Неорганическая химия: Учебно-методический комплекс: Методические указания к выполнению лабораторных работ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

СЕВЕРО-ЗАПАДНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ЗАОЧНЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра химии

Н Е О РГ А Н И Ч Е С К А Я Х ИМ ИЯ УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ

МАШИНОСТРОИТЕЛЬНО-ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ Специальность 261001.65 – технология художественной обработки материалов

Санкт-Петеpбург Издательство СЗТУ 2007

Утверждено редакционно-издательским советом университета УДК 546(07) Неорганическая химия: Методические указания к выполнению лабораторных работ/сост. И.А. Сраго. – СПб.: Изд-во СЗТУ, 2007. – 175 с. Методические указания разработаны в соответствии с государственными образовательными стандартами высшего профессионального образования. Настоящие указания предназначены для студентов I курса специальности 261001.65 «Технология художественной обработки материалов» и содержат описание проведения лабораторных работ, теоретические положения по их темам и примеры тестов, используемых при сдаче коллоквиумов. Рассмотрено на заседании кафедры химии 22 января 2007 г., одобрено методическим советом факультета технологии веществ и материалов 22 января 2007 г. Рецензенты: кафедра химии СЗТУ (В.Е. Коган, д-р. хим. наук, проф.); М.Ю. Скрипкин, канд. хим. наук, доцент СПбГУ.

Составитель

И.А. Сраго, канд. хим. наук, доц.

© Северо-Западный государственный заочный технический университет, 2007 2

1. ОБЩИЕ УКАЗАНИЯ Лабораторный практикум является необходимой составной частью дисциплины «Неорганическая химия», поскольку он призван осуществлять усвоение нового знания (полученного на лекциях и при изучении учебной литературы) через этап материального действия. Перед началом лабораторного практикума студент должен изучить «Инструкцию по технике безопасности и правилам поведения в лаборатории химии» и расписаться в «Журнале учета прохождения студентами инструктажа по технике безопасности». Подготовка к лабораторным работам предполагает самостоятельное изучение теоретического материала по соответствующим темам. Для этого студент должен использовать конспект лекций и учебную литературу, включая настоящее издание. Проверка уровня подготовленности студента к лабораторной работе производится преподавателем в начале каждой работы в тестовой форме. Примеры решения типичных тестовых заданий приведены в настоящем издании. Положительный результат сдачи теста является допуском к выполнению экспериментальной части лабораторной работы. Задание на лабораторную работу студент получает у преподавателя. После выполнения опытов необходимо составить отчет о лабораторной работе. Отчеты оформляются в тетради (обычно 18 листов), которая подписывается следующим образом: ТЕТРАДЬ Для лабораторных работ по неорганической химии Студента (-ки) I курса, факультета ТВ и М, специальности «Технология художественной обработки материалов» шифр № .………,

ФИО (в родительном падеже).

В конце занятия необходимо представить отчет на проверку преподавателю. Если отчет не подписан преподавателем, то работа считается несделанной 3

2. БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК 1. Глинка, H.Л. Общая химия/H.Л. Глинка. – Л.: Химия, 1983. – 704 c. 2. Суворов, А.В. Общая химия: учеб. пособие для вузов / А.В. Суворов, А.Б. Hикольский. – СПб.: Химия, 1995.-624 с. 3. Гельфман, М.И. Химия/М.И. Гельфман, В.П. Юстратов. – СПб.: Лань, 2001. 4. Степин, Б.Д. Hеорганическая химия/Б.Д. Степин, А.А. Цветков. – М.: Высш. шк, 1994. 5. Курс общей химии / под ред. H.В. Коровина. – М.: Высш. шк., 1990. 6. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия/Н.С. Ахметов. – М.: Высш. шк., 1981. 7. Кузьменко, Н.Е. Начало химии/Н.Е. Кузьменко, В.В. Еремин, В.А. Попков. – М.: 1 Федеративная Торговая Книгокомпания, 1998. 8. Лидин, Р.А. Справочник по общей и неорганической химии/Р.А. Лидин. – М.: Просвещение, 1997. 9. Лидин, Р.А. Справочник по неорганической химии/Р.А. Лидин, Л.Л. Андреева, В.А. Молочко. – М.: Химия, 1987. 10. Зайцев, О.С. Неорганическая химия. Теоретические основы: углубленный курс/О.С. Зайцев. – М.: Просвещение, 1997. 11. Гольбрайх, З.Е. Маслов, Е.И. Сборник задач и упражнений по химии/ З.Е. Гольбрайх, Е.И. Маслов. – М.: Высш. шк., 1997. 12. Суворов, А.В. Вопросы и задачи по общей химии/А.В. Суворов, А.Б. Hикольский. – СПб.: Химиздат, 2002. 13. Глинка, H.Л. Задачи и упражнения по общей химии/ H.Л. Глинка. – М.: Интеграл-пресс, 2002. 14. Романцева, Л.М. Сборник задач и упражнений по общей химии/Л.М. Романцева, З.Л Лещинская, В.А. Суханова. – М.: Высш. шк., 1991. 15. Лидин, Р.А. Неорганическая химия в вопросах/Р.А. Лидин, Л.Ю. Аликберова, Г.П. Логинова – М.: Химия, 1991. 16. Сраго, И.А. Окислительно-восстановительные реакции: текст лекций/И.А. Сраго. – СПб: СЗПИ, 1997. – 27 с. 4

3. ОПИСАНИЕ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ 3.1. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ 3.1.1. Цель работы Экспериментальное изучение влияния различных факторов на скорость реакции и на направление смещения равновесия. 3.1.2. Основные теоретические положения Химическая кинетика – раздел химии, который изучает закономерности протекания химических реакций во времени, т. е. скорости химических реакций и факторы, влияющие на них. К важнейшим факторам, влияющим на скорость химических реакций, относятся: природа реакции, концентрации реагентов, общее давление системы, температура и др. Скорость реакции – это величина, пропорциональная изменению количества вещества газообразного или растворенного участника реакции в единице реакционного объема (или на единице площади реакционной поверхности) за единицу времени. Влияние природы реагентов можно продемонстрировать на примере реакции омыления сложных эфиров, протекающей по уравнению CH3COOR(р-р) + OH-(р-р) = CH3COO-(р-р) + ROH(р-р), где R – алкил. При одинаковых концентрациях реагентов скорость этой реакции для метилацетата (R = CH3) в два раза больше, чем для этилацетата (R = C2H5). Влияние концентраций реагентов при постоянной температуре математически описывается кинетическим уравнением реакции, которое имеет следующий вид:

υ = k ∏{c(Ai )}x , i

i

5

(1)

где υ – скорость реакции; k – константа скорости (коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении); ∏ – произведение по всем i; c( A i ) – конценi

трация i-го реагента; xi – показатель степени, называемый частным порядком по i-му реагенту. Значения частных порядков находят из опыта. Сумма всех частных порядков называется общим порядком реакции. При записи кинетического уравнения необходимо учитывать, что в него не входят концентрации твердых и жидких реагентов (имеются в виду индивидуальные вещества в жидком состоянии, а не жидкие растворы). Пример 1. Для реакций, протекающих по уравнениям

3H2(г) + N2(г) = 2NH3(г), Zn(тв) + 2HF(р-р) = ZnF2(тв) + H2(г),

(*) (**)

составить кинетические уравнения в алгебраической форме. Решение x

x

υ = k{c(H 2 )} 1{c(N 2 )} 2 – кинетическое уравнение для (*), υ = k{c(HF)}x – кинетическое уравнение для (**). Концентрация цинка не входит в кинетическое уравнение второй реакции, поскольку цинк находится в твердом состоянии. Для нахождения частных порядков применяют методы, которые можно разделить на группы аналитических и графических. Простейший аналитический метод основан на решении степенного уравнения следующего вида:

υ2 / υ1 = (c2 / c1 ) x , где υ2 и υ1 – скорости реакции при концентрациях одного и того же реагента c2 и c1 соответственно (при постоянстве остальных концентраций и температуры); x – частный порядок по реагенту. 6

(2)

Пример 2. Для реакции, протекающей по уравнению (*), получены следую-

щие экспериментальные результаты: увеличение концентрации H2 в 4 раза приводит к двукратному увеличению скорости реакции, а увеличение концентрации N2 в 9 раз приводит к трехкратному увеличению скорости. Найти общий порядок реакции. Решение Подстановка данных задачи в уравнение (2) для H2 приводит к уравнению

2 = 4 x1 , откуда x1 = 0,5. Аналогичная подстановка данных для N2 дает нам уравнение

3 = 9 x , откуда x2 = 0,5. 2

Соответственно общий порядок реакции x1 + x2 = 0,5 + 0,5 = 1. Простейший графический метод основан на анализе формы графика зависимости скорости от концентрации данного реагента. Возможны четыре различных формы этого графика:

ƒ

прямая, параллельная оси абсцисс

υ

(это означает, что частный порядок по данному реагенту равен нулю);

0

7

с

ƒ

прямая, исходящая из начала ко-

υ

ординат (это означает, что частный порядок по данному реагенту равен единице);

0 ƒ

ветвь параболы порядка больше

одного (это означает, что частный порядок по данному реагенту больше единицы);

ƒ

ветвь параболы порядка меньше

одного (это означает, что частный порядок по данному реагенту меньше единицы).

8

с

Пример 3. Для реакции, протекающей по уравнению

CH3Br(р-р) + H2O(р-р) = CH3OH(р-р) + HBr(р-р), получены следующие экспериментальные результаты в графической форме:

υ

0

υ

0

c(CH3Br)

c(H2O)

Найти частные порядки реакции по обоим реагентам. Решение Из первого графика видно, что частный порядок реакции по первому реагенту (CH3Br) равен 1. Из второго графика видно, что частный порядок реакции по второму реагенту (H2O) равен 0. Общее давление системы влияет на скорость реакции через изменение концентраций газообразных реагентов, которые (концентрации) прямо пропорциональны общему давлению. Математически эту зависмость можно изобразить следующей формулой: ∑ xi

υ2 / υ1 = ( p2 / p1 ) i ,

(3)

где υ2 и υ1 – скорости реакции при давлениях p2 и p1 соответственно; ∑ xi – сумма i

частных порядков по всем газообразным реагентам.

9

Пример 4. Для реакции, протекающей по уравнению

SO2(г) + 2H2(г) = 2H2O(г) + S(тв), экспериментально определенное кинетическое уравнение имеет следующий вид:

υ = κ{c(SO 2 )}1{c(H 2 )}1. Во сколько раз возрастет скорость этой реакции при увеличении общего давления в системе в 4 раза? Решение Из кинетического уравнения видно, что частные порядки по обоим газообразным реагентам равны 1, значит их сумма равна 2. Отношение давлений равно 4. Подстановка этих данных в (3) приводит к уравнению v2/v1 = 42, значит, v2/v1 = 16. Влияние температуры на скорость реакции количественно описывается уравнением Вант-Гоффа: Τ -Τ υ2 = γ 10 , υ1 2

1

(4)

где υ2 и υ1 – скорости реакции при температурах T2 и T1 соответственно; γ – температурный коэффициент скорости реакции. Отметим, что для подавляющего большинства реакций γ Є [1,5;5]. Пример 5. На сколько градусов Цельсия повысили температуру, если ско-

рость реакции, температурный коэффициент которой равен 2, выросла в 8 раз? Решение Из условия: 8=2

υ2 =8, γ=2; υ1 Τ 2 -Τ1 10

,

(T2-T1)/10 = 3; T2-T1 = 30 0C.

10

Химическое равновесие – состояние обратимого процесса, при котором ско-

рости прямой и обратной реакций одинаковы, а энергия Гиббса реакции равна нулю. Температуру, общее давление и количества вещества всех участников реакции называют внешними параметрами равновесия. Количества веществ газообразных и растворенных участников реакции (моль) при равновесии называются равновесными количествами. Совокупность их конкретных значений определяет положение равновесия. Переход из одного положения равновесия в другое при изменении внешних параметров называется смещением равновесия. Если после смещения равновесия продуктов реакции ста-

ло больше, а реагентов меньше, то это смещение вправо, а если наоборот – то влево. Отметим, что если смещение равновесия вызвано добавлением или отводом

одного из участников реакции, то судить о направлении смещения можно только по изменению количеств других участников. Если термохимическое уравнение реакции имеет следующий вид:

∑ ai A i (г) + ∑ aκ A κ (р-р) + ∑ al A l(тв) R ∑ bjB j(г) + ∑ bm Bm (р-р ) + ∑ bn Bn(тв) i

κ

l

j

m

n

(5)

ΔНx.р. = … кДж/моль; где аi, аk, аl, j, bm, bn – стехиометрические коэффициенты; Ai, Ak, Al – формулы реагентов; Bj, Bm, Bn – формулы продуктов реакции; ΔНx.р. – энтальпия реакции, то влияние изменения внешних параметров на направление смещение равновесия можно свести в табл. 1.

11

Таблица 1 Влияние внешнего воздействия на смещение равновесия

Изменение внешних

Характеристика

Направление смещения

параметров равновесия

реакции

равновесия

Температура

повышается

∆Hх.р. < 0

влево

∆Hх.р. > 0

вправо

∆Hх.р. < 0

вправо

∆Hх.р. > 0

влево

изменяется

∆Hх.р..= 0

нет смещения

повышается

∑ ai > ∑ b j

вправо

∑ ai < ∑ b j

влево

∑ ai > ∑ b j

влево

∑ ai < ∑ b j

вправо

∑ ai = ∑ b j

нет смещения

понижается

Давление

i

j

i

понижается

j

i

j

i

изменяется Добавление Ai и Ak,

j

i

j

—

вправо

—

влево

отвод Bj и Bm Добавление Bj и Bm, отвод Ai и Ak Добавление и отвод

Жидкость не является

Al и Bn

растворителем

12

нет смещения

Пример 6. Как можно сместить влево равновесие в системе 2HgCl2(p-p) + C2 O42-(p-p) R Hg 2 Cl2(тв) + 2CO2(г) + 2Cl- (p-p) ; ∆Hх.р. = -277 кДж/моль?

а) понижением температуры; б) добавлением HgCl2; в) добавлением Hg2Cl2; г) отводом Cl-; д) повышением давления. Решение Энтальпия реакции отрицательна (-277 < 0), значит, согласно табл. 1 понижение температуры смещает равновесие вправо. Добавление HgCl2, то есть растворенного реагента, согласно табл. 1 смещает равновесие вправо. Добавление Hg2Cl2, то есть твердого участника реакции, согласно табл. 1 не смещает равновесие. Отвод Cl-, то есть растворенного продукта, согласно табл. 1 смещает равновесие вправо. Сумма коэффициентов при формулах газообразных реагентов равна нулю, поскольку в левой части уравнения нет формул газов, то есть ∑ ai = 0. Сумма коi

эффициентов при формулах газообразных продуктов равна 2, поскольку единственный газообразный продукт – это CO2, а коэффициент перед его формулой равен 2 ( ∑ b j = 2). 0 < 2, значит, согласно табл. 1, повышение давления смещает равj

новесие влево. Правильный ответ – д). Пример 7. В какой из равновесных систем можно сместить равновесие вправо путем повышения давления? а) H2(г) + Br2(г) R 2HBr(г);

б) S(тв) + O2(г) R SO2(г); в) S(тв) + 2HI(г) R I2(г) + H2S(г); г) CO2(г) + S(г) R SO2(г) + C(тв). Решение Согласно табл. 1 повышение давления смещает равновесие вправо, если сумма коэффициентов при формулах газообразных реагентов больше суммы коэффициентов при формулах газообразных продуктов. Этому условию отвечает только вариант г), в котором ∑ ai = 2, а ∑bj = 1. Очевидно, что правильный ответ – г). i

j

13

3.1.3. Образец теста1, 2 1. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20 0C до 80 0C, если ее температурный коэффициент равен 2? 1. 36 2. 64 3. 42 4. 18 5. 6 2. Скорость прямой реакции при повышении в три раза концентрации этаналя CH3CHO в системе CH3CHO(г) R CH4(г) + CO(г) увеличится в девять раз. Об-

щий порядок реакции равен 1. 27 2. 9

3. 2

4. 3

5. 1

3. Во сколько раз нужно увеличить общее давление в той же системе (см. вопрос 2), чтобы скорость прямой реакции увеличилась в сто раз? 1. 30 2. 100 3. 20 4. 10 5. 45 4. Как можно сместить влево равновесие в системе 2NO2(г) R N2O4(г); ∆Hх.р. = -57,3 кДж/моль? 1. 2. 3. 4. 5.

Повышением температуры; Добавлением NO2; Отводом N2O4; Повышением давления; Понижением температуры.

5. В какой из равновесных систем можно сместить равновесие вправо путем повышения давления? 1. CO(г) + H2O(г) R CO2(г) + H2(г); 2. CaCO3(тв) R CaO(тв) + CO2(г); 3. C(тв) + H2O(г) R H2(г) + CO(г); 4. C(тв) + O2(г) R CO2(г); 5. 2CO(г) R 2C(тв) + O2(г).

1

Правильный ответ на каждый вопрос только один, в ответе указываются только номера правильных ответов 2 Правильные ответы на стр.172

14

3.1.4. Методика выполнения работы Опыт 1. Влияние концентраций реагентов на скорость реакции тиосульфата

натрия с серной кислотой. Уравнение реакции: Na2S2O3(р-р) + H2SO4(р-р) = Na2SO4(р-р) + S(тв) + SO2(г) + H2O(ж) Таблица 2

Составы растворов для кинетических измерений

№

№ пары

опыта растворов

1.1

1.2

Объем раствора, мл Na2S2O3

H2SO4

H 2O

реагентов

a

b

c

1

15

5

0

2

12

5

3

3

10

5

5

4

8

5

7

5

5

5

10

1

20

15

0

2

20

12

3

3

20

10

5

4

20

8

7

5

20

5

10

В пять стаканов налейте раствор тиосульфата натрия Na2S2O3 в объемах, указанных в табл. 2 (столбец a), отмеряя объемы с помощью мерного цилиндра. В пять других стаканов налейте раствор серной кислоты H2SO4 в объемах, указанных в табл. 2 (столбец b), отмеряя объемы с помощью другого мерного цилиндра. 15

Добавьте указанные в табл. 2 (столбец c) объемы дистиллированной воды в стаканы с растворами Na2S2O3 (в опыте 1.1) или в стаканы с растворами H2SO4 (в опыте 1.2), отмеряя объемы с помощью третьего мерного цилиндра. Сливайте последовательно каждую пару растворов реагентов, засекая время реакции τ от момента смешивания до начала помутнения. Полученные результаты запишите в таблицу по форме 1. Найдите значения условной скорости реакции υ, и изменяющейся относительной концентрации реагента по следующим формулам:

cотн(Na S O ) = 2

2

3

cотн(H SO ) = 2

4

a , a +b +c b

a +b +c

,

(6)

(7)

где a – объем раствора Na2S2O3, мл; b – объем раствора H2SO4, мл; c – объем H2O, мл. Результаты Ваших расчетов тоже запишите в таблицу по форме 1. Постройте график зависимости условной скорости (по оси ординат) от изменяющейся относительной концентрации реагента (по оси абсцисс). Сделайте вы-

вод о характере зависимости скорости данной реакции от концентрации данного реагента. По форме графика оцените значение частного порядка данной реакции по данному реагенту. Запишите кинетическое уравнение изучаемой реакции.

16

Опыт 2. Влияние концентраций на скорость реакции иодата калия с сульфи-

том натрия в сернокислой среде. Уравнение реакции: 2KIO3(р-р) + 5Na2SO3(р-р) + H2SO4(р-р) = I2(р-р) + H2O(ж) + 5Na2SO4(р-р) + K2SO4(р-р) Таблица 3

Составы растворов для кинетических измерений

№

№ пары

опыта растворов

2.1

2.2

Объем раствора, мл KIO3

Na2SO3 и H2SO4

H 2O

реагентов

a

b

c

1

30

20

0

2

25

20

5

3

20

20

10

4

15

20

15

5

10

20

20

1

20

30

0

2

20

25

5

3

20

20

10

4

20

15

15

5

20

10

20

В пять стаканов налейте раствор иодата калия KIO3 в объемах, указанных в табл. 3 (столбец a), отмеряя объемы с помощью мерного цилиндра. В пять других стаканов налейте смесь растворов сульфита натрия Na2SO3 и серной кислоты H2SO4 в объемах, указанных в табл. 3 (столбец b), отмеряя объемы с помощью другого мерного цилиндра. В каждый из этих пяти стаканов добавьте по несколько капель раствора крахмала. 17

Добавьте указанные в табл. 3 (столбец c) объемы дистиллированной воды в стаканы с растворами KIO3 (в опыте 2.1) или в стаканы с растворами Na2SO3 и H2SO4 (в опыте 2.2), отмеряя объемы с помощью третьего мерного цилиндра. Сливайте последовательно каждую пару растворов реагентов, засекая время реакции τ от момента смешивания до момента появления синей окраски. Полученные результаты запишите в таблицу по форме 1. Найдите значения условной скорости реакции υ и изменяющейся относительной концентрации реагента по следующим формулам:

cотн(KIO ) = 3

a , a +b+c

cотн(Na SO ) = 2

3

b

a +b+c

(8)

,

(9)

где a – объем раствора KIO3, мл; b – объем раствора Na2SO3 и H2SO4, мл; c – объем H2O, мл. Результаты Ваших расчетов тоже запишите в таблицу по форме 1. Постройте график зависимости условной скорости (по оси ординат) от изменяющейся относительной концентрации реагента (по оси абсцисс). Сделайте вы-

вод о характере зависимости скорости данной реакции от концентрации данного реагента. По форме графика оцените значение частного порядка данной реакции по данному реагенту. Запишите кинетическое уравнение изучаемой реакции.

18

Опыт 3. Влияние концентраций реагентов на скорость реакции тиоцианата

железа (III) с тиосульфатом натрия. Уравнение реакции: 2Fe(NCS)3(р-р) + 2Na2S2O3(р-р) = 2Fe(NCS)2(р-р) + 2NaNCS(р-р) + Na2S4O6(р-р) Таблица 4

Составы растворов для кинетических измерений

№ опыта

№ пары растворов реагентов

Объем раствора, мл Fe(NCS)3

Na2S2O3

H 2O

a

b

c

3.1.

1 2 3 4 5

30 25 20 15 10

20 20 20 20 20

0 5 10 15 20

3.2.

1 2 3 4 5

20 20 20 20 20

30 25 20 15 10

0 5 10 15 20

В пять стаканов налейте раствор тиоцианата железа (III) Fe(NCS)3 в объемах, указанных в табл. 4 (столбец a), отмеряя объемы с помощью мерного цилиндра. В пять других стаканов налейте раствор тиосульфата натрия Na2S2O3 в объемах, указанных в табл. 4 (столбец b), отмеряя объемы с помощью другого мерного цилиндра. Добавьте указанные в табл. 4 (столбец c) объемы дистиллированной воды в стаканы с растворами Fe(NCS)3 (в опыте 3.1) или в стаканы с растворами Na2S2O3 (в опыте 3.2), отмеряя объемы с помощью третьего мерного цилиндра. Сливайте последовательно каждую пару растворов реагентов, засекая время 19

реакции τ от момента смешивания до момента исчезновения красной окраски. Полученные результаты запишите в таблицу по форме 1. Найдите значения условной скорости реакции υ , и изменяющейся относительной концентрации реагента по формулам: c

отн(Fe(NCS)3 )

c

отн(Na2S2O3)

=

a , a+b+c

(10)

=

b , a+b+c

(11)

где a – объем раствора Fe(NCS)3, мл; b – объем раствора Na2S2O3, мл; c – объем H2O, мл. Результаты Ваших расчетов тоже запишите в таблицу по форме 1. Постройте график зависимости условной скорости (по оси ординат) от изменяющейся относительной концентрации реагента (по оси абсцисс). Сделайте вывод о характере зависимости скорости данной реакции от концентрации данного реагента. По форме графика оцените значение частного порядка данной реакции по данному реагенту. Запишите кинетическое уравнение изучаемой реакции. Форма 1 Результаты эксперимента и расчетов

№ опыта

Время реакции τ, с

Условная скорость реакции υ = 1/τ, с-1

20

Относительная концентрация c отн.(...)

Опыт 4. Влияние изменения температуры на равновесие диссоциации гидра-

та аммиака Термохимическое уравнение реакции: 0 NH 3(г) + H 2 O(ж) R NH +4 (р-р) + OH − (р-р) ; ΔH х.р. < 0.

Налейте в пробирку 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте туда же несколько капель раствора фенолфталеина. Запишите наблюдения (какова окраска фенолфталеина в щелочной среде, то есть при избытке ионов OH-). В другую пробирку налейте 1 мл дистиллированной воды и добавьте туда же несколько капель раствора фенолфталеина. Запишите наблюдения (какова окраска фенолфталеина в нейтральной среде, то есть при равенстве концентраций H+ и OH-). В колбу или стакан налейте 40 мл дистиллированной воды, добавьте туда же 2 мл концентрированного раствора гидроксида аммония и несколько капель раствора фенолфталеина. Перемешайте полученный раствор и отлейте 1-2 мл его в пробирку. Запишите наблюдения (какова окраска индикатора в растворе). Сделайте вывод о характере среды (нейтральном, щелочном) в изучаемом растворе. Нагрейте пробирку на спиртовке до изменения окраски. Запишите наблюдения (как изменилась интенсивность окраски индикатора в растворе после нагревания). Сделайте вывод об изменении характера среды раствора после нагревания, об изменении количества ионов OH- (увеличении или уменьшении) и о направлении смещения равновесия (вправо или влево) после нагревания. Дайте пробирке 2 минуты остыть и охладите ее под краном. Запишите наблюдения (как изменилась интенсивность окраски индикатора в растворе после охлаждения). Сделайте вывод об изменении характера среды раствора после охлаждения, об изменении количества ионов OH- (увеличении или уменьшении) и о направлении смещения равновесия (вправо или влево) после охлаждения. Сформулируйте общий вывод о смещении равновесия экзотермической реакции при повышении и при понижении температуры. 21

Опыт 5. Влияние изменения температуры на равновесие реакции образова-

ния иодокрахмала. Термохимическое уравнение реакции: I 2(р-р) + (С6 H10 O5 ) n(р-р) R (С6 H10 O5 ) n ⋅ I 2(р-р) ; ΔН х0. р. <0. дииод

крахмал

иодокрахмал

В пробирку налейте несколько капель иодной воды I2(aq). Запишите наблюдения (какова окраска иодной воды). В другую пробирку налейте 5 мл раствора крахмала. Запишите наблюдения (какова окраска раствора крахмала). Налейте раствор крахмала в пробирку с иодной водой и перемешайте. Запишите наблюдения (какова окраска раствора иодокрахмала). Отлейте 1 мл полученного раствора в третью пробирку. Нагрейте эту пробирку на спиртовке до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какова окраска раствора после нагревания). Сделайте вывод об изменении количества молекул иодокрахмала (увеличении или уменьшении) и дииода (увеличении или уменьшении) и о направлении смещения равновесия (вправо или влево) после нагревания. Дайте пробирке 2 минуты остыть и охладите ее под краном. Запишите наблюдения (какова окраска раствора после охлаждения). Сделайте вывод об изменении количества молекул иодокрахмала (увеличении или уменьшении) и дииода (увеличении или уменьшении) и о направлении смещения равновесия (вправо или влево) после охлаждения. Сформулируйте общий вывод о смещении равновесия экзотермической реакции при нагревании и при охлаждении системы.

22

Опыт 6. Влияние изменения температуры на равновесие реакции гидролиза

ацетат-иона. Термохимическое уравнение реакции гидролиза: 0 CH 3COO-(р-р) + H 2 O(ж) R HCH 3COO(р-р) + OH -(р-р) ; ΔH х.р. > 0.

Налейте в пробирку 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте туда же несколько капель раствора фенолфталеина. Запишите наблюдения (какова окраска фенолфталеина в щелочной среде, то есть при избытке ионов OH-). В другую пробирку налейте 1 мл дистиллированной воды и добавьте туда же несколько капель раствора фенолфталеина. Запишите наблюдения (какова окраска фенолфталеина в нейтральной среде, то есть при равенстве концентраций H+ и OH-). Налейте в пробирку 1 мл раствора ацетата натрия и добавьте туда же несколько капель раствора фенолфталеина. Запишите наблюдения (какова окраска индикатора в этом растворе). Сделайте вывод о характере среды (нейтральном, щелочном) в изучаемом растворе. Нагрейте пробирку на спиртовке до начала кипения раствора. Запишите наблюдения (как изменилась интенсивность окраски индикатора в растворе после нагревания). Сделайте вывод об изменении характера среды раствора после нагревания, об изменении количества ионов OH- (увеличении или уменьшении) и о направлении смещения равновесия (вправо или влево) после нагревания. Дайте пробирке 2 минуты остыть и охладите ее под краном. Запишите наблюдения (как изменилась интенсивность окраски индикатора в растворе после охлаждения). Сделайте вывод об изменении характера среды раствора после охлаждения, об изменении количества ионов OH- (увеличении или уменьшении) и о направлении смещения равновесия (вправо или влево) после охлаждения. Сформулируйте общий вывод о смещении равновесия эндотермической реакции при повышении и при понижении температуры.

23

Опыт 7. Влияние изменения количества вещества на равновесие реакции

диссоциации гидроксида аммония. Уравнение реакции:

NH 4OH ( р − р ) R NH + + ОН . 4 ( р - р) ( р − р) катион аммония

гидроксид-ион

Налейте в пробирку 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте туда же несколько капель раствора фенолфталеина. Запишите наблюдения (какова окраска фенолфталеина в щелочной среде, то есть при избытке ионов OH-). В другую пробирку налейте 1 мл дистиллированной воды и добавьте туда же несколько капель раствора фенолфталеина. Запишите наблюдения (какова окраска фенолфталеина в нейтральной среде, то есть при равенстве концентраций H+ и OH-). В третью пробирку налейте 4 мл дистиллированной воды и 2 капли раствора фенолфталеина, затем добавьте туда же несколько капель концентрированного раствора гидроксида аммония и перемешайте. Запишите наблюдения (какова окраска индикатора в этом растворе). Сделайте вывод о характере среды (нейтральном, щелочном) в изучаемом растворе. Полученный раствор разлейте на две пробирки. Одну из пробирок оставьте в качестве контрольной, а во вторую насыпьте несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) хлорида аммония и перемешайте до полного растворения. Запишите наблюдения (как изменилась интенсивность окраски индикатора после добавления соли). Сделайте вывод об изменении характера среды раствора, об изменении количества ионов OH- (увеличении или уменьшении) и о направлении смещения равновесия (вправо или влево) после добавления соли. Учитывая, что хлорид аммония в растворе диссоциирует с образованием катионов аммония (продуктов реакции диссоциации гидроксида аммония), сформулируйте общий вывод о направлении смещения равновесия при добавлении растворенного продукта реакции.

24

Опыт 8. Влияние изменения количества вещества на равновесие между хро-

мат- и дихромат-ионами в растворе. Схема равновесия: + ОН- (р-р) R – H2O (ж) дихромат-ион

хромат-ион

Cr2 O72− (р-р)

CrO 24− (р-р) R H+ (р-р) +

H2O (ж) – В первую пробирку налейте 1 мл раствора дихромата калия, а во вторую – 1 мл раствора хромата калия. Запишите наблюдения (каковы окраски этих растворов). Учитывая, что дихромат калия в растворе существует в виде дихроматионов и катионов калия, а хромат калия - в виде хромат-ионов и катионов калия, сделайте вывод о том, какие ионы придают какие окраски этим растворам. Добавляйте по каплям в первую пробирку раствор гидроксида натрия до изменения окраски. Запишите наблюдения (какова стала окраска раствора после добавления гидроксида). Сделайте вывод об изменении количества дихроматионов (увеличении или уменьшении) и хромат-ионов (увеличении или уменьшении) и о направлении смещения равновесия прямой реакции (в сторону продуктов или в сторону реагентов) после добавления гидроксида натрия. Добавляйте по каплям во вторую пробирку раствор серной кислоты до изменения окраски. Запишите наблюдения (какова стала окраска раствора после добавления кислоты). Сделайте вывод об изменении количества дихромат-ионов (увеличении или уменьшении) и хромат-ионов (увеличении или уменьшении), и о направлении смещения равновесия обратной реакции (в сторону продуктов или в сторону реагентов) после добавления серной кислоты. Учитывая, что гидроксид натрия в растворе диссоциирует с образованием гидроксид-ионов (реагентов прямой реакции), а серная кислота – катионов водорода (реагентов обратной реакции), сформулируйте общий вывод о направлении смещения равновесия при добавлении растворенного реагента. 25

Опыт 9. Влияние изменения количества вещества на равновесие реакции диссо-

циации уксусной кислоты. Уравнение реакции:

HCH3COO( р- р ) R H + ( p − p ) + СH3COO-( p − p ) . ацетат-ион

Налейте в пробирку 1 мл раствора хлороводородной кислоты и добавьте туда же несколько капель раствора метилоранжа. Запишите наблюдения (какова окраска метилоранжа в кислой среде, то есть при избытке ионов H+). В другую пробирку налейте 1 мл дистиллированной воды и добавьте туда же несколько капель раствора метилоранжа. Запишите наблюдения (какова окраска метилоранжа в нейтральной среде, то есть при равенстве концентраций H+ и OH-).

