Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Восточно-Сибирский государственный

технологический университет» (ГОУ ВПО ВСГТУ)

Б.Д. Охинов, Д.М. Балданова, И.А. Бубеева

ПРАКТИКУМ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

Учебное пособие

Улан-Удэ Издательство ВСГТУ

2006

2

УДК 54 (075.3) ББК 24.1 я73

О922

Печатается по решению редакционно-издательского сове-та Восточно-Сибирского государственного технологиче-ского университета

Рецензенты

д-р хим. наук, проф., член-кор. РАЕН, зав. кафедрой «Общая и неорганическая химия» БГУ Ж.Г. Базарова

канд. техн. наук, доц., зам. зав. кафедрой «Неоргани-ческая и аналитическая химия» И.А. Алексеева

Охинов Б.Д., Балданова Д.М., Бубеева И.А. О922 Практикум по общей химии: Учебное пособие.

– Улан-Удэ: Изд-во ВСГТУ, 2006. – 120 с. ISBN 5-89230-252-0

В данном издании изложены наиболее распространенные темы лабораторных работ по общей химии, а также необходи-мый теоретический материал.

Учебное пособие предназначено для студентов техноло-ги-ческих специальностей ВСГТУ.

Ключевые слова: практикум, общая химия, лабораторная работа, химический эквивалент.

ISBN 5-89230-252-0 ББК 24.1 я73 © Б.Д. Охинов с соавт., 2006

© ВСГТУ, 2006

3

ОБЩИЕ ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ

1. До начала занятия необходимо внимательно ознако-миться с темой работы, используя методические указания, учеб-ники и конспект лекций.

2. В химической лаборатории следует работать в халате. 3. В лаборатории категорически запрещается принимать

пищу, курить, включать или выключать рубильники, а также трогать приборы, не относящиеся к данной работе.

4. Рабочее место необходимо содержать в чистоте, не за-громождая его предметами, не относящимися к данной работе.

5. Реактивы, пролитые или рассыпанные на столе или на полу, следует тотчас же нейтрализовать и убрать.

6. Лишние книги, журналы и тетради не должны нахо-диться на рабочем столе. Методические пособия, рабочие тетра-ди следует оберегать от попадания на них воды, кислот, щелочей и других химических реактивов.

7. Реактивы, предназначенные для общего пользования, нельзя уносить на свое рабочее место.

8. Если реактив взят в избытке или полностью не израсхо-дован, категорически воспрещается выливать его обратно в склянку с реактивом.

9. После окончания работы необходимо убрать рабочее место, отключить электрические приборы, закрыть воду.

10. Категорически запрещается проводить опыты, не отно-сящиеся к данной работе.

4

ТЕХНИКА БЕЗОПАСНОСТИ И МЕРЫ ПРЕДОСТОРОЖНОСТИ

1. Все опыты, связанные с применением или образованием ядовитых или вредных веществ, следует проводить только в вы-тяжном шкафу при включенной вентиляции.

2. Запрещается проводить опыты со всевозможными взрывчатыми или огнеопасными смесями. Опыты с небольшими количествами (1-2 мл) легко воспламеняющихся веществ необ-ходимо проводить вдали от открытого огня или включенных на-гревательных приборов.

3. При нагревании или кипячении в пробирке необходимо пользоваться держателями и следить за тем, чтобы отверстие пробирки не было направлено в сторону самого работающего или соседа. Это особенно важно соблюдать при нагревании кон-центрированных растворов кислот и щелочей.

4. Не следует наклоняться над сосудом, в котором проис-ходит нагревание или кипячение жидкости, во избежание попа-дания брызг в лицо или глаза.

5. При необходимости определить запах выделяющихся паров или газов нельзя вдыхать их непосредственно из рабочего сосуда. Необходимо легкими движениями руки направить пары или газы к себе и осторожно вдохнуть.

6. При разбавлении концентрированных кислот или щело-чей следует небольшими порциями вливать кислоту или щелочь в воду, а не наоборот.

7. Зажженную спиртовую горелку категорически запреща-ется наклонять во избежание «проскока» пламени внутрь горел-ки.

8. Если была разлита легко воспламеняющаяся жидкость, следует тотчас же погасить все находящиеся поблизости горел-ки, засыпать разлитую жидкость песком, собрать его и перене-сти в предназначенную для этого емкость.

ОКАЗАНИЕ ПЕРВОЙ ПОМОЩИ

5

1. При воспламенении горючей жидкости на одежде рабо-тающего необходимо немедленно погасить пламя на пострадав-шем, завернув его в шерстяное или проасбестованное одеяло.

2. При ожогах концентрированными растворами кислот пораженное место следует промыть сильной струей холодной воды в течение нескольких минут, затем 2-3%-ным раствором соды, после чего наложить повязку, смоченную 1-2%-ным рас-твором перманганата калия. При сильных ожогах следует после оказания первой помощи обратиться к врачу.

3. При ожогах концентрированными растворами щелочей пораженное место следует промыть большим количеством хо-лодной воды до тех пор, пока кожа перестанет казаться скольз-кой, затем 1-2%-ным раствором борной или уксусной кислоты, после чего наложить повязку, смоченную спиртовым раствором танина или 1-2%-ным раствором перманганата калия.

4. При термических ожогах пострадавшее место необхо-димо многократно смочить раствором перманганата калия и спиртом, затем смазать мазью от ожогов.

5. При попадании какого-либо химического реактива в глаза следует промыть их обильным количеством воды и немед-ленно обратиться к врачу.

6. При отравлении газообразными веществами следует не-медленно вывести пострадавшего на свежий воздух, а затем на-править к врачу.

7. При отравлении соединениями мышьяка или ртути не-обходимо немедленно обратиться к врачу.

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

6

Классификация неорганических веществ В неорганической химии индивидуальные вещества при-

нято делить на две группы: группу простых веществ и группу сложных веществ, различающихся между собой по химическо-му составу.

Простыми называются вещества, состоящие из атомов од-ного химического элемента, например кислород 2O , водород

2H , металлическое железо Fe , ромбическая сера S . Сложные вещества (химические соединения) состоят из атомов двух или более химических элементов. Примерами сложных веществ мо-гут послужить поваренная соль NaCl , едкий кали KOH , амми-ачная селитра 34 NONH , плавиковая кислота HF . В свою оче-редь, сложные вещества подразделяются на несколько классов, такие как оксиды, кислоты, основания, соли и др.

Оксиды

Оксиды – это бинарные соединения (т.е. сложные вещест-ва, состоящие из атомов двух химических элементов), содержа-щие в своем составе кислород.

Оксиды подразделяются на две группы: солеобразующие и несолеобразующие. Каждую группу, в свою очередь, подразде-ляют на несколько подгрупп. К несолеобразующим оксидам принадлежат пероксиды, солеобразные и безразличные оксиды.

Группа солеобразующих оксидов включает в себя основ-ные, кислотные и амфотерные оксиды. К основным относятся оксиды типичных металлов, а также оксиды переходных метал-лов в низких степенях окисления, например негашеная известь CaO , жженая магнезия MgO , свинцовый глет PbO , моноок-сид хрома CrO . Им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований. В подгруппу кислотных оксидов входят, прежде всего, оксиды неметаллов, а также оксиды переходных металлов в высоких степенях окисления, например фосфорный ангидрид 52OP , сернистый газ 2SO , триоксид хрома 3CrO , кварцевый песок 2SiO . Этим оксидам соответствуют гидрокси-ды, проявляющие свойства кислот. Амфотерные оксиды обла-дают двойственной природой, и им соответствуют гидроксиды,

7

проявляющие как свойства оснований, так и свойства кислот. К амфотерным оксидам относятся, прежде всего, 32OAl , 32OCr , ZnO , BeO , а также ряд других оксидов.

Свойства несолеобразующих оксидов рассматриваются в разделах, посвященных химии соответствующих элементов. По-этому ограничимся основными способами получения и наиболее важными химическими свойствами солеобразующих оксидов.

Основные способы получения 1. Окисление простых веществ кислородом:

MgO2OMg2 2 =+ ;

522 OP2O5P4 =+ . Этот метод практически неприменим в случае щелочных и

щелочноземельных металлов*, которые при окислении дают, как правило, пероксиды:

222 ONaONa2 =+ ;

22 BaOOBa =+ . 2. Обжиг сульфидов:

22 SO2CuO2O3CuS2 +=+ ;

2322 SO4OFe2O7FeS4 +=+ . Метод неприменим для сульфидов активных металлов,

окисляющихся до сульфатов: 4222 SONaO2SNa =+ .

3. Термическое разложение (пиролиз) слабых оснований: OHCuO)OH(Cu 2

t2

o

+→ ;

OH3OFe)OH(Fe2 232t

3

o

+→ . Метод неприменим для получения оксидов металлов, об-

разующих сильные основания, поскольку щелочи практически не подвержены пиролизу.

4. Термическое разложение (пиролиз) солей кислородсо-

* Щелочные металлы – элементы, находящиеся в главной под-

группе I группы Периодической таблицы: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Щелоч-ноземельные металлы – элементы, находящиеся в главной подгруппе II группы Периодической таблицы, начиная с кальция: Ca, Sr, Ba, Ra.

8

держащих кислот:

2t

3 COBaOBaCOo

+→ ;

22t

23 ONO4CuO2)NO(Cu2o

++→ ;

3t

4 SOPbOPbSOo

+→ . Термическому разложению подвергаются главным обра-

зом соли тяжелых металлов, выделяющие в качестве одного из продуктов реакции какое-либо летучее соединение.

Химические свойства основных оксидов 1. Соединение с кислотными или амфотерными оксидами:

32 BaSiOSiOBaO =+ ;

2232 )AlO(MgOAlMgO =+ . 2. Взаимодействие с кислотами:

OHCuSOSOHCuO 2442 +=+ ; OHAgNO2HNO2OAg 2332 +=+ .

3. Взаимодействие с водой с образованием оснований: 22 )OH(CaOHCaO =+ ;

NaOH2OHONa2 22 =+ . В эту реакцию вступают оксиды щелочных и щелочнозе-

мельных металлов, а также оксид магния. В последнем случае взаимодействие идет только при сильном нагревании.

Химические свойства кислотных оксидов 1. Взаимодействие с водой с образованием кислородсо-

держащих кислот: 4223 SOHOHSO =+ ;

43252 POH2OH3OP =+ . В данную реакцию вступает подавляющее большинство

кислотных оксидов, лишь некоторые из них (например диоксид кремния 2SiO ) не способны к соединению с водой.

2. Соединение с основными или амфотерными оксидами: 32 CaSiOCaOSiO =+ ;

43252 AlPO2OAlOP =+ . 3. Взаимодействие с основаниями:

9

OH)NO(Ca)OH(CaON 223252 +=+ ; OHCONaNaOH2CO 2322 +=+ .

Химические свойства амфотерных оксидов. Амфотер-ные оксиды характеризуются двойственной природой: они од-новременно способны к реакциям, в которые вступают как ос-новные, так и кислотные оксиды. Например, они могут реагиро-вать и с кислотами, и с основаниями:

OH3AlCl2HCl6OAl 2332 +=+ ; [ ]4232 )OH(AlNa2OH3NaOH2OAl =++ .

Основания (гидроксиды металлов)

Основания – это сложные вещества, которые состоят из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп.

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: силь-ные (щелочи) и слабые. Основное различие между ними заклю-чается в том, что концентрация гидроксильных групп −OH в растворах щелочей достаточно высока, для слабых оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень ма-ла. Вследствие этого сильные основания характеризуются высо-кой химической активностью, тогда как активность слабых ос-нований в большинстве случаев незначительна: чем выше кон-центрация гидроксильных групп, тем активнее основание.

Получение оснований 1. Обменные реакции между растворимыми солями и дру-

гими основаниями. При помощи этих реакций можно получить как нерастворимые, так и растворимые основания:

4224 SOK)OH(CuKOH2CuSO +↓=+ ; ↓+=+ 3232 BaCOKOH2)OH(BaCOK .

Чаще всего эту реакцию используют для получения нерас-творимых оснований.

2. Сильные основания в промышленности получают элек-тролизом водных растворов хлоридов соответствующих метал-лов:

22ток.эл

2 ClHNaOH2OH2NaCl2 ++ →+ ;

10

22ток.эл

2 ClHKOH2OH2KCl2 ++ →+ . Данный способ примечателен тем, что в качестве продук-

тов реакции наряду с щелочами образуются водород и хлор, ши-роко применяемые в химической промышленности.

3. Щелочи можно получить взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

22 HLiOH2OH2Li2 +=+ ; LiOH2OHOLi 22 =+ ;

222 H)OH(CaOH2Ca +=+ ;

22 )OH(CaOHCaO =+ . Последняя реакция широко применяется в быту под на-

званием «гашение извести». Химические свойства оснований 1. Реакция с кислотами (реакция нейтрализации):

OHNaNOHNONaOH 233 +=+ ; OH2CuSOSOH)OH(Cu 24422 +=+ .

2. Реакция с кислотными или амфотерными оксидами: OH3PONa2OPNaOH6 24352 +=+ ;

[ ]422 )OH(ZnKOHZnOKOH2 =++ . 3. Термическое разложение:

OH3OFe)OH(Fe2 232t

3

o

+→ ;

OHNiO)OH(Ni 2t

2

o

+→ . В эту реакцию вступают трудно растворимые в воде осно-

вания. 4. Растворы щелочей реагируют с некоторыми неметалла-

ми (галогенами, белым фосфором, кремнием): OH3KClOKCl5Cl3KOH6 23

t2

o

++→+ ;

OHKClOKClClKOH2 2холодуна

2 ++ →+ ;

2232 POKH3PHOH3P4KOH3 +=++ ;

2322 H2SiONaOHSiNaOH2 +=++ . 5. Растворимые в воде основания способны вступать в ре-

акцию обмена с растворимыми солями при условии, что одним

11

из продуктов реакции будет малорастворимое соединение: ↓+=+ 3434 )OH(AlClNH3AlClOHNH3 ;

↓+=+ 2424 )OH(CuSOKCuSOKOH2 . Эта реакция часто применяется для получения нераство-

римых в воде оснований. 6. Щелочи реагируют с амфотерными металлами:

242 H3])OH(Al[Na2OH6Al2NaOH2 +=++ ;

2422 H])OH(Zn[KOH2ZnKOH2 +=++ . 7. Амфотерные основания, обладающие двойственной

природой, взаимодействуют как с кислотами, так и с сильными основаниями:

[ ]422 )OH(ZnKKOH2)OH(Zn =+ ; OH2ZnClHCl2)OH(Zn 222 +=+ .

Кислоты

Кислоты – это сложные вещества, содержащие в своем составе ион водород, способный замещаться катионом металла, вследствие чего образуются соли.

Кислоты обычно подразделяются на две группы: сильные и слабые. В растворах сильных кислот из-за практически полной диссоциации молекул концентрация катионов водорода +H вы-сока, что влияет на химическую активность кислоты: чем выше концентрация катионов водорода в растворе кислоты, тем ак-тивнее кислота. Поэтому сильные кислоты химически очень реакционноспособны. Слабые кислоты претерпевают незначи-тельную диссоциацию, что обуславливает их малую химическую активность. Иногда среди кислот выделяют третью группу – ки-слоты средней силы, которые по своей химической активности занимают промежуточное положение между сильными и слабы-ми кислотами.

Основные способы получения кислот 1. Бескислородные кислоты получают при непосредствен-

ном взаимодействии неметаллов с водородом: HCl2ClH 22 =+ ; SHSH 22 =+ .

12

2. Кислородсодержащие кислоты можно получить в ре-зультате соединения кислотных оксидов с водой:

3222 SOHOHSO =+ ;

43252 POH2OH3OP =+ . 3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кисло-

ты образуются по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

HBr2BaSOSOHBaBr 4422 +↓=+ ;

4224 SOHCuSSHCuSO +↓=+ . Химические свойства кислот. Ион водорода кислоты

может, с одной стороны, восстанавливаться до молекулярного водорода (окислительно-восстановительное взаимодействие), а с другой – может вступать в реакции соединения с отрицательно заряженными ионами, например с гидроксильными группами (кислотно-основное взаимодействие). Кроме того, как катион водорода, так и анион кислотного остатка способны вступать в ионно-обменное взаимодействие.

1. Взаимодействие с металлами (окислительно-восстанови-тельное взаимодействие):

а) металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водо-рода, вытесняют водород из растворов кислот (исключение – азотная и концентрированная серная кислоты):

22 HZnClHCl2Zn +=+ ;

24)разб(42 HFeSOSOHFe +=+ ; б) металлы, стоящие в ряду напряжений правее водоро-

да, водород из растворов большинства кислот не вытесняют: ≠+ HClCu

в) взаимодействие металлов с азотной и концентриро-ванной серной кислотами описывается схемами:

– с тяжелыми металлами ( n – валентность металла): OHNO)NO(MeMeHNO 22n3)конц(3 ++→+ ;

OHNO)NO(MeMeHNO 2n3)разб(3 ++→+ ;

OHSO)SO(MeMeSOH 22n42)конц(42 ++→+ ; – с активными металлами ( n – валентность металла):

13

OHON)NO(MeMeHNO 22n3)конц(3 ++→+ ;

OHNONH)NO(MeMeHNO 234n3)разб(3 ++→+ ;

OHSH)SO(MeMeSOH 22n42)конц(42 ++→+ . 2. Реакция нейтрализации (кислотно-основное взаимодей-

ствие): OHNaClNaOHHCl 2+=+ ;

OH2SOKKOH2SOH 24242 +=+ . 3. Реакция с основными или амфотерными оксидами:

OH)NO(CuCuOHNO2 2233 +=+ ; OH3)SO(AlOAlSOH3 23423242 +=+ .

4. Реакция с солями (ионно-обменное взаимодействие): HCl2BaSOBaClSOH 4242 +↓=+ ;

OHCOCaClCaCOHCl2 2223 +↑+=+ ; COOHCHNaClHClCOONaCH 33 +=+ .

Непременным условием протекания последней реакции является либо выпадение осадка, либо выделение газа, либо об-разование хорошо растворимого слабодиссоциирующего веще-ства.

Соли

С точки зрения теории электролитической диссоциации соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотного остатка.

Соли принято делить на три группы: средние, кислые и ос-новные. В средних солях все ионы водорода соответствующей кислоты замещены на ионы металла. Например, если в молекуле серной кислоты 42SOH оба иона водорода заместить катиона-ми натрия, то образуется средняя соль – сульфат натрия

42SONa . В кислых солях наблюдается частичное замещение ионов водорода. Пример: если в той же серной кислоте заменить только один ион водорода на катион натрия, то образуется кис-лая соль – гидросульфат натрия 4NaHSO . Основные соли сле-дует рассматривать как продукты неполного замещения групп

14

−OH соответствующего основания на кислотные остатки. Если в гидроксиде алюминия 3)OH(Al заменить две из трех гидро-ксогрупп на нитрат-анионы (остатки азотной кислоты), получа-ется основная соль – гидроксонитрат алюминия 23)NO)(OH(Al .

Существуют также некоторые другие типы солей: двой-ные, смешанные и комплексные. Двойные соли содержат два раз-ных катиона и один анион, например доломит – двойной карбо-нат кальция и магния 33 MgCOCaCO ⋅ , алюмокалиевые квасцы – двойной сульфат калия и алюминия 24 )SO(KAl . Смешанные соли, наоборот, состоят из одного катиона и двух разных анио-нов. Примерами таких солей могут послужить хлорная известь – смешанный гипохлорит и хлорид кальция Cl)OCl(Ca , фтороа-патит – смешанный фосфат и фторид кальция

2243 CaF)PO(Ca3 ⋅ . Комплексные соли будут рассматриваться в разделе «Комплексные соединения».

Получение средних солей. Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены из практически любого класса как простых, так и сложных веществ.

1. Соединение металлов с неметаллами: 22 MgClClMg =+ ;

AgBr2BrAg2 2 =+ . Этот способ пригоден для получения солей, не содержа-

щих в своем составе атомов кислорода. 2. Взаимодействие металлов с кислотами:

22 HZnClHCl2Zn +=+ ; OH3NONH)NO(Mg4HNO10Mg4 23423)разб(3 ++=+ .

3. Взаимодействие металлов с растворами солей: HgCuClHgClCu 22 +=+ ;

Ag2)NO(ZnAgNO2Zn 233 +=+ . Реакция возможна при выполнении следующих условий:

исходный металл должен быть активнее образующегося метал-ла; исходный металл не должен обладать прочной оксидной

15

пленкой. 4. Взаимодействие основных или амфотерных оксидов с

кислотами: OHCaClHCl2CaO 22 +=+ ;

OH3)NO(Cr2HNO6OCr 233332 +=+ . 5. Взаимодействие кислотных или амфотерных оксидов с

основаниями: OHCaCO)OH(CaCO 2322 +=+ ;

OHKAlO2KOH2OAl 22)расплав(32 +=+ . 6. Взаимодействие кислот с основаниями:

OH2SONaNaOH2SOH 24242 +=+ ; OH3FeCl)OH(FeHCl3 233 +=+ .

