дисоціації.

Лабораторна робота № 8. Гідроліз солей

Мета роботи - вивчення реакції середовища в розчинах різних солей а також факторів, які впливають на перебіг гідролізу.

Методичні вказівки

Гідроліз є реакцією обмінної взаємодії іонів розчиненої солі з водою, в результаті якої утворюються малодисоційовані сполуки (молекули слабких кислот або основ, аніони кислих або катіони основних солей) і змінюється середовища.

Щоб зрозуміти суть гідролізу, треба знати, що усі солі є сильними електролітами. Іони основних і кислотних залишків, на які дисоціюють солі, можуть зв'язувати або іони води. Внаслідок зв'язування одного з іонів води відбувається зміщення рівноваги процесу дисоціації води вправо і нагромадження в розчині одного з іонів або , в результаті чого змінюється середовища. При цьому необхідно пам'ятати, що з іонів солі можуть зв'язуватися з іонами води тільки ті, які утворюють слабку кислоту або слабку основу. Тому гідролізують солі, до складу яких входить катіон слабкої основи () або аніон слабкої кислоти () або і катіон і аніон одночасно ().

Солі, утворені сильною основою і сильною кислотою, не гідролізують, тому що їхні іони не можуть утворити з водою слабких електролітів.

Залежно від типу солі процес гідролізу буде відбуватися по-різному. Розрізняють гідроліз солей: 1) за катіоном (катіон від слабкої основи), 2) за аніоном (аніон від слабкої кислоти), 3) за катіоном і аніоном (обидва від слабких електролітів).

де і відповідно умовні аніон слабкої кислоти і катіон слабкої основи .

Солі, утворені багатозарядним катіоном або багатозарядним аніоном, гідролізують ступінчасто. Взаємодія багатозарядних іонів ( та ін.) з водою, звичайно відбувається до утворення основного або кислого іона (перший ступінь гідролізу), наприклад:

Гідроліз за катіоном призводить до зв'язування гідроксид-іонів води і нагромадження іонів водню, середовище кисле, .

Гідроліз за аніоном призводить до зв'язування іонів водню від води і нагромадження іонів , середовище лужне, .

Необхідно пам'ятати, що гідроліз - процес оборотний і в більшості випадків до кінця не проходить.

Найбільш сильно гідролізують солі, утворені слабкою основою і слабкою кислотою. У цьому випадку реакція гідролізу може практично відбуватися до кінця, необоротно, якщо продукти гідролізу виводяться із сфери реакції, наприклад:

Продуктами гідролізу є слабка основа і слабка кислота, крім того, вони виходять із сфери реакції, зміщуючи тим самим рівновагу гідролізу праворуч.

Порядок виконання роботи

Дослід 1. Визначення характеру середовища.

У п'ять пробірок налити нейтральний розчин лакмусу на чверть об'єму пробірки. Одну пробірку залишити для порівняння, а в останні додати на кінчику шпателя кристали солей: у першу - карбонату натрію, у другу - хлориду алюмінію, у третю - хлориду калію, у четверту - ацетату амонію. Розмішувати розчин у кожній пробірці треба окремою паличкою. Порівняти колір розчинів у пробірках з кольором розчину в контрольній пробірці.

Дослід 2. Вплив температури на ступінь гідролізу солі.

Налити в пробірку на чверть її об'єму дистильовану воду, внести на кінчику шпателя ацетат натрію, розмішати, додати 1-2 краплі фенолфталеїну. Пробірку обережно нагріти до кипіння, а потім охолодити. Звернути увагу на зміну кольору при нагріванні і при охолодженні.

Дослід 3. Повний (необоротний) гідроліз солей.

До 1-3 мл розчину сульфату алюмінію додати такий самий об'єм розчину соди . Відзначити, що відбувається.

Оформлення результатів роботи

Дослід 1. За зміною кольору лакмусу зробити висновок про реакцію середовища в розчині кожної солі. Одержані результати записати в таблицю:

Номер пробірки	Формула солі	Колір лакмусу	Реакція середовища: кисла, лужна, нейтральна	Порядок розчину:

Написати молекулярні та іонні рівняння реакцій гідролізу.

Дослід 2. Написати молекулярне та іонне рівняння гідролізу ацетату натрію. Зробити висновок про зміну концентрації іонів у розчині на підставі зміни кольору фенолфталеїну. Зробити висновок щодо впливу температури на ступінь гідролізу солі.

Дослід 3. Написати рівняння реакцій між сульфатом алюмінію i содою і гідролізу карбонату алюмінію. Пояснити причину появи гідроксиду алюмінію.



Питання для самоперевірки

1. Чим визначається реакція середовища? Якою величиною можна кількісно охарактеризувати реакцію середовища?

2. Що таке іонний добуток води? Чому він дорівнює?

3. Що таке гідроліз солей?

4. Від яких факторів залежить гідроліз солей?

5. Які з солей гідролізують? Скласти молекулярні та іонні рівняння реакцій гідролізу відповідних солей. Яке значення мають розчини цих солей?