В третью пробирку налейте 2 мл раствора уксусной кислоты, несколько капель раствора метилоранжа и перемешайте. Запишите наблюдения (какова окраска индикатора в этом растворе). Сделайте вывод о характере среды (нейтральном, кислом) в изучаемом растворе. Полученный раствор разлейте на две пробирки. Одну из пробирок оставьте в качестве контрольной, а во вторую насыпьте несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) ацетата натрия и перемешайте до полного растворения. Запишите наблюдения (как изменилась окраска индикатора после добавления соли). Сделайте вывод об изменении характера среды раствора, об изменении количества ионов H+ (увеличении или уменьшении) и о направлении смещения равновесия (вправо или влево) после добавления соли. Учитывая, что ацетат натрия в растворе диссоциирует с образованием ацетат-ионов (продуктов реакции диссоциации уксусной кислоты), сформулируйте общий вывод о направлении смещения равновесия при добавлении растворенного продукта реакции.

26

3.1.5. Содержание отчета

1. Название работы. 2. Цель работы. 3. Для опытов 1, 2, 3: уравнение реакции; таблица по форме 1; график зависимости условной скорости реакции от изменяющейся относительной концентрации реагента; вывод о характере зависимости скорости данной реакции от концентрации данного реагента; оценка значения частного порядка; кинетическое уравнение. 4. Для опытов 4-9: уравнение (или схема) реакции (если необходимо, то термохимическое); описание наблюдений вместе с промежуточными выводами; общий вывод.

27

3.2. . РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ 3.2.1. Цель работы

Приобретение навыков составления молекулярных и ионных уравнений реакций, протекающих в растворах электролитов. Изучение направления протекания ионных реакций. 3.2.2. Основные теоретические положения

Электролиты – вещества, которые при растворении в полярном растворителе (в частности, в воде) распадаются на ионы, а также молекулярные ионы, которые в растворе распадаются с образованием других ионов. Процесс распада электролитов на ионы называется электролитической диссоциацией. Неэлектролиты – вещества, которые не распадаются на ионы в растворе. Дальнейшее изложение относится к разбавленным водным растворам. К электролитам – веществам относятся кислоты, основания, амфолиты (амфотерные гидроксиды) и соли. К неэлектролитам относятся, в частности, оксиды (кроме воды). Электролиты, диссоциация которых протекает необратимо, называются сильными, обратимо – слабыми. Сила электролита зависит только от его природы и никак не связана с его растворимостью. Количественной характеристикой силы электролита является его константа диссоциации. Значения этих констант для слабых электролитов приводятся в справочниках. Чем меньше эта величина, тем слабее электролит. К сильным электролитам-веществам относятся: а) почти все соли (исключения – Fe(NCS)3, HgCl2 и некоторые другие, являющиеся слабыми); б) сильные кислоты – HЭ (Э = Br, Cl, I), HЭO3 (Э = Br, Cl, I, N), HЭO4 (все), H2ЭO4 (Э = S, Se), H2Cr2O7, HNCS; 28

в) сильные основания (щелочи) - MOH (M = Cs, Fr, K, Li, Na, Rb, Tl), M(OH)2 (M = Ba, Ca, Ra, Sr). Сильные кислоты распадаются на катионы водорода и кислотные остатки, например: H 2SO4 → 2H + +SO24− ,

щелочи диссоциируют на катионы металлов и гидроксид-ионы, например:

KOH → K + + OH − , а средние соли – на катионы металлов (или аммония) и кислотные остатки, например:

(NH 4 )2 SO4 → 2NH4+ +SO42− . К слабым электролитам-веществам относятся: а) слабые кислоты – все остальные кислоты, кроме вышеперечисленных сильных; б) слабые основания – NH4OH, M(OH)2 (M = Cr, Hg, Mg, Mn, V), M(OH)3 (M = Ac, Bi, La, Ti, Y) и амфолиты - все остальные соединения состава M(OH)x (M – металл или H), кроме вышеперечисленных щелочей и слабых оснований. Пример 1. Укажите формулу слабого электpолита:

а) HClO4; б) Ba(OH)2; в) CaF2; г) Be(OH)2. Решение Определяем класс и электролитические свойства всех веществ: HClO4 – кислота, сильный; Ba(OH)2 – основание, сильный; CaF2 – соль, сильный; Be(OH)2 – амфолит, слабый. Правильный ответ – г). Пример 2. Укажите формулу сильного электpолита:

а) Al(OH)3; б) BaSO4; в) Mn(OH)2; г) HNO2. Решение Al(OH)3 – амфолит, слабый; BaSO4 – соль, сильный; Mn(OH)2 – основание, слабый; HNO2 – кислота, слабый. Правильный ответ – б).

29

Многие ионы придают растворам определенную окраску (говорят, что ионы окрашены). Поскольку сильные электролиты в растворах содержатся только в виде ионов, то определить окраску данного иона можно, сравнив окраски двух растворов сильных электролитов, содержащих одинаковые ионы, причем один из растворов должен быть бесцветным. Пример 3. Раствор хромата натрия имеет желтую окраску, а раствор хлорида

натрия (поваренной соли) – бесцветен. Какие ионы придают окраску раствору хромата натрия? Решение Na2CrO4 и NaCl – это соли, то есть сильные электролиты. Напишем уравнения их диссоциации: Na 2CrO4 → 2Na + + CrO24− и NaCl → Na + + Cl− . Из второго уравнения видно, что в растворе NaCl содержатся только ионы Na+ и Cl-. Поскольку раствор хлорида натрия бесцветен, то очевидно, что ни один из этих ионов не окрашен. Из первого уравнения видно, что в растворе Na2CrO4 содержатся только катионы натрия и хромат-ионы. Поскольку первые не окрашены, то, значит, окрашены вторые. Таким образом, желтую окраску в растворе имеет хромат-ион. Уравнение диссоциации воды таково: H 2O( ж ) R H + ( р − р ) + OH − ( р − р ) . По характеру среды водные растворы делят на нейтральные, в которых количества катионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, кислые, в которых преобладают катионы водорода и щелочные, в которых преобладают гидроксидионы. Для качественного определения характера среды используют растворы ин-

дикаторов – органических веществ, которые в разных средах имеют разную окраску. Индикаторами обычно являются слабые органические кислоты или их со-

30

ли. У этих веществ молекулы и анионы кислотных остатков окрашены поразному. Например, у бромтимолового синего (соли слабой кислоты) молекула имеет желтую окраску, поэтому в кислой среде, где преобладают молекулы кислоты, он желтый, а анион имеет синюю окраску, поэтому в щелочной среде, где преобладают анионы, индикатор синий. В нейтральном растворе количества молекул кислоты и анионов кислотных остатков сравнимы и индикатор приобретает зеленую окраску (результат наложения желтого и синего цветов). Реакции, протекающие в растворах электролитов (ионные реакции), записывают тремя уравнениями: молекулярным, содержащим только формулы веществ,

полным и кратким ионными, которые могут содержать формулы ионов, причем в обеих частях краткого ионного уравнения не содержится одинаковых формул ионов.

При составлении молекулярных уравнений ионных реакций обмена следует помнить, что чаще всего эти реакции протекают по одной из следующих схем: а) кислота + основание (или амфолит) → соль + вода, например,

H 2SO4 + 2NH 4OH = (NH 4 )2 SO4 + 2H 2O , б) кислота + соль → другая кислота + другая соль, например,

H 2SO4 + 2KF = 2HF + K 2SO4 , отметим, что угольная (H2CO3) и сернистая (H2SO3) кислоты в момент получения в растворе разлагаются на H2O и газообразные CO2 или SO2 соответственно; в) основание + соль → другое основание (или амфолит) + другая соль, например, 2KOH + MgI2 = Mg(OH)2 + 2KI; г) соль 1 + соль 2 → соль 3 + соль 4, например, AgF + KCl R AgCl + KF.

31

Таблица 5 Таблица растворимости

КАТИОНЫ

АНИОНЫ

Br -

CO32-

C2 O 24

Cl-

CrO 24−

F-

I-

OH -

PO34−

S2-

SO32-

SO 24

Ag+

Н

Н

Н

Н

Н

Р

Н

—

Н

Н

Н

М

Al3+

Р

—

?

Р

?

Н

Р

Н

Н

—

—

Р

Ba2+

Р

Н

Н

Р

Н

М

Р

Р

Н

Р

Н

Н

Be2+

Р

Н

Н

Р

Р

Р

Р

Н

Н

—

—

Р

Ca2+

Р

Н

Н

Р

Р

Н

Р

М

Н

М

Н

М

Cd2+

Р

Н

Н

Р

Н

М

Р

Н

Н

Н

М

Р

Co2+

Р

Н

Н

Р

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Р

Cr3+

Р

—

Н

Р

?

Н

Р

Н

Н

—

—

Р

Cu2+

Р

Н

Н

Р

Р

Р

—

Н

Н

Н

—

Р

Fe2+

Р

Н

М

Р

?

Н

Р

Н

Н

Н

Н

Р

Fe3+

Р

—

—

Р

?

Н

—

Н

Н

—

?

Р

Hg2+

М

—

Н

Р

Н

М

Н

—

Н

Н

Н

—

Li+

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Mg2+

Р

М

Н

Р

Р

Н

Р

Н

Н

Н

М

Р

Mn2+

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Н

—

Р

32

КАТИОНЫ

АНИОНЫ

Br -

CO32-

C2 O 24

Cl-

CrO 24−

F-

OH -

PO34−

S2-

SO32-

SO 24

Ni2+

Р

Н

Н

Р

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Р

Pb2+

М

Н

Н

М

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Sn2+

Р

—

М

Р

?

Р

Р

Н

Н

Н

—

Р

Sr2+

Р

Н

Н

Р

М

Н

Р

М

Н

М

Н

Н

Tl+

М

Р

М

М

Н

Р

Н

Р

Н

Н

Н

М

Zn2+

Р

Н

М

Р

Н

М

Р

Н

Н

Н

М

Р

I-

(все соединения Cs+, H+, K+ , NH +4 , Na+, Rb+ и нижеприведенных анионов растворимы; все соединения

CH3COO- , NO3− и нижеприведенных катионов растворимы) Условные обозначения: Р – соединение растворимо; М – малорастворимо; Н – нерастворимо; ? – нет достоверной информации; — – соединение не существует или разлагается водой.

33

Для перехода от молекулярного уравнения к полному ионному используют следующий алгоритм: 1. Определить растворимость всех участников реакции с помощью табл. 5. Формулы малорастворимых и нерастворимых веществ перенести без изменений в полное ионное уравнение. Формулы оксидов, растворимость которых не указана в таблице растворимости, тоже переносятся без изменений в полное ионное уравнение. 2. Определить, к каким классам неорганических веществ (кислота, основание, амфолит или соль) относятся растворимые участники реакции и оценить их электролитические свойства (сильный или слабый электролит). Формулы слабых электролитов перенести без изменений в полное ионное уравнение.

3. Записать растворимые сильные электролиты в виде формул тех ионов, на которые эти вещества распадаются. 4. Для получения краткого ионного уравнения, отражающего сущность процесса, необходимо вычеркнуть из левой и правой частей полного ионного уравнения одинаковые формулы ионов (вместе с их коэффициентами) и (если надо) сократить оставшиеся коэффициенты. Пример 4. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций между рас-

творами: а) серной кислоты и гидроксида аммония; б) серной кислоты и фторида калия; в) гидроксида калия и иодида магния. Решение а) Молекулярное уравнение: H 2SO 4 + 2NH 4 OH = (NH 4 )2SO4 + 2H 2 O .

р, кислота,

р, основание,

р, соль,

р, амфолит ,

сильный

слабый

сильный

слабый

Полное ионное уравнение: + 22H + + SO 24 + 2NH 4 OH = 2NH 4 + SO 4 + 2H 2 O .

Краткое ионное уравнение:

H + + NH 4 OH = NH +4 + H 2 O . 34

б) Молекулярное уравнение: H 2SO 4 р, кислота ,

+ 2KF = 2HF

сильный

р, соль,

р, кислота

сильный

слабый

+ K 2SO 4 . р, соль,

сильный

Полное ионное уравнение: + 2H + + SO 2+ 2F- = 2HF + 2K + + SO42- . 4 + 2K

Краткое ионное уравнение: H+ + F- = HF. в) Молекулярное уравнение: 2KOH р, основание,

+ MgI 2 = Mg(OH)2 + 2KI . р, соль,

сильный

н

сильный

р, соль,

сильный

Полное ионное уравнение: 2K+ + 2OH- + Mg2+ + 2I- = Mg(OH)2 + 2K+ + 2I-. Краткое ионное уравнение: 2OH- + Mg2+ = Mg(OH)2. Пример 5. Укажите кpаткое ионное уравнение для молекуляpного уpавнения

FeBr3 + 3KOH = Fe(OH)3 + 3KBr. а) 3K+ + 3Br- = 3KBr; б) Fe3+ + 3K+ + 3OH- = Fe(OH)3 + 3K+; в) Fe3+ + 3Br- + 3OH- = Fe(OH)3 + 3Br-; г) K+ + Br- = KBr; д) Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3. Решение В соответствии с алгоритмом, приведенным на с. 33, составим полное и краткое ионные уравнения данной реакции: FeBr3 + 3KOH

р, соль, сильный

р, основание, сильный

= Fe(OH)3 + 3KBr . н

35

р, соль, сильный

Полное ионное уравнение: Fe3+ + 3Br- + 3K+ + 3OH- = Fe(OH)3 + 3K+ + 3Br-. Краткое ионное уравнение: Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3. Очевидно, что правильный ответ – д). Пример 6. Укажите молекуляpное уравнение для кpаткого ионного

уpавнения Co2+ + 2OH- = Co(OH)2. а) CoS + 2NaOH = Co(OH)2 + Na2S; б) Co(NO3)2 + 2NaOH = Co(OH)2 + 2NaNO3; в) CoSO4 + 2NH4OH = Co(OH)2 + (NH4)2SO4; г) CoCl2 + 2TlOH = Co(OH)2 + 2TlCl. Решение Так как в левой части краткого ионного уравнения стоят только Co2+ и OH-, то вещества, содержащие эти ионы, должны быть растворимыми сильными электролитами. Этому условию не отвечают варианты а) (CoS – нерастворим) и в) (NH4OH – слабый электролит). Так как в правой части краткого ионного уравнения, кроме Co(OH)2, ничего нет, то второй продукт реакции тоже должен быть растворимым сильным электролитом. Этому условию не отвечает вариант в) (TlCl – малорастворим), правильный ответ – б).

36

Ионные реакции протекают в направлении образования слабых электролитов или/и плохо растворимых веществ. Если среди продуктов реакции таковых не имеется, то реакция не протекает. Пример 7. С растворами каких из перечисленных веществ взаимодействует

раствор HBr, а с растворами каких не взаимодействует? а) NiSO4; б) AgNO3; в) CaCl2; г) KOH. Решение Определяем формулы продуктов возможных реакций, их растворимость и электролитические свойства: а) NiBr2 (вещество растворимо, соль, сильный) и H2SO4 (вещество растворимо, кислота, сильный); б) HNO3 (вещество растворимо, кислота, сильный) и AgBr (вещество нерастворимое); в) CaBr2 (вещество растворимо, соль, сильный) и HCl (вещество растворимо, кислота, сильный); г) KBr (вещество растворимо, соль, сильный) и H2O (вещество растворимо, амфолит, слабый). Значит, с растворами NiSO4 и CaCl2 раствор HBr не взаимодействует, с растворами AgNO3 и KOH – взаимодействует. Некоторые летучие и газообразные продукты ионных реакций обладают характерными запахами, по которым эти вещества легко идентифицировать. Так, в частности, H2S пахнет тухлым яйцом (гниющим белком), NH3 – нашатырным спиртом, SO2 – горящей серой (жженой спичкой), HCH3COO – уксусом.

37

3.2.3. Образец теста 3, 4

1. Укажите формулу сильного электpолита 1. H2CO3

2. H2C2O4

3. H2SO4

4. H2S

5. HF

2. Укажите кpаткое ионное уравнение для молекуляpного уpавнения AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl. 1. 3Na+ + 3Cl- = 3NaCl; 2. Al3+ + 3Cl- + 3OH- = Al(OH)3 + 3Cl-; 3. Na+ + Cl- = NaCl; 4. Al3+ + 3Na+ + 3OH- = Al(OH)3 + 3Na+; 5. Al3+ + 3OH- = Al(OH)3. 3. Укажите молекуляpное уравнение для кpаткого ионного уpавнения Ni2+ + 2OH- = Ni(OH)2. 1. NiSO4 + Zn(OH)2 = Ni(OH)2 + ZnSO4; 2. NiSO4 + Cu(OH)2 = Ni(OH)2 + CuSO4; 3. NiCl2 + 2NH4OH = Ni(OH)2 + 2NH4Cl; 4. Ni(NO3)2 + 2NH4OH = Ni(OH)2 + 2NH4NO3; 5. NiSO4 + 2KOH = Ni(OH)2 + K2SO4. 4. С раствором какого из пеpечисленных веществ взаимодействует раствор Na2S? 1. CuCl2

2. NaCl

3. KCl

4. NaOH

5. KOH

5. С раствором какого из пеpечисленных веществ не взаимодействует раствор AlCl3? 1. AgNO3

3

2. Pb(NO3)2

3. HBr

5. NaOH

Правильный ответ на каждый вопрос только один, в ответе указываются только номера пра-

вильных ответов 4

4. KOH

Правильные ответы на стр.172

38

3.2.4. Методика выполнения работы Опыт 1. ОКРАСКА ИНДИКАТОРОВ

Налейте в три пробирки по 1 мл дистиллированной воды и добавьте: в первую – 2 капли раствора лакмуса, во вторую – 2 капли раствора метилового оранжевого, и в третью – 2 капли раствора фенолфталеина. Запишите в таблицу по форме 2 окраски индикаторов в нейтральной среде. После этого добавьте в каждую пробирку по 1 мл хлороводородной кислоты. Запишите в таблицу по форме 2 окраски индикаторов в кислой среде. После этого вымойте пробирки, налейте в каждую из них по 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте: в первую – 2 капли раствора лакмуса, во вторую – 2 капли раствора метилового оранжевого и в третью – 2 капли раствора фенолфталеина. Запишите в таблицу по форме 2 окраски индикаторов в

щелочной среде. Форма 2 Результаты наблюдений

Индикатор

Среда раствора

Метиловый

Лакмус

оранжевый

Нейтральная (поровну H+ и OH-) Кислая (избыток ионов H+) Щелочная (избыток ионов OH-)

39

Фенолфталеин

ОПЫТ 2. ИОННЫЕ РЕАКЦИИ Опыт 2.1

Налейте в пробирку 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте к нему 1 каплю фенолфталеина. Запишите наблюдения (какова окраска индикатора в растворе гидроксида натрия). Добавьте в ту же пробирку по каплям разбавленной серной кислоты до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какой стала окраска индикатора в растворе после добавления серной кислоты). Опыт 2.2

Налейте в пробирку 1 мл раствора ацетата натрия и добавьте к нему 1 мл разбавленной серной кислоты. Слегка нагрейте пробирку на спиртовке. Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах вещества, выделяющегося при нагревании смеси растворов ацетата натрия и серной кислоты). Опыт 2.3

Налейте в три пробирки по 1 мл раствора сульфата цинка(II) и добавьте: в первую – 1 мл раствора сульфида натрия, во вторую – 1 мл раствора хромата калия, в третью – несколько капель раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образовавшихся при смешении растворов сульфата цинка(II) и: а) сульфида натрия; б) хромата калия; в) гидроксида натрия). Опыт 2.4

Налейте в три пробирки по 1 мл раствора хлорида бария и добавьте: в первую – 1 мл раствора сульфата натрия, во вторую – 1 мл раствора сульфата цинка(II), в третью – 1 мл раствора сульфата алюминия. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образовавшихся при смешении растворов хлорида бария и: а) сульфата натрия; б) сульфата цинка(II); в) сульфата алюминия). 40

Опыт 2.5

Налейте в пробирку 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте к нему 1 каплю фенолфталеина. Запишите наблюдения (какова окраска индикатора в растворе гидроксида натрия). Добавляйте в ту же пробирку по каплям раствор сульфата аммония до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какой стала окраска индикатора после добавления к раствору гидроксида натрия раствора сульфата аммония). Опыт 2.6

Насыпьте в пробирку несколько кристаллов (примерно четверть чайной ложечки) сульфита натрия и добавьте туда же 1 мл концентрированной хлороводородной кислоты. Помешайте стеклянной палочкой содержимое пробирки и осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах вещества, выделяющегося при добавлении к сульфиту натрия хлороводородной кислоты). Опыт 2.7

Налейте в пробирку 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте к нему 1 каплю фенолфталеина. Запишите наблюдения (какова окраска индикатора в растворе гидроксида натрия). Добавьте в ту же пробирку по каплям разбавленной азотной кислоты до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какой стала окраска индикатора после добавления к раствору гидроксида натрия азотной кислоты). Опыт 2.8.

Налейте в три пробирки по 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте: в первую – 1 мл раствора сульфата меди(II), во вторую – 1 мл раствора сульфата никеля(II), в третью – 1 мл раствора хлорида кальция. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образовавшихся при смешении растворов гидроксида натрия и: а) сульфата меди(II); б) сульфата никеля(II); в) хлорида кальция). 41

Опыт 2.9

Налейте в пробирку 1 мл раствора карбоната натрия и добавьте к нему 1 мл хлороводородной кислоты. Запишите наблюдения (каково агрегатное состояние вещества, выделяющегося при добавлении к раствору карбоната натрия хлороводородной кислоты). Опыт 2.10

Налейте в пробирку 1 мл раствора сульфида натрия и добавьте к нему 1 мл разбавленной азотной кислоты. Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах вещества, выделяющегося при добавлении к раствору сульфида натрия разбавленной азотной кислоты). Опыт 2.11

Налейте в три пробирки по 1 мл раствора нитрата свинца(II) и добавьте: в первую – несколько капель раствора гидроксида натрия, во вторую – 1 мл раствора иодида калия, в третью – 1 мл раствора хлорида калия. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образовавшихся при смешении растворов нитрата свинца(II) и: а) гидроксида натрия; б) иодида калия; в) хлорида калия). Опыт 2.12

Налейте в стакан 40 мл дистиллированной воды и добавьте туда 1 мл насыщенного раствора хлорида железа(III). Затем добавьте туда же 1 мл насыщенного раствора тиоцианата аммония. Запишите наблюдения (какова окраска раствора, полученного при смешении растворов хлорида железа(III) и тиоцианата аммония).

42

Опыт 2.13

Налейте в пробирку 1 мл раствора ацетата натрия и добавьте к нему 1 мл хлороводородной кислоты. Слегка нагрейте пробирку на спиртовке. Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах вещества, выделяющегося при нагревании смеси растворов ацетата натрия и хлороводородной кислоты). Опыт 2.14

Налейте в пробирку 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте к нему 1 каплю фенолфталеина. Запишите наблюдения (какова окраска индикатора в растворе гидроксида натрия). Добавьте в ту же пробирку по каплям хлороводородной кислоты до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какой стала окраска индикатора в растворе после добавления хлороводородной кислоты). Опыт 2.15

Налейте в три пробирки по 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте: в первую – 1 мл раствора хлорида кальция, во вторую – 1 мл раствора хлорида железа(III), в третью – 4 мл раствора сульфата хрома(III). Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образовавшихся при смешении растворов гидроксида натрия и: а) хлорида кальция; б) хлорида железа(III); в) сульфата хрома(III)). Опыт 2.16

Налейте в три пробирки по 1 мл раствора сульфата меди(II) и добавьте: в первую – 1 мл раствора оксалата аммония, во вторую – 1 мл раствора ортофосфата натрия, в третью – 1 мл раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образовавшихся при смешении растворов сульфата меди(II) и: а) оксалата аммония; б) ортофосфата натрия; в) гидроксида натрия). 43

Опыт 2.17

Насыпьте в пробирку несколько кристаллов (примерно четверть чайной ложечки) сульфита натрия и добавьте туда же 1 мл разбавленной азотной кислоты. Помешайте стеклянной палочкой содержимое пробирки и осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах вещества, выделяющегося при добавлении к сульфиту натрия разбавленной азотной кислоты). Опыт 2.18

Налейте в пробирку 1 мл разбавленной серной кислоты и добавьте к ней 1 каплю метилоранжа. Запишите наблюдения (какова окраска индикатора в растворе серной кислоты). Добавляйте в ту же пробирку по каплям раствор нитрита натрия (или калия) до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какой стала окраска индикатора после добавления к разбавленной серной кислоте нитрита). Опыт 2.19

Налейте в пробирку 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте к нему 1 каплю фенолфталеина. Запишите наблюдения (какова окраска индикатора в растворе гидроксида натрия). Добавляйте в ту же пробирку по каплям раствор хлорида аммония до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какой стала окраска индикатора после добавления к раствору гидроксида натрия хлорида аммония). Опыт 2.20

Налейте в пробирку 1 мл раствора карбоната натрия и добавьте к нему 1 мл разбавленной серной кислоты. Запишите наблюдения (каково агрегатное состояние вещества, выделяющегося при добавлении к раствору карбоната натрия разбавленной серной кислоты).

44

Опыт 2.21

Налейте в три пробирки по 1 мл раствора сульфата кадмия(II) и добавьте: в первую – 1 мл раствора гидроксида натрия, во вторую - 1 мл раствора ортофосфата натрия, в третью – 1 мл раствора сульфида натрия. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образовавшихся при смешении растворов сульфата кадмия(II) и: а) гидроксида натрия; б) ортофосфата натрия; в) сульфида натрия). Опыт 2.22

Налейте в пробирку 1 мл хлороводородной кислоты и добавьте к ней 1 каплю метилоранжа. Запишите наблюдения (какова окраска индикатора в растворе хлороводородной кислоты). Добавляйте в ту же пробирку по каплям раствор оксалата натрия до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какой стала окраска индикатора после добавления к хлороводородной кислоте оксалата). Опыт 2.23.

Налейте в три пробирки по 1 мл раствора хлорида бария и добавьте: в первую – 1 мл раствора ортофосфата натрия, во вторую – 1 мл раствора карбоната натрия, в третью – 1 мл раствора хромата калия. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образовавшихся при смешении растворов хлорида бария и: а) ортофосфата натрия; б) карбоната натрия; в) хромата калия). Опыт 2.24

Налейте в пробирку 1 мл раствора сульфида натрия и добавьте к нему 1 мл хлороводородной кислоты. Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах вещества, выделяющегося при добавлении к раствору сульфида натрия хлороводородной кислоты). 45

Опыт 2.25

Налейте в пробирку 1 мл раствора ацетата натрия и добавьте к нему 1 мл разбавленной азотной кислоты. Слегка нагрейте пробирку на спиртовке. Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах вещества, выделяющегося при нагревании смеси растворов ацетата натрия и азотной кислоты). Опыт 2.26

Налейте в три пробирки по 1 мл раствора ортофосфата натрия и добавьте: в первую – 1 мл раствора сульфата марганца(II), во вторую – 1 мл раствора хлорида бария, в в третью – 1 мл раствора хлорида кальция. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образовавшихся при смешении растворов ортофосфата натрия и: а) сульфата марганца(II); б) хлорида бария; в) хлорида кальция). Опыт 2.27

Налейте в пробирку 1 мл разбавленной серной кислоты и добавьте к ней 1 каплю метилоранжа. Запишите наблюдения (какова окраска индикатора в растворе серной кислоты). Добавляйте в ту же пробирку по каплям раствор ортофосфата натрия до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какой стала окраска индикатора после добавления к раствору серной кислоты ортофосфата натрия). Опыт 2.28

Насыпьте в пробирку несколько кристаллов (примерно четверть чайной ложечки) сульфита натрия и добавьте туда же 1 мл разбавленной серной кислоты. Помешайте стеклянной палочкой содержимое пробирки и осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах вещества, выделяющегося при добавлении к сульфиту натрия разбавленной серной кислоты).

46

Опыт 2.29

Налейте в пробирку 1 мл разбавленной азотной кислоты и добавьте к ней 1 каплю метилоранжа. Запишите наблюдения (какова окраска индикатора в растворе азотной кислоты). Добавляйте в ту же пробирку по каплям раствор формиата натрия до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какой стала окраска индикатора после добавления к раствору азотной кислоты формиата натрия). Опыт 2.30

Налейте в три пробирки по 1 мл раствора сульфида натрия и добавьте: в первую – 1 мл раствора, во вторую – 1 мл раствора сульфата марганца(II), в третью – 1 мл раствора сульфата никеля(II). Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образовавшихся при смешении растворов сульфида натрия и: а) сульфата меди(II); б) сульфата меди(II); в) сульфата никеля(II)). 3.2.5. Содержание отчета

1. Название работы. 2. Цель работы. 3. Для опыта 1: таблица 6. 4. Для опытов 2: описание наблюдений; молекулярные, полные и краткие ионные уравнения протекающих реакций; выводы о сущности реакций – какие ионы взаимодействуют, и что (осадки или слабые электролиты) образуется.