7. Соединение кислотных оксидов с основными или амфо-терными оксидами:

32 CaCOCaOCO =+ ;

342323 )SO(AlOAlSO2 =+ . 8. Обменная реакция между растворами солей:

33 NaNOAgClNaClAgNO +↓=+ ;

↓+=+ ZnSSOKSKZnSO 4224 . 9. Взаимодействие растворимых солей с растворимыми

основаниями:

4224 SONa)OH(CuNaOH2CuSO +↓=+ ; OHNHKClKOHClNH 234 +↑+=+ .

10. Взаимодействие солей с кислотами: HF2SONaSOHNaF2 4242 +=+ ;

OHCOMgClHCl2MgCO 2223 +↑+=+ . Химические свойства средних солей 1. Соли аммония, а также некоторые соли малоактивных

металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы прояв-ляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются:

16

2t

3 COCaOCaCOo

+→ ;

22t

32 OCO2Ag4COAg2o

++→ ;

HClNHClNH 3t

4

o

+→ ;

2232t

4 OSO4OFe2FeSO4o

++→ ;

22t

23 ONO4CuO2)NO(Cu2o

++→ ;

OH2ONNONH 22t

34

o

+→ . 2. Соли вступают в реакции ионного обмена, если при

этом образуется осадок или выделяется газ: а) с растворимыми основаниями реагируют соли, катио-

нам металлов которых соответствуют нерастворимые основания:

4224 SOK)OH(FeKOH2FeSO +↓=+ ; NaCl3)OH(AlNaOH3AlCl 33 +↓=+ .

В реакцию с растворимыми основаниями также вступают соли аммония. В этом случае реакция сопровождается выделе-нием газообразного аммиака:

OHNHKNOKOHNONH 23334 +↑+=+ ;

OH2NH2BaSO)OH(BaSO)NH( 2342424 +↑+=+ ; б) с кислотами взаимодействуют соли, катионы которых

образуют с анионом новой кислоты труднорастворимую соль: HCl2BaSOSOHBaCl 4422 +↓=+ ;

3223 HNO2SAgSHAgNO2 +↓=+ ; в) кроме того, с кислотами реагируют соли, анионы ко-

торых отвечают неустойчивым или летучим кислотам: ↑++=+ 2232 COOHNaCl2HCl2CONa ;

↑+=+ HClNaHSOSOHNaCl 4)конц(42)тв( ; г) также с кислотами реагируют соли, анионы которых

отвечают малорастворимой кислоте: NaCl2SiOHHCl2SiONa 3232 +↓=+ ;

д) взаимодействие между солями и кислотами возможно и в том случае, когда одним из продуктов реакции будет хорошо

17

растворимая слабая кислота: COOHCHNaClHClCOONaCH 33 +=+ ;

е) растворимые соли способны взаимодействовать меж-ду собой, если одна из образующихся новых солей плохо рас-творима или разлагается водой (подвергается полному гидроли-зу):

↓+=+ AgClNaNONaClAgNO 33 ;

232323 CO3NaCl6)OH(Al2OH3CONa3AlCl2 ++=++ . 3. Соли вступают в реакцию с металлами, если металл, ко-

торому соответствует катион соли, находится в ряду напряже-ний правее реагирующего свободного металла:

CuFeClCuClFe 22 +=+ . 4. Соли подвергаются гидролизу. Подробно этот процесс

описан в разделе «Гидролиз солей». Кислые и основные соли. Кислые соли являются продук-

тами неполного замещения ионов водорода в кислоте на катио-ны металла. По международной номенклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозначается приставкой гидро- перед названием соответствующего кислотного остатка. Напри-мер, кислая соль NaHS будет называться гидросульфид натрия. Другие примеры: 3KHSiO – гидросиликат калия, 42PONaH – дигидрофосфат натрия.

Основные соли можно представить как продукт частично-го замещения гидроксильных групп в соответствующем основа-нии на анионы кислотных остатков. В соответствии с междуна-родной номенклатурой гидроксильная группа −OH , входящая в состав основной соли, обозначается приставкой гидроксо- перед названием соответствующего кислотного остатка. Примеры:

Cl)OH(Mg – гидроксохлорид магния, 32 CO)CuOH( – гидро-ксокарбонат меди, 32 NO)OH(Al – дигидроксонитрат алюми-ния.

Способы получения и свойства. Кислые соли могут быть получены либо неполной нейтрализацией кислот, либо действи-ем избытка кислот на средние соли, основания или основные (амфотерные) оксиды:

18

OHNaHSOSOHNaOH 2442 +=+ ;

44242 NaHSO2SOHSONa =+ ; OH3)HSO(AlSOH3OAl 2344232 +=+ .

Основные соли часто получаются при осторожном добав-лении небольших количеств щелочей к растворам средних со-лей, имеющих катион малорастворимого основания, или при действии солей слабых кислот на средние соли, образованных катионом слабого основания:

NaCl2NO)OH(AlNaOH2)NO(Al 3233 +=+ ; NaCl4COCO)MgOH(OHCONa2MgCl2 2322322 ++=++ .

Химические свойства кислых и основных солей отличают-ся от свойств средних солей тем, что кислые соли вступают так-же во все реакции, характерные для кислот, а основные соли – во все реакции, характерные для оснований. Например, гидро-сульфат натрия 4NaHSO (кислая соль) подобно серной кислоте взаимодействует с щелочами с образованием средних солей:

OHSONaNaOHNaHSO 2424 +=+ . Другой пример: гидроксохлорид магния (основная соль),

как и основания, реагирует с кислотами: OHMgClHClCl)OH(Mg 22 +=+ .

Кислые и основные соли могут взаимодействовать между собой с образованием средних солей:

OH2MgSO3)HSO(MgSO)MgOH( 242442 +=+ . Кроме того, большинство кислых и основных солей разла-

гается при нагревании: OHCOCONaNaHCO2 2232

t3

o

++→ ;

OHCOCuO2CO)CuOH( 22t

32

o

++→ ;

OHOPKHPOK2 2724t

42

o

+→ . Лабораторная работа

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Раздел 1. Оксиды, их получение и свойства

19

Опыт 1. Получение оксидов взаимодействием простых веществ. В металлическую ложечку поместите небольшое ко-личество красного фосфора и нагрейте его на пламени горелки. После прекращения реакции растворите содержимое ложечки в стакане с дистиллированной водой. Используя индикаторную бумагу, определите реакцию среды раствора. Напишите уравне-ния реакций и объясните изменение цвета индикаторной бумаги.

Опыт 2. Получение оксидов разложением солей. В сухую пробирку поместите небольшое количество гидроксокар-боната меди 32 CO)CuOH( . Нагрейте пробирку до полного раз-ложения соли. Отметьте агрегатное состояние продуктов реак-ции. Напишите уравнение реакции.

Опыт 3. Получение оксидов разложением гидроксидов. В пробирку поместите 5-6 капель раствора сульфата меди (или хлорида меди) и добавьте такой же объем .н2 раствора щелочи. Что наблюдается? Содержимое пробирки нагрейте до изменения цвета осадка. Напишите уравнения происходящих реакций. Объ-ясните изменение цвета осадка в результате нагревания.

Опыт 4. Отношение оксидов к воде. 1. Небольшое количество оксида кальция поместите в про-

бирку, налейте в нее дистиллированной воды до полного рас-творения оксида кальция. К раствору добавьте несколько капель раствора фенолфталеина и зафиксируйте изменение цвета инди-катора. Запишите уравнение реакции. Объясните изменение ок-раски раствора и различную реакцию среды растворов в данном опыте и опыте 1.

2. Небольшое количество оксида магния поместите в про-бирку, налейте в нее дистиллированной воды и содержимое на-грейте до кипения. К раствору добавьте несколько капель рас-твора фенолфталеина. Напишите уравнение реакции и объясните изменение окраски раствора. Сравните условия растворения ок-сидов кальция и магния.

3. Проделайте то же самое с небольшим количеством ок-сида меди. Объясните различное отношение к воде оксидов кальция, магния, меди.

Опыт 5. Взаимодействие оксидов с кислотами и осно-ваниями.

20

1. В пробирку поместите небольшое количество оксида меди и прилейте 3-4 мл .н2 раствора серной кислоты. Содер-жимое пробирки нагрейте до кипения. Напишите уравнение ре-акции и объясните наблюдаемые явления.

2. В пробирку с известковой водой (раствором гидроксида кальция) опустите газоотводную трубку аппарата Киппа. От-кройте кран аппарата и пропускайте углекислый газ до появле-ния осадка. Напишите уравнение реакции и объясните образова-ние осадка.

3. В одну из двух пробирок поместите небольшое количе-ство оксида меди, а во вторую – приблизительно такое же коли-чество оксида цинка. Затем в каждую пробирку прилейте по 3-4 мл концентрированного раствора щелочи. Обе пробирки нагрей-те в пламени горелки до кипения. Напишите уравнение проте-кающей реакции. Объясните различное отношение оксидов меди и цинка к щелочи.

Раздел 2. Кислоты и основания, их получение и свойства Опыт 6. Получение растворимого в воде основания. В

фарфоровую чашечку налейте до половины объема дистиллиро-ванной воды. Из банки извлеките пинцетом небольшой кусочек щелочного или щелочноземельного металла, очистите его фильтровальной бумагой от масла и опустите в чашку с водой. После окончания взаимодействия в полученный раствор добавь-те несколько капель фенолфталеина. Напишите уравнение реак-ции и объясните изменение окраски раствора.

Опыт 7. Получение кислоты взаимодействием солей с сильными кислотами. Поместите в пробирку небольшое коли-чество кристаллического ацетата натрия и прилейте к нему 3-4 мл .н2 раствора серной кислоты. Содержимое пробирки тща-тельно перемешайте. Один из продуктов реакции можно опреде-лить по запаху. Напишите уравнение реакции.

Опыт 8. Получение нерастворимого основания взаимо-действием соли со щелочью. В пробирку поместите 6-8 капель раствора сульфата (или хлорида) алюминия и добавьте по кап-лям .н2 раствор щелочи (или разбавленный раствор гидроксида аммония OHNH 4 ) до появления осадка. Напишите уравнение

21

реакции и объясните образование осадка. Осадок сохраните для опыта 10.

Опыт 9. Взаимодействие кислот с металлами. В про-бирку поместите небольшой кусочек металлического цинка и добавьте к нему 3-4 мл .н2 раствора соляной кислоты. Напи-шите уравнение реакции и объясните наблюдаемые явления.

Опыт 10. Свойства амфотерных гидроксидов. Исполь-зуется осадок из опыта 8. Содержимое пробирки взболтайте и вместе с осадком разлейте в две пробирки. В первую пробирку добавьте разбавленный раствор соляной (или серной) кислоты, во вторую – концентрированный раствор щелочи. Напишите уравнения происходящих реакций.

Раздел 3. Соли, их получение и свойства

Опыт 11. Получение средних солей реакцией нейтрали-зации. Налейте в фарфоровую чашечку несколько мл .н2 рас-твора гидроксида натрия, прибавьте 1 каплю метилоранжа, затем добавляйте по каплям .н2 раствор соляной кислоты, перемеши-вая при этом содержимое чашки стеклянной палочкой. Соляную кислоту приливайте до изменения цвета из желтого в оранже-вый. Напишите уравнение реакции, объяснив изменения окраски индикатора. Что произойдет с окраской индикатора при даль-нейшем добавлении соляной кислоты?

Опыт 12. Получение средних солей взаимодействием нерастворимого основания с кислотой. Сначала в одной из пробирок получите нерастворимое основание, для этого к рас-твору хлорида трехвалентного железа прилейте .н2 раствор щелочи. Затем к полученному слабому основанию добавьте по каплям концентрированный раствор соляной кислоты до полно-го растворения осадка. Напишите уравнения реакций и объясни-те наблюдаемые явления.

Опыт 13. Получение нерастворимых солей взаимодей-ствием двух растворимых солей. В две пробирки наберите не-большое количество (по 3-4 капли) раствора нитрата свинца. За-тем в первую пробирку добавьте несколько капель раствора хло-рида натрия, а во вторую – раствора сульфата натрия. Что на-блюдается в обеих пробирках? Напишите уравнения реакций и

22

объясните образование осадков. Опыт 14. Получение солей взаимодействием солей с

металлами. В пробирки с растворами сульфатов меди и натрия поместите по небольшому кусочку металлического цинка. Через некоторое время зафиксируйте изменения, произошедшие в рас-творах. Напишите уравнение реакции и объясните отношение взятых солей к цинку.

Опыт 15. Получение кислых солей. Через раствор гид-роксида кальция пропустите углекислый газ из аппарата Киппа до полного растворения первоначально образовавшегося осадка. Напишите уравнения реакций и объясните растворение осадка. К полученному раствору добавьте 3-4 мл раствора гидроксида кальция. Напишите уравнение реакций и объясните, почему вновь выпал осадок.

Опыт 16. Получение основных солей. Налейте в пробир-ку несколько мл раствора хлорида кобальта и прибавьте к рас-твору несколько капель .н2 раствора щелочи. В пробирке обра-зуется осадок синего цвета. Добавьте к нему избыток щелочи до изменения цвета осадка. Изменение окраски объясняется пере-ходом основной соли в гидроксид. Напишите уравнения проте-кающих реакций.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ГАЗООБРАЗНЫХ ВЕЩЕСТВ

Основные газовые законы Наиболее распространенные методы определения моляр-

ных масс газов основаны на применении следствий из закона

23

Авогадро и уравнения Клапейрона-Менделеева. Любое газообразное вещество характеризуется следую-

щими величинами: p – давлением; T – температурой; V – объ-емом; m – массой; M – молярной массой. Во многих случаях состояние газообразного вещества описывается уравнением со-стояния идеального газа, которое также называется уравнением Клапейрона-Менделеева:

TRVp ⋅⋅ν=⋅ , где ν – количество газообразного вещества (моль); R – универ-сальная газовая постоянная.

Если в уравнение Клапейрона-Менделеева подставить вы-ражение количества вещества через массу и молярную массу

M/m=ν , получается иная форма написания уравнения со-стояния идеального газа:

TRMmVp ⋅⋅=⋅ .

Данная форма удобна тем, что связывает воедино все ве-личины, характеризующие любое газообразное вещество.

Уравнение Клапейрона-Менделеева содержит в себе все основные газовые законы, применяемые как в химии, так и в фи-зике. Запишем уравнение для одного моля газа ( 1=ν или

1M/m = ):

RTVp=

⋅.

Поскольку в правой части выражения находится постоян-ная величина, можно сделать вывод, что для одинакового коли-чества любого газа при любых условиях будет выполняться ра-венство:

2

22

1

11

TVp

TVp ⋅

=⋅

.

Это уравнение представляет собой объединенный газовый закон (уравнение Клапейрона), справедливый только для одного и того же количества газообразного вещества ( const=ν ).

Из уравнения Клапейрона можно получить частные случаи поведения газов.

24

1. Изотермический процесс Поскольку при изотермическом процессе температура ос-

тается неизменной ( constT = или, другими словами, 21 TT = ), то уравнение Клапейрона преобразуется в закон Бойля-Мариотта:

2211 VpVp ⋅=⋅ . 2. Изобарный процесс При constp = объединенный газовый закон превращается

в закон Гей-Люссака:

2

2

1

1

TV

TV

= .

3. Изохорный процесс Так как при изохорном процессе объем газа остается не-

изменным ( 21 VV = или constV = ), из уравнения Клапейрона получается закон Шарля:

2

2

1

1

Tp

Tp

= .

4. Изобарно-изотермический процесс Запишем уравнение Клапейрона-Менделеева для двух раз-

личных газов и немного преобразуем их, сгруппировав количе-ство вещества и объем в правой части уравнения, а остальные величины переместив в левую часть:

1111 TRVp ⋅⋅ν=⋅ ; 2222 TRVp ⋅⋅ν=⋅ ;

1

1

1

1

VTRp ν

=⋅

; 2

2

2

2

VTRp ν

=⋅

.

Поскольку условия изобарно-изотермические ( constp = и constT = ), получается выражение:

2

2

1

1

VVν

=ν

.

Если ввести третье дополнительное условие constV = , получаем закон Авогадро:

В равных объемах различных газов при постоянных температуре и давлении содержится одинаковое коли-

25

чество вещества (или, другими словами, одинаковое число молекул):

22

2

1

11 M

mMm

ν===ν .

Из закона Авогадро вытекают два важных следствия: Следствие 1. Один моль любого газообразного вещества

при нормальных условиях ( 0p = 101325 Па = 1 атм. = 760 мм рт. ст.; 0T = 273 К) занимает объем, равный 22,4 л. Этот объем на-зывается молярным объемом газа – mV .

Данную величину легко подсчитать, исходя из уравнения Клапейрона-Менделеева:

л4,22м0224,0101325

273314,81p

TRV 3

0

0m =≈

⋅⋅=

⋅⋅ν= .

Следствие 2. Отношение масс двух газов, занимающих равные объемы при одинаковых условиях, является величиной постоянной и называется относительной плотностью первого газа по второму:

2

1

mmD = или

2

1

MMD = .

Обычно относительную плотность газа определяют по от-ношению к водороду

2HD или к воздуху воздD :

2)газа(M

)H(M)газа(MD

2H 2

== ;

29)газа(M

)воздуха(M)газа(MDвозд == .

Основные методы экспериментального определения

молярных масс газообразных веществ Существует множество способов определения молярной

массы газообразного вещества, но чаще всего пользуются только тремя.

Метод 1 основан на использовании уравнения Клапейро-на-Менделеева. Достаточно замерить объем V и массу m газа

26

при известных температуре T и давлении p , после чего можно приступать к расчетам:

VpTRmM

⋅⋅⋅

= .

Пример: измерения показали, что при температуре С250 и давлении 98400 Па в сосуде объемом 6,3 л содержится

некоторый газ массой 8 г. Установите молярную массу этого газа. Прежде чем воспользоваться выше приведенной формулой, переведем все величины к единой системе измерений, например к СИ:

K298C25T o == ; 3м0063,0л3,6V == ;

моль/г3297,310063,098400298314,88

VpTRmM ≈=

⋅⋅⋅

=⋅⋅⋅

= .

Метод 2 использует 1-е следствие закона Авогадро. В дан-ном способе необходимо измерить массу m и объем V газа, потом привести его объем к нормальным условиям и, используя две формулы для расчета количества вещества, можно найти молярную массу газа:

Mm

=ν ; m

0

VV

=ν ;

m

0

VV

Mm

= ; 0

m

VVmM ⋅

= .

Для примера воспользуемся предыдущими значениями: температура – С25о или К298 , давление – 98400 Па, масса газа – 8 г и объем газа – 6,3 л. Вначале рассчитаем объем газа при нормальных условиях, для чего воспользуемся уравнением Клапейрона (объединенным газовым законом):

TVp

TVp

0

00 ⋅=

⋅;

л6,5101325298

2733,698400pT

TVpV

0

00 =

⋅⋅⋅

=⋅⋅⋅

= .

Теперь находим молярную массу газа:

27

моль/г326,5

4,228V

VmM0

m =⋅

=⋅

= .

В методе 3 применяется 2-е следствие закона Авогадро. Сначала необходимо замерить массу m газообразного вещества в определенном объеме, затем найти массу воздуха или водоро-да в том же самом объеме при тех же самых условиях, после че-го можно приступать к расчетам:

)H(m)газа(mD

2H 2

= или )воздуха(m

)газа(mDвозд = ;

2HD2)газа(M ⋅= или воздD29)газа(M ⋅= . В качестве примера опять же воспользуемся предыдущими

значениями: температура – С25о или К298 , давление – 98400 Па, масса газа – 8 г и объем газа – 6,3 л. Известно, что при этих температуре и давлении воздух объемом 6,3 л обладает массой 7,255 г, а такой же объем водорода – 0,497 г.

Расчет по водороду:

09,16497,08

)H(m)газа(mD

2H2

=== ;

моль/г3218,3209,162D2)газа(M2H ≈=⋅=⋅= .

Расчет по воздуху:

103,1255,78

)воздуха(m)газа(mDвозд === ;

моль/г3299,31103,129D29)газа(M возд ≈=⋅=⋅= . Как видно по приведенным выше примерам, все методы

определения молярной массы газообразного вещества дают при-мерно одинаковые значения.

Лабораторная работа

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ УГЛЕКИСЛОГО ГАЗА

Приборы и оборудование:

весы технические; аппарат Киппа;

28

колба коническая с пробкой. Ход работы: 1. Сухую коническую колбу емкостью 250-300 мл плотно

закройте пробкой и отметьте восковым карандашом уровень, до которого пробка вошла в горло колбы.

2. Взвесьте колбу с пробкой на технических весах с точно-стью до 0,01 г ( 1m ).

3. Взвешенную колбу заполните сухим углекислым газом из аппарата Киппа. Заполнение считать законченным, если го-рящая лучина, поднесенная к горлышку колбы снаружи, гаснет.

4. Заполненную колбу закройте пробкой и взвесьте на тех-нических весах ( 2m ).

5. Проведите повторное заполнение колбы углекислым га-зом в течение пяти минут, после чего вновь взвесьте колбу на технических весах. Если результаты двух взвешиваний совпа-дают или расходятся не более чем на 0,02 г, то заполнение мож-но считать законченным.

6. Определите объем взвешенного в колбе углекислого га-за. Для этого колбу заполните водопроводной водой до метки, сделанной на ее горлышке. Затем воду слейте в мерный цилиндр и определите ее объем. Объем воды равен объему газа в услови-ях опыта.

7. Зафиксируйте температуру и атмосферное давление в лаборатории во время проведения опыта.

Запись данных опыта и расчеты 1. Масса колбы с пробкой и воздухом: .г_____m1 = 2. Масса колбы с пробкой и углекислым газом:

.г_____m2 = 3. Объем газа в колбе: .мл_____V = 4. Температура в лаборатории: .К_____Т = 5. Атмосферное давление: .ст.ртмм_____p = 6. Объем газа в колбе при н.у.: мл_____V0 = . Чтобы

привести объем газа в колбе к нормальным условиям, лучше все-го воспользоваться уравнением Клапейрона в виде

29

TVp

TVp

0

00 ⋅=

⋅,

где 0p – давление при нормальных условиях ( 0p = 1 атм. = 101,3 кПа = 101325 Па = 760 мм рт. ст.); 0T – температура при нормальных условиях ( 0T = 273 К). Значения давления p , объ-ема V и температуры T возьмите из пунктов 3, 4, 5.

7. Масса воздуха в объеме колбы при нормальных услови-ях: г_____m3 = . Чтобы найти 3m , воспользуемся тем фактом, что при н.у. 1 л воздуха весит 1,293 г, и составим пропорцию: 1000 мл (1 л) воздуха весит – 1,293 г, а 0V мл воздуха – 3m г:

1000V293,1

m 03

⋅= .

8. Масса водорода в объеме колбы при нормальных усло-виях: г_____m4 = . Составим пропорцию, аналогичную пре-дыдущему пункту, учитывая, что 1 л водорода при н.у. обладает массой 0,089 г: 1000 мл (1 л) водорода весит – 0,089 г, а 0V мл водорода – 4m г:

1000V089,0

m 04

⋅= .

9. Масса пустой колбы: г_____m5 = ;

315 mmm −= . 10. Масса 2CO в объеме колбы: ;г_____m6 =

526 mmm −= . 11. Относительная плотность углекислого газа по воздуху:

_____Dвозд = ;

36возд m/mD = . 12. Относительная плотность углекислого газа по водоро-

ду: _____D2H = ;

30

46H m/mD2= .

13. Рассчитайте молярную массу углекислого газа сле-дующими способами (с точностью до второго знака после запя-той):

а) воздрассч D29M ⋅= ;

б) 2Hрассч D2M ⋅= ;

в) 0

6рассч V

m4,221000M ⋅⋅= ;

г) Vp

TRmM 6рассч ⋅

⋅⋅= .