Лабораторна робота № 9. Електрометричне визначення рН розчинів електролітів

Мета роботи - ознайомлення з електрометричним визначенням рН розчинів електролітів.

Загальні вказівки

Електрометричне визначення рН розчинів засноване на вимірюванні електрорушійної сили (ЕРС) гальванічного ланцюга, який складається з двох електродів: скляного (індикаторного) та хлорсрібного (порівняльного)

Скляний електрод має вигляд порожнистої кульки з літієвого електродного скла. При зануренні електрода у водні розчини іони літію поверхневого шару скла обмінюються з іонами водню, внаслідок чого виникає потенціал, величина якого залежить від активності (концентрації) іонів водню в розчині та від температури:



,

Де Ї стандартний потенціал скляного електрода, В;

Ї універсальна газова стала, 8,313 Дж·моль^-1·К^-1;

Т Ї абсолютна температура, К;

F Ї число Фарадея;

Ї активність Н⁺ іонів.

Замінивши на водневий показник одержуємо

Значення рН реєструється мілівольтметром, що градуйований в одиницях рН, а прилад, яким користуються з цією метою, називають рН - метром.

Точно визначити неможливо, оскільки величина його змінюється залежно від сорту скла, температури та складу електрода. Тому перед визначенням рН розчину слід перевірити водневу функцію скляного електрода, тобто інтервал значень рН, в якому ЕРС ланцюга скляний електрод - буферний розчин - хлорсрібний електрод лінійно залежить від рН буферного розчину та тангенс кута нахилу цієї прямої дорівнює ().

Якщо при перевірці водневої функції скляного електрода встановлено, що , то електрод витримують в 0,1 М розчині декілька днів і знову проводять калібровку.

Буферними називаються розчини, рН яких не змінюється при доданні незначної кількості сильної кислоти або лугу. Буферні розчини містять компоненти, що дисоціюють з утворенням однойменного іона, але відрізняються один від одного ступенем дисоціації. Наприклад, ацетатний буферний розчин (), амонійний ( ), фосфатний ().

Порядок виконання роботи

Дослід 1. Перевірка водневої функції скляного електрода.

Ретельно промити електроди дистильованою водою і просушити фільтрувальним папером. У склянку ємністю 100-150 мл налити 50-70 мл одного з буферних розчинів, починаючи з меншого значення рН. Занурити в нього електроди і виміряти значення ЕРС ланцюга за допомогою рН - метра.

Вміст склянки вилити, промити електроди дистильованою водою, просушити фільтрувальним папером і виміряти ЕРС ланцюга в інших буферних розчинах. Результати вимірювань записати в таблицю:

№ пп	рН буферного розчину	ЕРС

Дослід 2. Визначення рН розчинів електролітів.

У три склянки налити розчини

Заміряти рН розчинів за допомогою рН-метра та універсального індикаторного паперу.

Результати вимірювань записати в таблицю:

№ пп	Сіль	рН за прибором	рН за універсальним індикаторним папером



Оформлення результатів роботи

1. Розрахувати тангенс кута нахилу прямої ЕРС Ї рН. Порівняти його значення з теоретичною величиною Зробити висновок щодо можливості використання скляного електрода для роботи.

2. Записати рівняння реакцій гідролізу солей. Зробити висновок щодо реакції середовища.

Питання для самоперевірки

1. Чому дорівнює рН розчину з концентрацією ОН ^- - іонів 10^-1 моль/л?

2. Визначити рН та рОН 0,01 молярних розчинів

3. Визначити концентрацію Н⁺- іонів у розчині з рН = 9.

4. У розчинах яких солей рН > 7: ?

Лабораторна робота № 10. Адсорбція

Мета роботи - вивчення залежності величини адсорбції від рівноважної концентрації адсорбата.

Загальні вказівки

Адсорбція - зміна концентрації речовини поблизу поверхні поділу фаз (поглинання на поверхні). Речовини, на поверхні яких відбувається поглинання, називаються адсорбентами, речовини, які поглинаються, називаються адсорбатами.

Явище адсорбції пов'язане з тим, що частинки поверхневого шару твердого тіла внаслідок незкомпенсованих молекулярних сил зчеплення мають деякий запас енергії, так звану поверхневу енергію. Під впливом цієї енергії молекули газу або розчиненої речовини (адсорбата) притягуються поверхнею твердого тіла (адсорбентом). Адсорбційна здатність адсорбента залежить від площі його поверхні. Найбільш високу адсорбційну здатність має активоване вугілля (1 г активованого вугілля має внутрішню поверхню пор 1000 м²). Крім активованого вугілля, як адсорбенти використовують гель кремнієвої кислоти (сілікагель, глинозем).

Кількісно адсорбцію вимірюють у молях адсорбата на одиницю площі поверхні адсорбента (моль/м²) або в молях адсорбата на одиницю маси адсорбента (моль/г).

Криву залежності величини адсорбції (Г) від рівноважної концентрації (С) або тиску (Р) адсорбата при сталій температурі (Т) називають ізотермою адсорбції: Г = f(C) або Г=f(Р), при Т=const.