47

3.3. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. pH-МЕТРИЯ 3.3.1. Цель работы

Проведение сравнения силы электролитов, изучение влияния одноименного иона. Приобретение навыков расчета водородного показателя водного раствора. 3.3.2. Основные теоретические положения

В растворе сильного электролита KtaAnb, молярная концентрация которого равна c(KtaAnb) моль/л, справедливы следующие соотношения:

c(Ktx+) = ac(KtaAnb)

(12)

c(Any-) = bc(KtaAnb)

(13)

где c(Ktx+) – молярная концентрация катионов, моль/л; c(Any-) – молярная концентрация анионов, моль/л. Пример 1. Найти молярные концентрации ионов в pаствоpе, содеpжащем

0,03 моль/л бромида железа(III). Решение Формула бромида железа(III) – FeBr3, то есть a = 1, b = 3. Он является сильным электролитом, диссоциирующим по уравнению

FeBr3 → Fe3+ + 3Br − . Молярная концентрация электролита c(FeBr3) = 0,03 моль/л. Подстановка данных в уравнения (12) и (13) дает

c(Fe3+) = c(FeBr3) = 0,03 моль/л. c(Br-) = 3c(FeBr3) = 3·0,03 = 0,09 моль/л. В растворе слабого электролита KtAn, диссоциирующего по уравнению KtAn (p-p ) → Kt +( p-p ) + An -( p-p ) , 48

(14)

где Kt+ – формула катиона, An- - формула аниона, соотношение между равновесными концентрациями образующихся ионов и исходных молекул описывается константой диссоциации KД, выражение для которой таково

KД =

[Kt + ] ⋅[An - ] [KtAn ]

(15)

где [Kt+], [An-], [KtAn] – равновесные концентрации катионов, анионов и исходных молекул соответственно, моль/л. Значение Kд при данной температуре зависит только от природы электролита, то есть является количественной характеристикой его силы. Чем больше Kд, тем сильнее электролит. Константу диссоциации кислоты обозначают Ka (или Kк), а основания – Kb (или Kо). Другой характеристикой силы электролита является степень диссоциации α – отношение числа распавшихся на ионы молекул электролита к исходному числу этих молекул. Увеличение α равносильно смещению равновесия диссоциации вправо, а уменьшение – влево. Через концентрации α может быть выражена таким образом: [Kt + ] [An - ] α= = . c(KtAn ) c(KtAn)

(16)

Чем больше α (при одинаковых c), тем сильнее электролит. Практически

сравнение силы различных электролитов (в растворах с одинаковыми молярными концентрациями) можно провести, сравнивая количества какого-либо наблюдаемого продукта (газа или осадка) однотипных реакций с одним и тем же веществом. Направление смещения равновесия диссоциации слабого электролита (как и любого другого процесса) может быть определено по табл. 1. Рассмотрим некоторые частные случаи: 1. Диссоциация слабой кислоты HAn, протекающая по уравнению HAn (р- р ) R H + (р- р ) + An -(р- р ) , где An - – формула кислотного остатка. 49

(17)

Добавление к этому раствору любой сильной кислоты, образующей при диссоциации катионы водорода, означает добавление растворенного продукта реакции H+, что, согласно табл. 1, смещает равновесие влево. Добавление к этому раствору любой щелочи, дающей при диссоциации ионы OH , приводит к их вступлению в реакцию с ионами H+ с образованием очень слабого электролита (воды), что означает отвод растворенного продукта реакции H+, а это согласно табл. 1, смещает равновесие вправо. Добавление к этому раствору соли данной кислоты, образующей при диссоциации те же кислотные остатки, означает добавление растворенного продукта реакции An-, что согласно табл. 1, смещает равновесие влево. 2. Диссоциация слабого основания KtOH, уравнение которой K t OH (р- р ) R K t+ (р- р ) + OH - (р- р ) ,

(18)

где Kt + – формула оснóвного остатка. Добавление к этому раствору любой щелочи, образующей при диссоциации гидроксид-ионы, означает добавление растворенного продукта реакции OH-, что согласно табл. 1, смещает равновесие влево. Добавление к этому раствору любой сильной кислоты, дающей при диссоциации ионы H+, приводит к их вступлению в реакцию с ионами OH- с образованием очень слабого электролита (воды), что означает отвод растворенного продукта реакции OH-, а это согласно табл. 1, смещает равновесие вправо. Добавление к этому раствору соли данного основания, образующей при диссоциации те же оснóвные остатки, означает добавление растворенного продукта реакции Kt+, что, согласно таблице 1, смещает равновесие влево. Пример 2. Как влияет на pавновесие и степень диссоциации добавление к

pавновесной системе HCN R H+ + CN-: а) хлороводородной кислоты; б) цианида калия; в) гидроксида натрия? Решение В случае а) добавляется сильная кислота, то есть катионы водорода. Равновесие смещается влево, α уменьшается. В случае б) добавляется соль слабой кисло50

ты, то есть кислотные остатки. Равновесие смещается влево, α уменьшается. В случае в) добавляется щелочь, то есть гидроксид-ионы, связывающие катионы водорода в молекулы воды. Равновесие смещается вправо, α увеличивается. При постоянной температуре произведение равновесных концентраций ионов, образующихся при диссоциации воды, является постоянной величиной, обозначается Kw и называется ионным произведением воды:

K w = [H + ] ⋅[OH - ],

(19)

где [H+] и [OH-] – равновесные молярные концентрации ионов H+ и OH- соответственно, моль/л. Из уравнения (19) видно, что в любом водном растворе [H+] и [OH-] обратно пропорциональны друг другу. При комнатной температуре значение Kw составляет примерно 10-14 (моль/л)2, а с ростом температуры оно растет. Дальнейшее изложение относится к комнатной температуре. Для количественной характеристики среды водных растворов (нейтральной, кислой, щелочной) используют логарифмические функции концентраций ионов, называемые водородным показателем рH (произносится «пэ-аш»):

pH = -lg[H + ] ⇔ [H + ] = 10-pH

(20)

и гидроксидным показателем рOH (произносится «пэ-о-аш»):

pOH = -lg[OH- ] ⇔ [OH- ] = 10-pOH .

(21)

Оба показателя безразмерны, а соотношение между ними определяется равенством

pH + pOH = -lgK w = 14 .

(22)

В нейтральной среде рH = рOH = 7, в кислой рH < 7, рOH > 7, а в щелочной рH > 7, рOH < 7. Интервал возможных значений обоих показателей составляет примерно от -1 по 15.

51

Пример 3. Чему pавна [OH-] в pаствоpе, водородный показатель котоpого

pавен 3? Решение Согласно (21) рOH = -lg[OH-], или [OH-] = 10-pOH. Из уравнения (22) видно, что рOH = 14 - pH = 14 - 3 = 11. Таким образом, [OH-] = 10-11 моль/л. Пример 4. Чему pавен гидроксидный показатель pаствоpа, содеpжащего 0,01

моль/л ионов H+? Решение [H+] = 0,01 моль/л, значит, pH = -lg[H+] = -lg 0,01 = 2. Гидроксидный показатель pOH = 14 - 2 = 12.

Для нахождения значений pH и pOH в растворах сильных кислот и щелочей используют приведенные выше соотношения между концентрациями ионов в растворе сильного электролита с молярной концентрацией самого электролита с, то есть уравнения (12) и (13). Здесь возможны четыре различных случая. 1.

Для одноосновной сильной кислоты HAn

pH = -lg c(HAn). 2.

Для двухосновной сильной кислоты H2An pH = -lg{2c(H An)}. 2

3.

(24)

Для однокислотной щелочи KtOH pOH = -lgc(KtOH).

4.

(23)

(25)

Для двухкислотной щелочи Kt(OH)2

pOH = -lg{2c(Kt(OH)2}

52

(26)

Пример 5. Чему будет pавен pH pаствоpа, полученного pазбавлением в 1000 pаз 0,01 М раствора хлороводородной кислоты? Решение HCl – сильная одноосновная кислота. При 1000-кратном разбавлении ее концентрация c составит 0,01/1000 = 10-5 моль/л. Значит, pH этого раствора согласно (23) будет равен -lg(10-5) = 5.

Пример 6. Чему была pавна моляpная концентpация pаствоpа тиоциановой кислоты, если после pазбавления его в 30 pаз pH полученного pаствоpа стал pавным 4? Решение HNCS – сильная одноосновная кислота. Если pH ее раствора равен 4, то ее концентрация c согласно (23) равна 10-pH = 10-4 моль/л. Концентрация до 30кратного разбавления была равна 30·10-4 = 3·10-3 моль/л.

Пример 7. Если pаствоp, содеpжащий 0,001 моль/л гидpоксида кальция, pазбавить в 20 pаз, то чему будет pавен pH полученного pаствоpа? Решение Ca(OH)2 – двухкислотная щелочь. При 20-кратном разбавлении ее концентрация c составит 0,001/20 = 5·10-5 моль/л. Значит, pOH раствора по (23) равен – lg(2·5·10-5) = 3, а pH = 14 - pOH = 14 - 3 = 11.

Пример 8. В 0,1M растворе какого вещества pH равен 2,37? а) H2SO4; б) NaOH; в) HCl; г) HCOOH. Решение 2,37 < 7, то есть среда в растворе кислая. H2SO4 – сильная двухосновная кислота, pH раствора которой согласно (24) равен -lg(2·0,1) = 0,699 ≠ 2,37. NaOH щелочь, в растворе которой щелочная среда, значит, б) не может быть правильным ответом. HCl - сильная одноосновная кислота, pH раствора которой согласно (23), равен -lg 0,1 = 1 ≠ 2,37. Методом исключения приходим к выводу, что правильный ответ – это г).

53

Для нахождения значений [H+] в растворах слабых кислот и [OH-] в растворах слабых оснований используют справочные значения констант диссоциации Ka или Kb. Расчетные формулы таковы: +

[H ] =

K a 2 + 4K a c − K a 2

или

(27)

K b 2 + 4 K bc − K b , (28) [OH ] = 2 где с – концентрация слабой кислоты или слабого основания соответственно, моль/л. Если отношение c/Kд ≥ 100, то вместо уравнений (27) и (28) используют их упрощенные формы: −

[H + ] = K a c ⇔ K a = [H + ]2 / c или

(29)

[OH − ] = K b c ⇔ K b = [OH − ]2 / c .

(30)

Отметим, что для мноогосновных кислот и многокислотных оснований в уравнения (27)-(30) подставляют константы диссоциации первой ступени.

Пример 9. Найти рH в 0,05 M растворе циановодородной кислоты, если ее константа диссоциации равна 5·10-10 моль/л. Решение c(HCN)/Ka = 0,05/(5·10-10) = 108 > 100, следовательно, используем уравнение (29): [H + ] = 5 ⋅ 10-10 ⋅ 0,05 = 5 ⋅ 10−6 моль/л; pH = -lg (5·10-6) = 5,3

Пример 10. Найти рH в 0,001 М растворе фтороводородной кислоты, если ее константа диссоциации равна 6,8·10-4 моль/л. Решение c(HF)/Ka = 0,001/(6,8·10-4) = 1,5 < 100, следовательно, используем уравнение (27):

(6,8 ⋅ 10-4 ) 2 + 4 ⋅ 6,8 ⋅ 10-4 ⋅ 0,001 − 6,8 ⋅ 10-4 [H ]= =5,0 ⋅ 10-4 моль/л; 2 pH = -lg (5·10-4) = 3,3. +

54

3.3.3. Образец теста5, 6

1. Чему pавна моляpная концентpация катионов калия в pаствоpе, содеpжащем 0,1 моль/л оpтофосфата калия? 1. 0,2

2. 0,5

3. 0,1

4. 0,3

5. 0,6

2. Как влияет на pавновесие и степень диссоциации добавление азотной кислоты к pавновесной системе HF R H+ + F-? 1. Равновесие смещается влево, степень диссоциации убывает; 2. Равновесие смещается впpаво, степень диссоциации убывает; 3. Равновесие смещается впpаво, степень диссоциации растет; 4. Равновесие смещается влево, степень диссоциации растет; 5. Равновесие не смещается. 3. Чему pавна моляpная концентpация гидpоксид-ионов в pаствоpе, pH котоpого pавен 5? 1. 10-5

2. 10-10

3. 10-9

4. 9

5. 10

4. Если pаствоp, содеpжащий 0,05 моль/л серной кислоты, pазбавить в 100 pаз, чему будет pавен pH полученного pаствоpа? 1. 6

2. 11

3. 2

4. 12

5. 3

4. HI

5. NH4OH

5. В 0,1 M растворе какого вещества pH равен 1? 1. HF

5

2. LiOH

3. H2SeO4

Правильный ответ на каждый вопрос только один, в ответе указываются только номера пра-

вильных ответов 6

Правильные ответы на стр.172

55

3.3.4. Методика выполнения работы ОПЫТ 1. СРАВНЕНИЕ ОТНОСИТЕЛЬНОЙ СИЛЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Опыт 1.1

Положите по грануле цинка в две пробирки, затем налейте в первую пробирку 2 мл 1 М раствора хлороводородной кислоты, а во вторую – 2 мл 1 М раствора уксусной кислоты. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния веществ, образующихся при добавлении к металлическому цинку растворов: а) хлороводородной кислоты; б) уксусной кислоты, и каковы сравнительные количества наблюдаемых продуктов). Опыт 1.2

Налейте в две пробирки по 1 мл раствора хлорида железа(III), затем в первую пробирку добавьте 1 мл 1 М раствора гидроксида натрия, а во вторую – 1 мл 1 М раствора гидроксида аммония. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образующихся при добавлении к раствору хлорида железа(III) растворов: а) гидроксида натрия; б) гидроксида аммония, и каковы сравнительные количества наблюдаемых продуктов). Опыт 1.3

Положите по кусочку мрамора (карбоната кальция) в две пробирки, затем налейте в первую пробирку 2 мл 1 М раствора азотной кислоты, а во вторую – 2 мл 1 М раствора муравьиной кислоты. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния веществ, образующихся при добавлении к кристаллическому карбонату кальция растворов: а) азотной кислоты; б) муравьиной кислоты, и каковы сравнительные количества наблюдаемых продуктов).

56

Опыт 1.4

Налейте в две пробирки по 1 мл раствора хлорида (или сульфата) магния, затем в первую пробирку добавьте 1 мл 0,1 М раствора гидроксида калия, а во вторую – 1 мл 0,1 М раствора гидроксида аммония. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образующихся при добавлении к раствору соли магния растворов: а) гидроксида калия; б) гидроксида аммония, и каковы сравнительные количества наблюдаемых продуктов). Опыт 1.5

Положите по кусочку магния в две пробирки, затем налейте в первую пробирку 2 мл 1 М раствора серной кислоты, а во вторую – 2 мл 1 М раствора щавелевой кислоты. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния веществ, образующихся при добавлении к металлическому магнию растворов: а) серной кислоты; б) щавелевой кислоты, и каковы сравнительные количества наблюдаемых продуктов). Опыт 1.6

Налейте в две пробирки по 1 мл раствора нитрата свинца(II), затем в первую пробирку добавьте несколько капель 1 М раствора гидроксида лития, а во вторую - несколько капель 1 М раствора гидроксида аммония. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образующихся при добавлении к раствору нитрата свинца(II) растворов: а) гидроксида лития; б) гидроксида аммония, и каковы сравнительные количества наблюдаемых продуктов). ОПЫТ 2. ВЛИЯНИЕ ОДНОИМЕННОГО ИОНА Опыт 2.1

В пробирку налейте 4 мл дистиллированной воды и 2 капли фенолфталеина, затем добавьте туда же 2 капли концентрированного раствора гидроксида аммо57

ния и перемешайте. Полученный раствор разлейте на две пробирки. Запишите наблюдения (какова окраска фенолфталеина в растворе гидроксида аммония). Одну из пробирок оставьте в качестве контрольной, а во вторую насыпьте несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) нитрата аммония, и перемешайте стеклянной палочкой до полного растворения. Запишите наблюдения (как изменилась интенсивность окраски фенолфталеина после добавления нитрата аммония к раствору гидроксида аммония в сравнении с контрольной пробиркой). Опыт 2.2

Налейте в пробирку 2 мл раствора уксусной кислоты, добавьте туда же 2 капли раствора лакмуса и перемешайте. Полученный раствор разлейте на две пробирки. Запишите наблюдения (какова окраска лакмуса в растворе уксусной кислоты). Одну из пробирок оставьте в качестве контрольной, а во вторую насыпьте несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) ацетата натрия, и перемешайте стеклянной палочкой до полного растворения. Запишите наблюдения (как изменилась окраска лакмуса после добавления к раствору уксусной кислоты ацетата натрия). Опыт 2.3

Налейте в пробирку 2 мл раствора щавелевой кислоты, добавьте туда же 2 капли раствора метилоранжа и перемешайте. Полученный раствор разлейте на две пробирки. Запишите наблюдения (какова окраска метилоранжа в растворе щавелевой кислоты). Одну из пробирок оставьте в качестве контрольной, а во вторую насыпьте несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) оксалата натрия и перемешайте стеклянной палочкой до полного растворения. Запишите наблюдения (как изменилась окраска метилоранжа после добавления к раствору щавелевой кислоты оксалата натрия). 58

Опыт 2.4

Налейте в пробирку 2 мл раствора муравьиной кислоты, добавьте туда же 2 капли раствора лакмуса и перемешайте. Полученный раствор разлейте на две пробирки. Запишите наблюдения (какова окраска лакмуса в растворе муравьиной кислоты). Одну из пробирок оставьте в качестве контрольной, а во вторую насыпьте несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) формиата натрия и перемешайте стеклянной палочкой до полного растворения. Запишите наблюдения (как изменилась окраска лакмуса после добавления к раствору муравьиной кислоты формиата натрия). Опыт 2.5

Налейте в пробирку 2 мл раствора ортофосфорной кислоты, добавьте туда же 2 капли раствора метилоранжа и перемешайте. Полученный раствор разлейте на две пробирки. Запишите наблюдения (какова окраска метилоранжа в растворе ортофосфорной кислоты). Одну из пробирок оставьте в качестве контрольной, а во вторую насыпьте несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) ортофосфата натрия и перемешайте стеклянной палочкой до полного растворения. Запишите наблюдения (как изменилась окраска метилоранжа после добавления к раствору ортофосфорной кислоты ортофосфата натрия). Опыт 2.6

В пробирку налейте 4 мл дистиллированной воды и 2 капли фенолфталеина, затем добавьте туда же 2 капли концентрированного раствора гидроксида аммония и перемешайте. Полученный раствор разлейте на две пробирки. Запишите наблюдения (какова окраска фенолфталеина в растворе гидроксида аммония). Одну из пробирок оставьте в качестве контрольной, а во вторую насыпьте несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) сульфата аммония и перемешайте стеклянной палочкой до полного растворения. Запишите наблюдения (как изменилась интенсивность окраски фенолфталеина после добавления сульфата аммония к раствору гидроксида аммония в сравнении

с контрольной пробиркой). 59

ОПЫТ 3. рН-МЕТРИЯ Опыт 3.1

Получите у преподавателя или лаборанта раствор уксусной кислоты известной молярной концентрации c1. Под контролем преподавателя или лаборанта измерьте на pH-метре pH этого раствора. Запишите это значение в таблицу по форме 3. Приготовьте растворы слабой кислоты вдвое, впятеро и в двадцать раз меньшей концентрации, чем исходная c1, добавляя к одному объему исходного раствора один, четыре и девятнадцать объемов дистиллированной воды соответственно. Измерьте значения pH в этих растворах и запишите эти значения в таблицу по форме 3. Сосчитайте остальные величины (см. уравнения (16), (18), (29)) и запишите полученные результаты в таблицу по форме 3. Постройте графики зависимостей «[H+] – c(HCH3COO)» и «α – c(HCH3COO)». Форма 3

Результаты эксперимента и расчетов

Характеристики растворов

Номер раствора 1

2

c, моль/л

pH [H+], моль/л α Ka, моль/л

60

3

4

Опыт 3.2

Получите у преподавателя или лаборанта раствор гидроксида натрия известной молярной концентрации c1. Под контролем преподавателя или лаборанта измерьте на pH-метре значение pH этого раствора и запишите его в таблицу по форме 4. Приготовьте растворы щелочи на четверть, вдвое и вчетверо меньшей концентрации, чем исходная c1, добавляя к трем объемам исходного раствора один объем дистиллированной воды, а к одному объему исходного раствора – один и три объема дистиллированной воды соответственно. Измерьте значения pH в этих

растворах и запишите их в таблицу по форме 4. Сосчитайте остальные величины (см. уравнения (22) и (21)) и запишите результаты в таблицу по форме 4. Постройте график зависимости «[OH-] – c». Опыт 3.3

Получите у преподавателя или лаборанта раствор гидроксида бария известной молярной концентрации c1. Под контролем преподавателя или лаборанта измерьте на pH-метре значение pH этого раствора и запишите его в таблицу по форме 4. Приготовьте растворы щелочи на четверть, вдвое и вчетверо меньшей концентрации, чем исходная c1, добавляя к трем объемам исходного раствора один объем дистиллированной воды, а к одному объему исходного раствора – один и три объема дистиллированной воды соответственно. Измерьте значения pH в этих

растворах и запишите их в таблицу по форме 4. Сосчитайте остальные величины (см. уравнения (22) и (21)) и запишите результаты в таблицу по форме 4. Постройте график зависимости «[OH-] – c».

61

Форма 4

Результаты эксперимента и расчетов

Характеристики растворов

Номер раствора 1

2

3

4

c, моль/л

pH pОH [ОH-], моль/л Опыт 3.4

Получите у преподавателя или лаборанта раствор хлороводородной кислоты известной молярной концентрации с1. Под контролем преподавателя или лаборанта измерьте на pH-метре значение pH этого раствора и запишите его в таблицу

по форме 5. Приготовьте растворы кислоты на четверть, вдвое и вчетверо меньшей концентрации, чем исходная c1, добавляя к трем объемам исходного раствора один объем дистиллированной воды, а к одному объему исходного раствора – один и три объема дистиллированной воды соответственно. Измерьте значения pH в этих

растворах и запишите эти значения в таблицу по форме 5. Сосчитайте значения [H+] (см. уравнение (20)) и запишите результаты в таблицу по форме 5. Постройте график зависимости «[H+] – c». Опыт 3.5

Получите у преподавателя или лаборанта серной кислоты известной молярной концентрации с1. Под контролем преподавателя или лаборанта измерьте на pH-метре значение pH этого раствора и запишите его в таблицу по форме 5. Приготовьте растворы кислоты на четверть, вдвое и вчетверо меньшей кон62

центрации, чем исходная c1, добавляя к трем объемам исходного раствора один объем дистиллированной воды, а к одному объему исходного раствора – один и три объема дистиллированной воды соответственно. Измерьте значения pH в этих

растворах и запишите эти значения в таблицу по форме 5. Сосчитайте значения [H+] (см. уравнение (20)) и запишите результаты в таблицу по форме 5. Постройте график зависимости «[H+] – c». Форма 5

Результаты эксперимента и расчетов

Характеристики растворов

номер раствора 1

2

3

4

c, моль/л

pH [H+], моль/л Опыт 3.6

Получите у преподавателя или лаборанта раствор гидроксида аммония известной молярной концентрации c1. Под контролем преподавателя или лаборанта измерьте на pH-метре значение pH этого раствора и запишите его в таблицу

по форме 6. Приготовьте растворы слабого основания вдвое, впятеро и в двадцать раз меньшей концентрации, чем исходная c1, добавляя к одному объему исходного раствора один, четыре и девятнадцать объемов дистиллированной воды соответственно. Измерьте значения pH в этих растворах и запишите их в таблицу по форме 6. Сосчитайте остальные величины (см. уравнения (22), (21), (16), (30)) и запишите полученные результаты в таблицу по форме 6. Постройте графики зависимостей «[OH-] – c(NH4OH)» и «α – c(NH4OH)».

63

Форма 6

Результаты эксперимента и расчетов

Характеристики растворов

номер растовора 1

2

3

4

c, моль/л

pH pOH [ОH-], моль/л α Kb, моль/л

3.3.5. Содержание отчета

1. Название работы. 2. Цель работы. 3. Для опытов 1: описание наблюдений; молекулярные уравнения протекающих реакций; краткие ионные уравнения первых реакций; выводы о составе наблюдаемых продуктов, о том какие ионы участвуют в их образовании, и о сравнительной силе изучаемых электролитов. 4. Для опытов 2: описание наблюдений; уравнения диссоциации слабых электролитов и добавляемых солей; обобщенный вывод о направлении смещения равновесия диссоциации слабого электролита при добавлении одноименного иона. 5. Для опытов 3: расчетные формулы; таблицы по формам 3-6; графики; выводы о характере зависимости концентрации ионов, образующихся при диссоциации сильного электролита, от его концентрации (для опытов 3.2-3.5); выводы о характере зависимости концентрации ионов, образующихся при диссоциации слабого электролита, от его концентрации, о влиянии разбавления раствора на степень диссоциации слабого электролита и о наличии или отсутствии зависимости константы диссоциации слабого электролита от его концентрации (для опытов 3.1 и 3.6). 64

3.4. ГИДРОЛИЗ. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ 3.4.1. Цель работы

Изучение реакций гидролиза различных типов. Приобретение навыков составления молекулярных и ионных уравнений гидролиза. Ознакомление со смещением гидролитического равновесия. Изучение равновесия между осадком электролита и его насыщенным раствором. 3.4.2. Основные теоретические положения

Ионная реакция между солью и водой называется реакцией гидролиза соли. Ее можно рассматривать как реакцию, обратную реакции нейтрализации. В эти реакции гидролиза могут вступать только соли, катионы или/и анионы которых являются остатками слабых электролитов (оснований, амфолитов, кислот). Рассмотрим возможные типы гидролиза растворимых средних солей состава MaAnb, где M – металл или аммоний NH4, а An – кислотный остаток. 3.4.2.1. Соль сильного основания и слабой кислоты

Так называют соли, в которых M – это щелочной, щелочно-земельный металл, или таллий(I), а An – остаток слабой кислоты. Процесс называется обратимым гидролизом по аниону. Его краткое ионное уравнение имеет следующий вид:

An y- + H 2 O R HAn (y-1)- + OH - ,

(31)

где y – заряд кислотного остатка. Продукты такого гидролиза – щелочь M(OH)x и слабая кислота HAn (при y = 1) либо кислая соль Mp(HAn)q (при y > 1). Среда

водного раствора такой соли щелочная.

65

Пример 1. Какая из перечисленных солей в водном растворе подвергается

гидролизу по аниону? а) NH4I; б) CaBr2; в) RbF; г) Fe(NO3)3. Решение NH4I, CaBr2 и Fe(NO3)3 – соли кислот HI, HBr и HNO3 соответственно, являющихся сильными (см. с. 29). RbF – соль кислоты HF, являющейся слабой, значит, именно эта соль и подвергается гидролизу по аниону в водном растворе. Правильный ответ – в). Реакция, протекающая по уравнению (31), называется первой ступенью гидролиза аниона (каждая ступень – это взаимодействие с одной молекулой воды).

Последующие ступени теоретически могут протекать по следующим уравнениям:

HAn (y-1)- + H 2 O R H 2 An (y-2)- + OH - , ... H y-1An - + H 2 O R H y An + OH - , причем число ступеней гидролиза равно заряду аниона, однако, в заметной степени, гидролиз аниона, как правило, протекает только по первой ступени. Справедливость этого утверждения доказывает, например, отсутствие выделения газов (CO2 и SO2) из растворов солей неустойчивых угольной и сернистой кислот. Пример 2. Составить молекулярные и ионные уравнения гидролиза а) фтори-

да калия, б) сульфида бария. а) KF + H2O R KOH + HF; K+ + F- + H2O R K+ + OH- + HF; F- + H2O R HF + OH-; б) BaS + 2H2O R Ba(OH)2 + Ba(HS)2; Ba2+ + S2- + 2H2O R Ba2+ + 2OH- + 2HS-; S2- + H2O R HS- + OH-. Теоретически, возможен дальнейший гидролиз гидросульфид-иона по уравнению HS- + H2O R H2S + OH-, однако, на практике, он протекает в очень малой степени. 66

3.4.2.2. Соль слабого основания и сильной кислоты

Так называют соли, в которых M – это не щелочной, щелочноземельный металл, или таллий(I), а An – кислотный остаток сильной кислоты. Процесс называется обратимым гидролизом по катиону. Его краткое ионное уравнение имеет следующий вид:

M x+ + H 2 O R MOH (x-1)+ + H + ,

(32)

где х – заряд оснóвного остатка. Продукты такого гидролиза – сильная кислота HyAn и слабое основание (при x = 1) либо основная соль (MOH)pAnq (при x > 1). Следует иметь в виду, что в роли слабого основания может выступать амфолит. Среда водного раствора такой соли кислая. Пример 3. Какая из перечисленных солей в водном растворе подвергается

гидролизу по катиону? а) Sr(CH3COO)2; б) CuCl2; в) Cs3PO4; г) Na2SO4. Решение Sr – щелочно-земельный металл, Cs и Na – щелочные металлы, гидроксиды которых являются щелочами (сильными основаниями). Cu – металл, гидроксид которого (Cu(OH)2) не является сильным основанием, значит, именно соль этого металла CuCl2 и подвергается гидролизу по катиону в водном растворе. Правильный ответ – б). Реакция, протекающая по уравнению (32) называется первой ступенью гидролиза катиона. Последующие ступени, теоретически, могут протекать по сле-

дующим уравнениям:

MOH (x-1)+ + H 2 O R M(OH)(x-2)+ + H+ , 2 M(OH) +x-1 + H 2 O R M(OH) x + H + , причем число ступеней гидролиза равно заряду катиона, однако, в заметной сте67

пени, гидролиз катиона, как правило, протекает только в отсутствие осадка слабого основания (или амфолита) M(OH)x из растворов солей этого основания. Пример 4. Составить молекулярные и ионные уравнения гидролиза а) иодида

аммония, б) сульфата галлия(III). Решение а) NH4I + H2O R HI + NH4OH; NH +4 + I- + H2O R H+ + I- + NH4OH; NH +4 + H2O R H+ + NH4OH; б) Ga2(SO4)3 + 2H2O R H2SO4 + 2(GaOH)SO4; 2Ga 3+ + 3SO 24− + 2H2O R 2H+ + 3SO 24− + 2GaOH2+; Ga 3+ + H2O R GaOH2+ + H+. Теоретически возможен дальнейший гидролиз катиона гидроксогаллия(III) по уравнениям GaOH2+ + H2O R Ga(OH) +2 + H+ и Ga(OH) +2 + H2O R Ga(OH) 3+ H+, однако на практике он протекает в очень малой степени. Действительно, из растворов солей галлия(III) и сильных кислот осадок гидроксида галлия (III) не выпадает. 3.4.2.3.

Соль слабого основания и слабой кислоты при условии, что катион, либо анион соли однозарядны

Процесс называется обратимым гидролизом по обоим ионам. Его краткое ионное уравнение имеет следующий вид:

An y- + M x+ + H 2O R HAn (y-1)- + MOH (x-1)+ .

(33)

Продукты такого гидролиза – слабая кислота HAn и слабое основание MOH (если y = x = 1); кислая соль My-1HAn и слабое основание MOH (при y > 1); сла68

бая кислота HAn и основная соль (MOH)Anx-1 (при x > 1). Как и ранее, в роли

слабого основания может выступать амфолит. Среда водного раствора такой соли зависит от сравнительной силы кислоты и основания, то есть от соотношения их констант диссоциации (см. с. 48) Ka и Kb. Возможны три варианта: а) Ka > Kb – среда слабокислая (2 < pH < 7); б) Ka = Kb – среда нейтральная (pH = 7); в) Ka < Kb – среда слабощелочная (7 < pH < 12). Пример 5. Составить молекулярные и ионные уравнения гидролиза: а) фто-

рида аммония, б) сульфида аммония, в) фторида бериллия. Определить среду каждого из растворов, если Kb(NH4OH) = 1,8 ⋅ 10-5 моль/л, Ka(HF) = 6,8 ⋅ 10−4 моль/л, Ka,II(H2S) = 1,3 ⋅ 10-13 моль/л, а Kb,II(Be(OH)2) = 5 ⋅ 10-9 моль/л.

Решение а) NH 4 F + H 2O R HF + NH 4OH;

NH +4 + F- + H 2O R HF + NH 4OH. Ka(HF) > Kb(NH4OH), значит, среда слабокислая.

б) (NH 4 ) 2S + H 2 O R NH 4 HS + NH 4 OH;

2NH +4 + S2- + H 2 O R NH +4 + HS- + NH 4 OH; NH +4 + S2- + H 2 O R HS- + NH 4 OH. Ka,II(H2S) < Kb(NH4OH), значит, среда слабощелочная.

в) BeF2 + H 2 O R (BeOH)F + HF;

Be 2+ + 2F- + H 2O R BeOH + + F- + HF; Be 2+ + F- + H 2 O R BeOH + + HF. Ka(HF) > Kb, II(Be(OH)2), значит, среда слабокислая.

69

Пример 6. Водный раствор цианида магния (Kb,II = 3 ⋅ 10-3

моль/л;

Ka = 5 ⋅ 10-10 моль/л) имеет pH

а) 7; б) > 12; в) > 7, но < 12; г) < 2; д) < 7, но > 2. Решение Цианид магния Mg(CN)2 – соль слабого основания Mg(OH)2 и слабой кислоты HCN (ее кислотный остаток цианид-ион CN- однозаряден). Поскольку константа диссоциации основания Kb,II(Mg(OH)2) больше константы диссоциации кислоты Ka(HCN) ( 3 ⋅ 10-3 > 5 ⋅ 10-10 ), постольку среда раствора соли слабощелочная, т. е.

7 < pH < 12. Правильный ответ – в). 3.4.2.4. Соль многокислотного слабого основания и многоосновной слабой кислоты Процесс называется необратимым гидролизом по обоим ионам. Краткое

ионное уравнение имеет следующий вид:

xAn y- + yM x+ + xyH 2O R xHyAn + yM(OH) x .

(34)

Продукты такого гидролиза – слабая кислота HyAn и слабое основание (или амфолит) M(OH)x. Пример 7. Составить молекулярные и ионные уравнения гидролиза сульфида

лантана(III). Решение La2S3 + 6H2O → 2La(OH)3 + 3H2S;

2La 3+ +3S2- + 6H 2O → 2La(OH)3 + 3H 2S. При смешении водных раствора соли многокислотного слабого основания и сильной кислоты с водным раствором соли сильного основания и многоосновной 70

слабой кислоты возможно протекание необратимой реакции гидролиза вышеописанного типа. Это явление называют взаимным усилением гидролиза. Его продукты – это слабая кислота, слабое основание и соль сильного основания и сильной кислоты. Следует иметь в виду, что если в роли слабой кислоты выступает уголь-

ная, то вместо слабого основания M(OH)2 образуется оснóвная соль (MOH)2CO3. Пример 8. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций, проте-

кающих при сливании водных растворов а) хлорида лантана(III) и сульфида калия, б) иодида бериллия и карбоната натрия. Решение а) 2LaCl3 + 3K 2S + 6H 2O → 2La(OH)3 + 3H 2S + 6KCl;

2La 3+ + 6Cl- + 6K + + 3S2- + 6H 2O → 2La(OH)3 + 3H 2S + 6K + + 6Cl- ; 2La 3+ + 3S2- + 6H 2O → 2La(OH)3 + 3H 2S . б) 2BeI 2 + 2Na 2CO3 + 2H 2O → (BeOH)2CO3 +

H 2CO3

+ 4NaI;

H2O CO2 ↑ 2Be 2+ + 4I- + 4Na + + 2CO32- + 2H 2O → (BeOH)2CO3 +

H 2CO3

+ 4Na + + 4I- ;

H2O CO2 ↑ 2Be 2+ + 2CO32- + 2H 2O → (BeOH)2CO3 +

H 2CO3

.