Особое внимание уделите значению универсальной газо-вой постоянной R : если давление взято в Па, а объем в м3, то

)Кмоль/(Дж314,8R ⋅= ; если давление в атм. и объем в л, то )Кмоль/(атмл082,0R ⋅⋅= ; если давление в мм рт. ст. и объ-

ем в мл, то )Кмоль/(.ст.ртмммл62360R ⋅⋅= . 14. Для каждого рассчитанного значения молярной массы

углекислого газа рассчМ найдите относительную ошибку изме-

рения (%)δ :

100M

MМ

теор

.рассчтеор ⋅−

=δ ,

где теорМ = 44,01 г/моль. 15. Сделайте вывод о надежности (точности) способов рас-

чета молярной массы газа.

ЭКВИВАЛЕНТЫ

Общие сведения о химических эквивалентах В химии для количественных расчетов реагентов исполь-

зуют величину, называемую эквивалентом или молярной массой эквивалента.

31

Эквивалентом называется реальная или условная час-тица вещества, соответствующая одному иону водо-рода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановитель-ных реакциях.

Например, соляная кислота HCl в реакции COOHCHNaClCOONaCHHCl 33 +=+

обменивается с ацетатом натрия одним ионом водорода, следо-вательно, эквивалент соляной кислоты равен HCl1 . В обменных реакциях серной кислоты обычно задействованы оба ее иона во-дорода:

SHCuSOCuSSOH 2442 +=+ . Значит, эквивалент серной кислоты в таких реакциях бу-

дет равен ½ 42SOH . В окислительно-восстановительной реак-ции

OH4SHSOMg4OSH4Mg4 2

2

24

2

4

6

2

0++=+

−++

одна молекула серной кислоты приобретает восемь электронов, следовательно, эквивалент кислоты будет равен ⅛ 42SOH , тогда как эквивалент магния будет составлять ½ Mg .

Молярной массой эквивалента (эквивалентной массой) называют массу 1 моль эквивалента вещества.

Молярная масса эквивалента вещества эквM рассчитыва-ется по формуле:

эквэкв fMМ ⋅= , где M – молярная масса; эквf – фактор эквивалентности.

Фактором эквивалентности называют число, показы-вающее, какая часть моля элемента или вещества эк-вивалентна 1 моль атомарного водорода.

Фактор эквивалентности определяется несколькими спо-собами:

1) для элемента в его соединении

окислениястепень1fэкв = .

32

Например, фосфор в фосфине 3PH проявляет степень окисления "3"− , следовательно, его фактор эквивалентности бу-

дет равен 31fэкв = . Тогда его эквивалентная масса (молярная

масса эквивалента) будет составлять

моль/г3,103131fM)P(M эквэкв ≈⋅=⋅= .

Рассмотрим другое соединение фосфора – ортофосфорную кислоту 43POH . В ней фосфор обладает степенью окисления

"5"+ . Значит,

51)P(fэкв = ; моль/г2,6

5131fM)P(M эквэкв =⋅=⋅= ;

2) для вещества, участвующего в окислительно-восстанови-тельной реакции

eэкв n

1f = ,

где en – число электронов, отданных или принятых одной моле-кулой вещества. Например, сероводород, сгорая в кислороде, образует диоксид серы и пары воды:

O2H OS2 O3 S2H 22

-24

2

0-2

2 +=++

. В данной реакции одна молекула сероводорода отдает 6

электронов, а одна молекула кислорода принимает 4 электрона. Следовательно,

( )61SHf 2экв = ;

( ) моль/г67,56134SHМ 2экв ≈⋅= ;

( )41Of 2экв = ; ( ) моль/г8

4132OМ 2экв =⋅= ;

3) для сложных веществ, участвующих в ионообменных реакциях

33

iiэкв zn

1f⋅

= ,

где in – число ионов, которыми одна молекула вещества обме-нивается в ходе реакции, а iz – заряд одного обмениваемого ио-на. Например, для реакции между водными растворами сульфата алюминия и хлорида бария

342342 AlCl2BaSO3BaCl3)SO(Al +=+ фактор эквивалентности сульфата алюминия 342 )SO(Al может быть рассчитан либо по числу катионов алюминия, замещенных ионами бария, либо по числу сульфат-анионов, замещенных хло-рид-ионами. И в том, и в другом случае результат одинаков:

а) расчет через катионы алюминия: в ходе реакции одна молекула сульфата алюминия обменивается двумя трехзаряд-ными катионами алюминия ( 2ni = и 3zi += ):

61

321fэкв =⋅

= ; моль/г5761342Мэкв =⋅= ;

б) расчет через сульфат-анионы: в ходе реакции одна мо-лекула сульфата алюминия обменивается тремя двухзарядными сульфат-ионами ( 3ni = и 2zi −= ):

61

231fэкв =⋅

= ; моль/г5761342Мэкв =⋅= .

Для кислот, участвующих в обменных реакциях, формулу для расчета фактора эквивалентности можно немного упростить, поскольку кислоты в подобных реакциях обмениваются одноза-рядными ионами водорода ( Hi nn = и 1zi += ). Значит,

Hiiэкв n

1zn

1f =⋅

= .

Аналогичным образом можно преобразовать формулу для оснований, которые обмениваются однозарядными гидроксид-ионами ( OHi nn = и 1zi −= ):

OHiiэкв n

1zn

1f =⋅

= .

34

Фактор эквивалентности солеобразующих оксидов (ос-новных, кислотных, амфотерных) лучше всего определять через катион соответствующего оксиду основания или через анион соответствующей оксиду кислоты. Например, в реакции

24352 )PO(CaCaO3OP =+ одна молекула оксида фосфора (V) образует два трехзарядных аниона фосфорной кислоты −3

4PO ( 2ni = и 3zi −= ), а одна мо-лекула оксида кальция дает один двухзарядный катион +2Ca ( 1ni = и 2zi += ). Следовательно,

( )61

321OPf 52экв =⋅

= ; ( )21

211CaOfэкв =⋅

= .

Закон эквивалентов

В химии количество вещества можно выражать не только через число моль ν , но и через число моль эквивалентов эквn :

эквэкв M

mn =

Данная форма представления количества вещества удобна тем, что для любых веществ, принимающих участие в химиче-ской реакции, число эквивалентов равно (в отличие от числа моль). Например, для реакции

423342 SOK3)OH(Fe2KOH6)SO(Fe +=+ ; ( ) ( )KOHn)SO(Fen экв342экв = ,

тогда как ( ) ( )KOH)SO(Fe 342 ν≠ν .

На данном факте основан закон эквивалентов: число моль эквивалентов одного вещества реагирует с таким же числом моль эквивалентов другого вещества

или: массы участвующих в реакции веществ пропорцио-нальны молярным массам их эквивалентов.

Для реакции, передаваемой условным уравнением dDcCbBaA +=+

35

закон эквивалентов можно представить в виде ( ) ( ) ( ) ( )DnCnBnAn эквэквэквэкв ===

или

)D(M)D(m

)C(M)C(m

)B(M)B(m

)A(M)A(m

эквэквэквэкв

=== .

Для двух взаимодействующих веществ закон эквивалентов будет отображаться следующей формулой

)B(M)A(M

)B(m)A(m

экв

экв= .

Для газообразных реагирующих веществ удобнее пользо-ваться понятием молярный объем эквивалента (эквивалентный объем) эквV , рассчитать который можно по формуле:

эквmэкв fVV ⋅= , где mV – молярный объем газа при н.у. Например, эквивалент-ный объем кислорода будет равен:

л6,5414,22)O(fV)O(V 2эквm2экв =⋅=⋅= .

Для реакций, идущих с участием газообразных веществ, число моль эквивалентов и закон эквивалентов примут вид:

эквэкв V

Vn = ;

)D(V)D(V

)C(V)C(V

)B(V)B(V

)A(V)A(V

эквэквэквэкв

=== ;

)B(V)A(V

)B(V)A(V

экв

экв= .

Лабораторная работа

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТА КИСЛОТЫ

36

Приборы и оборудование:

бюретка химическая; пипетка мерная; три колбы для титрования.

Реактивы: раствор кислоты с известной концентрацией; раствор щелочи с известной концентрацией; раствор индикатора.

Принцип работы: определение молярной массы эквива-лента кислоты основано на титровании проб исследуемого ве-щества рабочим раствором щелочи до момента эквивалентности, который определяется по изменению цвета индикатора.

Ход работы: 1. Хорошо промойте бюретку, мерную пипетку и три кол-

бы для титрования водопроводной водой, после чего сполосните их небольшим количеством дистиллированной воды. Затем бю-ретку промойте небольшими порциями рабочего раствора щело-чи, а мерную пипетку сполосните раствором исследуемой ки-слоты. Это необходимо для снятия капель дистиллированной воды, оставшейся на стенках бюретки и мерной пипетки, т.е. для предотвращения разбавления рабочего и исследуемого раство-ров.

2. Закрепите бюретку вертикально в зажиме штатива и с помощью воронки или специально выделенного стаканчика с носиком заполните ее рабочим раствором щелочи. Заполните носик бюретки раствором, подняв его вверх и надавливая на стеклянную бусинку в каучуковой трубке до появления струи жидкости. Долейте в бюретку рабочий раствор щелочи и устано-вите уровень жидкости на нулевой отметке. Нижняя дуга мени-ска жидкости должна лежать на черте деления «ноль». В таком состоянии бюретка готова к работе.

3. Три колбы для титрования заполните пробами иссле-дуемой кислоты. Пробы берут с помощью мерной пипетки. Для этого в специально отведенный стаканчик налейте раствор ки-слоты, опустите в него мерную пипетку (наружная часть пипет-ки должна быть сухой) и осторожно втяните раствор в пипетку так, чтобы жидкость поднялась выше метки. Быстро закройте

37

пальцем верхний конец пипетки и выньте ее из раствора. Ослабляя давление пальца на отверстие пипетки, дайте

уровню жидкости опуститься до уровня метки и плотно при-жмите палец к отверстию, чтобы прекратить дальнейшее стека-ние кислоты.

Кончик заполненной пипетки опустите в колбу для титро-вания, уберите палец с верхнего отверстия и дайте кислоте стечь в колбу. В кончике пипетки обычно остается немного жидкости. Чтобы удалить ее, достаточно прикоснуться кончиком пипетки к стенке колбы. Жидкость, оставшаяся в кончике после этого, уда-лению не подлежит, так как учтена при калибровке пипетки.

4. В каждую колбу с пробой добавьте по 2-3 капли инди-катора – спиртового раствора фенолфталеина. Перемешайте со-держимое колбы.

5. Колбу с пробой кислоты поместите под бюретку на лист белой бумаги (или другой белый фон), носик бюретки опустите примерно на 1,5-2 см в горлышко колбы и приступайте к про-цессу титрования. Медленно (по каплям) выливайте рабочий раствор щелочи нажимом на бусинку и постоянно перемешивай-те раствор в колбе круговыми движениями другой руки. Титро-вание необходимо закончить, когда от прибавления одной капли раствора щелочи появится бледно-розовая окраска раствора, не исчезающая в течение приблизительно 30 с.

6. Отсчитайте по бюретке затраченный объем щелочи с точностью до 0,1 мл.

7. Таким же образом оттитруйте две другие пробы, пред-варительно установив уровень щелочи в бюретке на нулевое де-ление. Результаты титрования не должны отличаться более чем на 0,2 мл. В противном случае титрование надо повторять до получения сходящихся результатов.

Запись данных опыта и расчеты: 1. Объем пробы кислоты: .мл_____Vкислоты = 2. Титр раствора кислоты: .мл/г_____Tкислоты = 3. Объем раствора щелочи, израсходованной в ходе титро-

вания: мл_____V1 = ;

38

мл_____V2 = ; мл_____V3 = ;

.мл_____3

VVVV 321ср =

++=

4. Титр раствора щелочи: .мл/г_____Тщелочи = 5. Масса прореагировавшей кислоты:

;г_____)кислоты(m =

кислотыкислоты VT)кислоты(m ⋅= . 6. Масса прореагировавшей щелочи:

;г_____)щелочи(m =

срщелочи VT)щелочи(m ⋅= . 7. Молярная масса эквивалента кислоты:

.моль/г_____)кислоты(Mэкв = Чтобы рассчитать молярную массу эквивалента кислоты,

необходимо сначала теоретически определить молярную массу эквивалента щелочи, потом воспользоваться законом эквивален-тов в виде

)щелочи(M)кислоты(M

)щелочи(m)кислоты(m

экв

экв= .

8. Относительная ошибка: %;_____=δ

100)теор(М

)практ(М)теор(M

экв

эквэкв ⋅−

=δ ,

где )теор(Мэкв – теоретически рассчитанная эквивалентная масса кислоты; )практ(Мэкв – эквивалентная масса кислоты, найденная в п.7.

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ

39

Общие сведения о растворах Растворами называются гомогенные (однородные) систе-

мы переменного состава (различной концентрации), состоящие из частиц двух или более веществ. Растворы могут быть в лю-бых агрегатных состояниях – газообразном, жидком или твер-дом. Примером газообразного раствора может выступить воздух, примером твердого раствора – какой-либо сплав. В химической практике чаще всего встречаются жидкие растворы.

Понятия «растворитель» и «растворенное вещество» во многих случаях носят условный характер. Растворителем приня-то считать вещество, агрегатное состояние которого не меняется в процессе образования раствора. Так, раствор, полученный из кристаллической соли и воды, будет расцениваться как водный раствор соли. При одинаковом агрегатном состоянии исходных компонентов раствора растворителем обычно считают то веще-ство, которое в нем преобладает. Например, в растворе, приго-товленном из 80 г диэтилового эфира и 20 г метилового спирта, за растворитель будет принят эфир. Исключение сделано только для воды: так, раствор, состоящий из 96 г серной кислоты и 4 г воды, оценивается как раствор кислоты в воде, а не наоборот.

В химии используется большое количество способов вы-ражения концентрации растворов, наиболее распространенные среди них:

• процентная концентрация (массовая доля вещества); • молярная концентрация (молярность); • эквивалентная концентрация (молярная концентрация

эквивалента)*; • титр. Процентная концентрация ω определяется массой (в

граммах) растворенного вещества, содержащегося в 100 г рас-твора. Так, раствор, в 100 г которого содержится 15 г растворен-ного вещества, будет обозначаться как 15%-ный ( %15=ω ).

Массовая доля рассчитывается по формуле

* Старое название данного способа выражения концентрации –

нормальная концентрация, или нормальность. 40

100)мл(V

g100mg

⋅⋅ρ

=⋅=ω ,

где g – масса растворенного вещества (г); m – масса раствора (г); ρ – плотность раствора (г/мл); )мл(V – объем раствора (мл).

Молярная концентрация МС определяется числом моль растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора. Если в 1 л раствора содержится 2 моль растворенного вещества, то дан-ная система будет обозначаться как 2 М раствор или 2СМ = моль/л:

)мл(VM1000g

)л(VC M ⋅

⋅=

ν= ,

где ν – количество растворенного вещества (моль); g – масса растворенного вещества (г); M – молярная масса растворенного вещества (г/моль); )л(V и )мл(V – объем раствора (л или мл соответственно).

Эквивалентная концентрация эквС определяется числом эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в 1 л рас-твора. Например, если в 1 л раствора находится 0,5 эквивалента растворенного вещества, такой раствор обозначается как 0,5 н. раствор или л/моль5,0Сэкв = :

)мл(VM1000g

)л(VnC

экв

эквэкв ⋅

⋅== ,

где эквn – число эквивалентов растворенного вещества (моль); g – масса растворенного вещества (г); эквМ – молярная масса эквивалента растворенного вещества (эквивалентная масса) (г/моль); )л(V и )мл(V – объем раствора (л или мл соответст-венно).

Титр Т определяется массой (в граммах) растворенного вещества, содержащегося в 1 мл раствора:

)мл(VgТ = ,

41

где g – масса растворенного вещества (г), )мл(V – объем рас-твора (мл). Например, если в 1 мл раствора содержится 0,05 г растворенного вещества, то титр этого раствора будет равен 0,05 г/мл.

Данные четыре способа выражения концентрации (а также массу индивидуального вещества) можно связать воедино при помощи формулы:

экв

экв

экв

M

эквэквэкв MVT

1000VC

M1000VMC

M100V

M100m

Mg ⋅

=⋅

=⋅⋅⋅

=⋅⋅ρ⋅ω

=⋅⋅ω

=

В данной формуле объем раствора V имеет размерность мл, а массы как растворенного вещества g , так и раствора m представлены в граммах.

Приготовление растворов заданной концентрации В химической практике растворы готовят обычно тремя

методами: растворением сухого безводного вещества; растворе-нием кристаллогидрата или разбавлением концентрированного раствора известной концентрации. Но в любом случае перед приготовлением раствора нужно рассчитать необходимую массу вещества или объем концентрированного раствора.

Пример 1. Какая масса безводного нитрата натрия по-требуется для 200 мл 15%-ного раствора плотностью 1,16 г/мл? Расчеты можно провести при помощи формулы, связы-вающей различные типы концентраций, но выберем из нее толь-ко два блока: фрагмент с массой индивидуального вещества и фрагмент с концентрацией, данной в условиях задания:

)NaNO(M100V

)NaNO(M)NaNO(g

3экв3экв

3

⋅⋅ρ⋅ω

= .

Выразив из полученного уравнения массу нитрата натрия и подставив числовые значения в требуемой размерности, полу-чаем

)г(8,34100

20016,115100

V)NaNO(g 3 =⋅⋅

=⋅ρ⋅ω

= .

Ответ: для приготовления 200 мл 15%-ного раствора необ-ходимо взять 34,8 г безводного нитрата натрия.

Аналогичным образом поступают в случае иных способов 42

представления концентрации раствора. Пример 2. Какая масса безводного сульфата магния по-

требуется для приготовления 0,8 л 0,5 М раствора 4MgSO ? Выберем из формулы, объединяющей различные типы концен-траций, блоки с массой индивидуального вещества и с молярной концентрацией:

)MgSO(M1000V)MgSO(MC

)MgSO(M)MgSO(g

4экв

4M

4экв

4

⋅⋅⋅

= ;

)г(481000

8001205,01000

V)MgSO(MC)MgSO(g 4M

4 =⋅⋅

=⋅⋅

= .

Пример 3. Какая масса безводного карбоната калия необ-ходима для приготовления 0,4 л 0,15 н. раствора?

1000VC

)COK(M)COK(g экв

32экв

32 ⋅= ;

)г(14,41000

6940015,01000

)COK(MVC)COK(g 32эквэкв

32 =⋅⋅

=⋅⋅

=

. Как рассчитывается молярная масса эквивалента различ-

ных веществ, смотри в разделе «Эквиваленты». Пример 4. Какая масса медного купороса – кристалло-

гидрата OH5CuSO 24 ⋅ – понадобится для приготовления 300 мл раствора сульфата меди 4CuSO с титром 0,08 г/мл? В дан-ном примере расчеты несколько усложняются тем фактом, что исходным веществом является кристаллогидрат OH5CuSO 24 ⋅ , а растворенным веществом – сульфат меди 4CuSO :

)CuSO(MVT

)OH5CuSO(M)OH5CuSO(g

4экв24экв

24 ⋅=

⋅⋅

;

=⋅⋅⋅

=⋅)CuSO(M

)OH5CuSO(MVT)OH5CuSO(g4экв

24экв24

)г(5,3780

12530008,0=

⋅⋅= .

43

Пример 5. Какая масса OH18)SO(Al 2342 ⋅ понадобится для приготовления 0,6 л 0,1 н. раствора сульфата алюминия?

1000VC

)OH18)SO(Al(M)OH18)SO(Al(g экв

2342экв

2342 ⋅=

⋅⋅

;

=⋅⋅⋅

=⋅1000

)OH18)SO(Al(MVC)OH18)SO(Al(g 2342эквэкв2342

)г(66,61000

1116001,0=

⋅⋅= .

Пример 6. Какой объем 96%-ного раствора серной ки-слоты плотностью 1,84 г/мл потребуется для приготовления 2 л 0,5 М раствора 42 SOH ? Поскольку в данном случае мы име-ем дело с двумя растворами: исходным и приготавливаемым, рекомендуется вводить для них различные обозначения. Напри-мер, величины, описывающие исходный раствор, будем подпи-сывать нижним индексом «1», а величины, относящиеся к полу-чаемому раствору, – нижним индексом «2».

Расчеты опять же можно провести при помощи формулы, объединяющей различные концентрации. Теперь выберем из нее два фрагмента: с концентрацией исходного раствора и с концен-трацией, которую нужно приготовить:

)SOH(M1000V)SOH(MC

)SOH(M100V

42экв

2422M

42экв

111

⋅⋅⋅

=⋅

⋅ρ⋅ω.

Выразим объем исходного раствора 1V :

)мл(5,5584,19610

2000985,010

V)SOH(MCV

11

2422M1 ≈

⋅⋅⋅⋅

=ρ⋅ω⋅

⋅⋅= .

Пример 7. Какой объем 5 М раствора карбоната натрия потребуется для приготовления 500 мл 2 н. раствора 32CONa ?

1000VC

)CONa(M1000V)CONa(MC 22экв

32экв

1321M ⋅=

⋅⋅⋅

;

)мл(1001065

535002)CONa(MC

)CONa(MVCV321M

32экв22экв1 =

⋅⋅⋅

=⋅⋅⋅

= .

44

Лабораторная работа

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА ИСХОДЯ ИЗ КРИСТАЛЛИЧЕСКОГО ВЕЩЕСТВА

Приборы и оборудование:

весы технические; стаканчик для взвешивания; мерная колба.

Ход работы: 1. Получите задание у преподавателя. 2. Рассчитайте массу кристаллического вещества, необхо-

димого для приготовления заданного Вам раствора. Проверьте расчеты у преподавателя.

3. При помощи стаканчика для взвешивания отмерьте на технических весах рассчитанную Вами массу кристаллического вещества.

4. После взвешивания добавьте в стаканчик некоторое ко-личество дистиллированной воды и полностью растворите кри-сталлическое вещество.

5. Аккуратно перелейте полученный раствор в мерную колбу. Два-три раза ополосните стаканчик, в котором проводи-лось растворение, небольшими порциями дистиллированной во-ды. Промывную жидкость не выливайте в раковину, а слейте в мерную колбу.