Графічно ізотерма адсорбції являє собою гіперболу, яка при великих концентраціях наближається до (адсорбційний шар повністю насичений). При малих концентраціях адсорбата величина адсорбції пропорційна концентрації адсорбата.

Порядок виконання роботи

Дослід 1. Адсорбція метилоранжу активованим вугіллям.

1. Одержати у лаборанта вихідний розчин метилоранжу визначеної концентрації. Послідовним розведенням у два рази приготувати з вихідного розчину два більш розведених. Налити в три пробірки по 10 мл одержаних розчинів. Порівняти інтенсивність кольору розчинів з еталонною шкалою та визначити їхню концентрацію (С_ВИХ).

2. У кожну пробірку насипати по 0,5 г активованого вугілля. Розчини з активованим вугіллям ретельно перемішати, витримати розчини в контакті з вугіллям на протязі 10 хвилин (час від часу перемішувати).

3. Розчини відфільтрувати (фільтри зберегти). За еталонною шкалою визначити їхні концентрації (С_РІВН.).

Дослід 2. Десорбція метилоранжу

1. Налити в три пробірки по 10 мл дистильованої води, скляною паличкою обережно зняти активоване вугілля з фільтрів, які залишилися в досліді 1, помістити їх в ці пробірки, перемішати вміст пробірок.

2. Через 10 хвилин розчини з десорбованим метилоранжем відфільтрувати в чисті пробірки. За еталонною шкалою визначити концентрації розчинів після десорбції.

Оформлення результатів роботи

Дослід 1. Дані досліду занести в таблицю:

Номер вихідного розчину	Концентрація вихідного розчину СВИХ.	Рівноважна концентрація розчину СРІВН.

Знайти величину адсорбції за формулою:

,

де С_ВИХ - вихідна концентрація метилоранжу;

С_РІВН - рівноважна концентрація метилоранжу;

m - маса вугілля;

V - об'єм розчину.

За даними розрахунків побудувати ізотерму адсорбції метилоранжу активованим вугіллям: Г =f(С_РІВН) при Т=const.

Дослід 2. Дані досліду занести в таблицю:

Номер розчину	Концентрація вихідного розчину СВИХ	Концентрація розчину, одержаного при десорб-ції СДЕС

Підрахувати кількість десорбованого метилоранжу в процентах по відношенню до адсорбованого:

Питання для самоперевірки

1. Що таке адсорбція? З чим пов'язане явище адсорбції?

2. Від чого залежить адсорбційна здатність адсорбента?

3. В яких одиницях вимірюється адсорбція?

4. Що таке ізотерма адсорбції?

Лабораторна робота № 11. Дисперсні системи

Мета роботи - одержання дисперсних систем (емульсія, суспензія, золь) і вивчення їхніх властивостей.

Загальні вказівки

При виконанні роботи треба знати, що до дисперсних систем належать гетерогенні системи з сильно розвиненою поверхнею поділу фаз. Залежно від розміру часточок дисперсної фази дисперсні системи поділяються на грубо дисперсні (розмір часточок 10^-5-10^-7 м), до яких належать суспензії й емульсії та тонкодисперсні - колоїдні розчини або золі (розмір часточок 10^-7-10^-9 м). Якщо розмір часточок дисперсної фази менший ніж 10^-9 м, утворюються істинні розчини. При дослідженні властивостей дисперсних систем необхідно враховувати, що колоїдні системи відрізняються від суспензій і емульсій здатністю до агрегативної та кінетичної стійкості. Причиною агрегативної стійкості колоїдних розчинів є однойменний заряд гранул колоїдних частинок, кінетична стійкість зумовлюється наявністю броунівського руху.

Розглянемо будову колоїдної частинки на прикладі золю йодиду срібла, який утворюється при зливанні розведених розчинів нітрату срібла і йодиду калію:



Залежно від того, який з реагентів узятий в надлишку (чи ), колоїдна частинка золю буде мати різну будову. Одержані в результаті реакції молекули нерозчинної речовини злипаються, утворюючи мікрокристалик - агрегат. Оскільки розмір молекул дуже малий, для утворення агрегату повинна об'єднатися велика кількість молекул . Позначимо його через . На поверхні агрегату відбуваються адсорбційні процеси, причому переважно адсорбуються іони, які знаходяться в надлишку і які входять до складу молекул, що утворюють агрегат. Якщо в надлишку , на поверхні мікрокристалика переважно будуть адсорбуватися іони . Агрегат разом з адсорбованими іонами називають ядром. До ядра притягуються іони протилежного знаку, які знаходяться в надлишку (). Вони називаються протиіонами і їхня кількість завжди менша ніж кількість початково адсорбованих іонів (), які називаються потенціалвизначальними іонами.