H2O CO2 ↑ 3.4.2.5. Произведение растворимости и растворимость

Если гетерогенная система состоит из осадка сильного электролита и раствора, являющегося насыщенным относительно данного электролита, то в такой системе одновременно протекают две взаимно обратных реакции: переход ионов из осадка в раствор, и переход ионов из раствора в осадок, то есть устанавливается равновесие обратимого процесса. Химическое уравнение такого процесса в общем виде выглядит следующим образом: 71

Kt a An b(тв) R aKt x+ (р-р) + bAn y-(р-р) ,

(35)

где KtaAnb – формула мало- или нерастворимого сильного электролита; Ktx+, Any- – формулы катиона и аниона, образующихся при диссоциации данного электролита; а, b – стехиометрические индексы при формулах катиона и аниона в формуле

электролита и коэффициенты в правой части уравнения. Такое гетерогенное равновесие может быть количественно охарактеризовано константой равновесия, которая связывает между собой равновесные концентрации ионов, находящихся в насыщенном растворе, и называется произведением растворимости ПР. Выражение для ПР имеет следующий вид:

ПР(Kt a An b ) = [Kt x+ ]a ⋅ [An y- ]b

(36)

где [Ktx+] и [Any-] – равновесные молярные концентрации катионов Ktx+ и анионов Any- в растворе, моль/л. Единица измерения ПР – один (моль/л)a+b. Как и всякая константа равновесия, ПР является постоянной для данного электролита величиной и меняется только с температурой. Значения ПР приводятся в справочниках. Пример 9. Как выглядит выражение для произведения растворимости орто-

фосфата кальция? Решение В насыщенном растворе ортофосфата кальция существует гетерогенное равновесие, уравнение которого Ca 3 (PO 4 ) 2(тв) R 3Ca 2+ (р-р) + 2PO34 (р-р) . Значит, [Ktx+] = [Ca2+], [Any-] = [PO 34− ], а = 3, b = 2. В соответствии с уравнением (36), выражение для ПР имеет следующий вид: ПР(Ca3(PO4)2) = [Ca2+]3[PO 34− ]2.

72

Растворимость S вещества – это его концентрация в насыщенном растворе,

моль/л. Для сильного электролита KtaAnb согласно уравнениям (12) и (13) справедливы следующие соотношения между равновесными концентрациями ионов в насыщенном растворе и растворимостью:

[Kt x+ ] = αS,

(37)

[An y- ] = bS.

(38)

Из уравнений (36), (37) и (38) следует, что ПР= α a b bSa+b

(39)

ПР . αa bb

(40)

или

S = a+b

Для однотипных электролитов (с одинаковыми значениями а и b) чем больше ПР, тем больше растворимость. Пример 10. Какой порядок перечисления фторидов соответствует уменьшению

их растворимости (в моль/л) в воде (ПР, (моль/л)3: CaF2 - 4 ⋅ 10-11 ;

BaF2 - 2 ⋅ 10-6 ;

SrF2 - 3 ⋅ 10-9 )? а) CaF2, BaF2, SrF2; б) CaF2, SrF2, BaF2; в) SrF2, BaF2, CaF2; г) BaF2, CaF2, SrF2; д) BaF2, SrF2, CaF2. Решение Карбонаты кальция, бария и стронция являются однотипными солями (у всех троих а = 1, b = 2), поэтому уменьшение растворимости соответствует уменьшению ПР, 73

т. е. последовательности BaF2 (2 ⋅ 10-6 ), SrF2 (3 ⋅ 10-9 ), CaF2 (4 ⋅ 10-11 ). Правильный ответ – д).

Ионным произведением ИП мало- или нерастворимого электролита называется произведение неравновесных (текущих) молярных концентраций ионов, образующихся при его полной диссоциации, взятых в степенях индексов при формулах ионов.

ИП(Kt a An b ) = {c(Kt x+ )}a {c(An y- )}b,

(41)

где c(Ktx+) и c(Any-) – текущие концентрации катионов и анионов в растворе, моль/л. ИП – переменная величина, зависящая от текущих концентраций соответствующих ионов, которые, в свою очередь, задаются экспериментатором.

Правило выпадения осадка

Если при смешении двух растворов, содержащих ионы, способные образовывать мало- или нерастворимый электролит, ИП этого электролита больше его ПР, то возможно выпадение осадка. В противном случае осадок не выпадает. При расчетах, связанных с правилом выпадения осадка, обычно условно считают, что конечный объем равен сумме исходных. Это возможно только для разбавленных растворов, плотности которых близки к плотности чистой воды.

Пример 11. В пробирке смешали 1 мл 0,001 M раствора нитрата свинца(II) и 3 мл 0,002 M раствора хлорида кальция. Выпадет ли осадок хлорида свинца(II) в этой пробирке, если его ПР = 1,7·10-5 (моль/л)3? Решение Молекулярное уравнение реакции: Pb(NO3 ) 2 + CaCl2 = PbCl2 + Ca(NO3 )2 . Уравнение гетерогенного равновесия между осадком малорастворимого электро-

74

лита PbCl2 и его насыщенным раствором таково: PbCl2(тв) R Pb 2+ (р-р) + 2Cl-(р-р) . Исходные (до смешения) концентрации ионов, образующих PbCl2, согласно уравнениям (12) и (13) составляют:

c0(Pb2+) = 1c(Pb(NO3)2) = 0,001 моль/л; c0(Cl-) = 2c(CaCl2) = 2·0,002 = 0,004 моль/л. Текущие (после смешения) концентрации этих же ионов можно найти следующим образом:

c(Pb2+) = c0(Pb2+)V1/(V1 + V2), c(Cl-) = c0(Cl-)V2/(V1 + V2), где V1 и V2 – объемы исходных растворов Pb(NO3)2 и CaCl2 соответственно. Подставляем численные значения и получаем

c(Pb2+) = 0,001·1/(1 + 3) = 2,5·10-4 моль/л, с(Cl-) = 0,004·3/(1 + 3) = 3·10-3 моль/л. Находим ионное произведение PbCl2: ИП = c(Pb2+) ⋅ {c(Cl-)}2 = 2,5·10-4 ⋅ (2·10-3)2 = 10-9 (моль/л)3. Видно, что ИП < ПР, значит, в этом случае осадок PbCl2 не образуется. При добавлении к осадку раствора, содержащего ионы, способные образовать с ионами данного осадка другой, растворимость которого значительно меньше, чем растворимость первого, возможно превращение первого осадка во второй.

Пример 12. Можно ли добавлением 1 М раствора сульфида натрия превратить осадок хлорида серебра(I), ПР которого равен 1,8·10-10 (моль/л)2 в осадок сульфида серебра(I), ПР которого 7,2·10-50 (моль/л)3. Решение Молекулярное уравнение реакции: Na2S + 2AgCl = Ag2S + 2NaCl. Текущая концентрация сульфид-ионов согласно (13) равна c(S2-) = 1c(Na2S) = 1 ⋅ 1 = 1 моль/л. Уравнение гетерогенного равновесия между осадком AgCl и его насыщенным рас75

твором AgCl (тв) R Ag + (р-р) + Cl-(р-р) . Текущая концентрация катионов серебра(I) в этом случае совпадает с их равновесной концентрацией над осадком хлорида серебра(I)

с(Ag+) = [Ag+]над осадком AgCl, которая, согласно (38), равна растворимости AgCl [Ag+]над осадком AgCl = S(AgCl). Последняя может быть найдена по уравнению (41):

S (AgCl) = ПР(AgCl) = 1,8 ⋅ 10-10 = 1,3 ⋅ 10-5 моль/л. Находим ионное произведение сульфида серебра(I): ИП = (c(Ag+))2c(S2-) = (1,3·10-5)2·1 = 1,8·10-10 (моль/л)3. Так как ИП(Ag2S) > ПР(Ag2S) (1,8·10-10 > 7,2·10-50), то в этом случае осадок Ag2S должен образоваться, то есть превращение осадка хлорида серебра(I) в осадок сульфида серебра(I) возможно.

76

3.4.3. Образец теста7, 8 1. Какая из перечисленных солей в водном растворе подвергается гидролизу по катиону? 1. Mg(NO3)2

2. Ca(NO2)2

3. Sr(PO3)2

4. Li2SeO4

5. KI

2. Какая из перечисленных солей в водном растворе подвергается гидролизу по аниону? 1. Be(ClO4)2

2. Ba(CN)2

3. Fe2(SO4)3

4. NaNO3

5. KMnO4

3. Водный раствор нитрита магния (Kb,II = 3 ⋅ 10-3 моль/л; Ka = 5 ⋅ 10-4 моль/л) имеет pH 1. 7

2. > 12

3. < 2

4. > 7, но < 12

5. < 7, но > 2

4. Правильный вариант записи выражения для произведения растворимости фторида галлия(III):

1.

[GaF3 ] ; [Ga][F]

2.[Ga 3+ ][3F− ] ;

[Ga 3+ ] + [F− ] 3. ; [GaF3 ]

[Ga 3+ ](3[F− ])3 ; 4. [GaF3 ]1/ 3

5.[Ga 3+ ][F− ]3 .

5. Следующий порядок перечисления сульфидов металлов соответствует уменьшению их растворимости (в моль/л) в воде (ПР, (моль/л)2: FeS – 4 ⋅ 10-38; CoS – 3 ⋅ 10-23; NiS – 3 ⋅ 10-21): 1. NiS, CoS,

2. FeS, NiS,

3. NiS, FeS,

4. FeS, CoS,

5. CoS, FeS,

FeS;

CoS;

CoS;

NiS;

NiS.

Правильный ответ на каждый вопрос только один, в ответе указываются только номера правильных ответов 8 Правильные ответы на стр. 172 7

77

3.4.4. Методика выполнения работы Опыт 1. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Опыт 1.1 Насыпьте в пробирку несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) карбоната натрия. Налейте в пробирку 2 мл дистиллированной воды. Тщательно размешайте стеклянной палочкой содержимое пробирки до полного растворения соли. Посмотрите, выделяется ли из раствора какой-либо газ. С помощью индикаторной бумаги определите примерное значение pH в растворе. Запишите наблюдения (наблюдается ли выделение газа из раствора карбоната натрия и каково значение pH этого раствора).

Опыт 1.2 Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида железа(III). Затем добавьте в ту же пробирку 1 мл раствора карбоната натрия. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образующихся при смешении водных растворов хлорида железа(III) и карбоната натрия).

Опыт 1.3 Насыпьте в пробирку несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) ацетата натрия. Налейте в пробирку 2 мл дистиллированной воды. Тщательно размешайте стеклянной палочкой содержимое пробирки до полного растворения соли. Добавьте туда же 3-5 капель фенолфталеина. Запишите наблюдения (какова окраска фенолфталеина в растворе ацетата натрия). Нагрейте пробирку на спиртовке до начала кипения раствора. Запишите наблюдения (как изменяется интенсивность окраски фенолфталеина в растворе ацетата натрия при нагревании). Дайте пробирке 2 минуты остыть и охладите ее под краном. Запишите наблюдения (как изменяется интенсивность окраски фенолфталеина в растворе ацетата натрия при охлаждении). 78

Опыт 1.4 Насыпьте в пробирку несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) хлорида (или сульфата) магния. Затем налейте туда же 2 мл дистиллированной воды. Тщательно размешайте стеклянной палочкой содержимое пробирки до полного растворения соли. Посмотрите, выпадает ли в пробирке какой-либо осадок. С помощью индикаторной бумаги определите примерное значение pH в растворе. Запишите наблюдения (наблюдается ли образование осадка в растворе соли магния и каково значение pH этого раствора).

Опыт 1.5 Насыпьте в пробирку несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) сульфата алюминия. Затем налейте в ту же пробирку 2 мл дистиллированной воды. Тщательно размешайте стеклянной палочкой содержимое пробирки до полного растворения соли. Посмотрите, выпадает ли в пробирке какой-либо осадок. С помощью индикаторной бумаги определите примерное значение pH в растворе. Запишите наблюдения (каково значение pH в растворе сульфата алюминия и наблюдается ли образование осадка в этом растворе).

Опыт 1.6 Налейте в пробирку 1 мл раствора сульфида натрия. Затем добавьте в ту же пробирку 1 мл раствора сульфата алюминия. Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах вещества, выделяющегося при смешении водных растворов сульфида натрия и сульфата алюминия, и каковы агрегатное состояние и цвет второго наблюдаемого продукта реакции).

Опыт 1.7 Налейте в пробирку 1 мл раствора сульфида натрия. Посмотрите, выделяется ли из раствора какой-либо газ. С помощью индикаторной бумаги определите примерное значение pH в растворе. Запишите наблюдения (наблюдается ли образование газа в растворе сульфида натрия и каково значение pH этого раствора). 79

Опыт 1.8 Налейте в пробирку 1 мл раствора сульфида натрия. Затем добавьте в ту же пробирку 1 мл раствора сульфата хрома(III). Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах вещества, выделяющегося при смешении водных растворов сульфида натрия и сульфата хрома(III), и каковы агрегатное состояние и цвет второго наблюдаемого продукта реакции).

Опыт 1.9 Насыпьте в пробирку несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) хлорида аммония. Налейте в пробирку 1 мл дистиллированной воды. Тщательно размешайте стеклянной палочкой содержимое пробирки до полного растворения соли. Добавьте туда же 3-5 капель лакмуса. Запишите наблюдения (какова окраска лакмуса в растворе хлорида аммония). Нагрейте пробирку на спиртовке до начала кипения раствора. Запишите наблюдения (как изменяется интенсивность окраски лакмуса в растворе хлорида аммония при нагревании). Дайте пробирке 2 минуты остыть и охладите ее под краном. Запишите наблюдения (как изменяется интенсивность окраски лакмуса в растворе хлорида аммония при охлаждении).

Опыт 1.10 Налейте в пробирку 1 мл раствора сульфата меди(II). Затем добавьте туда же 1 мл раствора карбоната натрия. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образующихся при смешении водных растворов сульфата меди(II) и карбоната натрия).

Опыт 1.11 Налейте в пробирку 1 мл раствора ортофосфата натрия. Добавьте туда же 3-5 капель фенолфталеина. Запишите наблюдения (какова окраска индикатора в растворе ортофосфата натрия).

80

Опыт 1.12 Насыпьте в пробирку несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) нитрата свинца(II). Затем налейте туда же 2 мл дистиллированной воды. Тщательно размешайте стеклянной палочкой содержимое пробирки до полного растворения соли. Посмотрите, выпадает ли в пробирке какой-либо осадок. С помощью индикаторной бумаги определите примерное значение pH в растворе. Запишите наблюдения (наблюдается ли образование осадка в растворе нитрата свинца(II) и каково значение pH этого раствора).

Опыт 2. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ Опыт 2.1 В две пробирки налейте по 1 мл раствора нитрата свинца(II) с концентрацией 0,005 моль/л, затем в первую пробирку добавьте 1 мл раствора иодида калия с концентрацией 0,05 моль/л. Запишите наблюдения (выпал или не выпал осадок, и какого он цвета (если выпал) при смешении 1 мл 0,005 М раствора нитрата свинца(II) с 1 мл 0,05 М раствора иодида калия). Во вторую пробирку добавьте 1 мл раствора хлорида калия (или натрия) с концентрацией 0,05 моль/л. Запишите наблюдения (выпал или не выпал осадок, и какого он цвета (если выпал) при смешении 1 мл 0,005 М раствора нитрата свинца(II) с 1 мл 0,05 М раствора хлорида калия). Рассчитайте текущие концентрации ионов по уравнениям (42),(43) и (44):

c(Pb 2+ )1 =

c(Pb(NO3 ) 2 )V1 c(Pb(NO3 ) 2 )V3 , c(Pb 2+ ) 2 = V1 + V2 V3 + V4 c(I- ) =

(42)

c(KI)V2 , V1 + V2

(43)

c(KCl)V4 , V3 + V4

(44)

c(Cl- ) =

где c(Pb(NO3)2), c(KI) и c(KCl) – исходные (до смешения) концентрации соответствующих солей, моль/л; V1 – объем раствора нитрата свинца(II) в первой пробирке, мл; V2 – объем раствора иодида калия, мл; V3 – объем раствора нитрата свинца(II) во второй пробирке, мл; V4 – объем раствора хлорида калия, мл. По 81

уравнению (41) найдите ионные произведения предполагаемых осадков. Объясните наблюдаемые явления, учтя, что ПР(PbI2) = 8,7 ⋅ 10-9 (моль/л)3; ПР(PbCl2) = 1,7 ⋅ 10-5 (моль/л)3. Опыт 2.2

В пробирку налейте 1 мл раствора нитрата свинца(II) и прилейте туда же 1 мл раствора сульфата натрия. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов нитрата свинца(II) и сульфата натрия). Осторожно слейте с осадка оставшийся раствор. Затем по каплям добавляйте к осадку раствор хромата калия с концентрацией 1 моль/л, каждый раз встряхивая пробирку. Запишите наблюдения (происходит ли изменение цвета ранее образовавшегося осадка при добавлении к нему 1 М раствора хромата калия). Рассчитайте текущие концентрации ионов по уравнениям (45) и (46): c(Pb 2+ ) = [Pb 2+ ] над осадком PbSO4 = S (PbSO 4 ),

(45)

c(CrO4 ) = c(K 2 CrO4 ),

(46)

где S(PbSO4) – растворимость сульфата свинца(II), моль/л, которую можно найти по уравнению (40) (ПР(PbSO4) = 1,7 ⋅ 10-8 (моль/л)2)); c(K2CrO4) - концентрация хромата калия в исходном растворе, моль/л. По уравнению (41) найдите ионное произведение хромата свинца(II). Объясните наблюдаемое явление, учтя, что ПР(PbCrO4) = 2,8 ⋅ 10-13 (моль/л)2. Опыт 2.3

В две пробирки налейте по 1 мл раствора гидроксида натрия с концентрацией 0,005 моль/л, затем в первую пробирку добавьте 1 мл раствора сульфата магния с концентрацией 0,005 моль/л. Запишите наблюдения (выпал или не выпал осадок, и какого он цвета (если выпал) при смешении 1 мл 0,005 М раствора гидроксида натрия с 1 мл 0,005 М раствора сульфата магния). Во вторую пробирку добавьте 1 82

мл раствора хлорида кальция с концентрацией 0,005 моль/л. Запишите наблюдения (выпал или не выпал осадок, и какого он цвета (если выпал) при смешении 1 мл 0,005 М раствора гидроксида натрия с 1 мл 0,005 М раствора хлорида кальция). Рассчитайте текущие концентрации ионов по уравнениям (47),(48) и (49): c(OH - )1 =

c(NaOH)V1 c(NaOH)V3 , c(OH - ) 2 = V1 + V2 V3 + V4 c(MgSO 4 )V2 , V1 + V2

(48)

c(CaCl 2 )V4 , V3 + V4

(49)

c(Mg 2+ ) = c(Ca 2+ ) =

(47)

где c(NaOH), c(MgSO4) и c(CaCl2) – исходные (до смешения) концентрации соответствующих веществ, моль/л; V1 – объем раствора гидроксида натрия в первой пробирке, мл; V2 – объем раствора сульфата магния, мл; V3 – объем раствора гидроксида натрия во второй пробирке, мл; V4 – объем раствора хлорида кальция, мл. По уравнению (41) найдите ионные произведения предполагаемых осадков. Объясните наблюдаемые явления, учтя, что ПР(Mg(OH)2) = 6,8 ⋅ 10-12 (моль/л)3; ПР(Ca(OH)2) = 6,3 ⋅ 10-6 (моль/л)3. Опыт 2.4

В две пробирки налейте по 1 мл раствора сульфата натрия с концентрацией 0,005 моль/л, затем в первую пробирку добавьте 1 мл раствора хлорида бария с концентрацией 0,005 моль/л. Запишите наблюдения (выпал или не выпал осадок, и какого он цвета (если выпал) при смешении 1 мл 0,005 М раствора сульфата натрия с 1 мл 0,005 М раствора хлорида бария). Во вторую пробирку добавьте 1 мл раствора хлорида кальция с концентрацией 0,005 моль/л. Запишите наблюдения (выпал или не выпал осадок, и какого он цвета (если выпал) при смешении 1 мл 0,005 М раствора сульфата натрия с 1 мл 0,005 М раствора хлорида кальция). Рассчитайте текущие концентрации ионов по уравнениям (50),(51) и (52): 83

c(SO 24 )1 =

c(Na 2SO 4 )V1 c(Na 2SO 4 )V3 , c(SO 24 )2 = V1 + V2 V3 + V4

(50)

c(Ba 2+ ) =

c(BaCl 2 )V2 , V1 + V2

(51)

c(Ca 2+ ) =

c(CaCl 2 )V4 , V3 + V4

(52)

где c(Na2SO4), c(BaCl2) и c(CaCl2) – исходные (до смешения) концентрации соответствующих солей, моль/л; V1 – объем раствора сульфата натрия в первой пробирке, мл; V2 – объем раствора хлорида бария, мл; V3 – объем раствора сульфата натрия во второй пробирке, мл; V4 – объем раствора хлорида кальция, мл. По уравнению (41) найдите ионные произведения предполагаемых осадков. Объясните наблюдаемые явления, учитывая, что ПР(BaSO4) = 1,8 ⋅ 10-10 (моль/л)2; ПР(CaSO4) = 3,7 ⋅ 10-5 (моль/л)2. Опыт 2.5

В две пробирки налейте по 1 мл раствора карбоната натрия с концентрацией 0,005 моль/л, затем в первую пробирку добавьте 1 мл раствора сульфата магния с концентрацией 0,005 моль/л. Запишите наблюдения (выпал или не выпал осадок, и какого он цвета [если выпал] при смешении 1 мл 0,005 М раствора карбоната натрия с 1 мл 0,005 М раствора сульфата магния). Во вторую пробирку добавьте 1 мл раствора хлорида бария с концентрацией 0,005 моль/л. Запишите наблюдения (выпал или не выпал осадок, и какого он цвета (если выпал) при смешении 1 мл 0,005 М раствора карбоната натрия с 1 мл 0,005 М раствора хлорида бария). Рассчитайте текущие концентрации ионов по уравнениям (53),(54) и (55): c(CO32- )1 =

c(Na 2CO3 )V1 c(Na 2CO3 )V3 , c (CO32- )2 = V1 + V2 V3 + V4

(53)

c(MgSO 4 )V2 , V1 + V2

(54)

c(Mg 2+ ) =

84

c(Ba 2+ ) =

c(BaCl 2 )V4 , V3 + V4

(55)

где c(Na2CO3), c(MgSO4) и c(BaCl2) – исходные (до смешения) концентрации соответствующих солей, моль/л; V1 – объем раствора карбоната натрия в первой пробирке, мл; V2 – объем раствора сульфата магния, мл; V3 – объем раствора карбоната натрия во второй пробирке, мл; V4 – объем раствора хлорида бария, мл. По уравнению (37) найдите ионные произведения предполагаемых осадков. Объясните наблюдаемые явления, учтя, что ПР(MgCO3) = 7,9 ⋅ 10-6 (моль/л)2; ПР(BaCO3) = 4,9 ⋅ 10-9 (моль/л)2. Опыт 2.6

В пробирку налейте 1 мл раствора сульфата кадмия(II) и прилейте туда же 1 мл раствора сульфида натрия. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов сульфата кадмия(II) и сульфида натрия). Осторожно слейте с осадка оставшийся раствор. Затем по каплям добавляйте туда же раствор карбоната натрия с концентрацией 1 моль/л, каждый раз встряхивая пробирку. Запишите наблюдения (происходит ли изменение цвета ранее образовавшегося осадка при добавлении к нему 1 М раствора карбоната натрия). Рассчитайте текущие концентрации ионов по уравнениям (56) и (57): c(Cd 2+ ) = [Cd 2+ ]

над осадком CdS =

c(CO32- ) = c(Na 2CO3 ),

S (CdS),

(56) (57)

где S(CdS) – растворимость сульфида кадмия(II), моль/л, которую можно найти по уравнению (40) (ПР(CdS) = 6,5 ⋅ 10-28 (моль/л)2)); c(Na2CO3) – концентрация карбоната натрия в исходном растворе, моль/л. По уравнению (41) найдите ионное произведение карбоната кадмия(II). Объясните наблюдаемое явление, учтя, что ПР(CdCO3) = 10-12 (моль/л)2.

85

3.4.5. Содержание отчета

1. Название работы. 2. Цель работы. 3. Для опытов 1: описание наблюдений; молекулярные, полные и краткие ионные уравнения реакций гидролиза; краткие ионные уравнения последующих (после первой) ступеней гидролиза (для опытов 1.1, 1.4, 1.5, 1.7, 1.12); выводы о типе гидролиза по катиону или по аниону (для опытов 1.1, 1.3, 1.4, 1.5, 1.7, 1.9, 1.11, 1.12); выводы об обратимом или необратимом характере гидролиза при смешении растворов таких солей и о продуктах их гидролиза (для опытов 1.2, 1.6, 1.8, 1.10); выводы о том, по первой или по всем ступеням гидролиз такой соли протекает в заметной степени (для опытов 1.1, 1.4, 1.5, 1.7, 1.12); вывод о знаке энтальпии гидролиза (для опытов 1.3, 1.9). 4. Для опытов 2: описание наблюдений; молекулярные, полные и краткие ионные уравнения протекающих и предполагаемых реакций; уравнения гетерогенных равновесий между твердыми фазами предполагаемых осадков и ионами, на которые они диссоциируют в растворе; расчетные формулы и расчеты по ним; объяснения наблюдаемых явлений в соответствии с правилом выпадения осадка.

86

3.5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ 3.5.1. Цель работы

Приобретение навыков составления уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью электронных и ионно-электронных уравнений полуреакций. Ознакомление с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций. 3.5.2. Основные теоретические положения

Степенью окисления элемента (атома) называется формальный заряд атомной частицы этого элемента в веществе (частице), рассчитанный по определенным правилам. Она обозначается правым верхним индексом у химического знака элемента, состоящим из знаков «+» или «-» и числа (при нуле знак, естественно, не ставится). Например, Ag+1, N+5, I-1, P-3, S0. Степень окисления может быть как целой, так и дробной, например O-0,5, N-1/3. Минимально возможное значение степени окисления равно -4, а максимально возможное составляет +8. Правила определения степеней окисления а) в простых веществах степени окисления атомов равны нулю, например

Cu 0 , S80 ; б) некоторые элементы в сложных веществах и в ионах имеют, как правило, постоянные степени окисления, в частности: 1) у элементов IA-группы, II группы (кроме Hg) и III группы (кроме B и Tl) Периодической системы степень окисления равна номеру группы со знаком «+», например, K+1NO3, Be+2SO4, Al+3F3; 2) у водорода степень окисления равна +1, кроме соединений с элементами, перечисленными в п.1), а также с бором и с кремнием, в которых степень окисления водорода составляет -1, например, H+1Br, B2H 6−1 ; 87

3) у кислорода степень окисления равна -2, кроме пероксидов, надпероксидов, озонидов и соединений со фтором, например, CCl2O-2, H2O 2−1 (пероксид водорода), KO 2−1/ 2 (надпероксид калия), RbO3-1 3 (озонид рубидия), O 2+1 F2 (дифторид дикислорода); 4) у элементов VIIA-группы Периодической системы степень окисления равна -1, причем у фтора всегда, а у остальных галогенов, кроме соединений со фтором, кислородом, азотом и между собой, например, H[PF 6−1 ], BCl 3−1 , Br 3+1 N; в) сумма степеней окисления всех атомов в молекуле (или в формульной единице вещества немолекулярного строения) равна нулю, а в ионе - заряду этого иона. Пример 1. Найти степени окисления элементов в следующих соединениях:

Cl2, S2F10, HPO 24− , Cr2(SO4)3. Решение Cl2 – это формула простого вещества, значит, согласно правилу а) степень окисления атомов в нем равна нулю, Cl 02 . S 2 F 10 – это формула сложного вещества, степень окисления фтора, в кото−1 . Обозначим неизвестную степень ром согласно п. 4) правила б) равна -1, S 2 F 10 −1 , и, на основании правила в) составим окисления серы буквой x, то есть S 2x F 10

уравнение, учтя, что S 2 F 10 – это молекула, то есть сумма степеней окисления в ней равна нулю, а числа атомов серы и фтора в этой молекуле равны соответственно двум и десяти (индексы в формуле молекулы): 2x + 10 ⋅ (-1) = 0. Решаем это уравнения и находим степень окисления серы x: x = 5.

88

HPO 24− – это формула сложного иона, степень окисления водорода в котором согласно п. 2) правила б) равна +1, а степень окисления кислорода в котором согласно п. 3) правила б) составляет -2, то есть (H +1PO −42 ) −2 . Обозначим неизвестную степень окисления фосфора буквой y (H +1P yO −4 2 ) −2 , и, на основании правила в) составим уравнение, учитывая, что сумма степеней окисления в данном ионе равна его заряду, то есть -2, а числа атомов водорода, фосфора и кислорода в этом ионе составляют соответственно один, один и четыре (индексы в формуле иона): +1 + y + 4 ⋅ (-2) = -2, то есть y = +5. Cr2 (SO 4 )3 – это формула сложного вещества, степень окисления кислорода в котором согласно п. 3) правила б) составляет -2, то есть Cr2 (SO-2 4 )3 . Однако степени окисления хрома a и серы b в данном случае нуждаются в отдельном определении Cr2a (Sb O-2 4 )3 , поскольку уравнение, составленное на основании правила в) 2a + 3b + 12 ⋅ (-2) = 0,

(58)

содержит два неизвестных. В подобных случаях следует рассмотреть возможную диссоциацию вещества. Cr2 (SO 4 )3 – это средняя соль, сильный электролит, который диссоциирует на катионы металла и кислотные остатки (см. с. 28) по следующему уравнению: Cr2 (SO 4 )3 → 2Cr 3+ + 3SO24 . Из него видно, что степень окисления хрома в данном случае равна +3 (согласно правилу в) она совпадает с зарядом иона Cr3+), то есть a = +3. Подставляем значение a в (58) и решаем его относительно b: 6 + 3b + 12 ⋅ (-2) = 0, то есть b = +6.

89

Все химические реакции можно разделить на две группы: окислительновосстановительные реакции (ОВР), в ходе которых степени окисления изменяются, и реакции, не являющиеся окислительно-восстановительными, в ходе которых степени окисления остаются неизменными. Пример 2. Какое уравнение описывает окислительно-восстановительную

pеакцию? а) Li 2 O + SO 2 = Li 2SO3 ; б) Li 2 O + N 2 O5 = 2LiNO3 ; в) 2LiOH + H 2S = Li 2S + 2H 2 O; г) 2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2 . Решение Для ответа надо определить степени окисления во всех упомянутых в предлагаемых вариантах ответа веществах: +4 -2 +1 +4 -2 а) Li +1 2 O + S O 2 = Li 2 S O3 ; -2 +5 -2 +1 +5 -2 б) Li +1 2 O + N 2 O 5 = 2Li N O3 ;

в) 2Li +1O-2 H +1 + H 2+1S-2 = Li 2+1S-2 + 2H 2+1O-2 ; г) 2Li0 + 2H 2+1O-2 = 2Li +1O-2 H +1 + H 02 и найти такое уравнение, в котором степени окисления изменяются. Видно, что таковым является четвертое уравнение, то есть правильный ответ – г).