6. При помощи дистиллированной воды доведите уровень раствора в мерной колбе до метки на горлышке колбы, после чего тщательно перемешайте раствор.

45

Лабораторная работа

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА ИСХОДЯ ИЗ БОЛЕЕ КОНЦЕНТРИРОВАННОГО РАСТВОРА

Приборы и оборудование:

бюретка; мерная колба.

Ход работы: 1. Получите задание у преподавателя. 2. Рассчитайте объем концентрированного раствора, необ-

ходимого для приготовления заданного Вам раствора. Проверьте расчеты у преподавателя.

3. Промойте бюретку несколько раз водопроводной водой, затем ополосните дистиллированной водой и концентрирован-ным раствором, выданным Вам для приготовления более раз-бавленного раствора. При помощи лабораторного штатива за-крепите бюретку в строго вертикальном положении.

4. Заполните бюретку концентрированным раствором, уда-лите воздух из носика бюретки, после чего установите уровень раствора в бюретке строго на нулевое деление.

5. Заполните мерную колбу дистиллированной водой при-мерно на половину ее объема. Опустите носик бюретки в гор-лышко мерной колбы и отмерьте рассчитанный Вами объем кон-центрированного раствора.

6. Уберите мерную колбу из-под бюретки, дистиллирован-ной водой доведите уровень раствора в мерной колбе до метки на горлышке колбы и тщательно перемешайте раствор.

ИОННЫЕ РЕАКЦИИ 46

При растворении в воде многие неорганические соедине-ния подвергаются процессу электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация – это распад молекул вещества на противоположно заряженные ионы: ка-тионы и анионы*.

Вещества, молекулы которых практически полностью дис-социируют, называются сильными электролитами. Если моле-кулы вещества диссоциируют в незначительной степени, то та-кие соединения называются слабыми электролитами. Вещества, молекулы которых не подвергаются процессу диссоциации, на-зываются неэлектролитами.

Количественно электролитическая диссоциация описыва-ется таким параметром, как степень диссоциации α :

o

дисс

NN

=α ,

где диссN – количество молекул, подвергшихся процессу диссо-циации; oN – общее количество молекул вещества. Для силь-ных электролитов 1≈α , в то время как для слабых электроли-тов степень диссоциации принимает значения, близкие к нулю:

0→α . Реакции взаимодействия в водных растворах электролитов

являются реакциями между ионами (или, другими словами, ион-ными реакциями), поскольку истинными частицами вещества в растворах будут не молекулы, а ионы, образовавшиеся в резуль-тате электролитической диссоциации.

Для ионного взаимодействия создана своя форма записи уравнений реакций – ионная форма. При ее составлении необхо-димо учитывать, что сильные электролиты будут находиться в растворах преимущественно в виде ионов (в отличие от слабых электролитов и неэлектролитов, которые будут оставаться в виде молекул).

К сильным электролитам относятся:

* Катионы – положительно заряженные ионы; анионы – отрица-тельно заряженные ионы.

47

• сильные кислоты; • хорошо растворимые основания (кроме OHNH4 ); • хорошо растворимые соли. К слабым электролитам и неэлектролитам принадлежат: • слабые кислоты; • плохо растворимые основания, а также OHNH4 ; • плохо растворимые соли; • практически все оксиды. Одним из непременных условий протекания ионного взаи-

модействия в растворах является: 1) выпадение в осадок плохо растворимого вещества; 2) выделение какого-либо газообразного вещества; 3) образование хорошо растворимого, но слабо диссоции-

рующего вещества. Пример 1. Составить ионное уравнение реакции между

водными растворами хлорида трехвалентного железа и гидро-ксида калия. Вначале необходимо составить уравнение реакции в молекулярной форме:

KCl3)OH(FeKOH3FeCl 33 +↓=+ . Теперь нужно учесть, что сильные электролиты находятся

в растворе преимущественно в виде ионов, а слабые электроли-ты остаются в основном в молекулярной форме. Хлорид железа

3FeCl – хорошо растворимая соль – принадлежит к сильным электролитам, следовательно, подвергается практически полной диссоциации: −+ +→ Cl3FeFeCl 3

3 . Гидроксид калия – хорошо растворимое основание – также является сильным электролитом:

−+ +→ OH3K3KOH3 . Гидроксид железа 3)OH(Fe – нерас-творимое основание – является слабым электролитом и диссо-циации практически не подвергается, поэтому 3)OH(Fe остает-ся в молекулярной форме. Хлорид калия – хорошо растворимая соль – сильный электролит: −+ +→ Cl3K3KCl3 . Теперь с уче-том всего перечисленного уравнение реакции приобретает вид:

−+−+−+ ++↓=+++ Cl3K3)OH(FeOH3K3Cl3Fe 33

Получилась полная ионная форма уравнения реакции. Сле-

48

дующим шагом будет составление краткой ионной формы урав-нения реакции. Для этого необходимо сократить одинаковые час-тицы в левой и правой частях уравнения реакции. В нашем слу-чае это будут три хлорид-аниона −Cl и три катиона калия +K . После их взаимного сокращения уравнение реакции приобретает окончательный вид:

↓=+ −+3

3 )OH(FeOH3Fe . Пример 2. Составить ионное уравнение реакции между

водными растворами сульфида натрия и соляной кислотой. Молекулярное уравнение реакции:

↑+=+ SHNaCl2HCl2SNa 22 . Среди данных веществ только сероводород SH 2 (газооб-

разное вещество) является слабым электролитом, который прак-тически не подвергается электролитической диссоциации. Зна-чит, полное ионное уравнение реакции будет выглядеть сле-дующим образом:

↑++=+++ −+−+−+ SHCl2Na2Cl2H2SNa2 22 .

Одинаковые частицы в обеих частях уравнения: два ка-тиона натрия +Na и два хлорид-аниона −Cl . После их сокраще-ния остается краткое ионное уравнение:

↑=+ +− SHH2S 22

Пример 3. Написать ионное уравнение реакции между сульфатом алюминия и гидроксидом натрия. Составляем моле-кулярное уравнение реакции:

↓+=+ 342342 )OH(Al2SONa3NaOH6)SO(Al . Переходим от него к полной ионной форме:

↓++=+++ −+−+−+3

24

24

3 )OH(Al2SO3Na6OH6Na6SO3Al2 . Сокращаем одинаковые частицы в обеих частях уравне-

ния: ↓=+ −+

33 )OH(Al2OH6Al2 .

Последнее уравнение реакции еще не представляет собой конечный вариант краткой ионной формы уравнения, так как необходимо сократить все коэффициенты в два раза:

49

↓=+ −+3

3 )OH(AlOH3Al . Пример 4. Написать ионное уравнение реакции между

нитратом серебра и хлоридом железа (III). Молекулярное урав-нение реакции:

↓+=+ AgCl3)NO(FeAgNO3FeCl 3333 . Полная ионная форма:

↓++=+++ −+−+−+ AgCl3NO3FeNO3Ag3Cl3Fe 33

33 . После сокращения одинаковых частиц в обеих частях

уравнение реакции приобретает вид ↓=+ −+ AgCl3Cl3Ag3 ,

в котором необходимо сократить все коэффициенты в три раза: ↓=+ −+ AgClClAg .

Таким образом, для составления краткого ионного уравне-ния реакции нужно выполнить следующую последовательность действий:

1) составить молекулярное уравнение реакции; 2) учесть диссоциацию сильных электролитов, т.е. со-

ставить полное ионное уравнение реакции; 3) сократить одинаковые частицы в обеих частях урав-

нения – составить краткое ионное уравнение; 4) при необходимости сократить кратные коэффициен-

ты.

Лабораторная работа

50

ИОННЫЕ РЕАКЦИИ

Раздел 1. Реакции, протекающие с образованием

трудно растворимых веществ Опыт 1. В три пробирки налейте по 2-3 мл растворов

сульфата натрия, сульфата цинка и сульфата аммония. В каждую из пробирок добавьте по такому же объему раствора хлорида бария. Что наблюдается? Напишите молекулярные уравнения реакций и одно общее ионное уравнение.

Опыт 2. Пользуясь выставленными на лабораторном сто-ле реактивами, осуществите реакцию, выражаемую следующим ионным уравнением:

33 )OH(FeOH3Fe =+ −+ .

Напишите молекулярное уравнение реакции. Осадок со-храните для опыта 6.

Опыт 3 (проводить в вытяжном шкафу!). В одну про-бирку налейте 2-3 мл раствора сульфата кадмия, в другую – та-кой же объем раствора сульфата меди (II). Добавьте в каждую пробирку сероводородной воды. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, указав под формулами образовав-шихся сульфидов их цвет. После опыта тщательно вымойте про-бирки.

Раздел 2. Реакции, протекающие с образованием растворимых малодиссоциирующих веществ

Опыт 4. Налейте в пробирку 2-3 мл раствора ацетата на-трия и добавьте немного раствора .н2 соляной кислоты. Содер-жимое пробирки перемешайте. Образующуюся в результате ре-акции уксусную кислоту можно обнаружить по запаху. Напиши-те молекулярное и ионное уравнения реакции.

Опыт 5 (проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку на-берите 4-5 капель раствора сульфида натрия и прилейте к нему такой же объем разбавленного раствора соляной кислоты. По запаху определите, какая кислота образовалась в результате ре-акции. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции. После завершения опыта тщательно вымойте пробирку.

51

Опыт 6. Пользуясь полученным в опыте 2 осадком гид-роксида трехвалентного железа, осуществите реакцию, которая выражается следующим ионным уравнением:

OH3FeH3)OH(Fe 23

3 +=+ ++ . Напишите молекулярное уравнение реакции.

Раздел 3. Реакции, протекающие с образованием

газообразных веществ Опыт 7. В небольшом количестве воды взболтайте ще-

потку растертого в порошок мела и прилейте несколько капель .н2 раствора соляной кислоты. Какой газ выделяется при этом?

Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции. Опыт 8 (проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку

поместите 2-3 мл раствора хлорида (или сульфата) аммония и добавьте несколько капель концентрированного раствора щело-чи. Пробирку слегка подогрейте. Выделяющийся в ходе реакции газ можно определить по запаху. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции.

Опыт 9 (проводить в вытяжном шкафу!). В пробирку на-берите 2-3 мл .н2 раствора соляной кислоты и добавьте не-большое количество кристаллического сульфита натрия (или сульфита калия). Осторожно испытайте выделяющийся газ на запах. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции.

52

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

Химическая кинетика – это раздел химии, изучающий ско-рость реакции, а также факторы, влияющие на скорость реакции.

Средняя скорость гомогенной реакции равна изменению концентрации одного из реагирующих веществ в единицу вре-мени и имеет размерность )сл/(моль ⋅ :

tC

ttCCv

12

12ср ∆

∆±=

−−

±= .

В ходе химического взаимодействия концентрация ве-ществ непрерывно изменяются: концентрация исходных веществ постоянно уменьшается, тогда как концентрация конечных ве-ществ все время возрастает. Поэтому истинная скорость реакции – это скорость реакции в каждый момент времени. Она равна отношению бесконечно малого изменения концентрации С∆ к бесконечно малому промежутку времени t∆ . Математически истинная скорость выражается через производную от концен-трации по времени:

dtdCvистин ±= .

Знак «-» в уравнении скорости реакции ставится тогда, ко-гда скорость определяется через убывающую концентрацию ис-ходных веществ; знак «+» – при измерении скорости реакции по увеличивающейся в ходе реакции концентрации конечных ве-ществ.

Скорость любой химической реакции зависит от следую-щих факторов: природы реагирующих веществ, концентрации реагирующих веществ, температуры, присутствия катализато-ров. Для гетерогенных (неоднородных) систем скорость реакции зависит также от площади поверхности раздела фаз (площади соприкосновения реагирующих веществ). Если взаимодействие происходит с участием хотя бы одного газообразного вещества, на скорости реакции сказывается изменение внешнего давления.

Влияние природы реагирующих веществ. Возьмем ре-акцию, протекающую в соответствии со схемой:

металл + кислота → соль + водород,

53

например между цинком и соляной кислотой: 22 HZnClHCl2Zn +=+ .

Теперь поменяем одно из реагирующих веществ: допус-тим, вместо цинка используем другой металл – железо. Другими словами, была изменена природа металла, тогда как все осталь-ные условия (температура, давление, концентрация и т.д.) оста-лись прежними:

22 HFeClHCl2Fe +=+ . Очевидно, что первая из приведенных реакций будет про-

текать с большей скоростью, чем вторая, так как цинк по своей природе более активный металл, чем железо.

Влияние концентрации реагирующих веществ. При увеличении концентрации реагирующих веществ скорость реак-ций увеличивается. Количественно зависимость скорости реак-ции от концентрации выражается законом действующих масс:

Скорость химической реакции пропорциональна произ-ведению концентраций реагирующих веществ.

Для простейших одностадийных реакций концентрации веществ берутся в степенях, которые равны коэффициентам пе-ред формулами веществ в уравнении реакции. Например, для реакции:

OH2SONaSOHNaOH2 24242 +=+ закон действующих масс будет выглядеть:

]SOH[]NaOH[kv 422 ⋅⋅= .

Если записать условное уравнение реакции в виде dDcCbBaA +=+ ,

то закон действующих масс приобретет вид: ba ]B[]A[kv ⋅⋅= ,

где ]A[ и ]B[ – молярные концентрации веществ A и B соот-ветственно; bиa – стехиометрические коэффициенты в урав-нении реакции; k – константа скорости химической реакции, которая равна скорости реакции при концентрациях реагирую-щих веществ л/моль1]B[]A[ == . Константа скорости реакции зависит от природы реагирующих веществ, температуры, но не зависит от концентрации веществ.

54

Системой в химии называют вещество или вещества, на-ходящиеся во взаимодействии и мысленно обособленные от ок-ружающей среды. Различают однородные (гомогенные) и неод-нородные (гетерогенные) системы. В гомогенной системе нет поверхности раздела между отдельными составляющими частя-ми. Система, состоящая из газообразных веществ или из неогра-ниченно смешивающихся жидкостей, всегда будет гомогенной. В гетерогенной системе имеется поверхность раздела между от-дельными составляющими частями. Так, гетерогенной будет система, включающая в себя труднорастворимое твердое веще-ство и жидкость. Другим примером гетерогенной системы могут служить две несмешивающиеся между собой жидкости.

Закон действующих масс строго применим только к гомо-генным реакциям. Для гетерогенных систем в выражение скоро-сти реакции войдут концентрации лишь газообразных или рас-творенных веществ. Например, для реакции между угарным га-зом и кислородом (гомогенная реакция)

)Г(2)Г(2)Г( СO2OСO2 =+ закон действующих масс будет выглядеть следующим образом:

]O[]CO[kv 22 ⋅⋅= .

Тогда как для реакции горения углерода (гетерогенная система, состоящая из двух фаз: твердой и газообразной)

)Г(2)Г(2)ТВ( COOC =+ , выражение скорости реакции примет вид:

]O[kv 2⋅= , Влияние температуры. При увеличении температуры

скорость большинства химических реакций повышается. Зави-симость скорости реакции от температуры описывается прави-лом Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10оС ско-рость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза.

Это правило математически выражается формулой:

10t

10tt

1

212

vv ∆−

γ=γ= ,

55

где γ – температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на C10o ; 1v – скорость реакции при температуре

1t ; 2v – скорость реакции при температуре 2t . Более точная зависимость скорости химической реакции

от температуры выражается уравнением Аррениуса: RT/E

oактekk −⋅= ,

где k – константа скорости; ok – предэкспоненциальный мно-житель; актE – энергия активации; R – универсальная газовая постоянная; T – абсолютная температура.

Влияние катализаторов. Катализаторами называют ве-щества, влияющие на скорость реакции, но не расходующиеся в ходе реакции. Катализаторы изменяют скорость реакции, либо повышая ее (положительный катализ), либо понижая (отрица-тельный катализ или ингибирование).

В большинстве случаев действие катализатора сводится к снижению энергии активации реакции, что вызывает увеличение константы скорости реакции и соответственно самой скорости реакции.

Различают гомогенный катализ (когда реагирующие ве-щества и катализатор находятся в одной фазе) и гетерогенный (реагирующие вещества и катализатор находятся в различных фазах).

Гомогенный катализ чаще всего осуществляется через об-разование малоустойчивых промежуточных продуктов (интер-медиатов). Допустим, некоторые вещества A и B , образующие гомогенную систему, реагируют между собой в соответствии со следующим условным уравнением реакции:

ABBA =+ . Под влиянием катализатора данная одностадийная реакция

разбивается на две ступени: вначале катализатор K соединяется с веществом A с образованием интермедиата АК :

AKKA =+ . Затем промежуточное соединение АК вступает во взаи-

модействие с веществом B , образуя конечное вещество AB и

56

высвобождая катализатор: KABBAK +=+ .

Примером гомогенного катализа может служить окисле-ние оксида серы (IV) кислородом в присутствии оксида азота (II):

22 NO2NO2O =+ ; NOSOSONO 322 +=+ .

В указанном процессе 2NO следует рассматривать как интермедиат (промежуточное соединение), а NO – как катали-затор.

Теория гетерогенного катализа основана на явлении ад-сорбции молекул реагирующих веществ отдельными точками поверхности катализатора. Подобные точки называются актив-ными центрами катализатора. Адсорбированные молекулы обра-зуют в данных центрах химические связи с катализатором, при этом связи в самих молекулах ослабевают и, следовательно, хи-мическая активность молекул повышается. Например, этилен загорается на воздухе при температуре С600о , а в присутствии катализатора (металлического серебра) окисление этилена начи-нается уже при С280о .

57

Лабораторная работа

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентра-

ции реагирующих веществ. В этом опыте используется реак-ция между растворами тиосульфата натрия и серной кислоты, в результате которой образуется элементарная сера, вызывающая по достижении определенной концентрации помутнение раство-ра:

422242322 SONaSSOOHSOHOSNa +↓++=+ . По промежутку времени от начала реакции до заметного

помутнения раствора можно судить об относительной скорости этой реакции.

В трех пробирках (желательно одинакового диаметра) приготовьте одинаковые объемы растворов тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в первую пробирку внесите 5 капель раствора 322 OSNa и 10 капель дистиллированной во-ды; во вторую пробирку – 10 капель раствора 322 OSNa и 5 ка-пель воды; в третью – 15 капель раствора 322 OSNa . Первую и вторую пробирки осторожно встряхните. Таким образом, кон-центрация тиосульфата натрия в трех пробирках будет соотно-ситься как 3:2:1 или как С3:С2:С1 .

К раствору тиосульфата натрия в первой пробирке при-лейте 1 каплю раствора серной кислоты (необходимо стараться, чтобы капля кислоты сразу попала в раствор 322 OSNa , а не стекла по стенке пробирки). При помощи секундомера отмерьте промежуток времени, в течение которого появляется помутне-ние, вызванное выделением серы. Аналогичные опыты проведи-те со второй и третьей пробирками. Полученные результаты внесите в таблицу 1.

На основании полученных значений постройте график за-висимости скорости реакции от концентрации реагирующих ве-ществ, для этого по оси абсцисс отложите условную концентра-цию раствора тиосульфата натрия 322 OSNa , а по оси ординат –

58

относительную скорость реакции. Таблица 1

Количество капель Но-мер про-бирки 322 OSNa

OH 2

42SOH

Услов-ная кон-центра-ция

Время появ-ления помут-нения t , с

Относи-тельная скорость реакции

t1000v =

1 5 10 1 1С 2 10 5 1 2С 3 15 – 1 3С

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от кон-

центрации реагирующих веществ. Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температу-

ры. В данном опыте используют предыдущую реакцию между тиосульфатом натрия и серной кислотой.

Необходимо провести три опыта при различных темпера-турах: первый опыт проводится при комнатной температуре, второй – при температуре на С10о выше комнатной; третий – при температуре на С20о выше комнатной.

В три пробирки наберите по 10 капель раствора тиосуль-фата натрия. В первую пробирку добавьте 1 каплю раствора сер-ной кислоты и отмерьте промежуток времени, за который появ-ляется помутнение раствора. Вторую пробирку необходимо предварительно выдержать в водяной бане, температура которой на С10о выше комнатной, в течение 5 минут. После этого до-бавьте 1 каплю серной кислоты и отмерьте время протекания реакции. Третий опыт проведите аналогично второму, но при температуре на С20о выше комнатной. Результаты опытов вне-сите в таблицу 2.

По полученным данным постройте график зависимости скорости реакции от температуры: на оси абсцисс отложите тем-пературу, на оси ординат – относительную скорость реакции.

59

Таблица 2

Число капель Номер про-бирки 322 OSNa

42SOH

Тем-пера-тура опыта,

Co

Время появления помутне-ния t , с

Относи-тельная ско-рость реак-

ции t1000v =

1 10 1 2 10 1 3 10 1

Пользуясь правилом Вант-Гоффа и опытными данными,

рассчитайте температурный коэффициент реакции. Опыт 3. Зависимость скорости реакции в гетерогенной

системе от величины поверхности реагирующих веществ. В две пробирки налейте по 5 мл концентрированной соляной ки-слоты (1:1). Уравновесьте на весах маленький (массой прибли-зительно 0,5 г) кусочек карбоната кальция 3CaCO на одной чашке, порошкообразный карбонат кальция – на другой. Обе навески 3CaCO одновременно внесите в разные пробирки с со-ляной кислотой. Отметьте, во сколько раз различаются скорости реакции в зависимости от состояния 3CaCO .

Опыт 4. Влияние катализатора на скорость реакции. Пероксид водорода 22OH при комнатной температуре разлага-ется довольно медленно, но эту реакцию можно ускорить введе-нием катализатора, например оксида четырехвалентного мар-ганца 2MnO .

В две пробирки наберите по 2-3 мл 3%-ного раствора пе-роксида водорода. В одну из пробирок внесите на кончике шпа-теля небольшое количество 2MnO .

Как изменилась скорость реакции разложения 22OH по-сле добавления диоксида марганца?

Гетерогенный или гомогенный катализ имеет место?

60

Составьте уравнение реакции. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Химическая реакция, протекающая слева направо, называ-ется прямой реакцией, и наоборот, реакция, протекающая справа налево, – обратной реакцией.

Состояние обратимой системы, при которой скорость пря-мой реакции равна скорости обратной реакции, называется хи-мическим равновесием.

В равновесном состоянии продолжают протекать и пря-мая, и обратная реакции, но так как скорости их равны, концен-трации всех веществ в реакционной системе не изменяются. Эти концентрации называются равновесными.