Агрегат разом з адсорбційним шаром утворює гранулу. Оскільки кількість початково адсорбованих іонів завжди більша ніж протиіонів, гранула має заряд, рівний алгебраїчній сумі зарядів усіх іонів, що входять до адсорбційного шару. Біля поверхні гранули концентрується Х протиіонів , утворюючи так званий дифузний шар. Гранулу разом з дифузним шаром називають міцелою:



Будова міцели золю (у надлишку )

Якщо в розглянутій реакції в надлишку взяти , міцела буде мати іншу будову:

Будова міцели золю (у надлишку )

Необхідно звернути увагу на те, що при утворенні багатьох золів до адсорбційного шару входять багатозарядні іони. При складанні формул міцел таких золів необхідно враховувати багатозарядність іонів.

Треба знати, що порушення агрегативної стійкості призводить до укрупнення колоїдних частинок ? коагуляції. Коагуляція викликає порушення кінетичної стійкості системи, що призводить до утворення осаду (коагуляту). При дослідженні коагуляції золів електролітами необхідно звернути увагу на те, що коагуляцію викликають іони, які мають заряд, протилежний за знаком заряду гранули, причому чим більший заряд іона, тим вища його коагуляційна здатність.

Порядок виконання роботи

Дослід 1. Приготування суспензії крейди у воді.

Налити в дві пробірки дистильованої води до половини об'єму. В одну з них додати 1 мл 0,5%-ного розчину желатину. Потім внести в обидві пробірки по одному мікрошпателю розтертої в порошок крейди й інтенсивно перемішати. Відзначити відносну швидкість розшарування суспензії в обох пробірках.

Дослід 2. Приготування емульсії олії у воді.

Налити в дві пробірки по 5 мл води і по 5 мл олії. В одну з пробірок додати 5 крапель 2%-ного розчину мила. Закрити пробірки пробками й енергійно перемішати. Відзначити, в якій пробірці розшарування емульсії відбувається швидше.

Дослід 3. Одержання золю гідроксиду заліза (Ш) реакцією повного гідролізу хлориду заліза (Ш).

Нагріти до кипіння в склянці 20-30 мл дистильованої води. У киплячу воду по краплях додати 2%-ного розчину хлориду заліза (Ш) до утворення золю кольору настою міцного чаю. Одержаний розчин зберегти для наступного досліду.

Дослід 4. Коагуляція золю гідроксиду заліза (Ш), одержаного в попередньому досліді.

У три пробірки налити по 2 мл золю гідроксиду заліза (Ш). У першу пробірку додати декілька крапель розчину фосфату натрію, в другу - декілька крапель розчину хлориду натрію, третю залишити для порівняння. Відзначити зміни, які відбуваються.

Оформлення результатів роботи

Дослід 1 і 2. Зробити висновок про стійкість суспензій та емульсій. Що в цих системах є дисперсною фазою, а що - дисперсійним середовищем? До якого виду дисперсних систем вони належать? Як впливають мило і желатин на стійкість даних дисперсних систем? Як називаються такі речовини?

Дослід 3. Написати рівняння реакції повного гідролізу хлориду заліза, що відбувається при нагріванні, до утворення гідроксиду заліза. Скласти схему будови міцели золю гідроксиду заліза, враховуючи, що потенціал- визначальними іонами є іони заліза.

Дослід 4. Зробити висновок щодо іонів, які викликають коагуляцію. Як впливає заряд коагулюючого іону на швидкість коагуляції?

Питання для самоперевірки

1. Які системи називаються дисперсними? З чого вони складаються?

2. Чим відрізняються поняття істинний розчин і колоїдний розчин?

3. У чому проявляється кінетична та агрегативна стійкість золів? Чим вона пояснюється?

4. Якими засобами можна викликати коагуляцію колоїдного розчину?

Лабораторна робота № 12. Окисно-відновні реакції

Мета роботи -вивчення окисно-відновних властивостей різних речовин. Освоєння методики складання рівнянь окисно-відновних реакцій.

Загальні вказівки

При виконанні даної роботи необхідно знати, що до окисно-відновних реакцій належать реакції, які відбуваються зі зміною ступенів окиснення одного або кількох елементів, що входять до складу реагуючих речовин. Зміна ступеня окиснення зумовлена переходом або зміщенням електронів до більш електронегативного атома.

Окиснення - це процес віддачі електронів, а відновлення - приєднання електронів. Частинки, які віддають електрони, є відновниками, в процесі реакції вони окиснюються (їхній ступінь окиснення підвищується). Частинки, які приєднують електрони, є окисниками, під час реакції вони відновлюються (ступінь окиснення знижується). Елементи, які знаходяться у найвищому ступені окиснення можуть тільки відновлюватися, тому що їхні атоми спроможні лише приймати електрони: азот у ступені окиснення (+5) ( і нітрати), сірка (+6) (), марганець (+7) (), хром (+6) () та ін. Елементи, які знаходяться в найнижчому ступені окиснення, можуть тільки окиснюватися, оскільки їхні атоми здатні лише віддавати електрони: сірка в ступені окиснення (-2) ( і сульфіди), йод (-1) (і йодиди) та ін.