90

Пример 3. Какое уравнение описывает pеакцию, не являющуюся окислитель-

но-восстановительной? а) ZnO + SO3 = ZnSO 4 ; б) ZnO + CO = Zn + CO 2 ; в) ZnO + H 2 = Zn + H 2 O; г) Zn + CuCl2 = ZnCl2 + Cu. Решение Для ответа надо определить степени окисления во всех упомянутых в предлагаемых вариантах ответа веществах: а) Zn +2 O-2 + S+6 O3-2 = Zn +2S+6 O-2 4 ; б) Zn +2 O-2 + C+2 O-2 = Zn 0 + C+4 O +2 2 ; -2 в) Zn +2 O-2 + H 02 = Zn 0 + H +1 2 O ; +2 -1 0 г) Zn 0 + Cu +2Cl-1 2 = Zn Cl 2 + Cu –

и найти такое уравнение, в котором степени окисления не изменяются. Видно, что таковым является первое уравнение, то есть правильный ответ – а). ОВР условно делят на две полуреакции – окисления и восстановления. Полуреакция окисления – это повышение степени окисления, а полуреакция восстановления – это понижение степени окисления. Пример 4. Укажите схему окисления.

а) VCl4 → (VO)Cl2 ; б) VCl2 → NaVO3 ; в) V2 O5 → V; г) Na 3 VO 4 → V(OH)3 . 91

Решение Для ответа надо определить степени окисления одного и того же элемента (в данном случае ванадия) во всех упомянутых в предлагаемых вариантах ответа веществах: а) V +4 Cl4 → (V +4 O)Cl2 ; б) V +2 Cl2 → NaV +5 O3 ; в) V2+5 O5 → V 0 ; г) Na 3V +5O 4 → V +3 (OH)3 – и найти такую схему, в которой степень окисления этого элемента повышается. Видно, что таковой является вторая схема (степень окисления ванадия растет от +2 до +5), правильный ответ – б). Пример 5. Укажите схему восстановления.

а) Ti → TiO; б) TiO 2 → TiCl4 ; в) TiO 2 → Ti(OH)3 ; г) TiI 2 → TiF4 . Решение Для ответа надо определить степени окисления одного и того же элемента (в данном случае титана) во всех упомянутых в предлагаемых вариантах ответа веществах: а) Ti 0 → Ti +2 O; б) Ti +2 O 2 → Ti +4 Cl4 ; в) Ti +4 O 2 → Ti +3 (OH)3 ; г) Ti +2 I 2 → Ti +4 F4 – и найти такую схему, в которой степень окисления этого элемента понижается. Видно, что таковой является третья схема (степень окисления титана убывает от +4 до +3), правильный ответ – в).

92

Элемент (атом), который в ходе ОВР понижает свою степень окисления, называется окислителем (Ox). Формульная единица и вещество, содержащие данный элемент, тоже называются окислителями. Элемент (атом), который в ходе ОВР повышает свою степень окисления, называется восстановителем (Red). Формульная единица и вещество, содержащие данный элемент, тоже называются восста-

новителями. Пример 6. В реакции, пpотекающей по схеме

Tl2SO 4 + KMnO 4 + H 2SO 4 → Tl2 (SO 4 )3 + MnSO 4 + K 2SO 4 + H 2 O, окислителем и восстановителем являются элементы а) O,H; б) Tl,Mn; в) O,Tl; г) Mn,Tl. Решение Для ответа надо определить все степени окисления во всех веществах схемы +6 -2 + +7 -2 +1 +6 -2 +3 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2 Tl+1 2 S O 4 + K Mn O 4 + H 2 S O 4 → Tl 2 (S O 4 )3 + Mn S O 4 + K 2 S O 4 + H 2 O и найти окислитель, то есть элемент, степень окисления которого понизилась, и

восстановитель, то есть элемент, степень окисления которого повысилась. Видно, что в данной реакции понижается степень окисления марганца (с +7 до +2), а повышается степень окисления таллия (с +1 до +3). Значит, окислитель – марганец, восстановитель – таллий, то есть правильный ответ – г). Отметим, что вариант б) не является верным, поскольку он означает, что таллий – окислитель, а марганец – восстановитель. В ходе ОВР одни атомы вещества могут быть окислителями, другие – восстановителями, а третьи вообще могут не изменять свои степени окисления. Поэтому, для уточнения часто указывают за счет каких атомов (или какого элемента) данное вещество является окислителем или восстановителем. При этом, разумеется, речь идет о тех атомах, которые входят в состав данного вещества. Отметим, что вещества, являющиеся окислителями и восстановителями – это реагенты, то есть их формулы находятся в левой части уравнения (или схемы) реакции. 93

Пример 7. Для реакции, протекающей по следующей схеме:

Si + HNO3 + HF → H 2 [SiF6 ] + NO + H 2 O, указать, какое вещество является окислителем, а какое – восстановителем и за счет каких атомов. Решение Для ответа надо определить все степени окисления во всех веществах схемы

Si 0 + H +1 N +5 O3-2 + H +1F-1 → H 2+1[Si +4 F6-1 ] + N +2 O-2 + H 2+1O-2 , найти атомы-окислители и атомы-восстановители, и вещества, в состав которых входят эти атомы. В данном случае атомы-окислители – это атомы N+5 (их степень окисления понижается до +2), а вещество, в состав которого они входят - это HNO3; атомы-восстановители – это Si0 (их степень окисления повышается до +4), а вещество, в состав которого они входят – это Si. Таким образом, в данной реакции окислитель – это вещество HNO3 за счет атомов N+5, а восстановитель – это вещество Si за счет атомов Si0. У одного и того же элемента может быть несколько различных степеней окисления, среди которых выделяют высшую (максимальную), низшую (минимальную) и промежуточные (средние).

Высшая степень окисления элемента, как правило, равна номеру его группы в Периодической системе со знаком «+».

Пример 8. Найти высшие степени окисления бора и рения. Решение B находится в III группе, его высшая степень окисления равна +3. Re расположен в VII группе, его высшая степень окисления равна +7.

94

Низшая степень окисления у элементов IVA-VIIIA групп равна разности между номером группы и восемью, а у остальных элементов, как правило, равна нулю.

Пример 9. Найти низшие степени окисления титана и селена. Решение Ti находится в IVB-группе, его низшая степень окисления равна 0. Se расположен в VIA-группе, его высшая степень окисления равна (6 - 8), то есть -2.

Промежуточными степенями окисления называются те, которые больше низшей, но меньше высшей. Вещество, в состав которого входит элемент, находящийся в высшей степени окисления, за счет этого элемента может быть только окислителем.

Пример 10. Какое вещество за счет элемента Br может быть только окислителем? а) CsBrO3; б) HBr; в) HBrO4; г) Br2. Решение Для ответа надо вначале определить высшую степень окисления брома, затем его степени окисления во всех вариантах ответов и, наконец, найти то вещество, которое содержит бром в высшей степени окисления. Br находится в VII группе, его высшая степень окисления равна +7; а) CsBr +5 O3 ; б) HBr -1 ; в) HBr +7 O 4 ; г) Br20 . Видно, что в высшей степени окисления бром входит в состав вещества HBrO4, то есть правильный ответ - в).

95

Вещество, в состав которого входит элемент, находящийся в низшей степени окисления, за счет этого элемента может быть только восстановителем.

Пример 11. Какое вещество за счет элемента I может быть только восстановителем? а) CaI2; б) KIO; в) I2; г) IF7. Решение Для ответа надо вначале определить низшую степень окисления иода, затем его степени окисления во всех вариантах ответов и, наконец, найти то вещество, которое содержит иод в низшей степени окисления. I находится в VIIA-группе, его низшая степень окисления равна (7 - 8), то есть -1; +1 0 +7 а) CaI-1 2 2; б) KI O ; в) I 2 ; г) I F7 .

Видно, что в низшей степени окисления иод входит в состав вещества CaI2, то есть правильный ответ - а). Вещество, в состав которого входит элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, за счет этого элемента может быть и окислителем, и восста-

новителем. Пример 12. Какое вещество за счет элемента W может быть и окислителе, и восстановителем? а) WO3; б) W; в) K2WO4; г) WCl5. Решение Для ответа надо вначале определить высшую и низшую степени окисления вольфрама, затем его степени окисления во всех вариантах ответов и, наконец, найти то вещество, которое содержит вольфрам в промежуточной степени окисления. W находится в VIB-группе, его высшая степень окисления +6, а низшая равна 0. а) W +6 O3 ; б) W 0 ; в) K 2 W +6 O 4 ; г) W +5 Cl5 . Видно, что в промежуточной степени окисления (0 < +5 < +6) вольфрам входит в состав

вещества

WCl5,

правильный

ответ – г). 96

Все ОВР можно подразделить на три типа:

•

межмолекулярные – ОВР, в которых атом-восстановитель и атом-

окислитель различны и входят в состав разных веществ, например,

2KI-1 + Cl02 = 2KCl-1 + I02 ; • внутримолекулярные – ОВР, в которых атом-восстановитель и атомокислитель различны, но входят в состав одного вещества, например,

2Hg +2 O-2 = 2Hg 0 + O02 ; • реакции диспропорционирования – ОВР, в которых атом-восстановитель и атом-окислитель одинаковы и входят в состав одного вещества, например, +3 +5 N +4 2 O 4 + H 2 O = HN O 2 + HN O3 .

Отметим, что существуют ОВР, сочетающие признаки разных типов, например, реакция, протекающая по следующему уравнению:

3HCl+5 O3-2 = HCl+7 O 4 + Cl02 + 2O02 + H 2 O, является одновременно внутримолекулярной реакцией и реакцией диспропорционирования. Одним из способов записи полуреакций являются электронные уравнения следующего вида:

Ox A c + xe- = A c-x - уравнение восстановления,

(59)

Red Bd - ye- = Bd+y - уравнение окисления,

(60)

где A, B – химические знаки элементов; c, (c - x), d, (d + y) – степени окисления; x, y – числа электронов; e- – электрон. Используя эти уравнения, можно найти коэффициенты в уравнениях многих ОВР (при известной схеме, то есть известных реагентах и продуктах). Такой метод нахождения коэффициентов называется методом электронного баланса, так как он основан на уравнивании чисел отданных и принятых электронов.

97

Пример 13. Для реакции, пpотекающей по следующей схеме: FeCl2 + K 2 CrO 4 + HCl → FeCl3 + CrCl3 + KCl + H 2 O, составить уpавнение методом электpонного баланса. Решение Необходимо действовать по следующему алгоритму:

• расставить все степени окислении +1 +6 -2 +1 -1 +3 -1 +3 -1 +1 -1 +1 -2 Fe +2 Cl-1 2 + K 2 Cr O 4 + H Cl → Fe Cl3 + Cr Cl3 + K Cl + H 2 O ;

• найти атомы-восстановители, атомы-окислители и продукты их окисления и восстановления, в данном случае восстановитель – это Fe+2, окисляющийся до Fe+3, а окислитель – это Cr+6, восстанавливающийся до Cr+3;

• по (59) и (60) составить электронные уравнения полуреакций

Red Fe+2 - e- = Fe +3 - уравнение окисления; Ox Cr +6 + 3e- = Cr +3 - уравнение восстановления, • у каждого электронного уравнения поставить множитель, равный числу электронов в другом уравнении, и сократить (если необходимо) эти множители

Fe +2 - e- = Fe +3 3 Cr +6 + 3e- = Cr +3 1 • умножить уравнения полуреакций на полученные множители и сложить произ-

ведения между собой (электроны сокращаются)

3Fe +2 - 3e- = 3Fe+3

+ 1Cr +6 + 3e- = 1Cr +3 3Fe+2 + 1Cr +6 = 3Fe +3 + 1Cr +3 • перенести полученные коэффициенты (с учетом индексов) в схему реакции

3FeCl2 + 1K 2 CrO4 + HCl → 3FeCl3 + 1CrCl3 + KCl + H 2 O; 98

• найти остальные коэффициенты, основываясь на материальном балансе, в сле-

дующей последовательности: а) соли – баланс по металлам, в данном случае соль, перед формулой которой отсутствует коэффициент – это KCl, слева два атома калия (в 1K2CrO4), значит, справа тоже должно быть два атома калия, то есть перед KCl надо поставить 2: 3FeCl2 + 1K 2 CrO 4 + HCl → 3FeCl3 + 1CrCl3 + 2KCl + H 2 O; б) кислоты – баланс по кислотным остаткам (или щелочи – баланс по катионам металлов), в данном случае кислота, перед формулой которой отсутствует коэффициент – это HCl, ее кислотный остаток – Cl, справа их четырнадцать (девять в 3FeCl3, три в 1CrCl3 и два в 2KCl), а слева охвачено коэффициентами только шесть (в 3FeCl2), значит, слева надо добавить еще восемь Cl (14 - 6), то есть перед HCl ставим 8:

3FeCl2 + 1K 2 CrO 4 + 8HCl → 3FeCl3 + 1CrCl3 + 2KCl + H 2 O; в) вода – баланс по водороду, в данном случае слева восемь атомов H (в 8HCl), значит, справа их должно быть тоже восемь, а учитывая, что в молекуле воды два атома H, перед H2O ставим 4:

3FeCl2 + 1K 2CrO 4 + 8HCl = 3FeCl3 + 1CrCl3 + 2KCl + 4H 2O. Отметим, что единичные коэффициенты обычно опускают, поэтому окончательный вид уравнения таков:

3FeCl2 + K 2CrO 4 + 8HCl = 3FeCl3 + CrCl3 + 2KCl + 4H 2O. Другой метод составления уравнений ОВР, используемый только для реакций, протекающих с участием растворов электролитов, основан на ионноэлектронных уравнениях полуреакций, в которых записываются формулы реально

существующих в растворе частиц (атомов, ионов и молекул). Чтобы составить ионно-электронное уравнение необходима следующая информация: • состав частицы реагента (атома, иона, молекулы), содержащей элемент, из-

99

меняющий свою степень окисления; • состав частицы продукта (атома, иона, молекулы), содержащей тот же эле-

мент, изменяющий свою степень окисления; • среда раствора, в котором протекает реакция (кислая, щелочная, нейтраль-

ная). Пример 14. Составить ионно-электронное уравнение полуреакции превраще-

ния хлорат-иона в дихлор в кислой среде. Решение Необходимо действовать по алгоритму: •

составить схему полуреакции

ClO3- → Cl2 , как видно, обе частицы содержат один и тот же элемент, в данном случае хлор, изменяющий свою степень окисления от +5 до 0, то есть это схема восстановления, а хлор элемент-окислитель; •

уравнять схему по элементу, изменяющему свою степень окисления, сле-

ва один атом хлора, справа – два, значит, слева надо поставить коэффициент 2 2ClO3- → Cl2 , •

сравнить число атомов O-2 в левой и правой частях полученной схемы и

далее действовать по следующей блок-схеме: больше 7<

pH среды раствора

слева - OH-, справа - H2O (или ничего Э → Э (OH) x 0 / − ) )

в правой части атомов O-2 относительно левой ≤7

7>

слева - H+, справа - H2O

слева - H2O, справа - H+

100

меньше pH среды раствора

≥7

слева - H2O, справа - OH-

в данном случае справа (в Cl2) атомов O-2 нет, их число равно 0, а слева их шесть (в 2ClO 3− ), то есть справа их меньше, чем слева (0 < 6), среда кислая (это сказано в условии), иначе говоря, pH < 7, значит, к левой части надо добавить H+, а к правой – H 2O

2ClO3- + H + → Cl2 + H 2 O; •

уравнять схему вначале по кислороду, затем по водороду, в данном случае

слева шесть атомов кислорода, значит, справа перед H2O надо поставить 6, тогда справа станет двенадцать атомов водорода (в 6H2O), значит, слева перед H+ надо поставить 12

2ClO3- + 12H + → Cl2 + 6H 2O; •

уравнять схему по зарядам, добавляя или отнимая электроны слева, в дан-

ном случае сумма зарядов слева равна +10 (-2 – это заряды двух хлорат-ионов и +12 – это заряды двенадцати катионов водорода, сумма составляет +10), а справа сумма зарядов равна нулю (и Cl2 и H2O – это молекулы, то есть нейтральные частицы с нулевым зарядом), значит, слева надо добавить десять электронов (заряд электрона равен -1)

2ClO3- + 12H + + 10e − = Cl2 + 6H 2O. Пример 15. Составить ионно-электронное уравнение полуреакции превраще-

ния серы в сульфат-ион в щелочной среде. Решение •

составляем схему полуреакции:

S → SO 24 , в данном случае сера изменяет свою степень окисления от 0 до +6, то есть это схема окисления, а сера является элементом-восстановителем; •

уравнивать схему по сере нет необходимости, поскольку и слева, и справа

по одному атому серы; 101

•

справа четыре атома O-2, а слева их нет, то есть справа их больше, чем

слева (4 > 0), среда щелочная (это сказано в условии), иначе говоря, pH > 7, значит, согласно блок-схеме, приведенной в примере 14, к левой части добавим OH-, а к правой – H2O

S + OH - → SO 24 + H 2 O; •

уравниваем схему по кислороду и водороду, учитывая, что каждые два

OH- дают один O-2 и одну H2O, в данном случае сульфат-ион содержит на 4 атома O-2 больше, чем атом серы, значит, слева надо добавить 4 ⋅ 2, то есть восемь OH-, а справа перед H2O поставить 4:

S + 8OH - → SO 24 + 4H 2 O; •

уравниваем схему по зарядам, слева сумма зарядов равна -8 (атом серы

нейтрален, -8 – это заряды восьми гидроксид-ионов), справа она составляет -2 (заряд сульфат-иона, H2O – нейтральная молекула), значит, слева надо отнять шесть электронов (заряд электрона равен -1)

S + 8OH - − 6e − = SO 24 + 4H 2O. Пример 16. Составить ионно-электронные уравнения полуреакций превра-

щения хлорат-иона в дихлор и серы в сульфат-ион в нейтральной среде. Решение Действуя так же, как в примерах 14 и 15, получаем схемы

2ClO3- → Cl2 и S → SO 4 . Сравнение чисел атомов O-2 в обеих частях обеих схем тоже проведено в примерах 14 и 15, но на этот раз среда нейтральная, то есть pH = 7, значит, согласно блок-схеме, приведенной в примере 14, в обеих схемах слева надо добавить H2O, справа в первой – OH-, справа во второй – H+ + 2ClO3- + H 2 O → Cl 2 + OH - и S + H 2 O → SO 24 +H .

Уравниваем обе схемы по кислороду и по водороду: 102

2ClO3- + 6H 2 O → Cl 2 + 12OH - и S + 4H 2 O → SO 42- + 8H + , а затем по зарядам с помощью электронов

2ClO3- + 6H 2 O +10e- = Cl2 + 12OH - , + S + 4H 2O − 6e- = SO 24 + 8H .

После того, как ионно-электронные уравнения полуреакций данной ОВР составлены, каждому из них приписывают множитель, равный числу электронов в другом уравнении, сокращают (если необходимо) эти множители, затем умножают на них уравнения и складывают произведения между собой, приводят подобные (при необходимости) и получают краткое ионное уравнение ОВР. Добавлением к последнему формул ионов, не участвующих в полуреакциях, но присутствующих в растворе, а затем объединением формул ионов в формулы веществ, получают молекулярное уравнение ОВР. Пример 17. Закончить уравнение реакции

S + KClO3 + H 2 O = ..., используя ионно-электронные уравнения (хлорат-ионы превращаются в дихлор, а сера в сульфат-ион). Решение Из условия видно, что среда исходного раствора нейтральная (реагенты – нерастворимая в воде сера и соль сильного основания и сильной кислоты – хлорат калия). Составление ионно-электронных уравнений данных полуреакций проведено в примере 16, то есть

Ox 2ClO3- + 6H 2O + 10e- = Cl2 + 12OH - - уравнение восстановления, + Red S + 4H 2 O - 6e- = SO-2 - уравнение окисления. 4 + 8H

У первого уравнения ставим множитель 6, у второго 10 (по числу электронов в соседнем уравнении) и сокращаем эти числа на 2, то есть до 3 и 5 103

2ClO3- + 6H 2O + 10e- = Cl2 + 12OH - 6 -

S + 4H 2O - 6e =

SO-2 4

+ 8H

+

10

3 5 .

Умножаем уравнения на полученные множители и складываем произведения между собой (электроны сокращаются)

+

6ClO3- + 18H 2 O + 30e- = 3Cl 2 + 36OH + 5S + 20H2O - 30e- = 5SO 24 + 40H

+ 6ClO3- + 18H 2 O + 5S + 20H 2 O = 3Cl2 + 36OH - + 5SO-2 4 + 40H .

Приводим подобные, учитывая, что в правой части есть одновременно 36OH- и 40H+, которые образуют 36H2O и 4H+, а в левой части 38H2O (18 + 20), значит, слева оставляем 2H2O (38 - 36), а справа H2O нет + 6ClO3- + 2H 2 O + 5S = 3Cl2 + 5SO-2 4 + 4H .

Добавляем к обеим частям полученного краткого ионного уравнения формулы ионов, не участвующих в полуреакциях, но присутствующих в растворе, в таких количествах, чтобы суммарные заряды обеих частей были равны нулю. Из левой части схемы ОВР, приведенной в условии видно, что такими ионами являются K+, содержащиеся в KClO3, значит, к обеим частям добавляем по шесть K+ (суммы зарядов равны -6) + + 6K + + 6ClO3- + 2H 2 O + 5S = 3Cl2 + 5SO-2 4 + 4H + 6K .

Объединяем формулы катионов с формулами анионов в формулы веществ в соответствии с принципом электронейтральности, то есть шесть катионов калия с шестью хлорат-ионами в 6KClO3, четыре катиона водорода с двумя (из пяти) сульфат-ионами в 2H2SO4, а оставшиеся три (5 - 2) сульфат-иона – с шестью катионами калия в 3K2SO4 и получаем молекулярное уравнение ОВР 6KClO3 + 2H 2 O + 5S = 3Cl 2 + 2H 2SO 4 + 3K 2SO 4 .

104

Пример 18. Закончить уравнение реакции TlOH(конц.) + Ga + H2O = ..., используя ионно-электронные уравнения (галлий превращается в [Ga(OH)4]-, а вода в диводород). Решение Составляем схемы полуреакций

Ga → [Ga(OH) 4 ]- , H 2 O → H 2 . В первой схеме справа четыре атома O-2 , а слева их нет, то есть справа их больше, чем слева (4 > 0), среда щелочная (реагент TlOH - щелочь), иначе говоря, pH > 7, значит, согласно блок-схеме, приведенной в примере 14, к левой части добавим OH-, а к правой ничего

Ga + OH - → [Ga(OH)4 ]- . Во второй схеме справа атомов O-2 нет, а слева есть один, то есть справа их меньше, чем слева (0 < 1), среда щелочная, иначе говоря, pH > 7, значит, согласно блок-схеме, приведенной в примере 14, к левой части добавим H2O, а к правой OH-

H 2O + H 2O → H 2 + OH - , или 2H 2O → H 2 + OH - . Уравниваем обе схемы по кислороду и по водороду:

Ga + 4OH - → [Ga(OH)4 ]- , 2H 2 O → H 2 + 2OH - , а затем по зарядам с помощью электронов, и получаем ионно-электронные уравнения полуреакций

Red Ga + 4OH - − 3e- = [Ga(OH)4 ]- − уравнение окисления. Ox 2H 2O + 2e = H 2 + 2OH - − уравнение восстановления, У первого уравнения ставим множитель 2, у второго 3 (по числу электронов в соседнем уравнении): 105

Ga + 4OH - -3e- = [Ga(OH) 4 ]- 2 2H 2O + 2e- = H 2 + 2OH - 3. Умножаем уравнения на полученные множители и складываем произведения между собой (электроны сокращаются):

+

Ga + 4OH - -3e- = [Ga(OH)4 ]2H 2O + 2e- = H 2 + 2OH -

2Ga + 8OH - + 6H 2 O = 2[Ga(OH)4 ]- + 3H 2 + 6OH- . Приводим подобные, учитывая, что в левой части 8OH-, а в правой 6OH-, то есть оставляем слева 2OH-:

2Ga + 2OH - + 6H 2 O = 2[Ga(OH)4 ]- + 3H 2 . Добавляем к обеим частям полученного краткого ионного уравнения формулы ионов, не участвующих в полуреакциях, но присутствующих в растворе, в таких количествах, чтобы суммарные заряды обеих частей были равны нулю. Из левой части схемы ОВР, приведенной в условии видно, что такими ионами являются Tl+, содержащиеся в TlOH, значит, к обеим частям добавляем по два Tl+ (суммы зарядов равны -2).

2Tl+ +2Ga + 2OH - + 6H 2 O = 2[Ga(OH)4 ]- + 3H 2 + 2Tl+ . Объединяем формулы катионов с формулами анионов в формулы веществ в соответствии с принципом электронейтральности, то есть слева два катиона таллия (I) с двумя гидроксид-ионами в 2TlOH, а справа два Tl+ с двумя [Ga(OH) 4 ]- в 2Tl[Ga(OH)4] и получаем молекулярное уравнение ОВР:

2TlOH (конц) + 2Ga + 6H 2 O = 2Tl[Ga(OH)4 ] + 3H 2 .

106

3.5.3. Образец теста9, 10 1. Какое уравнение описывает pеакцию, не являющуюся окислительновосстановительной? 1. Cu + S = CuS; 2. CuO + H 2 = Cu + H 2 O; 3. Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3 ) 2 + 2Ag; 4. CuO + SO3 = CuSO 4 ; 5. CuO + CO = Cu + CO 2 . 2. Укажите схему окисления. 1. FeO → Fe; 2. Fe2 O3 → Fe; 3. FeBr3 → Fe(OH)3 ; 4. NaFeO2 → FeCl3 ; 5. FeO → Fe 2 O3 . 3. Укажите схему восстановления. 1. HCl → HClO; 2. Cl2 O7 → Cl2 ; 3. HClO → HClO 4 ; 4. HClO 2 → HClO3 ; 5. Cl2 → Cl2 O. 4. В реакции, пpотекающей по схеме Sn + H 2SO 4 → SnSO 4 + S + H 2 O, окислителем и восстановителем являются элементы 1. Sn,H; 2. Sn,S; 3. H,O; 4. S,Sn;

5. O,S.

5. Какое вещество за счет элемента I может быть только восстановителем? 1. NaI; 2. NaIO; 3. I2; 4. H5IO6; 5. I2Cl6.

9

Правильный ответ на каждый вопрос только один, в ответе указываются только номера правильных ответов 10 Правильные ответы на стр. 172

107

3.5.4. Методика выполнения работы Опыт 1. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРОВ НИТРИТА КАЛИЯ И ХЛОРИДА АММОНИЯ. Налейте в пробирку 1 мл раствора нитрита калия (или натрия) и добавьте туда же 1 мл раствора хлорида аммония. Слегка нагрейте пробирку на спиртовке. Запишите наблюдения (каково агрегатное состояние вещества, образующегося в пробирке при нагревании). (Катион аммония превращается в диазот и катион водорода; нитрит-ион превращается в диазот).

Опыт 2. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛИЧЕСКОГО АЛЮМИНИЯ С КОНЦЕНТРИРОВАННЫМ РАСТВОРОМ ГИДРОКСИДА НАТРИЯ. В пробирку насыпьте немного порошка алюминия и налейте туда же 2 мл концентрированного раствора гидроксида натрия. Слегка нагрейте пробирку (если необходимо). Запишите наблюдения (каково агрегатное состояние вещества, образующегося в пробирке). (Алюминий превращается в тетрагидроксоалюминат(III)-ион; вода превращается в диводород).

Опыт 3. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ДИИОДА С КОНЦЕНТРИРОВАННЫМ РАСТВОРОМ ГИДРОКСИДА НАТРИЯ. В пробирку налейте 1 мл раствора дииода. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). Добавляйте в ту же пробирку концентрированный раствор гидроксида натрия до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора). (Дииод превращается в иодид-ион; дииод превращается в иодат-ион). 108

Опыт 4. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ДИБРОМА С РАСТВОРОМ ТИОСУЛЬФАТА НАТРИЯ В ЩЕЛОЧНОЙ СРЕДЕ (опыт проводить в вытяжном шкафу). В одну пробирку налейте 1 мл раствора диброма. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). В другую пробирку налейте 1 мл раствора тиосульфата натрия и добавьте туда же 4 мл концентрированного раствора гидроксида натрия. Добавляйте в первую пробирку раствор из второй до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (каков цвет полученного в первой пробирке раствора). (Дибром превращается в бромид-ион; тиосульфат-ион превращается в сульфат-ион).

Опыт 5. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ДИБРОМА С РАСТВОРОМ НИТРИТА КАЛИЯ (опыт проводить в вытяжном шкафу). В пробирку налейте 1 мл раствора диброма. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). Добавляйте в ту же пробирку раствор нитрита калия до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора). (Дибром превращается в бромид-ион; нитрит-ион превращается в нитратион).

Опыт 6. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ДИБРОМА С КОНЦЕНТРИРОВАННЫМ РАСТВОРОМ ГИДРОКСИДА АММОНИЯ (опыт проводить в вытяжном шка-

фу). В пробирку налейте 1 мл раствора диброма. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). Добавьте в ту же пробирку 4 мл концентрированного раствора гидроксида аммония. Нагрейте пробирку на спиртовке (если необходимо) до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора и каково агрегатное состояние вещества, выделяющегося в пробирке). (Дибром превращается в бромид-ион; гидроксид аммония превращается в диазот и катион аммония). 109

Опыт 7. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРОВ ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ И СУЛЬФИТА НАТРИЯ В НЕЙТРАЛЬНОЙ СРЕДЕ. В одну пробирку налейте 1 мл раствора перманганата калия. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). Насыпьте в другую пробирку несколько кристаллов (четверть чайной ложки) сульфита натрия и добавьте туда же 3-4 мл дистиллированной воды, затем перемешайте стеклянной палочкой до полного растворения соли. Добавляйте раствор из второй пробирки в первую до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какова окраска и агрегатное состояние вещества, образующегося в пробирке). (Перманганат-ион превращается в оксид марганца(IV); сульфит-ион превращается в сульфат-ион).

Опыт 8. РАЗЛОЖЕНИЕ ДИХРОМАТА АММОНИЯ (опыт проводить в вытяжном шкафу). В сухую фарфоровую чашечку насыпьте примерно чайную ложечку дихромата аммония. Запишите наблюдения (какова окраска реагента). Горящей лучинкой «подожгите» порошок. Запишите наблюдения (каковы цвет и агрегатное состояние наблюдаемого продукта, каков знак энтальпии реакции и каков характер изменения объема в ходе реакции). (Дихромат аммония разлагается на диазот, оксид хрома(III) и оксид диводорода).

Опыт 9. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛИЧЕСКОГО ЖЕЛЕЗА С КОНЦЕНТРИРОВАННЫМ РАСТВОРОМ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ (опыт проводить в

вытяжном шкафу). В пробирку положите кусочек железа и добавьте туда же 1 мл концентрированной азотной кислоты. Слегка нагрейте пробирку (если это необходимо). Запишите наблюдения (какова окраска и агрегатное состояние вещества, выделяюще110

гося в пробирке). Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах выделяющегося вещества). (Железо превращается в катион железа(III); нитрат-ион превращается в диоксид азота).

Опыт 10. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ДИИОДА С РАСТВОРОМ СУЛЬФИТА НАТРИЯ В ЩЕЛОЧНОЙ СРЕДЕ. В одну пробирку налейте 1 мл раствора дииода. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). В другую пробирку насыпьте несколько кристаллов (четверть чайной ложки) сульфита натрия и добавьте туда же 3-4 мл концентрированного раствора гидроксида натрия, а затем перемешайте стеклянной палочкой до полного растворения соли. Добавляйте раствор из второй пробирки в первую до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора). (Дииод превращается в иодид-ион; сульфит-ион превращается в сульфатион).

Опыт 11. РАЗЛОЖЕНИЕ ГЕКСАГИДРАТА НИТРАТА МЕДИ(II) (опыт проводить в вытяжном шкафу). В сухую пробирку поместите несколько кристаллов гексагидрата нитрата меди(II). Запишите наблюдения (какова окраска этого вещества). Нагревайте пробирку на спиртовке 4-5 минут (до второго изменения окраски). Запишите наблюдения (какова окраска твердого вещества при первом изменении, и вещество в каком агрегатном состоянии образуется при этом на стенках пробирки, какова окраска твердого вещества при втором изменении и какова окраска и агрегатное состояние вещества, выделяющегося в пробирке при этом). Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах выделяющегося вещества). (Нитрат меди(II) разлагается на монооксид меди, диоксид азота и дикислород). 111

Опыт 12. РАЗЛОЖЕНИЕ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА В РАСТВОРЕ. Налейте в пробирку 2 мл раствора пероксида водорода и нагрейте ее на спиртовке. Запишите наблюдения (каково агрегатное состояние вещества, выделяющегося в пробирке). (Пероксид водорода превращается в дикислород и катион водорода; пероксид водорода превращается в гидроксид-ион).