Для обратимой реакции dDcCbBaA +=+ в состоянии равновесия закон действующих масс будет иметь вид:

baпрпр ]B[]A[kv ⋅⋅= ; dc

обробр ]D[]C[kv ⋅⋅= ,

где ]D[],C[],B[],A[ – равновесные концентрации. Так как по определению равновесия скорости прямой и обратной реакций равны обрпр vv = , то получаем:

dcобр

baпр ]D[]C[k]B[]A[k ⋅⋅=⋅⋅ .

В полученном выражении сгруппируем константы скоро-стей прямой и обратной реакций в левую часть уравнения, а рав-новесные концентрации веществ – в правую часть:

ba

dc

обр

пр

]B[]A[]D[]C[

kk

⋅⋅

= .

Отношение констант скоростей прямой и обратной реак-ций является величиной постоянной и называется константой равновесия pK :

обр

прp k

kK = ; ba

dc

p ]B[]A[]D[]C[K

⋅⋅

= .

Последняя формула представляет собой закон действую-щих масс в равновесной системе. Не забывайте, что концентра-ции твердых веществ в закон действия масс не входят и, следо-

61

вательно, в выражении константы равновесия не присутствуют. Константа равновесия химической реакции зависит от

температуры и давления, но не зависит от концентрации реаги-рующих веществ. Присутствие катализатора также не влияет на константу равновесия, поскольку катализатор одновременно увеличивает скорость как прямой, так и обратной реакции.

Смещение равновесия. При изменении внешних условий скорости прямой и обратной реакций могут стать неодинаковы-ми, что вызывает смещение (сдвиг) равновесия.

Если в результате внешнего воздействия скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции

обрпр vv > , то говорят о смещении равновесия вправо (в сторону прямой реакции, в сторону продуктов реакции). Если скорость обратной реакции становится больше скорости прямой реакции

обрпр vv < , то отмечают смещение равновесия влево (в сторону обратной реакции, в сторону исходных веществ).

Направление смещения равновесия определяется принци-пом Ле-Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии химическо-го равновесия, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции, кото-рая противодействует данному воздействию.

Важнейшими факторами, которые могут приводить к сме-щению химического равновесия, являются концентрация реаги-рующих веществ, температура и внешнее давление. Как уже от-мечалось ранее, катализаторы в равной мере увеличивают ско-рость как прямой, так и обратной реакции. Поэтому добавление катализаторов в равновесную систему не вызывает сдвига рав-новесия. Также не нарушает равновесия изменение площади раз-дела фаз в гетерогенной системе.

Влияние концентрации на смещение химического рав-новесия. Если в равновесной системе увеличивается концентра-ция какого-либо вещества, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество расходу-ется. Если из равновесной системы выводится вещество (т.е. концентрация вещества уменьшается), то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещест-

62

во образуется. Пример 1. Как сместится равновесие в системе

HI2IH 22 ↔+ при увеличении концентрации водорода?

Водород является исходным веществом, которое расходу-ется в ходе прямой реакции. Значит, при увеличении концентра-ции водорода равновесие будет смещаться в сторону прямой ре-акции (вправо).

Пример 2. В какую сторону смещается равновесие OHSOSOH 2232 +↔

в результате повышения концентрации диоксида серы? Диоксид серы – конечное вещество, расходуемое в ходе

обратной реакции. Поэтому в результате повышения его концен-трации будет происходить сдвиг равновесия в сторону обратной реакции (влево).

Пример 3. Укажите направление сдвига равновесия 23 COCaOCaCO +↔

при понижении концентрации углекислого газа. Углекислый газ – конечное вещество, образующееся в ре-

зультате прямой реакции. Следовательно, при понижении его концентрации равновесие будет смещаться в сторону прямой реакции (вправо).

Влияние температуры на смещение химического рав-новесия. Прямая и обратная реакции имеют противоположные тепловые эффекты: если прямая реакция экзотермическая*, то обратная реакция эндотермическая**. При повышении темпера-туры равновесие смещается в сторону эндотермической реак-ции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

Пример 4. Каким образом будет смещаться равновесие в растворе угольной кислоты

3222 COHOHCO ↔+ 0H <∆

* Экзотермическая – реакция, протекающая с выделением тепла

(с положительным тепловым эффектом). ** Эндотермическая – реакция, протекающая с поглощением те-

пла (с отрицательным тепловым эффектом).

63

в результате изменения температуры? Судя по изменению энтальпии прямой реакции 0H <∆ ,

она протекает с выделением теплоты (экзотермическая реакция). Значит, при понижении температуры равновесие будет смещать-ся вправо (в сторону прямой реакции), а при повышении темпе-ратуры – влево (в сторону обратной реакции).

Влияние давления на смещение равновесия. Давление оказывает влияние на равновесную систему, в которой прини-мают участие газообразные вещества. Если внешнее давление повышается, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой число моль газообразных веществ уменьшается. И наоборот, равновесие смещается в сторону об-разования большего числа моль газообразных веществ при по-нижении внешнего давления. Если реакция протекает без изме-нения числа молекул газообразных веществ, то изменение дав-ления не влияет на равновесие в данной системе.

Пример 5. В какую сторону смещается равновесие )Г(3)Г(2)Г(2 SO2OSO2 ↔+

при повышении внешнего давления? В левой части уравнения реакции присутствуют 3 моль га-

зообразных веществ (2 моль 2SO и 1 моль 2O ), в правой части – 2 моль (2 моль 3SO ). Прямая реакция протекает с уменьшени-ем количества моль газов (из 3 моль получают 2 моль), обратная реакция – наоборот, с увеличением количества моль газообраз-ных веществ. Следовательно, повышение давления будет сме-щать равновесие в сторону прямой реакции (вправо).

Пример 6. Как смещается равновесие в системе )Г(2)Г(2)Г(2)Г( HCOOHCO +↔+

при понижении внешнего давления? В обеих частях уравнения присутствуют по 2 моль газооб-

разных веществ: в левой части – 1 моль CO и 1 моль паров во-ды OH 2 ; в правой части – 1 моль 2CO и 1 моль 2H . Значит, и прямая, и обратная реакции протекают без изменения количест-ва моль газообразных веществ. И понижение давления (впрочем, как и повышение давления) не вызывает смещения равновесия.

64

Лабораторная работа

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Опыт 1. Смещение химического равновесия вследствие изменения концентрации реагирующих веществ.

В данном опыте осуществляют реакцию: KCl3)SCN(FeKSCN3FeCl 33 +↔+ .

Роданид железа 3)SCN(Fe окрашен в кроваво-красный цвет. Изменение концентрации 3)SCN(Fe влияет на интенсив-ность окраски раствора, что позволяет наблюдать, в каком на-правлении сдвигается равновесие при изменении концентрации реагирующих веществ. Чем интенсивнее окраска раствора, тем больше в нем содержится роданида железа, следовательно, рав-новесие смещается вправо (в сторону прямой реакции).

Одну из пробирок заполните практически полностью дис-тиллированной водой, затем добавьте 1-2 капли насыщенного раствора хлорида железа (III) 3FeCl и 1-2 капли насыщенного раствора роданида калия KSCN (можно воспользоваться рода-нидом аммония SCNNH 4 ). Перемешайте содержимое пробир-ки до равномерного окрашивания полученного раствора. После чего раствор разлейте поровну в четыре пробирки. Первую про-бирку оставьте в качестве эталонного раствора, во вторую до-бавьте 2-3 капли насыщенного раствора хлорида железа (III), в третью – 2-3 капли насыщенного раствора роданида калия (или роданида аммония), в четвертую – небольшое количество кри-сталлического хлорида калия KCl (или хлорида аммония

ClNH 4 ). Содержимое второй и третьей пробирок перемешайте, четвертую сильно встряхните. Что наблюдается в каждой про-бирке?

Составьте выражение константы равновесия для данной реакции и объясните результаты опыта. Результаты опыта вне-сите в таблицу 3.

Чем объяснить, что изменение концентрации роданида ка-лия вызывает более эффективное смещение равновесия, чем из-менение концентрации хлорида железа (III)?

65

Таблица 3 № Добавленное

вещество Изменение окраски

(усиление, ослабление) Смещение равновесия

(влево, вправо) 1 3FeCl 2 KSCN 3 KCl

Опыт 2. Обратимость химического равновесия. В рас-

творах, содержащих хромат- или дихромат-анионы, существует равновесие:

OHOCrH2CrO2 2272

24 +↔+ −+− ,

которое может смещаться при изменении концентрации ионов водорода +H .

В химический стаканчик налейте небольшое количество 10%-ного раствора 722 OCrK и к этому раствору по каплям до-бавляйте концентрированный раствор щелочи. При этом цвет раствора будет постепенно меняться. Когда раствор станет жел-тым, добавьте по каплям концентрированную серную кислоту и отметьте постепенное изменение окраски раствора. После этого можно снова прибавить щелочь и получить желтый цвет. Объяс-ните изменение окраски растворов при прибавлении щелочи и кислоты.

Опыт 3. Влияние температуры на смещение химиче-ского равновесия. В растворе аммиака существует равновесие:

−+ +↔+ OHNHOHNH 423 , которое при повышении температуры смещается влево.

В коническую колбу объемом 100 мл налейте 30-40 мл дистиллированной воды и добавьте одну каплю концентриро-ванного раствора аммиака. Прибавьте 1-2 капли раствора фе-нолфталеина, при этом появляется характерное красное окраши-вание. Нагрейте колбу на асбестовой сетке. Что наблюдается? Затем колбу охладите водой из-под крана. Почему появляется вновь красное окрашивание? На основании полученных данных определите тепловой эффект прямой реакции.

Опыт 4. Влияние температуры на смещение химиче- 66

ского равновесия. При взаимодействии йода с крахмалом обра-зуется синее вещество сложного состава (йодокрахмал). Реакция экзотермическая, и равновесие ее можно представить условной схемой:

лйодокрахмакрахмалйод ↔+ 0<∆Η . В две пробирки налейте 4-5 мл раствора крахмала и до-

бавьте по каплям йодную воду (до появления темно-синей окра-ски). Вторую пробирку сохраните в качестве эталонного раство-ра.

Нагрейте первую пробирку до исчезновения окраски рас-твора, затем охладите ее водой из-под крана, при этом синее ок-рашивание вновь появляется. В каком направлении смещается равновесие при изменении температуры? Дайте объяснение на основе принципа Ле-Шателье.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

67

Общие сведения о гидролизе солей Гидролизом соли называется обменное взаимодействие ио-

нов соли с водой, в результате которого образуются слабые элек-тролиты.

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодей-ствию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами OH- или ионами водорода H+ из молекул воды. В результате этого взаи-модействия образуется малодиссоциирующее соединение (сла-бый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо: H2O → H+ + OH–. Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов H+ или OH–, вследствие чего раствор гидролизующейся соли показывает кис-лую или щелочную среду.

Гидролиз – процесс обратимый для большинства солей. В состоянии равновесия только небольшая часть ионов соли гид-ролизуется. Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза h (другие обозначения степени гидролиза – αгидр или β):

Степень гидролиза равна отношению числа гидролизо-вавшихся молекул к общему числу растворенных моле-кул вещества:

00100

Nnh ⋅= ,

где n – число молекул соли, подвергшихся гидролизу; N – общее число растворенных молекул соли.

Степень гидролиза зависит от природы соли, концентра-ции раствора и температуры. При разбавлении раствора или при повышении температуры степень гидролиза увеличивается.

Любую соль можно представить как продукт взаимодейст-вия кислоты и основания. Например, нитрит натрия NaNO2 мож-но получить в результате реакции между слабой азотистой ки-слотой HNO2 и сильным основанием NaOH:

OHNaNONaOHHNO 222 +=+ . Таким образом, можно сказать, что соль NaNO2 образова-

на сильным основанием и слабой кислотой. Аналогичный под-ход осуществим для других солей: хлорид алюминия AlCl3 обра-зован слабым основанием Al(OH)3 и сильной соляной кислотой

68

HCl; сульфид аммония (NH4)2S – слабым основанием NH4OH и слабой сероводородной кислотой H2S; сульфат калия K2SO4 – сильным основанием KOH и сильной серной кислотой H2SO4 и т.д.

В зависимости от силы исходной кислоты и исходного ос-нования соли можно разделить на 4 типа:

1) соли, образованные сильным основанием и слабой ки-слотой, например цианид калия KCN, ацетат натрия CH3COONa, фторид рубидия RbF, гипохлорит бария Ba(ClO)2;

2) соли, образованные слабым основанием и сильной ки-слотой, например бромид магния MgBr2, хлорид аммония NH4Cl, нитрат цинка Zn(NO3)2, сульфат алюминия Al2(SO4)3:

3) соли, образованные слабым основанием и слабой кисло-той: фторид серебра AgF, сульфид аммония (NH4)2S, нитрит маг-ния Mg(NO2)2, ацетат меди (CH3COO)2Cu;

4) соли, образованные сильным основанием и сильной ки-слотой, например хлорид натрия NaCl, сульфат калия K2SO4, нитрат кальция Ca(NO3)2, бромид бария BaBr2.

Виды гидролиза Соли, образованные сильным основанием и слабой кисло-

той, подвергаются гидролизу по аниону, поскольку входящий в их состав анион слабой кислоты связывает катион водорода H+ молекулы воды, образуя слабый электролит (слабую кислоту).

Пример 1: нитрит калия KNO2 образован сильным осно-ванием KOH и слабой азотистой кислотой HNO2:

222 HNOKOHOHKNO +↔+ ;

222 HNOOHKOHNOK ++↔++ −+−+ ;

222 HNOOHOHNO +↔+ −− . Так как ионы водорода H+ соединяются с кислотными ос-

татками в молекулы слабой кислоты, их концентрация уменьша-ется, равновесие процесса диссоциации воды по принципу Ле-Шателье смещается вправо:

−+ +→ OHHOH 2 . В конечном итоге, это приводит к увеличению концентра-

ции свободных гидроксид-ионов OH–, возникает щелочная среда

69

раствора. Таким образом, соли, образованные сильным основанием

и слабой кислотой, при растворении в воде показывают щелоч-ную реакцию среды (pH>7).

Соли, образованные слабым основанием и сильной кисло-той, гидролизуются по катиону, так как входящий в их состав катион слабого основания связывает гидроксид-ион OH– воды, образуя слабый электролит (слабое основание).

Пример 2: иодид аммония INH 4 образован слабым осно-ванием OHNH 4 и сильной кислотой HI :

HIOHNHOHINH 424 +↔+ ; −+−+ ++↔++ IHOHNHOHINH 424 ;

++ +↔+ HOHNHOHNH 424 . При растворении данной соли в воде катионы аммония

+4NH связываются с гидроксид-ионами −OH воды, образуя сла-

бое основание. В растворе появляется избыток ионов водорода +H , что определяет наличие кислой среды.

Таким образом, соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, при гидролизе показывают кислую реакцию среды )7pH( < .

Соли, образованные слабым основанием и слабой кисло-той, гидролизуются одновременно и по катиону, и по аниону. Катион слабого основания, входящий в состав таких солей, свя-зывает ионы −OH из молекул воды с образованием слабого ос-нования, в то время как анион слабой кислоты соединяется с ио-нами +H , образуя слабую кислоту. Реакция растворов этих со-лей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит от соотношения констант диссоциации слабой ки-слоты и слабого основания, которые образуются в результате гидролиза.

Пример 3: ацетат аммония 43COONHCH образован сла-

бым основанием OHNH 4 )102К( 5д

−⋅= и слабой уксусной

кислотой COOHCH 3 )102К( 5д

−⋅= :

70

OHNHCOOHCHOHCOONHCH 43243 +↔+ ;

OHNHCOOHCHOHNHCOOCH 43243 +↔++ +− . Реакция раствора данной соли будет строго нейтральной

(pH=7), потому что )OHNH(К)COOHCH(К 4д3д = . Если константа диссоциации слабой кислоты будет мень-

ше константы диссоциации слабого основания, то раствор соли, состоящей из катиона такого основания и аниона такой кислоты, будет показывать при гидролизе слабощелочную среду. В про-тивоположном случае среда будет слабокислой.

Как уже было отмечено, для большинства солей гидролиз является обратимым процессом. В состоянии равновесия гидро-лизуется только небольшая часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т.е. для них гидролиз является необратимым процессом.

Необратимому (полному) гидролизу подвергаются соли, которые образованы катионом слабого нерастворимого или ле-тучего основания и анионом слабой летучей или нерастворимой кислоты. Такие соли не существуют в водных растворах:

↑+↓=+ SH3)OH(Al2OH6SAl 23232 ;

↑+↓=+ 232332 CO3)OH(Fe2OH3)CO(Fe . Поэтому в результате обменных реакций водными раство-

рами некоторых солей не всегда образуются две соли. Одна из этих солей может подвергаться необратимому гидролизу с обра-зованием соответствующего нерастворимого основания и слабой летучей (нерастворимой) кислоты. Например, при смешивании растворов сульфида калия и бромида железа (III) вместо ожи-даемого сульфида железа (III) в осадок выпадает гидроксид трехвалентного железа:

KBr6SH3)OH(Fe2OH6FeBr2SK3 23232 +↑+↓=++ ;

↑+↓=++ +− SH3)OH(Fe2OH6Fe2S3 23232 .

Соли, образованные сильным основанием и сильной кисло-той, не гидролизуются, потому что катионы и анионы этих со-лей не связываются с ионами H+ или OH– воды, т.е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Среда – нейтральная (pH=7).

71

Ступенчатый гидролиз Гидролиз солей может протекать ступенчато. Если соль образована слабой многоосновной кислотой и

сильным основанием, число ступеней гидролиза зависит от ос-новности слабой кислоты. Ступенчато гидролизуются соли

32SONa , 32CORb , 32SiOK , 43PONa и др. В водном растворе таких солей на первых ступенях гидролиза образуются кислая соль вместо кислоты и сильное основание.

Пример 4: гидролиз карбоната калия 32COK протекает по аниону, потому что соль образована сильным основанием KOH и слабой угольной кислотой 32COH . Так как угольная кислота двухосновная, гидролиз 32COK будет протекать по двум ступеням.

Первая ступень (непосредственное взаимодействие исход-ной соли с молекулами воды):

3232 KHCOKOHOHCOK +↔+ ; −+−+−+ +++↔++ 32

23 HCOKOHKOHCOK2 ;

−−− +↔+ 3223 HCOOHOHCO .

Продуктами первой ступени гидролиза 32COK являются кислая соль 3KHCO и гидроксид калия KOH .

Вторая ступень (гидролиз кислой соли, которая образова-лась в результате первой ступени):

3223 COHKOHOHKHCO +↔+ ;

3223 COHOHKOHHCOK ++↔++ −+−+ ;

3223 COHOHOHHCO +↔+ −− . Продуктами второй ступени гидролиза 32COK являются

гидроксид калия и слабая угольная кислота 32COH . Гидролиз по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой ступени. Среда раствора карбоната калия 32COK щелочная (pH>7), так как в растворе увеличивается концентра-ция ионов −OH .

72

Если соль образована слабым многокислотным основани-ем и сильной кислотой, то число ступеней гидролиза зависит от кислотности слабого основания. Ступенчато гидролизуются со-ли 4MgSO , 3AlCl , 2ZnBr , 33 )NO(Fe и др. В водных раство-рах таких солей на первых ступенях образуется основная соль вместо основания и сильная кислота.

Пример 5: гидролиз хлорида никеля 2NiCl протекает по катиону, так как соль образована слабым основанием 2)OH(Ni и сильной соляной кислотой HCl . Гидроксид никеля 2)OH(Ni является двухкислотным основанием, поэтому гидролиз проте-кает по двум ступеням.

Первая ступень: HClNiOHClOHNiCl 22 +↔+ ;

−+−+−+ +++↔++ ClHClNiOHOHCl2Ni 22 ;

+++ +↔+ HNiOHOHNi 22 .

Продуктами первой ступени гидролиза 2NiCl являются основная соль NiOHCl и сильная кислота HCl .

Вторая ступень (гидролиз основной соли, которая образо-валась в результате первой ступени гидролиза):

HCl)OH(NiOHNiOHCl 22 +↔+ ; −+−+ ++↔++ ClH)OH(NiOHClNiOH 22 ;

++ +↔+ H)OH(NiOHNiOH 22 . Продуктами второй ступени гидролиза являются слабое

основание и сильная кислота. Однако степень гидролиза по вто-рой ступени намного меньше, чем по первой ступени.

Среда раствора 2NiCl – кислая )7pH( < , потому что в растворе увеличивается концентрация ионов +H .

73

Лабораторная работа

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Опыт 1. Реакция среды растворов различных средних солей. В шесть пробирок на треть объема налейте нейтральный раствор лакмуса. Одну из пробирок оставьте в качестве кон-трольной, а в остальные добавьте небольшое количество кри-сталлических солей: в первую – ацетата натрия, во вторую – хло-рида алюминия, в третью – силиката натрия, в четвертую – кар-боната аммония, в пятую – хлорида калия.

Размешайте раствор в каждой пробирке отдельной палоч-кой. Как изменилась окраска раствора лакмуса от добавления каждой соли? Какая реакция среды характеризуется получив-шимся цветом лакмуса? В результате какого процесса могли появиться избыточные ионы +H и −OH в водном растворе средних солей? Напишите в молекулярном и ионном виде урав-нения гидролиза соответствующих солей.

В случае ступенчатого гидролиза напишите уравнение ре-акции лишь для первой ступени, так как при данной концентра-ции раствора последующие ступени гидролиза практически не протекают. Сформулируйте определение процесса гидролиза и сделайте вывод о реакции среды водных растворов солей, обра-зованных:

а) сильным основанием и слабой кислотой; б) слабым основанием и сильной кислотой; в) слабым основанием и слабой кислотой; г) сильным основанием и сильной кислотой.

Опыт 2. При помощи универсальной индикаторной бума-ги определите pH следующих растворов: хлорида натрия, суль-фата натрия, карбоната натрия, ацетата аммония, хлорида цинка, сульфата алюминия, а также дистиллированной воды. Объясни-те полученные результаты и напишите уравнения соответст-вующих реакций (в молекулярной и ионной формах). В случаях ступенчатого гидролиза напишите уравнения реакций по ступе-ням.