Речовини, які містять елементи в проміжних ступенях окиснення, мають окисно-відновну двоїстість. Вони здатні і приймати і віддавати електрони, залежно від того, з якою сполукою вони взаємодіють ( та ін.).

При складанні рівнянь окисно-відновних реакцій користуються двома методами підбору коефіцієнтів: методом електронного балансу і методом електронно-іонного балансу.

Метод електронного балансу дає змогу складати рівняння окисно-відновних реакцій, які відбуваються у водних розчинах, газовій та твердій фазах.

Метод електронно-іонного балансу використовують у рівняннях реакцій, які відбуваються в розчинах електролітів. У цьому випадку при визначенні коефіцієнтів у рівнянні окисно-відновної реакції виходять не із ступенів окиснення, а з реальних зарядів тих іонів, що існують у розчині.

Загальний хід складання рівнянь за обома методами однаковий. Вони різняться лише за п. 4 наведеної послідовності операцій.

Записати формули речовин, що вступають у реакцію.

Визначити, яка з них у цій реакції виявляє окисні, а яка - відновні властивості. Для цього знайти за формулами речовин ступені окиснення всіх елементів і згідно з їх положенням у періодичній системі визначити, які з них мають вищі ступені окиснення, які - нижчі.

Записати формули речовин, на які перетворюються окисники внаслідок відновлення, та відновники внаслідок окиснення.

Скласти електронні (метод електронного балансу) або електронно-іонні схеми (метод електронно-іонного балансу) процесів окиснення та відновлення. Підібрати коефіцієнти в цих схемах так, щоб загальне число електронів, які віддає відновник, дорівнювало загальному числу електронів, що приєднує окисник.

Розставити коефіцієнти в молекулярному рівнянні реакції так, щоб загальна кількість атомів кожного елемента була однакова в лівій і правій частинах рівняння.

При використанні електронно-іонного балансу треба мати на увазі: якщо в напівреакції є незбалансований кисень, то надлишок кисню в лівій частині напівреакції в кислому середовищі зв'язується іонами водню з утворенням молекул води, а в нейтральних та лужних - молекулами води з утворенням гідроксид-іонів .

(кисле середовище)

(нейтральне середовище)

Нестача кисню у лівій частині напівреакції поповнюється в кислому та нейтральному середовищах киснем з молекул води, при цьому утворюються іони водню, в лужному середовищі - за рахунок гідроксид-іонів з утворенням молекул води. Наприклад:



(нейтральне середовище)

(лужне середовище)

Визначимо коефіцієнти за методом електронно-іонного балансу в рівнянні реакції:

відновник	3 процес окиснення;
окисник	1 процес відновлення;

На характер перебігу окисно-відновних реакцій значно впливає середовище. Для створення кислого середовища звичайно використовують розведену , а лужне середовище створюють, вводячи в розчин або .

Порядок виконання роботи

Дослід 1. Окисно-відновні властивості нітриту натрію.

Узяти дві пробірки. В першу пробірку влити 3 мл розчину йодиду калію, додати декілька крапель розведеного розчину і розчин до змінення кольору. В другу пробірку налити 3 мл розчину , підкислити його розведеним розчином і додати розчин до утворення безбарвного розчину. Відзначити зміни.

Дослід 2. Вплив середовища на окисно-відновні реакції.

У три пробірки налити по 3 мл розчину перманганату калію. У першу додати 2 мл , в другу - 2 мл , в третю - 2 мл . У кожну пробірку додати по 3 мл розчину сульфіту натрію.

Оформлення результатів роботи

Дослід 1. Скласти рівняння окисно-відновних реакцій, використовуючи метод електронного або електронно-іонного балансу. Зробити висновок про те, в якому випадку нітрит-іони мають відновні, в якому - окисні властивості.

Дослід 2. Написати рівняння реакцій між і в кислому, нейтральному і лужному середовищах, враховуючи, що фіолетовий колір характерний для іонів , слабо-рожевий, майже безбарвний - для іонів , зелений - для іонів , бурий колір має осад . Зробити висновок щодо впливу середовища на глибину перебігу окисно-відновних процесів.

Питання для самоперевірки

1. Які реакції називаються окисно-відновними?

2. Що таке ступінь окиснення?

3. Що таке окисник і відновник?

4. Які сполуки мають окисно-відновну двоїстість?

5. Для яких реакцій використовують методи електронного та електронно-іонного балансів?



Лабораторна робота № 13. Гальванічні елементи

Мета роботи - ознайомлення з роботою гальванічного елемента (ГЕ) і вивчення впливу природи електродів на величину ЕРС гальванічного елемента.

Загальні вказівки

Гальванічний елемент - це прилад, що служить для перетворення хімічної енергії окисно-відновної реакції на електричну, причому електрони переходять від відновника до окисника не безпосередньо, а по зовнішньому провіднику (рис.4).

Рис. 4. Схема гальванічного елемента

Рис. 5. Схема подвійного електричного шару



Необхідно розуміти, що в основі роботи ГЕ лежать явища, що відбуваються на межі поділу метал - розчин електроліту. Для цього треба знати, що при зануренні металу в розчин на межі метал - розчин утворюється подвійний електричний шар (рис. 5), що призводить до виникнення стрибка потенціалу (електродний потенціал ().