Опыт 13. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ БРОМИДА КАЛИЯ С КОНЦЕНТРИРОВАННЫМ РАСТВОРОМ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ (опыт проводить в вытяжном

шкафу). В сухую пробирку насыпьте несколько кристаллов (четверть чайной ложки) бромида калия и добавьте туда же 1 мл концентрированной серной кислоты. Запишите наблюдения (как окрашивается содержимое пробирки и каково агрегатное состояние вещества, выделяющегося в ней). Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах выделяющегося в пробирке вещества). (Бромид-ион превращается в дибром; сульфат-ион превращается в диоксид серы).

Опыт 14. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ИОДИДА КАЛИЯ С КОНЦЕНТРИРОВАННЫМ РАСТВОРОМ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ (опыт проводить в вытяжном

шкафу). В сухую пробирку насыпьте несколько кристаллов (четверть чайной ложки) иодида калия и добавьте туда же 1 мл концентрированной серной кислоты. Запишите наблюдения (как окрашивается содержимое пробирки и каково агрегатное состояние вещества, выделяющегося в ней). Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах выделяющегося в пробирке вещества). (Иодид-ион превращается в дииод; сульфат-ион превращается в сульфид водорода). 112

Опыт 15. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРА СУЛЬФИДА НАТРИЯ С КОНЦЕНТРИРОВАННЫМ РАСТВОРОМ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ (опыт проводить в

вытяжном шкафу). Налейте в пробирку 1 мл раствора сульфида натрия и добавьте туда же 1 мл концентрированной азотной кислоты. Запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и окраски веществ, образующихся в пробирке). (Сульфид-ион превращается в серу; нитрат-ион превращается в диоксид азота).

Опыт 16. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ДИИОДА С РАСТВОРОМ ТИОСУЛЬФАТА НАТРИЯ В НЕЙТРАЛЬНОЙ СРЕДЕ. Налейте в пробирку 1 мл раствора дииода. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). Добавляйте в эту же пробирку раствор тиосульфата натрия до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (каков цвет полученного раствора). (Дииод превращается в иодид-ион; тиосульфат-ион превращается в тетратионат-ион).

Опыт 17. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА С РАСТВОРОМ ИОДИДА КАЛИЯ В КИСЛОЙ СРЕДЕ. В пробирку налейте 2 мл раствора пероксида водорода и добавьте туда же 2 мл разбавленной серной кислоты. Затем прилейте к полученной смеси 1 мл раствора иодида калия. Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора). (Пероксид водорода, реагируя с катионом водорода, образует воду; иодидион превращается в дииод).

113

Опыт 18. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА С РАСТВОРОМ ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ В КИСЛОЙ СРЕДЕ. В одну пробирку налейте 2 мл раствора пероксида водорода и добавьте туда же 2 мл разбавленной серной кислоты. В другую пробирку налейте 1 мл раствора перманганата калия. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). Добавьте из второй пробирки в первую несколько капель раствора перманганата калия. Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора и каково агрегатное состояние вещества, выделяющегося в пробирке). (Перманганат-ион превращается в катион марганца(II); пероксид водорода превращается в дикислород и катион водорода).

Опыт 19. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ДИИОДА С ПЕРОКСИДОМ ВОДОРОДА В НЕЙТРАЛЬНОЙ СРЕДЕ. Налейте в пробирку 1 мл раствора дииода, добавьте к нему 5 мл дистиллированной воды, перемешайте, затем вылейте из пробирки лишний раствор, оставив только 1 мл. Запишите наблюдения (какова окраска раствора дииода). Добавьте в ту же пробирку 3-5 мл раствора пероксида водорода и нагрейте пробирку на спиртовке (если это необходимо) до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (каков цвет полученного раствора). (Дииод превращается в иодат-ион; пероксид водорода превращается в гидроксид-ион).

Опыт 20. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛИЧЕСКОЙ МЕДИ С КОНЦЕНТРИРОВАННЫМ РАСТВОРОМ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ (опыт проводить в

вытяжном шкафу). В пробирку положите кусочек меди и добавьте туда же 1 мл концентрированной азотной кислоты. Слегка нагрейте пробирку (если это необходимо). Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора, какова окраска и агрегатное 114

состояние вещества, выделяющегося в пробирке). Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах выделяющегося вещества). (Медь превращается в катион меди(II); нитрат-ион превращается в диоксид азота).

Опыт 21. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРОВ ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ И СУЛЬФИТА НАТРИЯ В ЩЕЛОЧНОЙ СРЕДЕ. В одну пробирку налейте 1 мл раствора перманганата калия. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). Насыпьте в другую пробирку несколько кристаллов (четверть чайной ложки) сульфита натрия и добавьте туда же 3-4 мл концентрированного раствора гидроксида натрия, а затем перемешайте стеклянной палочкой до полного растворения соли. Добавляйте раствор из второй пробирки в первую до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора). (Сульфит-ион превращается в сульфат-ион; перманганат-ион превращается в манганат-ион).

Опыт 22. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРОВ ТИОСУЛЬФАТА НАТРИЯ И ХЛОРОВОДОРОДНОЙ КИСЛОТЫ. В пробирку налейте 1 мл раствора тиосульфата натрия и добавьте туда же 1 мл разбавленной хлороводородной кислоты. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося в пробирке). (Тиосульфат-ион превращается в диоксид серы; тиосульфат-ион превращается в серу).

115

Опыт 23. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ДИБРОМА С КОНЦЕНТРИРОВАННЫМ РАСТВОРОМ ГИДРОКСИДА НАТРИЯ (опыт проводить в вытяжном шкафу). В пробирку налейте 1 мл раствора диброма. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). Добавляйте в ту же пробирку концентрированный раствор гидроксида натрия до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора). (Дибром превращается в бромид-ион; дибром превращается в гипобромитион).

Опыт 24. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРА ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ С КОНЦЕНТРИРОВАННЫМ РАСТВОРОМ ГИДРОКСИДА АММОНИЯ (опыт проводить в вытяжном шкафу). Налейте в пробирку 1 мл раствора перманганата калия. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). Добавьте туда же 5 мл концентрированного раствора гидроксида аммония. Слегка нагрейте пробирку до изменения окраски раствора. Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора и каково агрегатное состояние вещества, выделяющегося в пробирке). (Гидроксид аммония превращается в катион водорода, диазот и воду; перманганат-ион превращается в диоксид марганца).

Опыт 25. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРОВ ДИХРОМАТА КАЛИЯ И СУЛЬФИТА НАТРИЯ В КИСЛОЙ СРЕДЕ. Налейте в одну пробирку 1 мл раствора дихромата калия. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). Добавьте туда же 2 мл раствора серной кислоты. Насыпьте во вторую пробирку несколько кристаллов (четверть чайной ложки) сульфита натрия и добавьте туда же 3-4 мл дистиллированной воды, затем перемешайте стеклянной палочкой до полного растворения. Добавляйте раствор из второй пробирки в первую до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора). (Сульфит-ион превращается в дитионат-ион; дихромат-ион превращается в катион хрома(III)). 116

Опыт

26.

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ

МЕТАЛЛИЧЕСКОГО

ЦИНКА

С

КОНЦЕНТРИРОВАННЫМ РАСТВОРОМ ГИДРОКСИДА НАТРИЯ. В пробирку насыпьте немного порошка цинка и налейте туда же 2 мл концентрированного раствора гидроксида натрия. Слегка нагрейте пробирку (если необходимо). Запишите наблюдения (каково агрегатное состояние вещества, образующегося в пробирке). (Цинк превращается в тетрагидроксоцинкат(II)-ион; вода превращается в диводород).

Опыт

27.

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ

ЭЛЕМЕНТАРНОЙ

СЕРЫ

С

КОН-

ЦЕНТРИРОВАННЫМ РАСТВОРОМ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ (опыт проводить в

вытяжном шкафу). В сухую пробирку насыпьте немного порошка серы и добавьте туда же 1 мл концентрированной серной кислоты. Кипятите содержимое пробирки на спиртовке в течение 2-3 минут. Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах выделяющегося вещества). (Сера превращается в диоксид серы; сульфат-ион превращается в диоксид серы).

Опыт 28. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛИЧЕСКОЙ МЕДИ С КОНЦЕНТРИРОВАННЫМ РАСТВОРОМ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ (опыт проводить в

вытяжном шкафу). В сухую пробирку положите кусочек меди и добавьте туда же 1 мл концентрированной серной кислоты. Слегка нагрейте пробирку (если это необходимо). Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах выделяющегося вещества). (Медь превращается в катион меди(II); сульфат-ион превращается в диоксид серы).

117

Опыт 29. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРОВ ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ И СУЛЬФИТА НАТРИЯ В КИСЛОЙ СРЕДЕ. Налейте в одну пробирку 1 мл раствора перманганата калия. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). Добавьте туда же 2 мл раствора серной кислоты. Насыпьте во вторую пробирку несколько кристаллов (четверть чайной ложки) сульфита натрия и добавьте туда же 3-4 мл дистиллированной воды, затем перемешайте стеклянной палочкой до полного растворения. Добавляйте раствор из второй пробирки в первую до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора). (Сульфит-ион превращается в сульфат-ион; перманганат-ион превращается в катион марганца(II)).

Опыт 30. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРОВ ТРИХЛОРИДА ЖЕЛЕЗА И ИОДИДА КАЛИЯ. Налейте в пробирку 1 мл раствора трихлорида железа. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). Затем добавьте в ту же пробирку 1 мл раствора иодида калия. Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора). (Иодид-ион превращается в дииод; катион железа(III) превращается в катион железа(II)).

Опыт 31. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРОВ ТРИХЛОРИДА ЖЕЛЕЗА И СУЛЬФИДА НАТРИЯ. Налейте в пробирку 1 мл раствора трихлорида железа. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). Затем добавьте в ту же пробирку 1 мл раствора сульфида натрия. Запишите наблюдения (каковы окраски и агрегатные состояния образующихся продуктов). (Сульфид-ион превращается в серу; катион железа(III), реагируя с сульфидионом, образует моносульфид железа).

118

Опыт 32. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРА СУЛЬФИДА НАТРИЯ С КОНЦЕНТРИРОВАННЫМ РАСТВОРОМ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ (опыт проводить в вытяжном шкафу). Налейте в пробирку 1 мл раствора сульфида натрия и добавьте туда же 1 мл концентрированной серной кислоты. Запишите наблюдения (каково агрегатное состояние и окраска вещества, образующегося в пробирке). (Сульфид-ион превращается в серу; сульфат-ион превращается в диоксид серы).

Опыт 33. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРОВ ДИХРОМАТА КАЛИЯ И НИТРИТА КАЛИЯ В КИСЛОЙ СРЕДЕ. Налейте в пробирку 1 мл раствора дихромата калия. Запишите наблюдения (какова окраска этого раствора). Добавьте туда же 2 мл разбавленной серной кислоты и 4 мл раствора нитрита калия (или натрия). Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора и каковы агрегатное состояние и цвет выделяющегося из раствора вещества). Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах этого вещества). (Дихромат-ион превращается в катион хрома(III); нитрит-ион превращается в диоксид азота).

Опыт 34. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРОВ ИОДИДА КАЛИЯ И ДИХРОМАТА КАЛИЯ В КИСЛОЙ СРЕДЕ. Налейте в пробирку 1 мл раствора иодида калия и столько же разбавленной серной кислоты. Туда же прилейте 3 мл раствора нитрита калия (или натрия). Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора и каково агрегатное состояние выделяющегося из раствора вещества). (Иодид-ион превращается в дииод; нитрит-ион превращается в монооксид азота). 119

Опыт 35. РАЗЛОЖЕНИЕ АЗОТИСТОЙ КИСЛОТЫ В РАСТВОРЕ. Насыпьте в пробирку несколько кристаллов (четверть чайной ложки) нитрита калия (или натрия), а затем добавьте туда же 1 мл разбавленной хлороводородной кислоты. Запишите наблюдения (какова окраска полученного раствора и каковы агрегатное состояние и цвет выделяющегося из раствора вещества). Осторожно понюхайте выделяющееся вещество. Запишите наблюдения (каков запах выделяющегося вещества). (Азотистая кислота превращается в монооксид азота; азотистая кислота превращается в диоксид азота и катион водорода).

3.5.5. Содержание отчета 1. Название работы. 2. Цель работы. 3. Для опытов 8 и 11 – электронные (схемы реакций приведены в описаниях опытов), а для всех остальных – ионно-электронные уравнения полуреакций (состав частиц реагентов и продуктов, содержащих элементы, изменяющие свои степени окисления, приведены в описаниях опытов). 4. Молекулярные уравнения реакций. 5. Объяснение наблюдаемого с указанием состава (химической формулой) частиц (ионов или молекул), придающих окраску растворам, и с указанием того, каков состав (химическая формула) наблюдаемых продуктов реакций; для опыта 10 – уравнение термического разложения кристаллогидрата. 6. Выводы с указанием того, какое вещество является окислителем, а какое – восстановителем, и за счет каких атомов, находящихся в какой (высшей, низшей или промежуточной) степени окисления, а также с указанием типа ОВР (межмолекулярная, внутримолекулярная или реакция диспропорционирования). 120

3.6. ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ 3.6.1. Цель работы Экспериментальное изучение электродных процессов при электролизе водных растворов электролитов и при электрохимической коррозии металлов.

3.6.2. Основные теоретические положения

Электролиз – это совокупность ОВР, протекающих на электродах при пропускании электрического тока через раствор (расплав) электролита. Электролиз проводят в установке, называемой электролизёром. Основные конструкционные элементы электролизёра – это электроды, соединенные с полюсами источника постоянного электрического тока: катод – с отрицательным полюсом, анод – с положительным. Катодный процесс – это полуреакция восстановления, а анодный – полуреакция окисления. Характер электродных процессов при электролизе зависит от многих факторов, в частности от состава электролита, от состава растворителя (при электролизе раствора), материала электродов и др.

При электролизе расплавов ионных соединений металлов (солей, щелочей и др.) на катоде происходит восстановление катионов металлов M x+ до атомов металлов M. Электронное уравнение катодного процесса в этом случае таково: M x+ + xe = M. На катоде при этом выделяются простые вещества металлов M.

121

(61)

Пример 1. Составить электронное уравнение катодного процесса, протекающего при электролизе расплава хлорида кальция. Какое вещество выделяется на катоде? Решение В состав CaCl 2 входит катион металла кальция Ca 2+ . Согласно (61), электронное уравнение катодного процесса в данном случае таково:

Ca 2+ + 2e- = Ca. На катоде выделяется простое вещество – металлический кальций. При электролизе водных растворов солей и щелочей характер катодного процесса зависит от материала катода и природы катиона металла, точнее, от величины стандартного потенциала этого металла e0, а характер анодного процесса – от материала анода и природы аниона электролита. Значения стандартных потенциалов металлов при 298 К приведены в табл. 6.

Таблица 6 Стандартные электродные потенциалы металлов при 298 К

M x+ / M

e0 ,B

M x+ / M

e0 ,B

M x+ / M

e0 ,B

M x+ / M

e0 ,B

Li+, Li

-3,045

La3+/La

-2,522

Fе2+, Fе

-0,440

Вi 3+, Bi

+3,317

Rb+ , Rb

-2,925

Y3+/Y

-2.372

Cd2+, Cd

-0,403

Сu2+,Сu

+0,337

K+, K

-2,924

Mg2+,Mg

-2,363

In 3+, In

-0,343

Ru2+/Ru

+0,450

Сs+, Сs

-2,923

Sc3+/Sc

-2,077

Т1+, Т1

-0,336

Ag+, Аg

+0,799

Rа2+, Rа

-2,916

Ве2+, Ве

-1,847

Со2+, Со

-0,277

Rh3+/Rh

+0,800

Ва2+, Ва

-2,906

Al3+, Аl

-1,662

Ni2+, Ni

-0,250

Нg2+,Нg

+0,854

Sr2+/Sr

-2,888

Мn2+,Мn

-1,180

Sn2+, Sn

-0,136

Pd2+/Pd

+0,915

Са2+, Са

-2,864

Сr2+, Сr

-0,913

Рb2+, Рb

-0,126

Pt2+/Pt

+0,963

Nа+, Nа

-2,711

Zn2+, Zn

-0,763

Н+, Н2

0,000

Ir3+/Ir

+1,000

Ac3+/Ac

-2.600

Ga3+/Ga

-0,560

Sb3+/Sb

+0,240

Аu3+,Аu

+1,498

122

Если использовать нертутные катоды, то есть изготовленные не из ртути (графитовые, угольные, стальные и др.) и инертные аноды, то есть изготовленные из угля, графита, платины или иридия, то уравнения электродных процессов можно свести в табл. 7.

Таблица 7 Электронные уравнения электродных процессов11 НА КАТОДЕ

НА АНОДЕ

2H 2 O + 2e- = H 2 + 2OH - .

2An - -2e- = An 2 ; (An = Cl, Br, I)

(e0 < −1,6)

An 2- -2e- = An ; (An = Se, Te, S)

⎧⎪M x+ + xe- = M ⎨ ⎪⎩2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH

2H 2 O - 4e- = O 2 + 4H + (An = AsO 4 , CO3 , ClO 4 , F, PO 4 ,

(−1,6 < e0 < −0,15)

NO3 , SO 4 , SeO 4 )

M x+ + xe- = M

4OH - 4e- = O 2 + 2H 2 O

(e0 < −0,15)

(An = OH)

Пример 2. Какой из металлов можно получить при электролизе водного

pаствоpа его соли с угольными катодами? а) Al; б) Be; в) Co; г) Rb. Решение Из табл. 7 видно, что в описанных в задании условиях (угольные катоды, разумеется, являются нертутными) на катоде восстанавливаются только те металлы, стандартные потенциалы которых больше, чем -1,6 В. Стандартные потенциалы металлов, перечисленных в вариантах ответов берем из табл. 6, В: -1,662 (Al);

11

Электронные уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе водных

растворов солей и щелочей состава MbAnc, на нертутных катодах и инертных анодах (e0 – стандартный потенциал металла M, В; An – кислотный остаток или гидроксид-ион)

123

-1,847 (Be); -0,277 (Co); -2,925 (Rb). Очевидно, что только у кобальта стандартный потенциал отвечает вышеописанному неравенству (-0,277 > -1,6), то есть правильный ответ – в). Пример 3. Какой из металлов нельзя получить при электролизе водного

pаствоpа его соли с угольными катодами? а) Cs; б) Pd; в) Sn; г) Sb. Решение Из табл. 7 видно, что в описанных в задании условиях (угольные катоды, разумеется, являются нертутными) на катоде не восстанавливаются только те металлы, стандартные потенциалы которых меньше, чем -1,6 В. Стандартные потенциалы металлов, перечисленных в вариантах ответов берем из табл. 6, В:

-2,923 (Cs); +0,915 (Pd); -0,136 (Sn); +0,240 (Sb). Очевидно, что только у цезия стандартный потенциал отвечает этому неравенству (-2,923 < -1,6), то есть правильный ответ – а). Пример 4. Какой из металлов можно получить только пpи электpолизе

pасплава его соли (если использовать только нертутные катоды)? а) Ga; б) Hg; в) Mn; г) Sr. Решение Из табл. 7 видно, что на нертутных катодах восстанавливаются те металлы, стандартные потенциалы которых больше, чем -1,6 В. Стандартные потенциалы металлов, перечисленных в вариантах ответов, берем из табл. 6, В: -0,560 (Ga); +0,854 (Hg); -1,180 (Mn); -2,888 (Sr). Очевидно, что и галлий, и ртуть, и марганец можно получить электролизом водных растворов их солей (их стандартные потенциалы больше, чем -1,6 В), а вот стронций из водного раствора своей соли на нертутном катоде не выделяется (-2,888 < -1,6), то есть получить его таким образом невозможно, но, по уравнению (61) его можно получить электролизом расплава соответствующей соли. Таким образом, правильный ответ – г). 124

На ртутном катоде катодный процесс при электролизе водного раствора электролита MbAnc перестает зависеть от стандартного потенциала металла и сводится к восстановлению катионов металла Mx+ до атомов металла M (M ≠ Al). Электронное уравнение катодного процесса в данном случае – это уравнение (61). Пример 5. Составить электронное уравнение катодного процесса, протекаю-

щего на ртутном катоде при электролизе водного раствора хлорида натрия. Решение В состав NaCl входит металл Na (M = Na). На ртутном катоде восстанавливаются его катионы, согласно (61) электронное уравнение катодного процесса таково: Na + +e- = Na. Пример 6. При электролизе водного раствора какой соли на инертных анодах

и нертутных катодах выделяются только H2 и Cl2? а) InCl3; б) BaCl2; в) Y(ClO3)3; г) LiClO4. Решение Из табл. 7 видно, что диводород может выделяться на катоде, а дихлор - на аноде. В описанных в задании условиях (инертные аноды и нертутные катоды) только диводород выделяется при электролизе растворов соединений тех металлов, стандартные потенциалы которых меньше, чем -1,6 В. Стандартные потенциалы металлов, входящих в состав перечисленных в вариантах ответов веществ, берем из табл. 6, В: -0,343 (In); -2,905 (Ba); -2,372 (Y); -3,045 (Li). Очевидно, что соль индия не отвечает приведенному выше условию (-0,343 > -1,6), то есть а) – это неверный ответ. Из растворов остальных солей на катоде выделяется только H2, так как стандартные потенциалы бария, иттрия и лития меньше, чем -1,6 В. Из таблицы 6 видно, что дихлор выделяется только при электролизе растворов хлоридов, то есть если An = Cl. Этому условию отвечает только BaCl2, то есть пра125

вильный ответ – б). Разумеется, можно решать и в обратной последовательности: выделению дихлора соответствуют только хлориды индия(III) и бария, но сравнение стандартных потенциалов металлов показывает, что в первом случае на катоде выделяется еще и металл (индий), правильный ответ – б). Пример 7. При электролизе водного раствора какой соли на инертных анодах

и нертутных катодах выделяются металл и O2? а) Ac(ClO3)3; б) NiF2; в) CdI2; г) K3AsO4. Решение Из табл. 7 видно, что металл может выделяться на катоде, а дикислород – на аноде. В описанных в задании условиях (инертные аноды и нертутные катоды) металл выделяется при электролизе растворов соединений тех металлов, стандартные потенциалы которых больше, чем -1,6 В. Стандартные потенциалы металлов, входящих в состав перечисленных в вариантах ответов веществ, берем из табл. 6, В: -2,600 (Ac); -0,250 (Ni); -0,403 (Cd); -2,924 (K). Очевидно, что соли актиния и калия не отвечают приведенному выше условию, поскольку стандартные потенциалы этих металлов меньше, чем -1,6 В, то есть а) и г) – это неверные ответы. Из таблицы 6 видно, что при электролизе растворов фторидов, то есть если An = F, на аноде выделяется дикислород, а при электролизе растворов иодидов, то есть если An = I, на аноде выделяется дииод. Соответственно из двух оставшихся вариантов б) – правилен, а в) – нет.

126

Пример 8. Составить электронные уравнения процессов, протекающих на

графитовых электродах при электролизе водного раствора а) теллурида калия; б) селената индия(III); в) бромида меди(II). Решение а) В состав K2Te входят металл калий (M = K) и кислотный остаток теллуридион (An = Te). Стандартный потенциал калия согласно табл. 6 равен -2,924 В, что меньше, чем -1,6 В. Согласно табл. 7 при таком потенциале металла на нертутном катоде (графитовый катод, разумеется, является нертутным) электронное уравнение катодного процесса таково:

2H 2 O + 2e- = H 2 + 2OH - . Согласно табл. 7 при электролизе растворов теллуридов, то есть если An = Te, на инертном аноде, каковым является графитовый, электронное уравне-

ние анодного процесса таково:

Te2- - 2e- = Te. б) В состав In2(SeO4)3 входят металл индий (M = In) и кислотный остаток селенат-ион (An = SeO4). Стандартный потенциал индия согласно табл. 6 равен −0,343 B , что больше, чем -1,6 В, но меньше, чем – 0,15 В. Согласно табл. 7 при таком потенциале металла на нертутном катоде (графитовый катод, разумеется, является нертутным) электронные уравнения катодных процессов таковы:

⎧⎪In 3+ + 3e- = In ⎨ ⎪⎩2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH . Согласно табл. 7 при электролизе растворов селенатов, то есть если An = SeO 4 , на инертном аноде, каковым является графитовый, электронное уравнение анодного процесса таково: 2H 2 O - 4e- = O 2 + 4H + . в) В состав CuBr2 входят металл медь (M = Cu) и кислотный остаток бромид127

ион (An = Br). Стандартный потенциал меди согласно табл. 6 равен +0,337 В, что больше, чем -0,15 В. Согласно табл. 7 при таком потенциале металла на нертутном катоде (графитовый катод, разумеется, является нертутным) электронное уравнение катодного процесса таково:

Cu 2+ + 2e- = Cu. Согласно табл. 7 при электролизе растворов бромидов, то есть если An = Br, на инертном аноде, каковым является графитовый, электронное уравнение анодного процесса таково:

2Br - - 2e- = Br2 . При использовании активных анодов, то есть изготовленных не из угля, графита, платины или иридия, анодный процесс при электролизе водного раствора электролита перестает зависеть от природы электролита и сводится к окислению металла анода Ma. Продуктами этого окисления чаще всего являются катионы этого металла, переходящие в раствор, иначе говоря, анод растворяется, а электронное уравнение анодного процесса в этом случае таково:

M a - ze- = M az+

(62)

где Ma = Ag(I), Cd(II), Co(II), Cu(II), Fe(II), In(III), Mn(II), Ni(II), Pb(II), Sn(II), Tl(I), Zn(II) [в скобках указана степень окисления, численно равная заряду катиона z]. Пример 9. Составить электронное уравнение процесса, протекающего на

медном аноде при электролизе водного раствора хлорида натрия. Решение Поскольку анод является медным, то есть активным (Mа = Cu) то, согласно уравнению (62) электронное уравнение анодного процесса выглядит следующим образом: Cu - 2e- = Cu 2+ .

128

Пример 10. Какие процессы происходят на электродах при электролизе вод-

ного раствора перхлората железа(II) (катод – угольный, анод – железный)? а) на катоде выделяются железо и диводород, на аноде – выделяется дикислород; б) на катоде выделяется только железо, на аноде выделяется дикислород; в) на катоде выделяются железо и диводород, анод растворяется; г) на катоде выделяется только диводород, на аноде выделяется дикислород. Решение Катод угольный, то есть нертутный, значит, табл. 6 здесь применима. В состав Fe(ClO4)2 входит металл железо (M = Fe), стандартный потенциал которого согласно табл. 6 равен -0,440 В, что больше, чем -1,6 В, но меньше, чем -0,15 В. Из табл. 7 видно, что на катоде в этом случае выделяются Fe и H2, значит, варианты б) и г) не подходят. Анод железный, то есть активный, значит, анодный процесс сводится к растворению железа соответственно правильный ответ – в). Коррозия металлов – это процесс их самопроизвольного разрушения под

воздействием окружающей среды. Электрохимическая коррозия протекает в растворах и расплавах электролитов, например, в морской воде. Ее условно делят на две полуреакции – анодный и катодный процессы. Анодный процесс коррозии – это окисление корродирующего металла M до его катионов Mx+, соответственно электронное уравнение анодного процесса коррозии таково: Me - xe- = M x+

(63)

При контакте двух различных металлов в растворах и расплавах электролитов может протекать контактная коррозия. В этом случае корродирует (окисляется) тот металл, электродный потенциал которого меньше, он является металлом анода, а второй, электродный потенциал которого больше, служит металлом катода.

129

Пример 11. Какой металл корродирует в системе «серебро-цинк»?

Решение Сравниваем стандартные потенциалы обоих металлов (см. табл. 6). У серебра потенциал равен 0,799 В, а у цинка он составляет -0,763 В, очевидно, что потенциал цинка меньше, чем потенциал серебра, значит, цинк и будет корродировать в данном случае. Катодный процесс при коррозии зависит от рH коррозионной среды. В кислой среде (рH < 7) электронное уравнение катодного процесса коррозии таково:

2H + + 2e- = H 2 ,

(64)

а электронное уравнение катодного процесса коррозии в нейтральной и щелочной средах (рH ≥ 7), например во влажном воздухе, в морской воде:

O 2 + 2H 2 O + 4e- = 4OH - .

(65)

Пример 12. Какая частица образуется на катоде при электрохимической кор-

розии в системе «висмут – индий» в нейтральной среде? а) OH - ; б) In 3+ ; в) Bi3+ ; г) H 2 . Решение Поскольку среда нейтральная, то уравнение катодного процесса коррозии – это (65), из которого видно, что на катоде в этом случае образуются гидроксидионы, значит, правильный ответ – а). Пример 13. Какая частица образуется на катоде при электрохимической кор-

розии в системе «висмут – индий» в кислой среде? а) OH - ; б) In 3+ ; в) Bi3+ ; г) H 2 . Решение Поскольку среда кислая, то уравнение катодного процесса коррозии – это (64), из которого видно, что на катоде в этом случае образуются молекулы диводорода, значит, правильный ответ – г). 130

Пример 14. Какая частица образуется на аноде при электрохимической кор-

розии в системе «висмут – индий» в кислой среде? а) OH - ; б) In 3+ ; в) Bi3+ ; г) H 2 . Решение Коррозия в системе «висмут – индий» является контактной, окисляется в ней тот из двух металлов, электродный потенциал которого меньше. Из табл. 6 видно, что стандартный потенциал индия меньше, чем висмута (-0,343 В < 0,317 В), значит, окисляться в данном случае будет индий, согласно уравнению (62):

In - 3e- = In 3+ . Видно, что на аноде образуются катионы индия(III), то есть правильный ответ – б). Для защиты от коррозии применяют, в частности, металлические покрытия, которые делят на анодные, состоящие из металла, обладающего мéньшим электродным потенциалом, чем у защищаемого, и катодные, состоящие из металла с бóльшим электродным потенциалом, чем у защищаемого. Пример 15. Какой из этих металлов можно использовать в качестве анодного

покрытия индия? а) Co; б) Sn; в) Mn; г) Bi. Решение С помощью табл. 6 сравниваем стандартные потенциалы индия (-0,343 В) и остальных металлов, В: -0,277 (Co); -0,136 (Sn); -1,180 (Mn); 0,317 (Bi). Видно, что только у марганца потенциал меньше, чем у индия, значит, правильный ответ – в). При нарушении покрытия в растворе (или расплаве) электролита начинается контактная коррозия. Если покрытие анодное, то корродирует металл покрытия, а если катодное – то защищаемый металл.