Сделайте вывод, какими основаниями и кислотами обра-

74

зованы соли, и укажите реакцию среды )pH( . Опыт 3. В две пробирки налейте 2-3 мл дистиллированной

воды. В первую пробирку внесите небольшое количество кри-сталлического хлорида алюминия, во вторую – такое же количе-ство хлорида цинка. Кристаллы солей растворите и с помощью универсальной индикаторной бумаги определите pH растворов этих солей. Степень гидролиза какой соли больше? Почему? На-пишите молекулярное и ионное уравнения гидролиза по первой ступени.

Аналогичный опыт проведите с другими солями: сульфи-том натрия и карбонатом натрия. В каком растворе концентра-ция −ОН более высокая? Степень гидролиза какой соли боль-ше? Почему?

Опыт 4. Образование основных и кислых солей при ступенчатом гидролизе.

А. Внесите в пробирку 7-8 капель раствора сульфата алю-миния и такой же объем раствора ацетата натрия. Закрепите про-бирку в штативе и опустите в водяную баню с горячей водой. Наблюдайте образование осадка основной соли алюминия

COOCH)OH(Al 32 . Продуктом какой ступени гидролиза явля-ется образовавшаяся основная соль? Напишите молекулярные и ионные уравнения гидролиза по ступеням. На какой ступени сте-пень гидролиза больше? Почему? Результатом гидролиза каких солей являются основные соли?

Б. Налейте в пробирку нейтральный раствор лакмуса, вне-сите в нее кристалликов соды 32CONa и размешайте раствор стеклянной палочкой. В какой цвет окрасился раствор лакмуса? Какие ионы обусловили изменение цвета лакмуса? В результате какого процесса эти ионы появились? Отсутствие выделения диоксида углерода указывает на то, что непрочная угольная ки-слота при этом почти не образуется, следовательно, гидролиз протекал лишь по первой ступени до образования гидрокарбона-та натрия. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения реакции. В результате гидролиза каких солей образуются кислые соли?

Опыт 5. Особые случаи полного гидролиза. В две про-

75

бирки внесите по 6-8 капель раствора сульфата алюминия. В од-ну пробирку добавьте такой же объем раствора сульфида аммо-ния (или сульфида натрия), в другую – раствор карбоната на-трия. Наблюдайте в обеих пробирках выпадение осадка гидро-ксида алюминия, сопровождающееся в первом случае выделени-ем газообразного сероводорода (отметьте запах), во втором – пузырьков углекислого газа. Напишите молекулярные и ионные уравнения протекающих процессов, объясните выделение газов и образование осадков в обеих пробирках. Почему не образова-лись сульфид и карбонат алюминия?

Опыт 6. Влияние силы кислоты и основания, обра-зующих соль, на степень ее гидролиза.

А. В две пробирки налейте дистиллированной воды. В од-ну пробирку внесите небольшое количество кристаллического сульфита натрия, в другую – аналогичное количество кристал-лического карбоната натрия. По отсутствию выделения 2SO и

2CO убедитесь, что гидролиз протекает лишь по первой ступе-ни. Напишите уравнения реакций.

В каждую пробирку добавьте по одной капле фенолфта-леина. В растворе какой соли окраска фенолфталеина интенсив-нее? В каком случае концентрация гидроксид-ионов более высо-кая и, следовательно, степень гидролиза больше? Объясните на-блюдаемое явление, сравнив константы диссоциации угольной и сернистой кислот. Какой ион −2

3SO или −23CO лучше связывает

ионы +H и вызывает большее накапливание ионов −OH ? Б. Степень гидролиза какой соли 3AlCl или 2MgCl при

одинаковых концентрациях и температуре должна быть больше? Напишите уравнение реакции по первой ступени и определите, в каком случае концентрация ионов +H должна быть выше.

Проверьте свое заключение опытом, определив при помо-щи индикаторной бумажки приближенное значение pH в рас-творах этих солей.

Сформулируйте общий вывод о влиянии силы кислоты и основания, образующих соль, на степень гидролиза.

Опыт 7. Влияние температуры на степень гидролиза солей. Налейте в пробирку до половины ее объема дистиллиро-

76

ванной воды и внесите в нее небольшое количество кристалли-ческого ацетата натрия. Напишите ионное уравнение гидролиза этой соли. Кислая или щелочная среда должна быть в растворе этой соли? Добавьте к раствору каплю фенолфталеина. Наблю-дайте появление слабого окрашивания раствора.

Половину полученного раствора отлейте в другую про-бирку и оставьте для сравнения, а пробирку с оставшимся рас-твором укрепите в штативе и опустите в водяную баню с горя-чей водой. Как изменяется окраска раствора при нагревании? Какой вывод об изменении концентрации гидроксид-ионов в растворе можно сделать на основании изменения окраски фе-нолфталеина? В каком направлении сместилось равновесие гид-ролиза?

Укажите причину увеличения степени гидролиза соли с повышением температуры раствора.

Опыт 8. Влияние разбавления раствора на степень гид-ролиза солей. В пробирку внесите 2-3 капли раствора хлорида трехвалентной сурьмы 3SbCl . Напишите уравнение гидролиза, протекающего в достаточно концентрированном растворе соли практически лишь по первой степени. Постепенно по каплям добавляйте дистиллированную воду до выпадения белого осадка хлорида оксосурьмы SbOCl . Этот осадок образуется на второй ступени гидролиза из-за отщепления воды от дигидроксохлори-да сурьмы Cl)OH(Sb 2 . Объясните влияние разбавления на уве-личение степени гидролиза, для чего напишите выражение кон-станты гидролиза хлорида сурьмы (III) по первой ступени (для ионного уравнения). Проанализируйте, во сколько раз увеличит-ся числитель и знаменатель при увеличении разбавления в два раза. Вызовет ли это смещение равновесия гидролиза? В сторону увеличения или уменьшения? Раствор с полученным осадком сохраните для следующего опыта.

Опыт 9. Влияние изменения концентрации водородных ионов на гидролиз солей. К раствору с осадком хлорида оксо-сурьмы (см. предыдущий опыт) добавьте несколько капель кон-центрированной соляной кислоты до растворения осадка, затем снова прилейте воду до появления мути. Объясните происходя-щие явления. Укажите, в какую сторону смещается равновесие и

77

как изменяется степень гидролиза соли в результате увеличения концентрации ионов водорода в растворе.

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

Равновесие в системе осадок-раствор Подавляющее большинство веществ обладает ограничен-

ной растворимостью в воде или в других растворителях. Поэто-му на практике часто приходится встречаться с системами, в ко-торых в состоянии равновесия находятся осадок и насыщенный раствор электролита.

В подобном насыщенном растворе малорастворимого электролита с условной формулой nm AnKt , находящегося в равновесии с его твердой фазой, будет наблюдаться следующий обратимый процесс:

−+ +↔ mnnm AnnmKtAnKt .

Переход ионов в раствор и обратный процесс внедрения ионов в структуру твердого вещества происходят лишь на его поверхности, которая при данной степени измельчения является постоянной величиной. В этом случае на основании закона дей-ствия масс состояние равновесия будет зависеть только от про-изведения концентраций ионов, которое для данного малорас-творимого вещества является величиной постоянной.

Произведение концентрации ионов электролита в сте-пенях, равных стехиометрическим коэффициентам, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная. Эту величи-ну называют произведением растворимости ПР.

Произведение растворимости представляет собой констан-ту равновесия гетерогенной системы, состоящей из твердой фа-зы малорастворимой соли и ее насыщенного раствора. Для элек-тролита nmAnKt эта величина определяется выражением:

nmmn ]An[]Kt[ПР −+ ⋅= . При более строгих расчетах следует учитывать не концен-

трацию ионов, а их активность. Тогда произведением раствори-мости ПР будет называться произведение активностей ионов в

78

насыщенном растворе малорастворимого соединения: nAn

mKt mn aa ПР −+ ⋅= .

Для расчетов, не требующих большой точности, и особен-но в тех случаях, когда ионная сила насыщенных растворов ма-лорастворимых электролитов невелика, можно принять, что ко-эффициенты активностей ионов близки к единице, а сами актив-ности ионов можно считать равными их аналитическим концен-трациям.

В насыщенном растворе произведение концентраций ио-нов электролита характеризует его способность к растворению. Действительно, зная ПР малорастворимого электролита, можно вычислить его растворимость. Так, если обозначить раствори-мость электролита через величину S (молярная растворимость), то концентрация каждого из ионов будет равна величине S с учетом соответствующего коэффициента уравнения диссоциа-ции электролита:

моль/л)(mS]Kt[ n =+ ; моль/л)(nS]An[ m =− , и произведение растворимости, выраженное через S , приобре-тет вид:

nm )nS()mS(ПР ⋅= . Отсюда можно выразить саму растворимость:

nmnm SnmПР +⋅⋅= ;

nmnm nm

ПРS +

⋅= .

Для бинарных электролитов*, например для сульфата ба-рия 4BaSO , хлорида серебра AgCl или фосфата алюминия

4AlPO , растворимость будет равна:

ПР11

ПРS 1111=

⋅= + .

В случае трехионного малорастворимого электролита, на-пример фторида кальция 2CaF , соотношение между молярной

* Бинарные электролиты – это вещества, состоящие из двух ио-нов: одного катиона и одного аниона.

79

растворимостью и величиной произведения растворимости бу-дет иметь вид:

32121 4

ПР21

ПРS =⋅

= + .

Если взять более сложное по составу мало растворимое соединение, например четырехионный гидроксид трехвалентно-го железа 3)OH(Fe , для которого 1m = и 3n = , то формула будет представлять собой корень четвертой степени:

43131 27

ПР31

ПРS =⋅

= + .

Для пятиионного труднорастворимого электролита, на-пример ортофосфата кальция 243 )PO(Ca , молярная раствори-мость будет равна

52323 108

ПР23

ПРS =⋅

= + .

Из приведенных выражений видно, что сравнивать моляр-ные растворимости двух или нескольких малорастворимых элек-тролитов по величине ПР можно лишь в том случае, если они однотипны.

Условием выпадения осадка является превышение произ-ведения концентрации ионов, образующих плохо растворимое соединение, над значением произведения растворимости:

nmmn ]An[]Kt[ПР −+ ⋅< . Прекращение образования осадка происходит тогда, когда

устанавливается динамическое равновесие между раствором и твердой фазой.

Если произведение растворимости больше или равно про-изведению концентрации ионов в растворе

nmmn ]An[]Kt[ПР −+ ⋅≥ , то осадок не образуется, так как в случае, когда произведение концентраций ионов меньше значения ПР малорастворимого электролита, раствор является ненасыщенным, а во втором слу-чае – только достигшим насыщения по отношению к данному малорастворимому соединению.

80

Влияние общего иона на растворимость

малорастворимого электролита Увеличение концентрации одного вида ионов в насыщен-

ном растворе малорастворимого электролита приводит к умень-шению концентрации другого вида ионов. Величина ПР при данной температуре остается постоянной.

Следствием этого является важное правило, используемое в практике химического анализа: растворимость малораство-римого электролита уменьшается, если его раствор содержит хорошо растворимый электролит, имеющий общий ион с мало-растворимым электролитом.

Например, если в насыщенном растворе малорастворимо-го электролита

−+ +↔ 24

24 SOBaBaSO

увеличить концентрацию катионов бария +2Ba , добавив к рас-твору некоторое количество хорошо растворимого хлорида ба-рия 2BaCl , то это вызовет уменьшение концентрации сульфат-ионов −2

4SO вследствие сдвига равновесия влево и образования некоторого дополнительного количества твердой фазы. Того же самого эффекта можно добиться, если добавить к насыщенному раствору 4BaSO какой-либо хорошо растворимый сульфат, на-пример сульфат натрия 42SONa .

Таким образом, растворимость малорастворимого элек-тролита при введении в раствор одноименных ионов уменьшает-ся.

Влияние концентрации водородных ионов

на растворимость малорастворимых электролитов Кислотность среды существенно влияет на растворимость

малорастворимых электролитов, если они образованы анионами слабых кислот.

Пусть HAn – слабая одноосновная кислота, тогда в на-сыщенном растворе ее малорастворимой соли nKtAn устанав-ливается равновесие между твердой фазой nKtAn , с одной сто-

81

роны, и ионами +nKt и −An , с другой: −+ +↔ nAnKtKtAn n

n . Произведение растворимости соли nKtAn будет опреде-

ляться равенством: nn ]An[]Kt[ПР −+ ⋅= .

Если к этой равновесной системе добавить кислоту, то не-которая часть анионов −An станет участником другого равнове-сия – между ионами −An , +H и малодиссоциированными мо-лекулами HAn :

HAnHAn ↔+ +− . Уменьшение концентрации ионов −An в первом равнове-

сии вызовет увеличение концентрации катионов +nKt , т.е. про-изойдет смещение вправо равновесия диссоциации малораство-римой соли nKtAn , следовательно, увеличится растворимость этой соли.

Для того чтобы количественно определить влияние ки-слотности среды на растворимость малорастворимого электро-лита, образованного анионом слабой кислоты −An , надо найти его долю 1α , которая остается в растворе в виде ионов и участ-вует в равновесии с твердой фазой. При определении раствори-мости в кислотах малорастворимых солей двухосновных

)AnH( 2 и трехосновных )AnH( 3 кислот следует предвари-тельно вычислить мольные доли 2α или 3α остающихся в рас-

творе анионов −2An или −3An . На растворимость малорастворимых солей, образованных

анионами слабых кислот, влияет и нейтральная среда. В этом случае увеличение растворимости связано с участием анионов слабых кислот, например −An , −2An , −3An , в равновесиях гид-ролиза:

−− +↔+ OHHAnOHAn 2 ; −−− +↔+ OHHAnOHAn 2

2 ; −−− +↔+ OHHAnOHAn 2

23 .

82

С увеличением основных свойств анионов слабых кислот увеличивается доля ионов, связывающихся в процессе гидроли-за, и соответственно уменьшается доля ионов ( 1α , 2α и 3α ), остающихся в растворе и участвующих в равновесии с твердой фазой малорастворимой соли.

Условия смещения гетерогенных равновесий

Смещение ионных гетерогенных равновесий идет пре-имущественно в направлении, при котором происходит наибо-лее полное связывание ионов, а концентрация остающихся в растворе «свободных» (т.е. несвязанных) ионов принимает наи-меньшие возможные для данного случая значения.

Реакции, при которых образуются малорастворимые со-единения, практически идут до конца. Чем меньше раствори-мость вновь образовавшегося малорастворимого соединения, тем больше равновесие смещается в сторону его образования. Например, при сопоставлении реакций образования AgCl и AgI :

AgClClAg ↔+ −+ ; AgIIAg ↔+ −+ ,

протекающих при одинаковых условиях, можно прийти к выво-ду, что из двух реакций, практически идущих до конца, второе гетерогенное равновесие относительно больше смещено вправо, поскольку в этом случае концентрация ионов +Ag и −I , нахо-дящихся в равновесии с твердой фазой, имеет меньшее значе-ние:

5AgCl 103,1ПРS −⋅≈= ;

9AgI 101,9ПРS −⋅≈= .

Растворение осадка – это процесс, обратный осаждению. Данный процесс идет в том случае, когда произведение концен-трации ионов малорастворимого электролита меньше значения его ПР . Для того чтобы создать условия, благоприятствующие переходу осадка в раствор, необходимо уменьшить концентра-цию, по крайней мере, одного из ионов, добавив к системе «оса-

83

док ↔ насыщенный раствор» такой реагент, с которым этот ион может образовывать хорошо растворимое малодиссоциирующее соединение, газообразное вещество или устойчивую комплекс-ную частицу.

Например, осадок сульфида двухвалентного железа FeS можно растворить добавлением соляной кислоты, так как суль-фид-ион −2S будет соединяться с ионами водорода +H в газо-образное соединение – сероводород SH 2 :

↑+→+ SHFeClHCl2FeS 22 . Другой пример: плохо растворимый гидроксид двухва-

лентной меди 2)OH(Cu легко переводится в раствор добавле-нием аммиака, поскольку при этом образуется устойчивый ком-плексный ион тетраамминмеди(II):

−+ +=+ OH2])NH(Cu[NH4)OH(Cu 24332 .

Также гидроксид меди переходит в растворенное состоя-ние при добавлении сильной кислоты, что вызвано образовани-ем малодиссоциирующего вещества – воды:

OH2)NO(CuHNO2)OH(Cu 22332 +=+ .

84

Лабораторная работа

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

Опыт 1. Образование малорастворимых соединений.

Налейте в четыре отдельные пробирки по 2-3 капли раствора соляной кислоты, хлорида натрия, хлорида кальция, хлорида алюминия. В каждую из них добавьте по 1-2 капли раствора нитрата серебра.

Объясните наблюдаемые изменения. Во всех ли пробирках они одинаковы? Напишите уравнения соответствующих реакций в ионной и молекулярной формах.

Опыт 2. Условие выпадения осадка. Внесите в две про-бирки по 2-3 капли раствора сульфата марганца (II). В первую из них добавьте такой же объем раствора сероводородной кислоты, а во вторую – раствора сульфида аммония.

В какой пробирке выпал осадок? Напишите ионное урав-нение реакции. В чем заключается условие выпадения осадка по правилу произведения растворимости ПР ? Объясните выпаде-ние осадка сульфида марганца в одной из пробирок.

Опыт 3. Образование одним и тем же ионом несколь-ких малорастворимых соединений. Внесите в три пробирки по 2-3 капли раствора ацетата (или нитрата) свинца, после чего до-бавьте в одну из них 3-4 капли раствора иодида калия, в другую – столько же хромата калия, а в третью – сероводородной кисло-ты (или сульфида натрия). Отметьте цвет образовавшихся осад-ков. Напишите уравнения соответствующих реакций в ионной и молекулярной формах.

Опыт 4. Условие растворения осадков в результате химического взаимодействия. В двух пробирках получите оса-док гидроксида магния, внеся в каждую по 3-4 капли растворов соли магния и гидроксида аммония. Добавьте в первую пробир-ку раствор соляной кислоты, а во вторую – раствор хлорида ам-мония, перемешивая содержимое пробирок и отсчитывая коли-чество капель до полного растворения осадка.

Напишите уравнения соответствующих реакций в ионной и молекулярной формах. В чем заключается условие растворе-

85

ния осадка по правилу ПР ? Опыт 5. Влияние величины ПР электролита на его спо-

собность к химическому взаимодействию. В одну пробирку внесите 2-3 капли раствора сульфата железа (II), в другую – та-кой же объем раствора сульфата меди. Затем в обе пробирки до-бавьте по 2-3 капли раствора сульфида аммония (или сульфида натрия). Наблюдайте выпадение осадков. Напишите уравнение реакции.

К полученным осадкам сульфидов добавьте по 6-9 капель разбавленной соляной кислоты. Какой из сульфидов растворяет-ся? Объясните при помощи ПР, почему один из полученных сульфидов переходит в раствор при действии кислоты.

Опыт 6. Получение малорастворимых соединений из других. Внесите в пробирку 2-3 капли раствора нитрата свинца и 3-4 капли раствора сульфата натрия. Осадок какого вещества образовался? Дайте осадку отстояться и отберите пипеткой жид-кую фазу. К осадку добавьте 3-4 капли раствора сульфида аммо-ния и перемешайте содержимое пробирки. Как изменяется цвет осадка? Используя ПР, объясните изменение цвета осадка. На-пишите уравнения реакции.

Опыт 7. Зависимость последовательности выпадения осадков малорастворимых веществ от величины их ПР. В одной пробирке получите осадок PbSO4, взяв по 2-3 капли рас-творов сульфата натрия и нитрата свинца, в другой – осадок PbCrO4 из растворов хромата калия и нитрата свинца. Отметьте цвет выпавших осадков. В третью пробирку внесите по 3-4 кап-ли растворов сульфата натрия и хромата калия, перемешайте смесь и добавьте к ней 2-3 капли раствора нитрата свинца. Оп-ределите по цвету, какое вещество первым выпало в осадок: PbSO4 или PbCrO4. Объясните причину этого явления.

Опыт 8. Смещение равновесия в направлении образо-вания менее растворимых соединений. Внесите в пробирку 2-3 капли раствора хромата калия и добавьте 1-2 капли раствора нитрата серебра. Отметьте цвет образовавшегося малораствори-мого хромата серебра. Затем добавьте к содержимому пробирки 2-3 капли раствора хлорида натрия. Как изменился цвет осадка и раствора после добавления хлорида натрия? Дополнительно до-бавьте к содержимому пробирки 3-4 капли сероводородной воды

86

и вновь отметьте изменение цвета осадка. Составьте молекулярно-ионные уравнения реакций.

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Сложные соединения, у которых имеются ковалент-ные связи, образованные по донорно-акцепторному ме-ханизму, получили название комплексных (координаци-онных) соединений.

Структура комплексных соединений

В структуре комплексных соединений можно различить координационную (внутреннюю) сферу, которая в формулах вы-деляется квадратными скобками, и внешнюю сферу. В свою оче-редь, координационная сфера состоит из центральной частицы (комплексообразователя) в окружении других частиц (лигандов или аддентов). Число лигандов, располагающихся вокруг ком-плексообразователя, называется координационным числом.

Например, комплексное соединение ])CN(Fe[K 64 состоит

из внешней сферы, представленной 4 катионами калия +K , и внутренней сферы, представленной комплексным анионом

−46 ])CN(Fe[ . Внутренняя сфера состоит из комплексообразова-

теля (катион +2Fe ) и лигандов (цианид-ионы −CN ). Координа-ционное число равно 6.

В качестве другого примера возьмем соединение Cl])NH(Ag[ 23 , во внешней сфере которого находится один хло-

рид-анион −Cl . Координационная (внутренняя) сфера – катион +])NH(Ag[ 23 – состоит из комплексообразователя (катиона се-

ребра +Ag ) и лигандов (молекул аммиака 3NH ). Координаци-онное число равно 2.

Комплексообразователи. Комплексообразователями мо-гут выступать любые атомы или положительно заряженные ио-ны, имеющие вакантные орбитали. Способность к комплексооб-разованию возрастает с увеличением заряда иона и уменьшени-ем его размера. К наиболее распространенным комплексообра-зователям относятся катионы d-элементов побочных подгрупп

87

VII , VIII , I и II групп Периодической системы элементов, такие как +Ag , +2Ni , +2Zn и др. Катионы щелочных металлов практически никогда не выступают в роли центральных атомов комплексных соединений, так как обладают малым зарядом и сравнительно большим размером иона.