Величину електродного потенціалу визначають за рівнянням Нернста, яке для = 25 ⁰С має вигляд:

,

де - стандартний електродний потенціал;

- число електронів, які віддає метал;

- концентрація іонів металу в розчині.

Величину можна знайти в довідкових таблицях (“ряд стандартних електродних потенціалів”). Положення металу в ньому характеризує його відновну здатність, а також окисні властивості його іонів у водних розчинах. Чим менше значення , тим активніший метал, тим сильніші відновні властивості виявляє він у вигляді простої речовини. Так, метал, який стоїть у ряду попереду, здатний витиснути із сполук метали, які стоять за ним.

При складанні ГЕ треба знати, що більш активний метал завжди є анодом, а менш активний - катодом. При цьому необхідно пам'ятати, що на аноді відбуваються процеси окиснення (віддачі електронів), а на катоді - процеси відновлення (приєднання електронів).

Роботу ГЕ розглянемо на прикладі мідно-цинкового ГЕ (див. рис. 4). На межі поділу фаз виникає різниця потенціалів і встановлюється рівновага:



Потенціал цинкового електрода має більш негативне значення, ніж потенціал мідного, тому при замиканні зовнішнього ланцюга і при з'єднанні цинку з міддю металевим провідником електрони будуть переходити з цинкової пластини на мідну. У результаті цього рівновага на цинковому електроді зміститься праворуч, тому в розчин перейде додаткова кількість іонів цинку, в той же час рівновага на мідному електроді зміститься ліворуч і на ньому відбудеться осідання іонів міді з розчину у вигляді атомів.

Таким чином, цинковий електрод буде анодом, на ньому відбувається процес окиснення цинку, а мідний електрод буде катодом, на ньому відбувається процес відновлення іонів міді:

На внутрішній ділянці ланцюга аніони переміщуються від мідного електрода до цинкового, а катіони і в зворотному напрямку.

Сумарний процес виражається рівнянням

Електрохімічні системи ГЕ зображують у вигляді схем, наприклад,

Ознайомившись з роботою гальванічного елемента, необхідно розрахувати його ЕРС за формулою:

ЕРС = ,

де і - потенціал відповідно катода і анода.

Порядок виконання роботи

Зібрати мідно-цинковий, залізо-цинковий і залізо-мідний ГЕ. Для цього налити в склянки 0,01М розчини , занурити в них електроди з відповідного металу і з'єднати попарно розчини - подібною трубкою, наповненою насиченим розчином у суміші з агар-агаром. З'єднати електроди зібраного ГЕ з вольтметром. Замкнути ланцюг і відзначити напрямок струму (див. рис. 4). Зняти показання за шкалою вольтметра.

Оформлення результатів роботи

1. Скласти схеми ГЕ. Вказати напрямок переміщення електронів по зовнішньому ланцюгу. Записати рівняння електродних процесів, скласти загальне рівняння реакції, що відображає роботу кожного ГЕ.

2. Розрахувати теоретичну величину ЕРС кожного з досліджених елементів, використовуючи рівняння Нернста.

Порівняти теоретичне значення ЕРС з експериментальним.

Зробити висновок щодо впливу природи електродів на величину ЕРС гальванічного елемента.

Питання для самоперевірки

1. Обчислити потенціал цинкового електрода, зануреного в 0,01 М розчин сульфату цинку; потенціал водневого електрода, зануреного в чисту воду при 25 ⁰С і тиску 1 атм.

2. Скласти схеми роботи двох ГЕ, в одному з яких мідь була б анодом, а в іншому - катодом. Написати рівняння реакцій, що відбуваються при роботі цих елементів, і розрахувати ЕРС елементів у стандартних умовах.

3. Користуючись таблицею стандартних електродних потенціалів, відзначити, який з наведених нижче атомів та іонів може:

а) окиснюватися за допомогою :

б) відновлюватися за допомогою :

.

Скласти молекулярні та іонні рівняння можливих реакцій.

Лабораторна робота № 14. Електроліз

Мета роботи - ознайомлення з процесами, що відбуваються при електролізі водних розчинів солей.

Загальні вказівки

Необхідно чітко уявляти, що суть електролізу пов'язана з окисно-відновними процесами, що відбуваються на електродах при проходженні електричного струму через розплав або розчин електроліту. Як і в гальванічному елементі, на катоді відбуваються процеси відновлення, а на аноді - окиснення.

При розгляданні електролізу водних розчинів треба знати, що, крім іонів розчиненої речовини, в електродних процесах можуть брати участь молекули води.