131

3.6.3. Образец теста12, 13

1. Какой из этих металлов можно получить пpи электpолизе водного pаствоpа его соли с угольными катодами? 1. Al;

2. Zn;

3. Cs;

4. Ra;

5. Ba.

2. Пpи электpолизе водного pаствоpа какой соли на инеpтных анодах и нертутных катодах выделяются только H2 и Br2? 1. SnBr2;

2. CuBr2;

3. NaBrO;

4. KBr;

5. ZnBr2.

3. Какие процессы происходят на электродах при электролизе водного раствора аpсената лития (катод – pтутный, анод – угольный)? 1. На катоде выделяется H2, на аноде выделяется O2; 2. На катоде выделяется Li, на аноде выделяется O2; 3. На катоде выделяется H2, анод pаствоpяется; 4. На катоде выделяется Li, анод pаствоpяется; 5. На катоде выделяются H2 и Li, на аноде выделяется O2. 4. Какая частица обpазуется на катоде пpи электpохимической коppозии в системе «медь – алюминий» в нейтpальной сpеде? 1. Cu2+;

2. Al3+;

3. OH-;

4. H2;

5. Cu.

5. Какой из этих металлов можно использовать в качестве катодного покpытия железа? 1. Zn;

12

2. Ca;

3. Al;

5. Ag

Правильный ответ на каждый вопрос только один, в ответе указываются только номера пра-

вильных ответов 13

4. Mg;

Правильные ответы на стр. 172

132

3.6.4. Методика выполнения работы Опыт 1. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ НИТРАТОВ ЩЕЛОЧНО-

ЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ. Заполните электролизер раствором нитрата кальция, присоедините зажимами к проводам графитовые стержни и опустите их в электролизер. Под контролем преподавателя включите источник постоянного тока. Через 1-2 минуты запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния веществ, выделяющихся на графитовом катоде и графитовом аноде в процессе электролиза раствора нитрата кальция). Выключите ток и выньте стержни из электролизера. В катодное пространство добавьте 2 капли раствора фенолфталеина и запишите, в какой цвет он окрашивается в катодном пространстве. Сделайте вывод о том, какие ионы образуются на графитовом катоде. В анодное пространство добавьте 2 капли раствора лакмуса и запишите, в какой цвет он окрашивается в анодном пространстве. Сделайте вывод о том, какие ионы образуются на графитовом аноде. Опыт 2. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ХЛОРИДОВ МЕТАЛЛОВ

СРЕДНЕЙ АКТИВНОСТИ. Заполните электролизер раствором хлорида цинка(II), присоедините зажимами к проводам графитовые стержни и опустите их в электролизер. Под контролем преподавателя включите источник постоянного тока. Через 1-2 минуты запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния веществ, выделяющихся на графитовом катоде и графитовом аноде в процессе электролиза раствора хлорида цинка(II)). Осторожно понюхайте вещество, выделяющееся на аноде. Запишите наблюдения (каков запах этого вещества). Выключите ток, поменяйте полярность электродов и вновь включите источник постоянного тока. Еще через 1-2 минуты запишите следующие наблюдения (что происходило на аноде в процессе электролиза после смены полярности), выключите ток и выньте стержни из электролизера. 133

Опыт 3. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ИОДИДОВ ЩЕЛОЧНЫХ

МЕТАЛЛОВ. Заполните электролизер раствором иодида калия, присоедините зажимами к проводам графитовые стержни и опустите их в электролизер. Под контролем преподавателя включите источник постоянного тока. Через 2 минуты запишите наблюдения (каково агрегатное состояние вещества, выделяющегося на графитовом катоде, и как окрашивалось анодное пространство в процессе электролиза раствора иодида калия). Выключите ток и выньте стержни из электролизера. В катодное пространство добавьте 2 капли раствора фенолфталеина и запишите, в какой цвет он окрашивается в катодном пространстве. Сделайте вывод о том, какие ионы образуются на графитовом катоде. Опыт 4. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ СУЛЬФАТОВ МАЛОАК-

ТИВНЫХ МЕТАЛЛОВ. Заполните электролизер раствором сульфата меди(II), присоедините зажимами к проводам графитовые стержни и опустите их в электролизер. Под контролем преподавателя включите источник постоянного тока. Через 1-2 минуты запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния веществ, выделяющихся на графитовом катоде и графитовом аноде в процессе электролиза раствора сульфата меди(II)). Выключите ток, поменяйте полярность электродов и вновь включите источник постоянного тока. Еще через 1-2 минуты запишите следующие наблюдения (что происходило на аноде в процессе электролиза после смены полярности), выключите ток и выньте стержни из электролизера.

134

Опыт 5. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ БРОМИДОВ ЩЕЛОЧНЫХ

МЕТАЛЛОВ. Заполните электролизер раствором бромида калия, присоедините зажимами к проводам графитовые стержни и опустите их в электролизер. Под контролем преподавателя включите источник постоянного тока. Через 2 минуты запишите наблюдения (каково агрегатное состояние вещества, выделяющегося на графитовом катоде, и как окрашивалось анодное пространство в процессе электролиза раствора бромида калия). Выключите ток и выньте стержни из электролизера. В катодное пространство добавьте 2 капли раствора фенолфталеина и запишите, в какой цвет он окрашивается в катодном пространстве. Сделайте вывод о том, какие ионы образуются на графитовом катоде. Опыт 6. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ НИТРАТОВ МАЛОАК-

ТИВНЫХ МЕТАЛЛОВ. Заполните электролизер раствором нитрата свинца(II), присоедините зажимами к проводам графитовые стержни и опустите их в электролизер. Под контролем преподавателя включите источник постоянного тока. Через 1-2 минуты запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния веществ, выделяющихся на графитовом катоде и графитовом аноде в процессе электролиза раствора нитрата свинца(II)). Выключите ток, поменяйте полярность электродов и вновь включите источник постоянного тока. Еще через 1-2 минуты запишите следующие наблюдения (что происходило на аноде в процессе электролиза после смены полярности), выключите ток и выньте стержни из электролизера. Oпыт 7. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ХЛОРИДОВ ЩЕЛОЧНО-

ЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ. Заполните электролизер раствором хлорида бария, присоедините зажимами к проводам графитовые стержни и опустите их в электролизер. Под контролем пре135

подавателя включите источник постоянного тока. Через 1-2 минуты запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния веществ, выделяющихся на графитовом катоде и графитовом аноде в процессе электролиза раствора хлорида бария). Осторожно понюхайте вещество, выделяющееся на аноде. Запишите наблюдения (каков запах этого вещества). Выключите ток и выньте стержни из электролизера. В катодное пространство добавьте 2 капли раствора фенолфталеина и запишите, в какой цвет он окрашивается в катодном пространстве. Сделайте вывод о том, какие ионы образуются на графитовом катоде. Опыт 8. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ СУЛЬФАТОВ МЕТАЛЛОВ

СРЕДНЕЙ АКТИВНОСТИ. Заполните электролизер раствором сульфата никеля(II), присоедините зажимами к проводам графитовые стержни и опустите их в электролизер. Под контролем преподавателя включите источник постоянного тока. Через 1-2 минуты запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния веществ, выделяющихся на графитовом катоде и графитовом аноде в процессе электролиза раствора сульфата никеля(II)). Выключите ток, поменяйте полярность электродов и вновь включите источник постоянного тока. Еще через 1-2 минуты запишите следующие наблюдения (что происходило на аноде в процессе электролиза после смены полярности), выключите ток и выньте стержни из электролизера. Опыт 9. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ СУЛЬФАТОВ ЩЕЛОЧ-

НЫХ МЕТАЛЛОВ. Заполните электролизер раствором сульфата натрия, присоедините зажимами к проводам графитовые стержни и опустите их в электролизер. Под контролем преподавателя включите источник постоянного тока. Через 1-2 минуты запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния веществ, выделяющихся на графитовом катоде и графитовом аноде в процессе электролиза раствора сульфата натрия). 136

Выключите ток и выньте стержни из электролизера. В катодное пространство добавьте 2 капли раствора фенолфталеина и запишите, в какой цвет он окрашивается в катодном пространстве. Сделайте вывод о том, какие ионы образуются на графитовом катоде. В анодное пространство добавьте 2 капли раствора лакмуса и запишите, в какой цвет он окрашивается в анодном пространстве. Сделайте вывод о том, какие ионы образуются на графитовом аноде. Опыт 10. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ХЛОРИДОВ МАЛОАК-

ТИВНЫХ МЕТАЛЛОВ. Заполните электролизер раствором хлорида меди(II), присоедините зажимами к проводам графитовые стержни и опустите их в электролизер. Под контролем преподавателя включите источник постоянного тока. Через 1-2 минуты запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния веществ, выделяющихся на графитовом катоде и графитовом аноде в процессе электролиза раствора хлорида меди(II)). Осторожно понюхайте вещество, выделяющееся на аноде. Запишите наблюдения (каков запах этого вещества). Выключите ток, поменяйте полярность электродов и вновь включите источник постоянного тока. Еще через 1-2 минуты запишите следующие наблюдения (что происходило на аноде в процессе электролиза после смены полярности), выключите ток и выньте стержни из электролизера. Опыт 11. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ХЛОРИДОВ ЩЕЛОЧ-

НЫХ МЕТАЛЛОВ. Заполните электролизер раствором хлорида калия, присоедините зажимами к проводам графитовые стержни и опустите их в электролизер. Под контролем преподавателя включите источник постоянного тока. Через 1-2 минуты запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния веществ, выделяющихся на графитовом катоде и графитовом аноде в процессе электролиза раствора хлорида калия). Осторожно понюхайте вещество, выделяющееся на аноде. Запишите наблюдения 137

(каков запах этого вещества). Выключите ток и выньте стержни из электролизера. В катодное пространство добавьте 2 капли раствора фенолфталеина и запишите, в какой цвет он окрашивается в катодном пространстве. Сделайте вывод о том, какие ионы образуются на графитовом катоде. Опыт 12. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ НИТРАТОВ МЕТАЛЛОВ

СРЕДНЕЙ АКТИВНОСТИ. Заполните электролизер раствором нитрата кадмия(II), присоедините зажимами к проводам графитовые стержни и опустите их в электролизер. Под контролем преподавателя включите источник постоянного тока. Через 1-2 минуты запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния веществ, выделяющихся на графитовом катоде и графитовом аноде в процессе электролиза раствора нитрата кадмия(II)). Выключите ток, поменяйте полярность электродов и вновь включите источник постоянного тока. Еще через 1-2 минуты запишите следующие наблюдения (что происходило на аноде в процессе электролиза после смены полярности), выключите ток и выньте стержни из электролизера. Опыт 13. КОРРОЗИЯ ОЦИНКОВАННОГО ЖЕЛЕЗА ПРИ НАРУШЕНИИ

ПОКРЫТИЯ. В пробирку налейте 1 мл дистиллированной воды, затем туда же добавьте 3 капли разбавленной серной кислоты, а потом прилейте в пробирку 3 капли раствора гексацианоферрата(III) калия. Возьмите пластинку оцинкованного железа и нанесите на нее гвоздем царапины, потом опустите пластинку в пробирку. Спустя 2-3 минуты запишите наблюдения (каковы агрегатные состояния и цвета веществ, образующихся при помещении оцинкованного железа с нарушенным покрытием в смесь растворов серной кислоты и гексацианоферрата(III) калия). При объяснении наблюдаемого учтите, что нерастворимый в воде гексацианоферрат(III) железа(II) обладает синим цветом, а нерастворимый в воде гексацианоферрат(III) цинка(II) – желтым. 138

Опыт 14. КОНТАКТНАЯ КОРРОЗИЯ В СИСТЕМЕ «ЦИНК-МЕДЬ» В

СЕРНОЙ КИСЛОТЕ. В стакан объемом 50 мл налейте примерно 20 мл разбавленной серной кислоты. Затем опустите в стакан гранулу (или кусочек) цинка. Запишите наблюдения (каково агрегатное состояние вещества, выделяющегося на поверхности цинка, погруженного в раствор серной кислоты). Зачистите наждачной бумагой поверхность медной пластинки до блеска. Опустите в стакан медную пластинку, не касаясь ею поверхности цинка. Запишите наблюдения (наблюдается ли на поверхности меди, погруженной в раствор серной кислоты, процесс, аналогичный тому, который протекает на поверхности цинка). Прикоснитесь медной пластинкой к поверхности цинка. Запишите наблюдения (на меди или на цинке выделяется наблюдаемый продукт реакции). Опыт 15. КОНТАКТНАЯ КОРРОЗИЯ В СИСТЕМЕ «СВИНЕЦ-ЦИНК» В

ВОДНОМ РАСТВОРЕ ХЛОРИДА НАТРИЯ. В пробирку налейте 1 мл раствора хлорида натрия и добавьте туда же 2 капли раствора метилоранжа. Запишите наблюдения (какова окраска метилоранжа в растворе хлорида натрия). Сделайте вывод о том, какова среда раствора хлорида натрия (кислая, нейтральная или щелочная). В фарфоровую чашечку налейте примерно 20 мл раствора хлорида натрия и добавьте туда же 3-4 капли раствора фенолфталеина. Возьмите свинцовую и цинковую пластинки, зачистите их верхние концы наждачной бумагой и соедините их между собой, а нижние концы разведите подобно циркулю. Опустите нижние концы пластинок в раствор, налитый в фарфоровую чашечку, а верхние концы держите рукой. Через несколько минут запишите наблюдения (какую окраску приобрел фенолфталеин в растворе хлорида натрия, в который погружены контактирующие свинец и цинк, и около какой из пластин это произошло). 139

Опыт 16. КОНТАКТНАЯ КОРРОЗИЯ В СИСТЕМЕ «АЛЮМИНИЙ-МЕДЬ»

В СЕРНОЙ КИСЛОТЕ. В пробирку налейте 1 мл раствора нитрата ртути(II) и положите туда же гранулу алюминия. Через 1-2 минуты вылейте раствор из пробирки и тщательно промойте гранулу дистиллированной водой. В стакан объемом 50 мл налейте примерно 20 мл разбавленной серной кислоты. Затем опустите в стакан обработанную раствором соли ртути гранулу алюминия. Запишите наблюдения (каково агрегатное состояние вещества, выделяющегося на поверхности алюминия, погруженного в раствор серной кислоты). Зачистите наждачной бумагой поверхность медной пластинки до блеска. Опустите в стакан медную пластинку, не касаясь ею поверхности алюминия. Запишите наблюдения (наблюдается ли на поверхности меди, погруженной в раствор серной кислоты, процесс, аналогичный тому, который протекает на поверхности алюминия). Прикоснитесь медной пластинкой к поверхности алюминия. Запишите наблюдения (на меди или на алюминии выделяется наблюдаемый продукт реакции). Опыт 17. КОНТАКТНАЯ КОРРОЗИЯ В СИСТЕМЕ «ЦИНК-МЕДЬ» В

ВОДНОМ РАСТВОРЕ ХЛОРИДА НАТРИЯ. В пробирку налейте 1 мл раствора хлорида натрия и добавьте туда же 2 капли раствора метилоранжа. Запишите наблюдения (какова окраска метилоранжа в растворе хлорида натрия). Сделайте вывод о том, какова среда раствора хлорида натрия (кислая, нейтральная или щелочная). В фарфоровую чашечку налейте примерно 20 мл раствора хлорида натрия и добавьте туда же 3-4 капли раствора фенолфталеина. Возьмите медную и цинковую пластинки, зачистите их верхние концы наждачной бумагой и соедините их между собой, а нижние концы разведите подобно циркулю. Опустите нижние концы пластинок в раствор, налитый в фарфоровую чашечку, а верхние концы держите рукой. Через несколько минут запишите наблюдения (какую окраску приобрел фенолфталеин в растворе хлорида натрия, в который погружены контактирующие медь и цинк, и около какой из пластин это произошло). 140

Опыт

18.

КОРРОЗИЯ

ЛУЖЕНОГО

ЖЕЛЕЗА

ПРИ

НАРУШЕНИИ

ПОКРЫТИЯ. В пробирку налейте 1 мл дистиллированной воды, затем туда же добавьте 3 капли разбавленной серной кислоты, а потом прилейте в пробирку 3 капли раствора гексацианоферрата(III) калия. Возьмите пластинку луженого (покрытого оловом) железа и нанесите на нее гвоздем царапины, потом опустите пластинку в пробирку. Спустя 2-3 минуты запишите наблюдения (каково агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при помещении луженого железа с нарушенным покрытием в смесь растворов серной кислоты и гексацианоферрата(III) калия). При объяснении наблюдаемого учтите, что нерастворимый в воде гексацианоферрат(III) железа(II) обладает синим цветом, а растворимый в воде гексацианоферрат(III) олова(II) – зеленоватый. 3.6.5. Содержание отчета

1. Название работы. 2. Цель работы. 3. Для опытов 1-12 - стандартные потенциалы металлов катионов; электронные уравнения катодных и анодных процессов электролиза, в том числе после смены полярности (для опытов 2, 4, 6, 8, 10, 12); выводы о том, какие вещества (для всех опытов) и какие ионы (для опытов 1, 3, 5, 7, 9, 11) образуются на графитовых электродах при электролизе растворов соответствующих электролитов и о том, что происходит с материалом активного анода (для опытов 2, 4, 6, 8, 10, 12). 4. Для опытов 13-18 – стандартные потенциалы металлов; электронные уравнения катодных и анодных процессов коррозии, краткие ионные уравнения реакций с гексацианоферрат(III)-ионами (для опытов 13 и 18); 5. Для опытов 13 и 18 – вывод о том, какой металл (покрытия или защищаемый) корродирует при нарушении какого покрытия (катодного или анодного). 6. Для опытов 14-17 – вывод о том, на каком электроде (катоде или аноде) образуется наблюдаемый продукт (с указанием его формулы) контактной коррозии таких систем в такой среде (нейтральной, кислой или щелочной). 141

3.7. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ 3.7.1. Цель работы

Ознакомление со свойствами комплексных соединений, реакциями их получения и разрушения в растворах. 3.7.2. Основные теоретические положения Комплекс (одноядерный) – это молекулярная частица, внутри которой моле-

кулы и/или ионы, способные к самостоятельному существованию в растворе (лиганды), соединены с одной атомной частицей (комплексообразователем) донорно-

акцепторными связями. Лиганды-ионы, как правило, являются анионами. Общий вид формулы комплекса таков:

[Э(L1 ) z1 ...(L m ) zm ]v+ / − , где Э – химический знак элемента-комплексообразователя; L1, ..., Lm – формулы или буквенные обозначения лигандов (m – число видов лигандов в данном комплексе); z1, ..., zm – стехиометрические индексы, показывающие число лигандов данного состава в данном комплексе; ν +/- – величина и знак заряда комплекса (0 обычно опускают). Отметим, что буквенные обозначения используют для органических лигандов, наиболее распространенные из которых описаны в табл. 8. По величине и знаку заряда комплексы делят на катионные (с положительным зарядом), анионные (с отрицательным зарядом) и нейтральные (незаряженный, с нулевым зарядом). Пример 1. Среди комплексов, формулы которых

а) [Fe(cр)2]; б) [Ru(N2)(NH3)5]2+; в) [Rh(dmg)2(Cl)2]-, укажите анионный, катионный и нейтральный комплексы. Решение Анионный – с отрицательным зарядом, то есть в), катионный – с положительным зарядом, то есть б), нейтральный – без заряда, то есть а). 142

Таблица 8

Важнейшие органические лиганды

Буквенное

Брутто-формула

Специальное название

Дентатность

обозначение

лиганда

лиганда

лиганда

acac

C5 H 7 O-2

ацетилацетонато

2

biрy

(C5 H 4 N) 2

2,2'-бипиридил

2

cр

C5 H 5-

циклопентадиенил

3

dien

C4 H13 N 3

диэтилентриамин

3

dmg

C4 H 7 O 2 N -2

диметилглиоксимато

2

edta

C10 H14 O8 N 24-

этилендиаминтетраацетато

6

en

C 2 H8 N 2

этилендиамин

2

gly

C2 H 4 O2 N-

глицинато

2

рhen

C12 H8 N 2

1,10-фенантролин

2

рy

C5 H 5 N

пиридин

1

ur

CH 4 ON 2

карбамид

2

Пример 2. Определите элемент-комплексообразователь и лиганды в ком-

плексах, формулы которых а) [Fe(cр)2]; б) [Ru(N2)(NH3)5]2+; в) [Rh(dmg)2(Cl)2]-. Решение а) Элемент-комплексообразователь – Fe, лиганды – cр (C5H 5− – см. табл. 8). б) Элемент-комплексообразователь – Ru, лиганды – N2 и NH3. в) Элемент-комплексообразователь – Rh, лиганды – dmg (см. табл. 8) и Cl(атомы лигандами практически не бывают, а анион хлора, реально существующий в растворе – это хлорид-ион). 143

По составу лигандов наиболее распространенные комплексы делят на следующие группы: • аквакомплексы, в которых лигандами являются молекулы H2O; • аммиакаты, в которых лигандами являются молекулы NH3; • ацидокомплексы, в которых лигандами являются кислотные остатки или гидроанионы, эти комплексы иногда называют по названию кислотного остатка, т. е. хлоридными, сульфатными и т.п.; • гидридные, в которых лигандами являются ионы H-; • гидроксокомплексы, в которых лигандами являются ионы OH-; • карбонилы, в которых лигандами являются молекулы CO; • пероксокомплексы, в которых лигандами являются ионы O 22 , обозначаемые в формуле комплекса O II2 . Комплексное соединение (КС) – это вещество, в состав которого входят ком-

плексы. Нейтральный комплекс может одновременно являться комплексным соединением, а может и входить в состав КС с внешней сферой. Заряженные (катионные и анионные) комплексы обязательно входят в состав КС с внешней сферой. Внешняя сфера – это ионы и молекулы, соединенные в КС с комплексами соответ-

ственно ионными и водородными связями (их формулы или буквенные обозначения в формуле КС находятся за пределами квадратных скобок). Общий вид формулы комплексного соединения, содержащего катионные ком-

плексы, таков: [Э(L1 ) z1 ...(L m ) zm ]a An b ⋅ cMol, где a – стехиометрический индекс, показывающий число комплексов в формульной единице КС; An – формула аниона внешней сферы; b – стехиометрический индекс, показывающий число анионов в молекуле (формульной единице) КС; c число молекул внешней сферы в молекуле (формульной единице) КС; Mol – формула или буквенное обозначение молекулы внешней сферы. 144

Общий вид формулы комплексного соединения, содержащего анионные ком-

плексы, таков: Kt a [(L1 ) z1 ...(L m ) zm ]b ⋅ cMol, где Kt – формула катиона внешней сферы; a – стехиометрический индекс, показывающий число катионов в молекуле (формульной единице) КС; b – стехиометрический индекс, показывающий число комплексов в молекуле (формульной единице) КС; c – число молекул внешней сферы в молекуле (формульной единице) КС; Mol – формула или буквенное обозначение молекулы внешней сферы. Пример 3. Определите внешнесферные ионы и молекулы в КС, формулы ко-

торых а) [Cu(H 2 O) 4 ]SO 4 ⋅ H 2 O; б) K 4 [Fe(CN)6 ] ⋅ 3H 2 O; в) [Co(py)Cl3 ] ⋅ py. Решение а) Внешнесферный анион – SO 24− , внешнесферная молекула – H2O. б) Внешнесферные катионы – K+, внешнесферные молекулы – H2O. в) Внешнесферная молекула – py (C5H5N – см. табл. 8). Заряд комплекса равен сумме зарядов всех его лигандов и заряда (степени окисления) комплексообразователя.

Пример 4. Чему равен заряд комплекса [Co(py)Cl3], если комплексообразова-

телем является кобальт(III)? а) 1+; б) 0; в) 1-; г) 2+. Решение Сумма зарядов в комплексе равна сумме +3 (степени окисления комплексообразователя, 0 (заряду py – см. табл. 8) и -3 (зарядам трех ионов Cl-), то есть

+3 + 0 + (-3) = 0 , правильный ответ – б).

145

Сумма зарядов комплексов в молекуле комплексного соединения равна по величине и противоположна по знаку сумме зарядов внешней сферы в молекуле КС.

Пример 5. Какова степень окисления комплексообразователя в комплексном

соединении Ba3[Ga(OH)6]2? а) +2; б) -3; в) -2; г) +3. Решение Сумма зарядов внешней сферы равна +6 (заряду трех катионов бария Ba2+), значит, заряд комплексов равен -6, а так как их в формульной единице КС два, то заряд каждого комплекса составляет -3 или [Ga(OH)6]3-. Степень окисления комплексообразователя Ga равна разности заряда комплекса -3 и сумме зарядов всех его лигандов -6 (зарядов шести ионов OH-), то есть -3 - (-6) = +3 или Ga+3, правильный ответ – г).

Число сигма-связей между лигандом и комплексообразователем называется дентатностью лиганда. Лиганды бывают монодентатные (с дентатностью, рав-

ной единице), бидентатные (с дентатностью, равной двум), тридентатные (с дентатностью, равной трем), тетрадентатные (с дентатностью, равной четырем) и т. д. Простейшие молекулы (CO, H2O, N2, NH3, NO) и одноатомные ионы являются монодентатными лигандами; дентатность сложных неорганических анионов, как правило, равна величине их заряда; дентатность важнейших орга-

нических лигандов указана в табл. 8.

146

Пример 6. Каковы дентатности лигандов, содержащихся в комплексе

[Cu(bipy)2I]+? а) 2 и 1; б) 1 и 1; в) 1 и 2; г) 2 и 2. Решение Лигандами в данном комплексе являются bipy (то есть (C5H4N)2 – см. табл. 8) и I- (атомы лигандами практически не бывают, а анион иода, реально существующий в растворе – это иодид-ион). Дентатность bipy, как видно из табл. 8, равна двум. Иодид-ион – это одноатомный ион, значит, его дентатность равна единице. Таким образом, правильный ответ – а). Координационное число комплексообразователя (КЧ) – это общее число

σ-связей между комплексообразователем и всеми лигандами в данном комплексе. Оно равно сумме дентатностей всех лигандов комплекса. Пример 7. Чему равно координационное число комплексообразователя в

комплексном соединении [Cu(bipy)2I]I? а) 3; б) 5; в) 6; г) 4. Решение Комплексом в данном КС является [Cu(bipy)2I]+. Лиганды и их дентатность в данном комплексе определены в примере 7. Чтобы найти координационное число комплексообразователя, надо дентатность каждого вида лигандов умножить на их число в комплексе (стехиометрический индекс в формуле) и полученные произведения сложить между собой. В частности, поскольку bipy – бидентатный лиганд, а число таких лигандов в данном комплексе равно двум, то сумма дентатностей bipy равна 2 ⋅ 2, то есть четырем. Иодид-ион является монодентатным лигандом и он только один в данном комплексе, значит, сумма дентатностей I- равна одному. КЧ равно сумме 4 и 1, то есть 5, соответственно правильный ответ – б). 147

Систематическое название нейтрального комплекса состоит из одного слова,

складывающегося из последовательного (справа налево по формуле) перечисления числовых приставок, показывающих индексы при формулах лигандов (ди, три, тетра, пента и т. д., причем моно не ставится), и специальных названий лиган-

дов, а также русского названия элемента комплексообразователя в именительном падеже.

Систематическое название катионного комплекса состоит из слова катион и

второго слова, складывающегося из последовательного (справа налево по формуле) перечисления числовых приставок, показывающих индексы при формулах лигандов, и специальных названий лигандов, а также русского названия элемента комплексообразователя в родительном падеже, с добавлением степени окисления этого элемента римскими цифрами в круглых скобках.

Систематическое название анионного комплекса состоит из одного слова,

складывающегося из последовательного (справа налево по формуле) перечисления числовых приставок, показывающих индексы при формулах лигандов, и специальных названий лигандов, а также корня латинского названия элемента комплексообразователя, суффикса ат, степени окисления этого элемента римскими цифрами в круглых скобках и фрагмента -ион.

Отметим, что если специальное название лиганда содержит числовую приставку, или число, или сочетание числовой приставки со специальным названием лиганда приводит к неоднозначному пониманию названия, то в этих случаях используют умножающие числовые приставки (монокис, бис, трис, тетракис, пентакис и т. д.), а название лиганда заключают в круглые скобки.

148

Специальные названия лигандов строятся следующим образом: • если лиганд – это анион, название которого заканчивается на ид-ион, то вместо всего этого фрагмента ставят концевую гласную о (исключения: H- – гидридо, N 3− – азидо, S2- – тио); • если лиганд – это анион, название которого заканчивается на ат-ион или ит-ион, то вместо фрагмента -ион ставят концевую гласную о (исключение: NO −2 –

нитро); • если лиганд – это молекула, то название CO – карбонил, H2O – аква, N2 – диазот, NH3 – аммин, NO – нитрозил. Названия важнейших органических лигандов даны в табл. 8. Корни латинских названий элементов:

Ag – аргент

Hg – меркур

Pb – плюмб

As – арсен

Mn – манган

Pt – платин

Au – аур

Mo – молибд

S – сульф

C – карбон

N – нитр

Sb – стиб

Cu – купр

Ni – никкол

Si – силик

Fe – ферр

O – оксиген

Sn – станн

H – гидроген

P – фосф

Tc – технет

у остальных элементов совпадают либо с русским названием, оканчивающимся

на согласную букву, либо с его корнем (без окончания ий). Пример 8. Составьте названия комплексов, формулы которых:

а) [Zn(py)2Cl2]; б) [Ru(N2)(NH3)5]2+; в) [Fe(H2O)2(SO4)2]-. Решение а) Это нейтральный комплекс. Первым справа в его формуле стоит формула лиганда Cl-, называемого хлорид-ионом, значит, его специальное название – «хло149

ро» (вместо ид-ион добавляем соединительную гласную о), таких лигандов здесь два, значит перед «хлоро» надо поставить числовую приставку «ди», то есть «дихлоро». Левее в формуле комплекса стоит py, специальное название которого согласно табл. 8 – «пиридин», таких лигандов тоже два, значит, «дипиридин». Других лигандов в комплексе нет, значит, далее ставим русское название комплексообразователя, которым является Zn в именительном падеже, то есть «цинк». Вместе получается дихлородипиридинцинк. б) Это катионный комплекс. Первое слово названия – «катион». Первым справа в формуле комплекса стоит формула лиганда NH3, который является молекулой и имеет специальное название «аммин», таких лигандов здесь пять, значит перед, «аммин» надо поставить числовую приставку «пента», то есть «пентааммин». Левее в формуле комплекса стоит N2, тоже молекула, специальное название которой «диазот», таких лигандов здесь один, но так как название этого лиганда само содержит числовую приставку «ди», то перед «диазот» надо поставить умножающую приставку «монокис», а название лиганда заключить в круглые скобки, то есть «монокис(диазот)». Других лигандов в комплексе нет, значит, далее ставим русское название комплексообразователя, которым является Ru в родительном падеже и его степень окисления (она равна заряду комплекса, поскольку все лиганды - нейтральные молекулы), то есть «рутения(II)». Вместе получается катион пентаамминмонокис(диазот)рутения(II). в) Это анионный комплекс. Первым справа в его формуле стоит формула лиганда SO 24− , называемого сульфат-ионом, значит, его специальное название – «сульфато» (вместо -ион до-

бавляем соединительную гласную о), таких лигандов здесь два, значит, перед «сульфато» надо поставить числовую приставку. Если поставить «ди», то есть «дисульфато», то станет возможным неоднозначное понимание названия, поскольку «дисульфато» может означать не только (SO4)2, но и (S2O7), значит, надо 150

ставить умножающую приставку «бис», то есть «бис(сульфато)». Левее в формуле комплекса стоит H2O – молекула, специальное название которой «аква», таких лигандов тоже два, значит, «диаква». Других лигандов в комплексе нет, значит, далее ставим корень латинского названия комплексообразователя, которым является Fe, то есть «ферр», суффикс ат, степень окисления железа (равную разности между зарядом комплекса, то есть -1 и суммой зарядов всех лигандов, -1 - 2 ⋅ (-2) - 0 ⋅ 2 = +3 и фрагмент «-ион», «феррат(III)-ион». В целом, имеем бис(сульфато)диакваферрат(III)-ион. Пример 9. Формула комплекса, название которого «дифтородиоксоиодат(V)-

ион», следующая: а) [F2O2I5]-; б) [2F2OI5]3-; в) [IO2F2]- г) [IO2F2]5-. Решение Составляем формулу справа налево. Первым в названии стоит «ди», значит, крайний правый индекс равен 2. Далее стоит «фторо», это означает, что первым справа в формуле комплекса стоит формула лиганда F-, называемого фторидионом, специальное название которого – «фторо» (вместо концевой гласной о ста-

вим ид-ион, другой вариант здесь невозможен, поскольку во «фторо» нет суффиксов ат или ит), таким образом, справа в формуле должно стоять F2. Далее снова стоит «ди», значит, и второй справа индекс тоже равен 2. Потом идет «оксо», это означает, что вторым справа в формуле комплекса стоит формула лиганда O2-, называемого оксид-ионом, специальное название которого – «оксо» (вместо концевой гласной о ставим ид-ион, другой вариант здесь невозможен, поскольку в «оксо» нет суффиксов ат или ит), таким образом, справа в формуле должно стоять O2F2. Далее стоит «иод» – это корень латинского названия элемента комплексообразователя, то есть I (о том, что это не название лиганда, свидетельствует суффикс ат, стоящий после «иод»), то есть формула комплекса без заряда выглядит так –

151

[IO2F2]. Для расчета заряда вспоминаем, что заряд комплекса равен сумме зарядов комплексообразователя и всех лигандов. Заряд комплексообразователя I равен его степени окисления, указанной в названии римской цифрой в скобках (V), то есть +5. Заряд лигандов равен сумме 2 ⋅ (-1) (заряды двух иодид-ионов) и 2 ⋅ (-2) (заряды двух оксид-ионов), то есть -6. +5 + (-6) = -1, таким образом, заряд комплекса равен -1, его формула [IO2F2]-, иначе говоря, верный ответ – в). Название КС с ионной внешней сферой состоит из названия аниона (без фраг-

мента -ион) и второго слова названия катиона. Пример 10. Составьте названия комплексных соединений, формулы которых:

а) [Ru(N2)(NH3)5](OH)2; б) Na[Fe(H2O)2(SO4)2]. Решение а) Анион в данном КС – это OH-, название которого «гидроксид-ион», значит, первое слово названия КС – «гидроксид» (фрагмент -ион опускается). Катион – [Ru(N2)(NH3)5]2+, составление названия которого показано в примере 8 п. б), и который называется «катион пентаамминмонокис(диазот)рутения(II)», значит, второе слово названия КС – это «пентаамминмонокис(диазот)рутения(II)» (слово катион опускается). Таким образом, полностью название КС – гидроксид пентаам-

минмонокис(диазот)рутения(II).