Лиганды. В качестве лигандов могут выступать молекулы или анионы, обладающие неподеленными электронными пара-ми. Наиболее часто встречающиеся лиганды – это простые анионы ( −F , −Cl , −Br , −I ); сложные анионы ( −OH , −

2NO , −CN , −SCN ), молекулы ( OH2 , 3NH , CO ). Число координационных мест, занимаемых лигандом во

внутренней сфере, характеризует его координационную емкость, или дентатность.

К монодентатным лигандам относятся ионы, а также мо-лекулы, которые образуют одну химическую связь с комплексо-образователем и вследствие этого не могут занимать больше од-ного координационного места. Это, прежде всего, однозарядные отрицательно заряженные ионы ( −F , −Cl , −OH и др.) и многие молекулы ( OH2 , 3NH , CO ).

К полидентатным лигандам относятся лиганды, зани-мающие в комплексе два и более (вплоть до восьми) координа-ционных мест за счет образования с комплексообразователем соответствующего числа химических связей. Так, к дидентат-ным лигандам относят анионы двухосновных кислот (сульфит-ионы −2

3SO , тиосульфат-ионы −232OS , оксалат-ионы −2

42OC ) и некоторые молекулы (например, этилендиамин

2222 NHCHCHNH ), содержащие два атома, осуществляющих связь с центральным ионом +nKt . В комплексных ионах, обра-зованных полидентатными лигандами, координационное число комплексообразователя определяется не числом лигандов, а числом образуемых ими σ-связей с центральным ионом. Напри-мер, в соединении ])PO(Fe[K 243 координационное число цен-

трального иона +3Fe будет равно 6, поскольку лиганды (2 фос-фат-иона −3

4PO ) образуют с ним шесть химических связей.

88

Классификация комплексных соединений Комплексные соединения очень разнообразны по строе-

нию и свойствам. Пока не найдено единого признака, по кото-рому можно привести их полную классификацию. При класси-фикации по координационному числу, по степени окисления комплексообразователя, по его электронной конфигурации, по структуре, по типу координационной связи получается односто-роннее описание этих соединений. Наиболее удачным считается разделение комплексных соединений на классы по виду лиганда:

• аквакомплексы или гидраты, в которых лигандами вы-ступают молекулы воды. Пример – гексагидрат хлорида трехва-лентного хрома 362 Cl])OH(Cr[ ;

• амминокомплексы или аммиакаты (лиганды – молекулы аммиака 3NH ), например тетрааммиакат гидроксида двухва-лентной меди 243 )OH]()NH(Cu[ ;

• гидроксокомплексы (лигандами являются ионы −OH ), например ])OH(Al[K 4 ;

• ацидокомплексы (лиганды – различные кислотные остат-ки): ])CN(Fe[K 63 , ]HgI[K 42 ;

• смешанные комплексы, в которых присутствуют лиганды различных типов, например 22243 Cl])OH()NH(Pt[ .

Нередко применяется другая система классификации ком-плексных соединений, основанная по виду внешней сферы:

• комплексные кислоты, во внешней сфере которых нахо-дятся ионы водорода, например ]AuCl[H 4 и ]SiF[H 62 ;

• комплексные основания, внешняя сфера которых пред-ставлена гидроксогруппами. Пример – 243 )OH]()NH(Cu[ ;

• соли с комплексным катионом (внешняя сфера – анионы различных кислотных остатков), например Cl])NH(Ag[ 23 ;

• соли с комплексным анионом (внешняя сфера – катионы металлов или аммония). Пример – ])CN(Fe[K 63 ;

• комплексные неэлектролиты, у которых внешняя сфера отсутствует, например ])CO(Ni[ 4 или ]Cl)NH(Pt[ 223 .

89

Номенклатура комплексных соединений В названиях комплексных соединений, как и в названиях

большинства неорганических соединений, первым называют анион, а затем в родительном падеже – катион.

Название внешней сферы составляется в соответствии с общепринятыми правилами. В названии же координационной (внутренней) сферы сначала необходимо назвать лиганды, при-чем в следующем порядке: лиганды-анионы, затем лиганды-молекулы. Последним называется комплексообразователь. На-звание всей внутренней сферы записывается одним словом.

Перечисление анионов осуществляется в порядке: −OH , простые анионы, многоатомные анионы и затем органические анионы в алфавитном порядке. К обычному латинскому назва-нию анионного лиганда добавляется окончание -о (при этом, ес-ли название аниона оканчивается на -ид, оно отбрасывается). Примеры: лиганд −F будет называться фторо, −Cl – хлоро,

−OH – гидроксо, −CN – циано, −24SO – сульфато и т.д.

Для перечисления молекул используют следующие назва-ния: лиганд OH 2 – аква, 3NH – аммин, CO – карбонил, NO – нитрозил и пр.

Число лигандов, присоединенных к комплексообразовате-лю, указывают греческими приставками: ди-, три-, тетра-, пен-та-, гекса- для простых лигандов и бис-, трис-, тетракис-, пен-таксис- перед лигандами, в названиях которых уже употребля-лись приставки ди-, три-, и т.д.

Практически во всех случаях применяется русское назва-ние комплексообразователя. Примеры:

• ]SiF[H 62 (комплексная кислота) – гексафторокремневая кислота;

• 243 )OH]()NH(Cu[ (комплексное основание) – гидроксид тетраамминмеди(II);

• 362 Cl])OH(Cr[ (соль с комплексным катионом) – хлорид гексааквахрома(III);

• ]Cl)NH(Pt[ 223 (комплексный неэлектролит) – дихлоро-диамминплатина(II).

90

Единственное исключение было сделано для солей с ком-плексным анионом, для которых используется латинское назва-ние с измененным окончанием. Например, в комплексном со-единении ])CN(Fe[K 63 комплексообразователем выступает ка-тион железа, латинское название которого ferrum . После сме-ны окончания -um (-ium) на -at получаем ferrat : ])CN(Fe[K 63 – гексацианоферрат(III) калия. Другие примеры названий солей с комплексным анионом:

])OH(Cu[Na 42 – тетрагидроксокупрат(II) натрия; ])CN(Au[K 4 – тетрацианоаурат(III) калия.

Из приведенных выше примеров видно, что если комплек-сообразователь способен проявлять несколько валентных со-стояний, то текущую валентность обязательно указывают после названия комплексообразователя.

Свойства комплексных соединений.

Устойчивость комплексов. У различных комплексных соединений степень распада при диссоциации комплексных ио-нов различна. Степень распада того или иного комплексного ио-на может быть выражена через константу равновесия, которую называют константой нестойкости комплекса и обозначают нК . Чем больше константа нестойкости, тем комплексное соеди-нение менее устойчиво.

Рассмотрим диссоциацию комплексного соединения на примере хлорида диамминсеребра Cl])NH(Ag[ 23 :

1) сначала происходит практически полная диссоциация на внутреннюю сферу (комплексный ион) и внешнюю сферу по типу сильного электролита:

−+ +↔ Cl])NH(Ag[Cl])NH(Ag[ 2323 ;

2) в свою очередь комплексный ион +])NH(Ag[ 23 в не-значительной степени диссоциирует на комплексообразователь (катион серебра +Ag ) и лиганды (две молекулы аммиака 3NH ):

323 NH2Ag])NH(Ag[ +↔ ++ .

91

Константа последнего равновесия и будет константой не-стойкости комплексного иона:

])NH(Ag[]NH[]Ag[К

23

23

н +

+ ⋅= .

В последнее время стали пользоваться величиной, обрат-ной константе нестойкости, называемой константой устойчиво-сти устК : нуст К/1К = . Чем больше константа устойчивости, тем более устойчив комплексный ион.

Реакции внутрисферного обмена. Реакции этого типа возможны тогда, когда образуется более устойчивый комплекс (т.е. с меньшим значением нК ), например:

2232332222 NaNO2])OS(Ag[NaOSNa2])NO(Ag[Na +=+ или в ионном виде:

−−−− +=+ 23

23223222 NO2])OS(Ag[OS2])NO(Ag[ ;

322н 103,1)])NO(Ag([К −− ⋅= ;

133232н 100,1)])OS(Ag([К −− ⋅= .

Реакции обмена ионов внешней сферы. При этом состав комплексного иона (внутренней сферы) остается постоянным. Этот тип реакций реализуется тогда, когда образуется трудно- растворимое соединение, например:

426463 SOK])CN(Fe[FeKFeSO])CN(Fe[K +↓=+ . Разложение внутренней сферы. Реакции подобного типа

происходят в том случае, когда комплексообразователь будет связываться в практически нерастворимые соединения неком-плексной природы:

KClNH2AgIKICl])NH(Ag[ 323 ++↓=+ . Окислительно-восстановительные реакции. Как и по-

давляющее большинство веществ, комплексные соединения мо-гут принимать участие в процессах окисления-восстановления:

32

200

23

1NH4ClZnAg2ZnCl])NH(Ag[2 ++→+

++

.

Лабораторная работа 92

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Раздел 1. Образование соединений с комплексным катионом

Опыт 1. Внесите в пробирку 4-5 капель раствора сульфата меди. Медленно, по каплям прибавьте разбавленный раствор аммиака до выпадения осадка. Отметьте цвет выпавшего осадка, затем прилейте избыток раствора аммиака до растворения осад-ка, при этом образуется комплексное соединение – гидроксид тетраамминмеди(II). Отметьте цвет образовавшегося комплекс-ного соединения. Напишите уравнения реакций:

а) образования гидроксида меди; б) взаимодействия гидроксида меди с аммиаком. Опыт 2. Внесите в пробирку 5-6 капель раствора сульфата

никеля, затем добавьте такой же объем раствора гидроксида на-трия до получения осадка. Зафиксируйте цвет выпавшего осад-ка. К полученному осадку добавьте 7-8 капель концентрирован-ного раствора аммиака до получения фиолетовой окраски обра-зовавшегося комплексного соединения. Напишите уравнения реакций:

а) образования гидроксида никеля; б) взаимодействия гидроксида никеля с концентрирован-

ным раствором аммиака, приняв координационное число никеля равным шести.

Опыт 3. Внесите в пробирку 5-6 капель раствора нитрата серебра, затем добавьте 3-4 капли хлорида натрия до выпадения белого осадка. К полученному осадку прилейте 5-6 капель кон-центрированного раствора аммиака до растворения осадка. Рас-творение осадка объясняется образованием комплексной соли серебра – хлорида диамминсеребра. К полученному раствору комплексного соединения серебра прибавьте несколько капель азотной кислоты. Комплексный ион разрушается, и вновь выпа-дает белый осадок. Напишите уравнения реакций:

а) образования хлорида серебра; б) взаимодействия осадка хлорида серебра с концентриро-

ванным раствором аммиака; в) взаимодействия комплексной соли серебра с азотной

кислотой.

93

Раздел 2. Образование соединений с комплексным анионом Опыт 4. В пробирку прилейте равные объемы (по 7-8 ка-

пель) растворов нитрата висмута (III) и иодида калия. При этом образуется нерастворимый иодид висмута (III). Какова окраска осадка? К полученному осадку добавьте избыток раствора иоди-да калия до растворения осадка. Каков цвет полученного раство-ра? Может ли эта окраска обуславливаться присутствием ионов

+K , −I , +3Bi ? Напишите уравнения реакций: а) образования иодида висмута (III); б) взаимодействия иодида висмута с избытком иодида ка-

лия (координационное число висмута равно 4). Опыт 5. В три пробирки поместите растворы солей цинка,

алюминия и хрома (III) и в каждую из них добавляйте по каплям разбавленный раствор щелочи. При этом наблюдается вначале выпадение осадков, а затем их растворение в избытке щелочи. Напишите уравнения проделанных реакций, учитывая, что обра-зуются растворимые гидроксокомплексы. Координационные числа цинка и алюминия принять равными 4, а координационное число трехвалентного хрома – 6.

Опыт 6. Внесите в пробирку 5-6 капель раствора нитрата ртути (II), затем добавьте раствор иодида калия до образования красного осадка. К полученному осадку прилейте избыток рас-твора иодида калия до полного его растворения. Растворение осадка объясняется образованием комплексной соли – тетраио-домеркурата(II) калия. Напишите соответствующие уравнения реакций.

Опыт 7. В две пробирки внесите по 10 капель раствора нитрата серебра. В одну пробирку добавьте 10 капель воды, а в другую – 10 капель раствора бромида калия до выпадения осад-ка. Половину раствора с осадком отлейте в третью пробирку и добавьте туда 10 капель раствора тиосульфата натрия. При этом осадок растворяется вследствие образования комплексного со-единения серебра.

Убедитесь, что ион +Ag был связан в комплексный ион. Для этого в первую и третью пробирки добавьте раствор хлори-да натрия. В первой пробирке образуется белый осадок хлорида

94

серебра, а в третьей раствор остается прозрачным. Напишите соответствующие уравнения реакций.

Раздел 3. Внутрикомплексные соединения

Опыт 8. В три пробирки внесите по 5-6 капель раствора хлорида железа (III). Одну оставьте в качестве контрольной, в две другие добавьте по 5-6 капель разбавленного раствора ще-лочи.

В первую пробирку к образовавшемуся осадку прилейте 18-20 капель .н2 раствора щавелевой кислоты, во вторую – та-кой же объем .н2 раствора лимонной кислоты.

В обе пробирки (а также в контрольную) внесите по 1-2 капли разбавленного раствора роданида калия или аммония, ко-торый образует с ионами +3Fe ярко окрашенный роданид желе-за 3)SCN(Fe . Во всех ли пробирках наблюдается окрашивание? Напишите уравнения соответствующих реакций. Моно- или по-лидентатными лигандами являются остатки лимонной и щавеле-вой кислот?

Раздел 4. Комплексные соединения в реакциях обмена Опыт 9. В пробирку внесите 4-5 капель свежеприготов-

ленного раствора сульфата железа (II) и такой же объем раствора гексацианоферрата(III) калия [ ]63 )CN(FeK (красная кровяная соль). Отметьте цвет образовавшегося осадка. Напишите моле-кулярное и ионное уравнения реакций.

Опыт 10. В пробирку внесите 4-5 капель раствора сульфа-та меди добавить такой же объем раствора гексацианоферра-та(II) калия [ ]64 )CN(FeK (желтая кровяная соль). Отметьте цвет образовавшегося осадка и напишите молекулярное и ионное уравнения реакций.

Раздел 5. Комплексные соединения в окислительно-

восстановительных реакциях Опыт 11. В пробирку внесите 8-10 капель раствора иоди-

да калия, 6-8 капель разбавленного раствора соляной кислоты и 5-6 капель толуола. Заметьте, что органический слой остается

95

бесцветным. В пробирку добавьте небольшое количество кри-сталлического гексацианоферрата(III) калия [ ]63 )CN(FeK и пе-ремешайте содержимое пробирки стеклянной палочкой. По из-менению окраски органического слоя можно убедиться в выде-лении свободного йода.

Напишите уравнение соответствующей окислительно-вос-становительной реакции (соляная кислота в реакции участия не принимает). Укажите окислитель и восстановитель.

Опыт 12. Поместите в пробирку 4-5 капель раствора пер-манганата калия, подкислите разбавленным раствором серной кислоты и добавляйте по каплям раствор гексацианоферрата(II) калия [ ]64 )CN(FeK до исчезновения окраски, характерной для перманганат-ионов.

Напишите уравнение реакции, учитывая, что перманганат калия в кислой среде восстанавливается до сульфата марган-ца(II), а гексацианоферрат(II) [ ] −4

6)CN(Fe окисляется до гекса-

цианоферрата(III) [ ] −36)CN(Fe .

Раздел 6. Прочность и разрушение комплексных ионов Опыт 13. В две пробирки налейте одинаковые объемы

раствора хлорида (или сульфата) меди и добавляйте раствор ам-миака до растворения выпадающего вначале осадка (образуется комплексное соединение).

В первую пробирку прилейте разбавленный раствор гид-роксида натрия, во вторую – раствор сульфида натрия (или ам-мония). Под действием какого реактива разрушается комплекс-ное соединение меди? На присутствие каких ионов в растворе комплексной соли указывает появление этого осадка? Напишите уравнения реакций. Объясните наблюдаемые явления, исходя из величин произведений растворимости трудно растворимых со-единений и константы нестойкости комплексного иона.

Опыт 14. В пробирку внесите по 10 капель растворов нит-рата серебра и хлорида натрия до появления осадка. Половину осадка (вместе с раствором) отлейте во вторую пробирку. Сюда же добавьте раствор аммиака до растворения осадка (получается комплексная соль). В третью пробирку налейте половину рас-

96

твора из второй пробирки и добавляйте по каплям раствор иоди-да калия до появления осадка.

Процесс образования и растворения осадков связан с раз-личным произведением растворимости и различной константой нестойкости комплексных ионов.

Напишите уравнения реакций образования и растворения осадков. Объясните наблюдаемые явления, исходя из величин произведений растворимости трудно растворимых соединений и констант нестойкости комплексного иона.

Раздел 7. Различие между комплексными

и двойными соединениями Опыт 15. В три пробирки наберите одинаковый объем

раствора железоаммонийных квасцов 244 )SO(FeNH . Докажите наличие в растворе свободных ионов +

4NH , +3Fe и −24SO . Для

этого в первую пробирку добавьте раствор щелочи, во вторую – раствор роданида калия (или аммония), в третью – раствор хло-рида (или нитрата) бария.

Напишите ионные уравнения реакций. Составьте уравне-ние электролитической диссоциации железоаммонийных квас-цов. В чем заключается различие между двойными солями и комплексными соединениями?

Раздел 8. Изомерия комплексных соединений

Опыт 16. Растворите в воде несколько фиолетовых кри-сталлов OH6CrCl 23 ⋅ . Каким цветом обладает полученный рас-твор? Нагрейте раствор до изменения окраски. Объясните на-блюдаемые явления. Какой изомер аквакомплекса трехвалентно-го хрома устойчив при комнатной температуре? При высокой температуре? Назовите три изомерные формы:

1) 362 Cl])OH(Cr[ – сине-фиолетовая; 2) OHCl]Cl)OH(Cr[ 2252 ⋅ – темно-зеленая; 3) OH3]Cl)OH(Cr[ 2332 ⋅ – светло-зеленая.

97

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, протекающие с изменением степени окисления одного или нескольких элементов в составе реагирующих веществ.

Окисление и восстановление представляют единый про-цесс, в ходе реакции один химический элемент восстанавливает-ся, а другой – окисляется. При окислении степень окисления возрастает, при восстановлении – уменьшается.

Вещества, атомы которых понижают свою степень окис-ления в результате присоединения электронов, называются окис-лителями. Вещества, атомы которых повышают свою степень окисления, теряя электроны, называются восстановителями.

Если в состав вещества входит элемент с высшей степе-нью окисления, он может только понижать ее, т.е. участвовать в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество мо-жет только присоединять электроны и выступать в роли окисли-теля.

Если в состав вещества входит элемент с низшей степенью окисления, он может только повышать ее, т.е. участвовать в про-цессе окисления. Следовательно, данное вещество может только отдавать электроны и выступать в роли восстановителя.

Если в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, он может как повышать, так и понижать ее, т.е. может участвовать и в процессе окисления, и в процессе вос-становления. Следовательно, данное вещество может быть и окислителем, и восстановителем, проявляя тем самым окисли-тельно-восстановительную двойственность.

Различают три типа окислительно-восстановительных ре-акций:

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В этих реакциях элемент-окислитель и элемент-восста-новитель входят в состав молекул различных веществ:

313

20

2

0HN2H3N+−

=+ ;

KCl2IClFe2IK2ClFe2 2

0

2

21

3

3++=+

+−+

.

98

2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В этих реакциях окислитель и восстановитель входят в состав одного вещества. К этому типу относятся многие реакции термического разложения веществ:

OH4OCrNOCr)HN( 232

3

2

0

72

6

24

3++=

++−

;

2

0

2

3

3

25OONNa2ONNa2 +=

+−+

. 3. Реакции самоокисления-самовосстановления (диспро-

порционирования). Это реакции, при протекании которых один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисле-ния, и окисляется, и восстанавливается:

2

3

3

5

22

4ONHONHOHON2

+++

+=+ ;

OH3OIKIK5KOH6I3 23

51

2

0++=+

+−

. Для составления уравнений окислительно-восстановитель-

ных реакций чаще всего используется метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций). В данном методе коэффициенты в уравнении окислительно-восстанови-тельной реакции определяют с учетом конкретной формы ионов, участ-вующих во взаимодействии. Преимущество метода состоит в том, что нет необходимости пользоваться формальным пред-ставлением о степени окисления. Кроме того, этот метод позво-ляет учесть влияние реакции среды на характер окислительно-восстановительного процесса.

Восстановление перманганат-иона −4MnO в зависимости

от реакции среды может протекать либо до катиона двухвалент-ного марганца +2Mn (в кислой среде), либо до диоксида мар-ганца 2MnO (в нейтральной) или же до манганат-иона −2

4MnO (в щелочной среде). Эти взаимодействия описываются следую-щими схемами:

1) OHMnSOSOKSOHKMnOSOK 244242432 ++→++ ;

2) KOHMnOSOKOHKMnOSOK 2422432 ++→++ ; 3) OHMnOKSOKKOHKMnOSOK 24242432 ++→++ .

99

В соответствии с первой схемой в ходе взаимодействия идет восстановление:

OH4MnH8MnO 22

4 +=+ ++− . Из подсчета положительных и отрицательных зарядов в

левой и правой частях полуреакции окислитель принимает пять электронов:

OH4Mnе5H8MnO 22

4 +=++ ++− (полуреакция восстановления окислителя).

Одновременно протекает процесс окисления сульфит-иона в сульфат-ион по уравнению:

+−− +=−+ H2SOe2OHSO 242

23

(полуреакция окисления восстановителя). Так как в соответствии с первой полуреакцией потребует-

ся пять электронов, а согласно второй освобождается два элек-трона, необходимо уравнять общее число участвующих во взаи-модействии электронов подбором дополнительных множителей по правилу наименьшего общего кратного:

52

H2SOe2OHSOOH4Mne5H8MnO

242

23

22

4+−−

++−

+=−++=++

Теперь сложим обе полуреакции с учетом дополнительных множителей

.H10SO5OH8Mn2

e10OH5SO5e10H16MnO2242

22

234

+−+

−+−

+++=

=−++++

После приведения подобных членов получаем −+−+− ++=++ 2

4222

34 SO5OH3Mn2SO5H6MnO2 . Или в молекулярной форме

OH3SOK6MnSO2SOH3SOK5KMnO2 242442324 ++=++.