Катодні процеси. Послідовність розрядження іонів залежить від значень електродних потенціалів. Чим менша величина стандартного електродного потенціалу, тим важче відновлюються його іони. Тому на катоді, в першу чергу, відновлюються катіони металів з найбільшим значенням електродних потенціалів. Необхідно відзначити, що потенціал водневого електрода при 25⁰С у нейтральних розчинах (рН = 7) дорівнює (-0,41 В). Тому при електролізі водних розчинів солей найбільш активних металів (від Li до Al), електродні потенціали яких значно менші ніж - 0,41 В, іони металу не відновлюються, а відновлюються іони водню або молекули води:

Іони металів, розташованих у ряді напруг між Аl і Pb, відновлюються одночасно з іонами водню, оскільки величина його потенціалу (- 0,41 В) близька до значень електродних потенціалів цих металів.

Катіони металів, розташованих у ряді напруг після водню, повністю відновлюються на катоді.

Анодні процеси. Процеси, що відбуваються на аноді, залежать як від електроліту, так і від матеріалу анода. Розрізняють розчинні (активні) аноди (Cu, Aq, Zn, Ni і др.) і нерозчинні (інертні). Наприклад: графіт, платина.

1. Розчинний анод. У цьому випадку окиснюється метал, з якого виготовлений анод:

Нерозчинний (інертний) анод. При наявності в розчині іонів відбувається окиснення цих іонів. Наприклад:



При наявності в розчині аніонів кисневмісних кислот (наприклад, ), а також фторид-іона окиснення цих іонів не відбувається, а виділяється кисень завдяки електрохімічному окисненню гідроксид-іонів та молекул води:

Порядок виконання роботи

Дослід. Електроліз водного розчину йодиду калію.

Налити в U-подібну трубку 5% розчин йодиду калію. Занурити в розчин вугільні електроди і підключити їх до джерела постійного струму. Додати в катодний простір декілька крапель фенолфталеїну, а в анодний - декілька крапель розчину крохмалю. Відзначити зміну кольору розчину біля кожного з електродів.

Оформлення результатів роботи

Скласти рівняння реакцій, що відбуваються біля електродів, визначити продукти, які утворюються в білякатодному і біляанодному просторі після завершення процесу електролізу.

Питання для самоперевірки

1. У воді розчинені солі алюмінію, цинку і міді. Визначити послідовність реакцій на катоді.

2. Скласти електронні рівняння процесів, що відбуваються на електродах під час електролізу водних розчинів :

а) у випадку вугільного анода;

б) у випадку мідного анода.

3. Скласти електронні рівняння процесів, які відбуваються на електродах при електролізі розчинів .

Лабораторна робота № 15. Властивості алюмінію та заліза

Мета роботи - дослідження взаємодії та Fe з кислотами та лугами.

Загальні вказівки

Характерною властивістю металів є їхня здатність лише віддавати електрони й утворювати позитивно заряджені іони. Отже, метали можуть бути тільки відновниками. Як відновники метали взаємодіють з окисниками, наприклад, з киснем, сіркою, галогенами, азотом, фосфором. Лужні та лужноземельні метали взаємодіють також з воднем.

Активні метали взаємодіють з водою за кімнатної температури, середньої активності - при нагріванні, малоактивні метали з водою не взаємодіють.

Метали взаємодіють з кислотами з утворенням солей. У залежності від активності металу, природи та концентрації кислоти продукти відновлення кислоти можуть бути різними.

Деякі метали, що утворюють амфотерні гідроксиди (наприклад, ) взаємодіють з лугами.

Метали взаємодіють з розчинами солей менш активних металів. Явище витіснення одних металів іншими металами з їхніх солей вперше було вивчене російським вченим М.М. Бекетовим у 1865 р. Розмістивши всі метали в порядку послаблення електрохімічної активності він установив “витискувальний ряд”, який тепер називається рядом стандартних електродних потенціалів. Зіставивши значення стандартних потенціалів двох металів, можна визначити, який з них буде витісняти інший метал з розчинів його солей.

Порядок виконання роботи

Дослід 1. Дія кислот на алюміній.

1. Взаємодія алюмінію з соляною та сірчаною кислотами різної концентрації.

У три пробірки покласти по шматочку алюмінію і додати 5-10 крапель: у першу - 2 н розчину соляної кислоти, в другу - 2 н розчину сірчаної кислоти, у третю - концентрованої сірчаної кислоти (питома вага - 1,86 г/см³).

Порівняти активність взаємодії алюмінію з соляною та сірчаною кислотами за кімнатної температури. Підігріти пробірки з розведеними кислотами. Який газ виділяється в обох випадках за кімнатної температури та при нагріванні? За запахом визначити виділення при взаємодії алюмінію з концентрованою кислотою за кімнатної температури.

Обережно нагріти пробірку. Спостерігати помутніння розчину (виділяється вільна сірка).

2. Дія концентрованої азотної кислоти на алюміній (пасивація алюмінію).