б) Анион в данном КС – это [Fe(H2O)2(SO4)2]-, составление названия которого показано в примере 8 п. в) и который называется «бис(сульфато)диакваферрат(III)-ион», значит, первое слово названия КС – это «бис(сульфато)диакваферрат(III)» (фрагмент -ион опускается). Катион - Na+, название которого «катион натрия», значит, второе слово названия КС – это «натрия» (слово катион опускается). Таким образом, полностью название КС – бис(сульфато)диакваферрат(III) натрия.

152

Комплексные соединения без внешнесферных ионов (нейтральные ком-

плексы и КС, обладающие только внешнесферными молекулами) являются неэлектролитами. КС, обладающие внешнесферными ионами, являются сильными электролитами. Они необратимо диссоциируют в растворе на комплекс-

ные ионы и ионы внешней сферы. Этот процесс называется первичной диссоциацией. Ее уравнения выглядят следующим образом:

[...]a An b → a[...]ν + + bAn y- , или

(66)

Kt a [...]b → aKt x+ + b[...]ν- ,

(67)

где [...] – формула комплексного иона; a, b – стехиометрические индексы; Any-, Ktx+ – формулы внешнесферных анионов и катионов. Пример 11. Составьте уравнения первичной диссоциации КС, формулы ко-

торых: а) [Ru(N2)(NH3)5](OH)2; б) Na[Fe(H2O)2(SO4)2]. Решение а) Согласно (67), имеем [Ru(N 2 )(NH3 )5 ](OH)2 → Ru(N 2 )(NH3 )5 ]2+ + 2OH - ; б) Согласно (68), имеем Na[Fe(H 2 O) 2 (SO 4 ) 2 ] → Na + + [Fe(H 2 O) 2 (SO 4 ) 2 ]- . Комплексные ионы являются слабыми электролитами. Они диссоциируют

в растворе обратимо и ступенчато (одна ступень – отрыв одного лиганда от комплекса). Такой процесс называется вторичной диссоциацией. Отметим, что если среди лигандов есть молекулы воды, то их при составлении уравнений вторичной диссоциации не учитывают (формулу воды опускают). На практике часто используют условное уравнение полной диссоциации комплекса на комплексообразователь и все лиганды, имеющие следующий вид: ν +/-

[Э(L1 ) z1 ...(L m ) zm ]

RЭ

ν +/ э

m

i =1

153

ν +/ -

+ ∑ zi Li i

,

(68)

где Э

ν +/ Э

– формула комплексообразователя (ν э – величина его заряда); Li ν+/ - –

формула i-го лиганда (ν i – величина его заряда); zi – число лигандов данного вида в комплексе. Пример 12. Составьте уравнения полной диссоциации комплексов, формулы

которых: а) [Ru(N2)(NH3)5]2+; б) [Fe(H2O)2(SO4)2]-. Решение а) Согласно (68) имеем [Ru(N2)(NH3)5]2+ R Ru2+ + N2 + 5NH3. б) Здесь среди лигандов есть молекулы воды, поэтому, вначале условно записывают формулу комплекса без них [Fe(H2O)2(SO4)2]- = [Fe(SO4)2]-, а затем, согласно (66) составляют уравнение [Fe(SO 4 ) 2 ]- R Fe3+ + 2SO42- . Поскольку равновесие, описываемое уравнением (68), сильно смещено влево, то ионов-комплексообразователей в растворе очень мало. Поэтому растворы комплексных соединений обычно не дают качественных реакций, характерных для комплексообразователей в растворах некомплексных веществ. На-

пример, раствор [Ag(NH3)2]NO3, содержащий в основном ионы [Ag(NH3)2]+ и очень малое количество ионов Ag+, не образует белого осадка AgCl с растворами хлоридов (качественная реакция на катионы серебра(I)). Константа равновесия полной диссоциации комплекса, описываемого уравнением (69), выраженная через равновесные концентрации, называется константой нестойкости комплекса Kн. Значения Kн приводятся в специальных справочниках.

Чем меньше эта величина, тем устойчивее комплекс в растворе. Выражение для константы нестойкости выглядит так:

154

[Э KH =

ν +/ Э

m

ν +/ - z i

]∏[Li i

]

i =1

[[Э(Li ) zi ...(L m ) zm ]v+ / − ]

,

(69)

m

где

∏

- произведение по всем i от 1 до m; символы в квадратных cкобках обо-

i=1

значают равновесные концентрации частиц, формулы которых заключены в эти скобки, моль/л. Отметим, что если среди лигандов есть молекулы воды, то их равновесная концентрация [H2O] не входит в выражение для Kн. Пример 13. Укажите правильное выражение для константы нестойкости ком-

плексного иона в комплексном соединении K[Ag(NCS)2]: [K + ][Ag + ][NCS- ]2 а) K H = ; [K[Ag(NCS) 2 ]]

[Ag + ]+[NCS- ]2 б) K H = ; [[Ag(NCS) 2 ]- ] [[Ag + (NCS- ) 2 ]- ] в) K H = ; [K[Ag(NCS) 2 ]] г) K H =

[Ag + ][NCS- ]2 . [[Ag(NCS) 2 ]- ] Решение

Формула комплексного иона в K[Ag(NCS)2] – это [Ag(NCS)2]-. Уравнение полной диссоциации этого иона, согласно (68), выглядит так: [Ag(NCS)2]- R Ag+ + 2NCS-. Значит, согласно (69) выражение для Kн этого иона имеет следующий вид: KH =

[Ag + ][NCS- ]2 , [[Ag(NCS) 2 ]- ]

то есть правильный ответ – г).

155

Реакции, в ходе которых из некомплексных частиц образуются комплексы, называются реакциями комплексообразования. Зачастую они приводят к растворению осадков согласно следующему краткому ионному уравнению: ν-

a Э(L) x(тв) + aLv- (р-р) = [Э(L) x+a ](р-р) .

(70)

Например, добавление к раствору нитрата серебра(I) по каплям раствора цианида калия вначале приводит к выпадению белого осадка цианида серебра(I):

Ag + + CN - = AgCN ↓, а затем к растворению этого осадка в избытке раствора цианида:

AgCN + CN - = [Ag(CN) 2 ]- . Возможны также реакции между осадком ЭAnb и раствором, содержащим лиганды Lv+/- (в виде отдельных частиц, или частиц, связанных в молекулы), с образованием в растворе комплекса [Э(L)x]a+/-. Например, добавление к осадку бромида серебра(I) концентрированного раствора тиосульфата натрия или гидроксида аммония приводит к растворению осадка:

AgBr + 2SO3S2- = [Ag(SO3S) 2 ]3- + Br - , AgBr + 2NH 4 OH = [Ag(NH3 )2 ]+ + Br - + H 2 O, а твердый диоксид кремния растворяется в концентрированной фтороводородной кислоте:

SiO 2 + 6HF = 2H + + [SiF6 ]2- + 2H 2 O. Реакции разрушения комплексов (это зачастую необходимо в аналитической

химии) обычно протекают по одному из следующих путей:

• связывание комплексообразователя в осадок, произведение растворимости которого значительно (на несколько порядков) меньше константы нестойкости исходного комплекса, например, селенид-ионы разрушают дицианоаргентат(I)-ионы: 156

2[Ag(CN) 2 ]- + Se 2- = Ag 2Se ↓ + 4CN - , поскольку ПР(Ag2Se) = 10-59 (моль/л)3 значительно меньше, чем Kн([Ag(CN)2]-) = 10-21 (моль/л)2;

• связывание комплексообразователя в более слабый электролит, чем исходный комплекс, например, цианид-ионы разрушают катионы диамминсеребра(I):

[Ag(NH 3 ) 2 ]+ + 2CN - = [Ag(CN) 2 ]- + 2NH 3 , поскольку Kн([Ag(NH3)2]+) = 10-7 (моль/л)2 намного больше, чем Kн([Ag(CN)2]-) = 10-21 (моль/л)2;

• связывание лиганда в более слабый электролит, чем исходный комплекс, например, катионы водорода разрушают катионы диамминсеребра(I):

[Ag(NH3 ) 2 ]+ + 2H + = Ag + + 2NH 4 , поскольку константа нестойкости катиона аммония (или [H(NH3)]+), равная 10-9 моль/л, много меньше константы нестойкости [Ag(NH3)2]+, составляющей 10-7 (моль/л)2. Комплексные соединения могут вступать в реакции обмена аналогично некомплексным (см. лабораторную работу «Реакции в растворах электролитов»), например, гексахлороплатинат(IV) водорода вступает в реакцию обмена с хлоридом рубидия: H 2 [PtCl6 ] + 2RbCl = Rb 2 [PtCl6 ] ↓ + 2HCl, или в краткой ионной форме:

[PtCl6 ]2- + 2Rb + = Rb 2 [PtCl6 ] ↓ .

157

3.7.3. Образец теста14, 15

1. Чему равен заряд комплекса [Hg(NH3)2Cl2], если комплексообразователем является ртуть(II)? 1. 1+; 2. 1-; 3. 0; 4. 2+; 5. 22. Какова степень окисления комплексообразователя в комплексном соединении [Co(en)2(F)2]NO3? 1. +2; 2. -3; 3. +3; 4. -2; 5. +1 3. Чему равно координационное число комплексообразователя в комплексном соединении K3[Cr(C2O4)3]? 1. 6; 2. 8; 3. 3; 4. 4; 5. 2 4. Формула комплекса, название которого «дифтородиоксоиодат(V)-ион», следующая: 1. [F2O2I5]-; 2. [IO2F2]-; 3. [2F2OI5]3-; 4. [IO2F2]5-; 5. [IO2F2]+ 5. Укажите правильное выражение для константы нестойкости комплексного иона в комплексном соединении K[Ag(NCS)2]:

[K + ][Ag + ][NCS- ]2 1. K H = ; [K[Ag(NCS) 2 ]]

[Ag + ][NCS- ]2 2. K H = ; [[Ag(NCS) 2 ]- ]

[[Ag(NCS) 2 ]- ] 3. K H = ; [K[Ag(NCS) 2 ]]

[Ag + ]+[NCS- ]2 4. K H = ; [[Ag(NCS) 2 ]- ]

5. K H =

14

[K[Ag(NCS) 2 ]] . [K + ][Ag + ][NCS- ]2

Правильный ответ на каждый вопрос только один, в ответе указываются только номера пра-

вильных ответов 15

Правильные ответы на стр. 172

158

3.7.4. Методика выполнения работы ОПЫТ 1. ПРОВЕРКА ПРИМЕНИМОСТИ КАЧЕСТВЕННЫХ РЕАКЦИЙ

ПРОСТЫХ ИОНОВ ДЛЯ ОПРЕДЕЛЕНИЯ ИОНОВ-КОМПЛЕКСООБРАЗОВАТЕЛЕЙ. Опыт 1.1

Возьмите две пробирки. В первую пробирку налейте 1 мл раствора хлорида железа(III). Запишите наблюдения (какова окраска раствора хлорида железа(III)). Добавьте туда же 1 мл раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов хлорида железа(III) и гидроксида натрия). Во вторую пробирку налейте 1 мл раствора гексацианоферрата(III) калия. Запишите наблюдения (какова окраска раствора гексацианоферрата(III) калия). Добавьте туда же 1 мл раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения (что наблюдается при смешении растворов гексацианоферрата(III) калия и гидроксида натрия). Опыт 1.2

Возьмите две пробирки. В первую пробирку насыпьте несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) сульфата железа(II) и добавьте туда же 1 мл дистиллированной воды, а затем перемешайте до полного растворения соли. Запишите наблюдения (какова окраска раствора сульфата железа(II)). Добавьте туда же 1 мл раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов сульфата железа(II) и гидроксида натрия). Во вторую пробирку налейте 1 мл раствора гексацианоферрата(II) калия. Запишите наблюдения (какова окраска раствора гексацианоферрата(II) калия). Добавьте туда же 1 мл раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения (что наблюдается при смешении растворов гексацианоферрата(II) калия и гидроксида натрия). 159

Опыт 1.3

Возьмите две пробирки. В первую пробирку налейте 1 мл раствора нитрата ртути(II). Добавьте туда же 1 мл раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов нитрата ртути(II) и гидроксида натрия). Во вторую пробирку налейте 1 мл полученного в опыте 2.4. раствора тетраиодомеркурата(II) калия. Добавьте туда же 1 мл раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения (что наблюдается при смешении растворов тетраиодомеркурата(II) калия и гидроксида натрия). Опыт 1.4

Возьмите две пробирки и положите в каждую из них по грануле металлического олова. В первую пробирку налейте 1 мл раствора сульфата меди(II). Во вторую пробирку налейте 1 мл полученного в опыте 2.5 раствора гидроксида тетраамминмеди(II). Подождите несколько минут, слейте растворы с обеих гранул и запишите наблюдения (что произошло с поверхностью оловянной гранулы в растворе сульфата меди(II) и что – в растворе гидроксида тетраамминмеди(II)). Опыт 1.5

Налейте в пробирку 1 мл раствора сульфата никеля(II). Запишите наблюдения (какова окраска раствора сульфата никеля(II)). Добавьте туда же 1 мл раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов сульфата никеля(II) и гидроксида натрия). Получите у преподавателя раствор сульфата гексаамминникеля(II). Запишите наблюдения (какова окраска раствора сульфата гексаамминникеля(II)). Добавьте к 1 мл этого раствора 1 мл раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения

(что

наблюдается

при

смешении

амминникеля(II) и гидроксида натрия). 160

растворов

сульфата

гекса-

ОПЫТ 2. РАСТВОРЕНИЕ ОСАДКОВ ВСЛЕДСТВИЕ КОМПЛЕКСООБРА-

ЗОВАНИЯ. Опыт 2.1

Налейте в пробирку 2 мл раствора нитрата свинца(II). Добавьте к этому раствору несколько капель раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов нитрата свинца(II) и гидроксида натрия). Продолжайте добавлять туда же по каплям раствор гидроксида натрия, помешивая содержимое пробирки, до полного превращения наблюдаемого продукта первой реакции. Запишите наблюдения (что произошло в пробирке при дальнейшем добавлении раствора гидроксида натрия). Оставьте содержимое пробирки для опыта 3.1. При составлении уравнения второй реакции учтите, что ее продукт содержит анионный гидроксокомплекс, координационное число свинца(II) в котором равно четырем. Опыт 2.2

Налейте в пробирку 2 мл раствора сульфата кадмия(II). Добавьте к этому раствору несколько капель концентрированного раствора гидроксида аммония. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов сульфата кадмия(II) и гидроксида аммония). Продолжайте добавлять туда же по каплям концентрированный раствор гидроксида аммония, помешивая содержимое пробирки, до превращения наблюдаемого продукта первой реакции. Запишите наблюдения (что произошло в пробирке при дальнейшем добавлении раствора гидроксида аммония). Оставьте содержимое пробирки для опыта 3.2. При составлении уравнения второй реакции учтите, что один из ее продуктов содержит катионный аммиакат, координационное число кадмия(II) в котором равно шести.

161

Опыт 2.3

Налейте в пробирку 2 мл раствора сульфата алюминия. Добавьте к этому раствору несколько капель раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов сульфата алюминия и гидроксида натрия). Продолжайте добавлять туда же по каплям раствор гидроксида натрия, помешивая содержимое пробирки, до полного превращения наблюдаемого продукта первой реакции. Запишите наблюдения (что произошло в пробирке при дальнейшем добавлении раствора гидроксида натрия). При составлении уравнения второй реакции учтите, что ее продукт содержит анионный гидроксокомплекс, координационное число алюминия(III) в котором равно четырем.

Опыт 2.4

Налейте в пробирку 2 мл раствора нитрата ртути(II) и добавьте туда же несколько капель раствора иодида калия. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов нитрата ртути(II) и иодида калия). Продолжайте добавлять туда же по каплям раствор иодида калия, помешивая содержимое пробирки, до превращения наблюдаемого продукта первой реакции. Запишите наблюдения (что произошло в пробирке при дальнейшем добавлении раствора иодида калия). Оставьте содержимое пробирки для опытов 1.3 и 3.3. При составлении уравнения второй реакции учтите, что ее продукт содержит анионный иодидный комплекс, координационное число ртути(II) в котором равно четырем.

162

Опыт 2.5

Налейте в пробирку 2 мл раствора сульфата меди(II). Запишите наблюдения (какова окраска раствора сульфата меди(II)). Добавьте туда же несколько капель концентрированного раствора гидроксида аммония. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов сульфата меди(II) и гидроксида аммония). Продолжайте добавлять туда же по каплям концентрированный раствор гидроксида аммония, помешивая содержимое пробирки, до превращения наблюдаемого продукта первой реакции. Запишите наблюдения (что произошло в пробирке при дальнейшем добавлении раствора гидроксида аммония и какова окраска образовашегося раствора). Оставьте содержимое пробирки для опытов 1.4 и 3.4. При составлении уравнения второй реакции учтите, что один из ее продуктов содержит катионный аммиакат, координационное число меди(II) в котором равно четырем.

Опыт 2.6

Налейте в пробирку 1 мл раствора сульфата алюминия и добавляйте туда же по каплям раствор ортофосфата натрия до видимых изменений. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося после добавления раствора ортофосфата натрия). Затем добавляйте туда же по каплям концентрированный раствор гидроксида натрия, помешивая содержимое пробирки, до превращения наблюдаемого продукта первой реакции. Запишите наблюдения (что произошло в пробирке при добавлении раствора гидроксида натрия). При составлении уравнения второй реакции учтите, что один из ее продуктов содержит анионный гидроксокомплекс, координационное число алюминия(III) в котором равно четырем.

163

Опыт 2.7

Налейте в пробирку 2 мл раствора сульфата никеля(II). Запишите наблюдения (какова окраска раствора сульфата никеля(II)). Добавьте туда же несколько капель концентрированного раствора гидроксида аммония. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов сульфата никеля(II) и гидроксида аммония). Продолжайте добавлять туда же по каплям концентрированный раствор гидроксида аммония, помешивая содержимое пробирки, до превращения наблюдаемого продукта первой реакции. Запишите наблюдения (что произошло в пробирке при дальнейшем добавлении раствора гидроксида аммония и какова окраска образовавшегося раствора). Оставьте содержимое пробирки для опыта 3.6. При составлении уравнения второй реакции учтите, что один из ее продуктов содержит катионный аммиакат, координационное число никеля(II) в котором равно шести. Опыт 2.8

Налейте в пробирку 2 мл раствора хлорида кобальта(II). Запишите наблюдения (какова окраска раствора хлорида кобальта(II)). Добавьте туда же несколько капель концентрированного раствора гидроксида аммония. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов хлорида кобальта(II) и гидроксида аммония). Продолжайте добавлять туда же по каплям концентрированный раствор гидроксида аммония, помешивая содержимое пробирки, до превращения наблюдаемого продукта первой реакции. Запишите наблюдения (что произошло в пробирке при дальнейшем добавлении раствора гидроксида аммония и какова окраска образовавшегося раствора). Оставьте содержимое пробирки для опыта 3.7. При составлении уравнения второй реакции учтите, что один из ее продуктов содержит катионный аммиакат, координационное число кобальта(II) в котором равно шести. 164

Опыт 2.9

Налейте в пробирку 2 мл раствора сульфата цинка(II). Добавьте туда же несколько капель раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов сульфата цинка(II) и гидроксида натрия). Продолжайте добавлять туда же по каплям раствор гидроксида натрия, помешивая содержимое пробирки, до полного превращения наблюдаемого продукта первой реакции. Запишите наблюдения (что произошло в пробирке при дальнейшем добавлении раствора гидроксида натрия). Оставьте содержимое пробирки для опыта 3.8. При составлении уравнения второй реакции учтите, что ее продукт содержит анионный гидроксокомплекс, координационное число цинка(II) в котором равно четырем. Опыт 2.10

Налейте в пробирку 2 мл раствора сульфата хрома(III). Запишите наблюдения (какова окраска раствора сульфата хрома(III)). Добавьте туда же несколько капель раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов сульфата хрома(III) и гидроксида натрия). Продолжайте добавлять туда же по каплям раствор гидроксида натрия, помешивая содержимое пробирки, до полного превращения наблюдаемого продукта первой реакции. Запишите наблюдения (что произошло в пробирке при дальнейшем добавлении раствора гидроксида натрия и какова окраска образовавшегося раствора). Оставьте содержимое пробирки для опыта 3.9. При составлении уравнения второй реакции учтите, что ее продукт содержит анионный гидроксокомплекс, координационное число хрома(III) в котором равно четырем.

165

ОПЫТ 3. РЕАКЦИИ РАЗРУШЕНИЯ КОМПЛЕКСОВ Опыт 3.1

Налейте в пробирку 1 мл полученного в опыте 2.1 раствора тетрагидроксоплюмбата(II) натрия и добавляйте туда же по каплям раствор сульфида натрия до видимых изменений. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов тетрагидроксоплюмбата(II) натрия и сульфида натрия). При составлении уравнения реакции учтите, что ее продуктами являются некомплексная соль и щелочь.

Опыт 3.2

Налейте в пробирку 1 мл полученного в опыте 2.2 раствора гидроксида гексаамминкадмия(II) и добавляйте туда же по каплям раствор сульфида натрия до видимых изменений. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов гидроксида гексаамминкадмия(II) и сульфида натрия). При составлении уравнения реакции учтите, что ее продуктами являются некомплексная соль, щелочь и бинарное соединение.

Опыт 3.3

Налейте в пробирку 1 мл полученного в опыте 2.4 раствора тетраиодомеркурата(II) калия и добавляйте туда же по каплям раствор сульфида натрия до видимых изменений. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов тетраиодомеркурата(II) калия и сульфида натрия). При составлении уравнения реакции учтите, что ее продуктами являются три некомплексные соли.

166

Опыт 3.4

Налейте в пробирку 1 мл полученного в опыте 2.5 раствора гидроксида гексаамминмеди(II) и добавляйте туда же по каплям раствор хлороводородной кислоты до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какова окраска раствора, образующегося при смешении растворов гидроксида гексаамминмеди(II) и хлороводородной кислоты). При составлении уравнения реакции учтите, что ее продуктами являются две соли и вода.

Опыт 3.5

Получите у преподавателя в пробирке 1 мл раствора сульфата тетраамминмеди(II). Запишите наблюдения (какова окраска раствора сульфата тетраамминмеди(II)). Добавляйте в пробирку по каплям раствор сульфида натрия до видимых изменений. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов сульфата тетраамминмеди(II) и сульфида натрия). При составлении уравнения реакции учтите, что ее продуктами являются две некомплексные соли и бинарное соединение.

Опыт 3.6

Налейте в пробирку 1 мл полученного в опыте 2.7 раствора гидроксида гексаамминникеля(II) и добавляйте туда же по каплям раствор хлороводородной кислоты до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какова окраска раствора, образующегося при смешении растворов гидроксида гексаамминникеля(II) и хлороводородной кислоты). При составлении уравнения реакции учтите, что ее продуктами являются две соли и вода.

167

Опыт 3.7

Налейте в пробирку 1 мл полученного в опыте 2.8 раствора гидроксида гексаамминкобальта(II) и добавляйте туда же по каплям раствор хлороводородной кислоты до полного изменения окраски. Запишите наблюдения (какова окраска раствора, образующегося при смешении растворов гидроксида гексаамминкобальта(II) и хлороводородной кислоты). При составлении уравнения реакции учтите, что ее продуктами являются две соли и вода.

Опыт 3.8

Налейте в пробирку 1 мл полученного в опыте 2.9 раствора тетрагидроксоцинката(II) натрия и добавляйте туда же по каплям раствор сульфида натрия до видимых изменений. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов тетрагидроксоцинката(II) натрия и сульфида натрия). При составлении уравнения реакции учтите, что ее продуктами являются некомплексная соль и щелочь.

Опыт 3.9

Налейте в пробирку 1 мл полученного в опыте 2.10 раствора тетрагидроксохромата(III) натрия и добавляйте туда же по каплям раствор серной кислоты вплоть до полного растворения образующегося осадка. Запишите наблюдения (какова окраска раствора, образующегося при смешении растворов тетрагидроксохромата(III) натрия и серной кислоты). При составлении уравнения реакции учтите, что ее продуктами являются две соли и вода.

168

ОПЫТ 4. РЕАКЦИИ ОБМЕНА С УЧАСТИЕМ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИ-

НЕНИЙ. Опыт 4.1

Возьмите две пробирки. В первую пробирку насыпьте несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) гексанитрокобальтата(III) натрия и добавьте туда же 3-4 мл дистиллированной воды, а затем перемешайте стеклянной палочкой до полного растворения. Запишите наблюдения (какова окраска раствора гексанитрокобальтата(III) натрия). Во вторую пробирку налейте 1 мл раствора хлорида аммония, затем добавьте туда же 1 мл разбавленной уксусной кислоты и 2 мл раствора гексанитрокобальтата(III) натрия из первой пробирки. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов гексанитрокобальтата(III) натрия и хлорида аммония в уксусно-кислой среде). При составлении уравнения реакции учтите, что кислота в ней непосредственно не участвует. Опыт 4.2

Получите у преподавателя в пробирке 1 мл раствора сульфата гексаамминникеля(II). Запишите наблюдения (какова окраска раствора сульфата гексаамминникеля(II)). Добавьте в пробирку 1 мл насыщенного раствора бромида калия. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов сульфата гексаамминникеля(II) и бромида калия). Опыт 4.3

Налейте в пробирку 1 мл раствора гексацианоферрата(III) калия. Запишите наблюдения (какова окраска раствора гексацианоферрата(III) калия). Добавьте туда же 1 мл раствора сульфата меди(II). Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов гексацианоферрата(III) калия и сульфата меди(II)). 169

Опыт 4.4

Возьмите две пробирки. В первую пробирку насыпьте несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) гексанитрокобальтата(III) натрия и добавьте туда же 34 мл дистиллированной воды, а затем перемешайте стеклянной палочкой до полного растворения. Запишите наблюдения (какова окраска раствора гексанитрокобальтата(III) натрия). Во вторую пробирку налейте 1 мл раствора хлорида калия, затем добавьте туда же 1 мл разбавленной уксусной кислоты и 2 мл раствора гексанитрокобальтата(III) натрия из первой пробирки. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов гексанитрокобальтата(III) натрия и хлорида калия в уксусно-кислой среде). При составлении уравнения реакции учтите, что кислота в ней не участвует. Опыт 4.5

Налейте в пробирку 1 мл раствора гексацианоферрата(II) калия. Запишите наблюдения (какова окраска раствора гексацианоферрата(II) калия). Добавьте туда же 1 мл раствора хлорида железа(III). Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов гексацианоферрата(II) калия и хлорида железа(III)). Опыт 4.6

В пробирку налейте 1 мл раствора гексацианоферрата(III) калия. Запишите наблюдения (какова окраска раствора гексацианоферрата(III) калия). В другую пробирку насыпьте несколько кристаллов (четверть чайной ложечки) сульфата железа(II) и добавьте туда же 2 мл дистиллированной воды, а затем перемешайте стеклянной палочкой до полного растворения соли. Налейте в первую пробирку 1 мл раствора из второй пробирки. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов гексацианоферрата(III) калия и сульфата железа(II)). 170

Опыт 4.7

Налейте в пробирку 1 мл раствора гексацианоферрата(II) калия. Запишите наблюдения (какова окраска раствора гексацианоферрата(II) калия). Добавляйте туда же по каплям концентрированный раствор хлорида водорода до видимых изменений. Запишите наблюдения (каковы агрегатное состояние и цвет вещества, образующегося при смешении растворов гексацианоферрата(II) калия и хлорида водорода). 3.7.5. Содержание отчета

1. Название работы. 2. Цель работы. 3. Описание наблюдений. 4. Молекулярные, полные и краткие ионные уравнения всех протекающих реакций. 5. Объяснение того, какие именно ионы придают растворам те или иные окраски. 6. Для опытов 1 – выводы о том, протекают ли в растворах комплексных соединений качественные реакции ионов-комплексообразователей, характерные для этих ионов в растворах некомплексных веществ. 7. Для опытов 2 – обобщенные выводы о том, действием каких растворов можно перевести осадки каких веществ в раствор вследствие комплексообразования. 8. Для опытов 3 – обобщенные выводы о том, чем в данном случае вызвано разрушение комплекса (связыванием чего [комплексообразователей или лигандов] во что [в осадок или в более слабый электролит, чем исходный комплекс]). 9. Для опытов 4 – выводы о том, какие именно ионы участвуют в данных реакциях и какие вещества (осадки или слабые электролиты) в них образуются. 171

4. ОТВЕТЫ НА ОБРАЗЦЫ ТЕСТОВ Номер вопроса

1

2

3

4

5

Номер правильного ответа для 3.1.3

2

3

4

1

5

Номер правильного ответа для 3.2.3

3

5

5

1

3

Номер правильного ответа для 3.3.3

4

1

3

5

4

Номер правильного ответа для 3.4.3

1

2

4

5

1

Номер правильного ответа для 3.5.3

4

5

2

4

1

Номер правильного ответа для 3.6.3

2

4

2

3

5

Номер правильного ответа для 3.7.3

3

3

1

2

2

172

СОДЕРЖАНИЕ

1. ОБЩИЕ УКАЗАНИЯ....................................................................................... 3 2. БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК............................................................. 4 3. ОПИСАНИЕ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ ...................................................... 5 3.1.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ ................................ 5

3.1.1. Цель работы ......................................................................................... 5 3.1.2. Основные теоретические положения ................................................. 5 3.1.3. Образец теста ..................................................................................... 14 3.1.4. Методика выполнения работы.......................................................... 15 3.1.5. Содержание отчета ............................................................................ 27 3.2.

РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ................................. 28

3.2.1. Цель работы ....................................................................................... 28 3.2.2. Основные теоретические положения ............................................... 28 3.2.3. Образец теста ..................................................................................... 38 3.2.4. Методика выполнения работы.......................................................... 39 3.2.5. Содержание отчета ............................................................................ 47 3.3.

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. pH-МЕТРИЯ............ 48

3.3.1. Цель работы ....................................................................................... 48 3.3.2. Основные теоретические положения ............................................... 48 3.3.3. Образец теста ..................................................................................... 55 3.3.4. Методика выполнения работы.......................................................... 56 3.3.5. Содержание отчета ............................................................................ 64 173

3.4.

ГИДРОЛИЗ. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ ...................... 65

3.4.1. Цель работы ....................................................................................... 65 3.4.2. Основные теоретические положения ............................................... 65 3.4.3. Образец теста ..................................................................................... 77 3.4.4. Методика выполнения работы.......................................................... 78 3.4.5. Содержание отчета ............................................................................ 86 3.5.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ ............. 87

3.5.1. Цель работы ....................................................................................... 87 3.5.2. Основные теоретические положения ............................................... 87 3.5.3. Образец теста ................................................................................... 107 3.5.4. Методика выполнения работы........................................................ 108 3.6. ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ ............................................................ 121 3.6.1. Цель работы ..................................................................................... 121 3.6.2. Основные теоретические положения ............................................. 121 3.6.3. Образец теста ................................................................................... 132 3.6.4. Методика выполнения работы........................................................ 133 3.6.5. Содержание отчета .......................................................................... 141 3.7.

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ................................................... 142

3.7.1. Цель работы ..................................................................................... 142 3.7.2. Основные теоретические положения ............................................. 142 3.7.3. Образец теста ................................................................................... 158 3.7.4. Методика выполнения работы........................................................ 159 3.7.5. Содержание отчета .......................................................................... 171 4. ОТВЕТЫ НА ОБРАЗЦЫ ТЕСТОВ............................................................. 172 174

Редактор И.Н. Садчикова Сводный темплан 2007 г. ЛР № 020308 от 14.02.97 Санитарно-эпидемиологическое заключение № 78.01.07.953.П.005641.11.03 от 21.11.2003г. Подписано в печать 2.05.2007. Формат 60х84 1/16 Б. кн.- журн. П.л. 11,0 Б.л. 22 Изд-во СЗТУ. Тираж 100. Заказ Северо-Западный государственный заочный технический университет Издательство СЗТУ, член Издательско-полиграфической ассоциации университетов России 191186 Санкт-Петербург, ул. Миллионная, д.5 175