Шматок алюмінієвої жерсті або дроту очистити наждаком, опустити в пробірку і долити 5-10 крапель концентрованої азотної кислоти (питома вага 1,4 г/см³). Чи взаємодіє алюміній з концентрованою азотною кислотою за кімнатної температури? Через 3-5 хвилин вилити кислоту з пробірки і обережно, не струшуючи металу, промити його 2-3 рази водою, після чого додати в пробірку 2-10 крапель концентрованої соляної кислоти. Чи взаємодіє зараз алюміній як у попередньому досліді? Відзначити пасивуючу дію концентрованої азотної кислоти на алюміній. Змити соляну кислоту з металу, знову промити його водою і додати в пробірку 5-10 крапель концентрованої азотної кислоти. Обережно нагріти пробірку в полум'ї пальника і відзначити взаємодію алюмінію з концентрованою азотною кислотою при нагріванні. Який газ виділяється? Написати рівняння реакції алюмінію з концентрованою азотною кислотою при нагріванні.

Дослід 2. Взаємодія алюмінію з лугом.

Маленький шматочок алюмінію помістити в пробірку і додати до нього 5-10 крапель 2 н розчину лугу. Чи розчиняється алюміній у розчині лугу? Звернути увагу на механізм розчинення.

У чистій воді за звичайної температури алюміній практично не розчиняється, тому що під дією води його поверхня швидко пасивується, покриваючись міцною плівкою. Ця плівка оксиду алюмінію легко розчиняється лугом з утворенням алюмінату.

Реакція відбувається за схемою:

а) (або

б)

Дослід 3. Взаємодія заліза з кислотами.

Налити в чотири пробірки по 5 крапель кислот: 2 н , 2 н , концентрованої (питома вага 1,84 г/см³), 2 н .

У кожну пробірку внести шматок залізної стружки. Пробірку з концентрованою нагріти. Потім додати в усі пробірки по краплі 0,01 н розчину роданіду калію або амонію, які утворюють з іонами заліза (Ш) сіль , інтенсивно забарвлену в червоний колір. У яких пробірках утворились іони ? У тих пробірках, де червоне забарвлення відсутнє, утворились іони . Чим пояснити, що при взаємодії заліза з сірчаною кислотою різної концентрації утворюються іони заліза з різним ступенем окиснення.

Оформлення результатів роботи

Скласти рівняння окисно-відновних реакцій взаємодії металів з кислотами, використовуючи метод електронного балансу. Зробити висновок щодо впливу активності металу, концентрації кислот та температури на глибину окисно-відновного процесу.

Питання для самоперевірки

1. Як змінюються металічні властивості в групах і періодах періодичної системи елементів?

2. Які метали називаються - елементами? Де вони знаходяться в періодичній системі?

3. Чим відрізняється дія на метали соляної і розведеної сірчаної кислот від дії концентрованої сірчаної і азотної кислот?

Лабораторна робота № 16. Комплексні сполуки

Мета роботи - вивчення явища комплексоутворення, міцності комплексних іонів, а також поведінки комплексних сполук у хімічних реакціях.

Загальні вказівки.

Комплексні сполуки - це сполуки, здатні утворювати в твердому стані кристалічні решітки, у вузлах яких розміщуються комплексні іони, здатні існувати також у розчині.

Комплексними іонами називаються складні іони, що утворені з різних іонів і молекул, які мають властивості, що відрізняються від властивостей складових частин.

Атом (іон) металу (або неметалу), який приєднує до себе протилежно заряджені іони або молекули, утворюючи комплексний іон, називається комплексоутворювачем, або центральним атомом (іоном).

Протилежно заряджені іони, або молекули, які безпосередньо з ним сполучені, називаються адендами, або лігандами. Ліганди розміщуються навколо центрального іона по-різному залежно від координаційного числа.

Координаційним числом називають число хімічних зв'язків, якими іон-комплексоутворювач приєднує ліганди.

Щоб відрізнити прості іони від комплексних, під час написання формул комплексних сполук складні іони беруть у квадратні дужки.

Значення координаційного числа залежить, насамперед, від ступеня окиснення центрального іона. Найхарактерніші координаційні числа для центрального іона зі ступенями окиснення +1; +2; +3; +4 дорівнюють відповідно 2; 4 і 6; 6 і 4; 8.

Так, у комплексних сполуках Pt(1Y), Cr(Ш), Co(Ш), Fe(Ш) найчастіше координаційне число дорівнює 6; у комплексних сполуках Сu(П) - 4 та 6; Zn, Pb(П), Pt(П) - 4; у комплексних сполуках Ag(1), Cu(1), Au(1) - 2. Ці координаційні числа відповідають максимальному насиченню координаційної сфери (координаційно насичені сполуки). Залежно від умов можуть утворюватися також координаційно ненасичені комплексні сполуки. Так, крім комплексного іона залежно від концентрації - іонів можуть утворюватися координаційно ненасичені комплексні іони та групи складу:

Заряд комплексного іона дорівнює алгебраїчній сумі зарядів простих іонів, що входять до його складу. На величину заряду комплексного іона не впливають електронейтральні молекули, що входять до його складу, наприклад:

Серед зовнішніх ознак комплексоутворення слід виділити такі: 1) зменшення кількості вільних іонів; 2) зменшення ступеня гідролізу; 3) зміна забарвлення; 4) зміна природи електроліту; 5) зміна розчинності компонентів системи.

...