Используя тот же подход для нахождения стехиометриче-ских коэффициентов при взаимодействии в нейтральной среде (схема 2), запишем:

32

OHSOe2OH2SOOH4MnOe3OH2MnO

224

23

224

+=−++=++

−−−

−−

100

Суммируя, получаем

OH3SO3OH8MnO2

e6OH6SO3e6OH4MnO2

2242

2324

+++=

=−++++−−

−−−

или после приведения подобных членов −−−− ++=++ 2

422324 SO3OH2MnO2SO3OHMnO2 .

В молекулярной форме это взаимодействие описывается уравнением

4223224 SOK3KOH2MnO2SOK3OHKMnO2 ++=++ . Аналогичным образом применение метода полуреакций к

взаимодействию в щелочной среде (схема 3) дает следующие уравнения ионно-электронного баланса:

12

OHSOe2OH2SOMnOeMnO

224

23

244

+=−+=+

−−−

−−

OHSOMnO2e2OH2SOe2MnO2 224

24

234 ++=−+++ −−−−−

или OHSOMnO2OH2SOMnO2 2

24

24

234 ++=++ −−−−− .

В молекулярной форме OHSOKMnOK2KOH2SOKKMnO2 24242324 ++=++ .

Таким образом, использование метода полуреакций для составления уравнений окислительно-восстановительных взаи-модействий позволяет, во-первых, избежать формального пред-ставления о степени окисления, во-вторых, составить сокращен-ное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции и, в-третьих, выявить влияние среды на характер процесса.

Лабораторная работа

101

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Опыт 1. Поместите в одну пробирку кусочек цинка, в дру-

гую – железа, в третью – меди и прилейте в каждую пробирку по 5-6 капель раствора какой-либо соли свинца. Через несколько минут становится заметным образование блестящих кристалли-ков свинца на поверхности кусочков металла. Напишите уравне-ния реакций. В каком случае и почему выделение свинца не на-блюдается?

Повторите опыт с тем же количеством цинка, железа и ме-ди, взяв вместо соли свинца раствор соли ртути (II). Наблюдает-ся ли выделение металла во всех трех пробирках? Напишите уравнения реакций и объясните наблюдаемые явления.

Опыт 2. Налейте в две пробирки по 10 капель разбавлен-ной серной кислоты и по 3 капли раствора перманганата калия. В одну пробирку внесите немного магния, а в другую – прибли-зительно такое же количество железа. В обеих пробирках проис-ходит обесцвечивание растворов, что связано с восстановлением перманганата калия до соли двухвалентного марганца. Напиши-те уравнения реакций. В какой пробирке раствор обесцветился быстрее? Почему?

Опыт 3. Налейте в две пробирки по 4-5 капель сероводо-родной воды и в две другие – по 4-5 капель раствора бромида калия. В одну пробирку с сероводородной водой и в одну с рас-твором бромида калия добавьте по нескольку капель хлорной воды, в оставшиеся две пробирки – по нескольку капель йодной воды. Объясните наблюдаемые явления и напишите уравнения реакций.

Опыт 4. В пробирку поместите небольшой кусочек серы и прилейте к нему концентрированной азотной кислоты. Содер-жимое пробирки нагрейте до кипения и кипятите в течение не-скольких минут. Обратите внимание на цвет выделяющегося газа. После охлаждения пробирки сделайте пробу на присутст-вие в растворе сульфат-анионов, для этого добавьте в пробирку несколько капель раствора соли бария. Если в этом случае выпа-дает белый осадок, то в растворе присутствовали сульфат-ионы. Напишите уравнения реакций.

102

Опыт 5. Налейте в пробирку 4-5 капель раствора дихро-мата калия, подкислите его равным объемом раствора серной кислоты и добавьте немного соли Мора. Обратите внимание на изменение окраски раствора. Напишите уравнения реакций, учи-тывая, что оранжевую окраску имеют соединения шестивалент-ного хрома, а зеленую – трехвалентного хрома.

Повторите опыт, взяв вместо дихромата калия хромат ка-лия и не подкисляя раствор. Напишите уравнения реакций, учи-тывая, что образуется гидроксосульфат железа (Ш). Объясните наблюдаемые явления. Сделайте вывод.

Опыт 6. К нескольким каплям раствора перманганата ка-лия добавьте равный объем раствора серной кислоты, а затем раствор нитрита калия или натрия до полного обесцвечивания раствора.

Напишите уравнение реакции и укажите, какую функцию выполняют в ней нитрит натрия и серная кислота.

Опыт 7. К нескольким каплям раствора иодида калия до-бавьте равный объем раствора серной кислоты, а затем – раствор нитрита калия или натрия до появления заметной окраски рас-твора. Добавьте в пробирку несколько капель толуола и встрях-ните пробирку. В какой цвет окрасился органический слой?

Напишите уравнения реакций для проведенных опытов. Какую роль играет нитрит-ион в данной реакции?

Опыт 8. Поместите в пробирку несколько кристалликов йода. Налейте небольшое количество концентрированного рас-твора щелочи и нагрейте пробирку до растворения йода и обес-цвечивания раствора. Напишите уравнения реакций, учитывая, что одним из продуктов реакции является соль йодноватой ки-слоты.

К охлажденному раствору прибавьте по каплям столько разбавленного раствора серной или соляной кислоты, сколько это необходимо для получения слабокислой среды. Что проис-ходит при этом?

Опыт 9. К 4-5 каплям раствора соли двухвалентной меди добавьте такое же количество капель раствора иодида калия. Отметьте цвет образовавшегося осадка. Напишите уравнения реакций, учитывая, что в результате реакции выделяется йод и иодид меди (I).

103

ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ

Природная вода содержит растворенные вещества, попа-дающие в нее в процессе естественного круговорота. Наличие растворенных солей кальция, магния и железа (II) обуславливает жесткость воды.

Различают два вида жесткости: • временная, или карбонатная КЖ ; • постоянная, или некарбонатная НЖ . Карбонатная жесткость определяется количеством раство-

ренных в воде гидрокарбонатов кальция, магния, железа 23 )HCO(Ca , 23 )HCO(Mg и 23 )HCO(Fe . Некарбонатная же-

сткость НЖ обусловлена наличием растворенных в воде хлори-дов или сульфатов: 2CaCl , 2MgCl , 4MgSO и т.д.

Общая жесткость воды Ж равна сумме карбонатной и некарбонатной жесткости:

НК ЖЖЖ += . В Российской Федерации жесткость воды, как правило,

выражают в градусах жесткости. 1 градус жесткости соответст-вует содержанию в 1 л воды 1 миллимоль катионов кальция или 1 миллимоль катионов магния.

Пример 1. Определить жесткость воды, в 1 л которой содержится 0,2 г катионов кальция и 0,072 г катионов магния. Вначале определим количество вещества для каждого катиона:

ммоль5илимоль005,040

2,0Mm)Ca( ===ν ;

ммоль3илимоль003,024072,0

Mm)Mg( ===ν .

Общая жесткость будет составлять о8илил/ммоль835)Mg()Ca(Ж =+=ν+ν= .

Пример 2. Определить жесткость воды, в 3 л которой содержится 0,9 г кальция и 0,108 г магния. Сначала необходимо найти массу кальция и магния, содержащихся в 1 л воды, а затем рассчитать их количество вещества:

104

г3,039,0)Ca(m == ; г036,0

3108,0)Mg(m == ;

ммоль5,7моль0075,040

3,0Mm)Ca( ====ν ;

ммоль5,1моль0015,024036,0

Mm)Mg( ====ν ;

о9л/ммоль95,15,7)Mg()Ca(Ж ==+=ν+ν= . В зависимости от количества растворенных солей воду

принято подразделять на жесткую (более о4 жесткости), сред-нежесткую (от о2 до о4 ) и мягкую (менее о2 ).

Устранение жесткости

Жесткость воды вредна для многих технологических про-цессов, например, при использовании жесткой воды в паровых котлах растворенные соли осаждаются на стенах в виде накипи, что существенно снижает теплоотдачу.

Временную (карбонатную) жесткость можно удалить ки-пячением воды, при этом гидрокарбонаты разлагаются:

OHCOCaCO)HCO(Ca 223t

23

o

++→ . Следует отметить, что гидрокарбонат магния разлагается с

одновременным гидролизом до гидроксокарбоната магния или гидроксида магния:

OHCO3CO)MgOH()HCO(Mg2 2232t

23

o

++→ ;

22t

23 CO2)OH(Mg)HCO(Mgo

+→ . Распад гидрокарбоната двухвалентного железа сопровож-

дается сразу двумя процессами: полным гидролизом и окисле-нием до трехвалентного железа:

23t

2223 CO8)OH(Fe4OH2O)HCO(Fe4o

+→++ . Другой способ устранения карбонатной жесткости – из-

весткование (добавление к воде гидроксида кальция). В резуль-тате добавления извести 2)OH(Ca гидрокарбонаты переводятся в трудно растворимые карбонаты:

105

OH2CaCO2)OH(Ca)HCO(Ca 23223 +=+ ; OH2CaCOMgCO)OH(Ca)HCO(Mg 233223 ++=+ .

Аналогичный метод (превращение растворимых солей кальция или магния в практически нерастворимые соединения) можно использовать для устранения постоянной (некарбонат-ной) жесткости. Для этого к воде необходимо добавлять карбо-нат или фосфат натрия:

NaCl2CaCOCONaCaCl 3322 +=+ ;

423324 SONaMgCOCONaMgSO +=+ ; NaCl6)PO(CaPONa2CaCl3 243432 +=+ ;

42243434 SONa3)PO(MgPONa2MgSO3 +=+ . Недостатками известково-содового метода удаления жест-

кости воды является необходимость приготовление растворов соды и извести строго определенной концентрации, установле-ние количественного соотношения между очищаемой водой и этими растворами, а также проведения непрерывного анализа как очищаемой, так и очищенной воды. Эти недостатки отсутст-вуют при ионитном способе устранения жесткости.

Иониты – это сложные вещества, способные связывать со-держащиеся в воде ионы. Иониты бывают двух типов: катиони-ты (которые удаляют из воды катионы) и аниониты (удаляющие из воды анионы).

Сущность ионитного способа выглядит следующим обра-зом: очищаемую воду сначала пропускают через Н-катионит*, содержащий в своем составе карбоксильные группы COOH− или сульфогруппы HSO3− . Происходящие при этом процессы можно передать условными уравнениями реакций:

++ +−→+− HCOOMeMeCOOH ; ++ +−→+− HMeSOMeHSO 33 .

В результате подобных реакций из воды удаляются катио-ны металлов, в том числе катионы кальция и магния, что приво-

* Н-катионит – это полимерная смола, которая удерживает рас-

творенные в воде катионы металлов, заменяя их ионами водорода +H . 106

дит к умягчению воды, снижению щелочности и уменьшению солесодержания. Но при этом возрастает кислотность воды, что увеличивает ее коррозионную агрессивность. Поэтому для сни-жения кислотности воду пропускают через анионит, содержа-щий в своем составе аминогруппы 2NH− . Такого типа анионит захватывает из воды не только анионы, но и сопряженные с ни-ми ионы водорода:

An]NH[AnHNH 32 −→++− −+ . Используя ионно-обменные свойства ионитов, можно до-

биться полного обессоливания воды. Другими словами, ионит-ный метод – наиболее эффективный способ устранения жестко-сти, но, надо сказать, что и самый дорогостоящий. Именно по-следнее обуславливает весьма незначительное распространение данного метода «умягчения» воды.

107

Лабораторная работа

ОПРЕДЕЛЕНИЕ И УСТРАНЕНИЕ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ

Опыт 1. Определение временной (карбонатной) жест-кости водопроводной воды. Растворенные в воде гидрокарбо-наты кальция и магния взаимодействуют с соляной кислотой в соответствии с уравнениями:

OH2CO2CaClHCl2)HCO(Ca 22223 ++=+ ; OH2CO2MgClHCl2)HCO(Mg 22223 ++=+ .

Поэтому для определения карбонатной жесткости пробу воды титруют раствором соляной кислоты в присутствии инди-катора метилового оранжевого. Небольшой избыток кислоты меняет окраску индикатора с желтой до оранжевой.

В четыре конические колбы емкостью 250-300 мл внесите при помощи мерного цилиндра по 100 мл водопроводной воды, затем в каждую колбу добавьте по 2-3 капли индикатора. Первая колба будет выступать в качестве эталона. Остальные три колбы оттитруйте раствором соляной кислоты до появления оранжево-го цвета. Результаты титрования не должны отличаться друг от друга более чем на 0,2 мл.

Рассчитайте карбонатную жесткость воды:

1000)OH(V

)HCl(V)HCl(С5,0Ж2

К ⋅⋅⋅

= ,

где )HCl(C – молярная или эквивалентная концентрация рас-твора соляной кислоты, л/моль ; )HCl(V – среднее значение объема раствора HCl , пошедшей на титрование, мл; )OH(V 2 – объем пробы воды, мл.

Опыт 2. Определение общей жесткости воды. Метод основан на способности трилона Б (комплексона III, динатрие-вая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты) связывать катио-ны кальция, магния и некоторых других металлов в прочные комплексные соединения.

Титрование следует проводить при 98pH ÷= , что соот-ветствует значению pH аммиачной буферной смеси. Это вы-

108

звано тем, что в кислых или сильнощелочных растворах ком-плекс будет разрушаться. Индикатором служит эриохром чер-ный, изменяющий окраску в точке эквивалентности с красно-фиолетовой на синюю.

В четыре конические колбы емкостью 250-300 мл внесите по 100 мл водопроводной воды, добавьте по 25 мл аммиачной буферной смеси и по незначительному количеству индикатора эриохрома черного (на кончике шпателя). Тщательно переме-шайте содержимое каждой колбы. Растворы приобретают крас-но-фиолетовую окраску.

В первую колбу влейте избыток трилона Б до появления синего окрашивания. Эта колба будет выступать в качестве эта-лона. Остальные три колбы оттитруйте раствором трилона Б. Результаты титрования не должны отличаться друг от друга бо-лее чем на 0,2 мл.

Рассчитайте общую жесткость воды:

1000)OH(V

)тр(V)тр(С5,0Ж2

К ⋅⋅⋅

= ,

где )тр(C – эквивалентная концентрация раствора трилона Б, л/моль ; )тр(V – среднее значение объема раствора трилона Б,

пошедшего на титрование, мл; )OH(V 2 – объем пробы воды, мл.

Опыт 3. Устранение карбонатной жесткости. В пробир-ку с 3-4 мл известковой воды (раствора гидроксида кальция) пропустите ток углекислого газа. Выпадающий вначале осадок при дальнейшем пропускании газа растворяется. Напишите со-ответствующие уравнения реакций.

Полученный раствор разделите на две части. К одной при-лейте равный объем раствора гидроксида кальция, другую на-грейте до кипения. Объясните наблюдаемые явления. Составьте уравнения реакций.

Опыт 4. Устранение некарбонатной жесткости. В две пробирки наберите по 2-3 мл раствора сульфата магния, который будет выступать в качестве замены воды. В первую пробирку добавьте такой же объем раствора соды (карбоната натрия), во вторую – раствор фосфата натрия.

109

Что наблюдается? Составьте уравнения реакций. Опыт 5. Устранение общей жесткости воды. Наберите в

колбу 100 мл водопроводной воды. При помощи универсального индикатора определите приблизительное значение pH воды.

Небольшую порцию исследуемой воды влейте в бюретку с катионитом, под носик которой подставлен чистый стакан. От-кройте кран или зажим бюретки и отрегулируйте скорость выте-кания жидкости (оптимальная скорость – 1 капля в секунду). Постоянно добавляйте в бюретку с катионитом небольшие пор-ции воды, следя за тем, чтобы уровень жидкости в бюретке не опускался ниже уровня катионита. Когда вся исследуемая вода будет влита в бюретку, продолжайте промывание катионита дистиллированной водой. Набрав в стакан 100 мл промывной жидкости, закройте кран (зажим) бюретки.

Определите pH воды, прошедшей через катионит. Оттит-руйте полученную пробу трилоном Б (см. опыт 2). Рассчитайте остаточную жесткость воды, если таковая обнаружится. Объяс-ните результаты опыта.

110

Приложение 1 Константы диссоциации некоторых слабых кислот

Азотистая 2HNO 4101,5 −⋅

Ортоборная 33BOH 10108,5 −⋅

Тетраборная 742 OBH 4108,1 −⋅

8102 −⋅

Ортокремневая 44SiOH 11103,1 −⋅

Муравьиная HCOOH 4108,1 −⋅

Ортомышьяковая 43AsOH

3106 −⋅ 7101 −⋅ 12103 −⋅

Фтороводородная HF 4108,6 −⋅

Сернистая 32SOH 2107,1 −⋅ 8102,6 −⋅

Сероводородная SH 2 7101 −⋅ 13108 −⋅

Синильная HCN 10102,6 −⋅

Угольная 32COH 7105,4 −⋅ 11108,4 −⋅

Уксусная COOHCH 3 5108,1 −⋅

Фосфорная 43POH

3106,7 −⋅ 8102,6 −⋅ 13102,4 −⋅

111

Приложение 2 Произведение растворимости некоторых солей

AgBr 13103,5 −⋅ 4CaCrO 4101,7 −⋅

32COAg 12102,8 −⋅ 2CaF 11104 −⋅

AgCl 10108,1 −⋅ 243 )PO(Ca 29102 −⋅

42CrOAg 12101,1 −⋅ 4CaSO 6101,9 −⋅

AgI 17103,8 −⋅ 3CdCO 12102,5 −⋅

43POAg 20103,1 −⋅ CdS 27109,7 −⋅

SAg 2 50103,6 −⋅ 3CoCO 13104,1 −⋅

32SOAg 14105,1 −⋅ CoS−α 21104 −⋅

42SOAg 5106,1 −⋅ CoS−β 25102 −⋅

4AlPO 19108,5 −⋅ 4CrPO 17101 −⋅

3BaCO 9101,5 −⋅ 3CuCO 10105,2 −⋅

4BaCrO 10102,1 −⋅ CuS 36103,6 −⋅

2BaF 6101,1 −⋅ 3FeCO 11105,3 −⋅

243 )PO(Ba 39106 −⋅ 4FePO 22103,1 −⋅

4BaSO 10101,1 −⋅ FeS 18105 −⋅

3BeCO 3101 −⋅ HgS 52106,1 −⋅

3BiI 19101,8 −⋅ 3MgCO 5104 −⋅

4BiPO 23103,1 −⋅ 2MgF 9105,6 −⋅

32SBi 97101 −⋅ 243 )PO(Mg 13101 −⋅

3CaCO 9108,4 −⋅ 3MnCO 11108,1 −⋅

112

Продолжение приложения 2 MnS 10105,2 −⋅ 4PbSO 8106,1 −⋅

3NiCO 7103,1 −⋅ 32SSb 93106,1 −⋅

NiS−α 19102,3 −⋅ SnS 25101 −⋅

NiS−β 24101 −⋅ 3SrCO 10101,1 −⋅

3PbCO 14105,7 −⋅ 4SrCrO 5106,3 −⋅

2PbCl 5106,1 −⋅ 2SrF 9105,2 −⋅

4PbCrO 14108,1 −⋅ 243 )PO(Sr 31101 −⋅

2PbF 8107,2 −⋅ 4SrSO 7102,3 −⋅

2PbI 9101,1 −⋅ 3ZnCO 11105,1 −⋅

243 )PO(Pb 43109,7 −⋅ 243 )PO(Zn 33101,9 −⋅

PbS 27105,2 −⋅ ZnS 24106,1 −⋅

113

Приложение 3 Стандартные потенциалы некоторых окислительно-

восстановительных систем

OHNOeHHNO 22 +→++ + +0,99

−− +→++ OH7OHNHe6OH6NO 422 -0,15

OHHNOe2H3NO 223 +→++ +− -0,94

OHNOeH2NO 223 +→++ +− +0,80

OH2NOe3H4NO 23 +→++ +− +0,96

OH3NHe8H10NO 243 +→++ ++− +0,87

−− +→++ OH9OHNHe8OH7NO 423 -0,12

Ale3Al3 →++ -1,66

−→+ Br2e2Br2 +1,09

OHBre2HHBrO 2+→++ −+ +1,34

−−− +→++ OH2Bre2OHBrO 2 +0,76

OH6Bre10H12BrO2 223 +→++ +− +1,52

OH3Bre6H6BrO 23 +→++ −+− +1,45

OHBie3H2BiO 2+→++ ++ +0,32

OH2BiOe2H4BiO 23 +→++ ++− +1,80

−+→+ OH3Bie3)OH(Bi 3 -0,46

2He2H2 →++ ± 0,00

−+→+ OH2He2OH2 22 -0,83

114

Продолжение приложения 3

Fee2Fe2 →++ -0,44

++ →+ 23 FeeFe +0,77

−− →+ 46

36 ])CN(Fe[e])CN(Fe[ +0,36

−+→+ OH)OH(Fee)OH(Fe 23 -0,56

OH4Fee3H8FeO 232

4 +→++ ++− +1,90

++ →+ Aue2Au3 +1,41

AueAu →++ +1,68

−− +→+ CN2Aue])CN(Au[ 2 -0,61

−→+ I2e2I2 +0,54

OH2Ie2H2HIO2 22 +→++ + +1,45

OHIe2HHIO 2+→++ −+ +0,99

−−− +→++ OH2Ie2OHIO 2 +0,49

OH6Ie10H12IO2 223 +→++ +− +1,19

Cde2Cd2 →++ -0,40

OH2e4H4O 22 →++ + +1,23

−→++ OH4e4OH2O 22 +0,40

OH2e2H2OH 222 →++ + +1,77

++ →+ 23 CoeCo +1,84

Coe2Co2 →++ -0,28

Продолжение приложения 3

115

−+→+ OH)OH(Coe)OH(Co 23 +0,17

Mne2Mn2 →++ -1,19

OH2Mne2H4MnO 22

2 +→++ ++ +1,23

OH2MnOe3H4MnO 224 +→++ +− +1,69

−− →+ 244 MnOeMnO +0,56

OH4Mne5H8MnO 22

4 +→++ ++− +1,51

−− +→++ OH4MnOe3OH2MnO 224 +0,60

Cue2Cu2 →++ +0,34

++ →+ CueCu2 +0,15

Nie2Ni2 →++ -0,23

−+→+ OH)OH(Nie)OH(Ni 23 +0,49

Sne2Sn2 →++ -0,14

++ →+ 24 Sne2Sn +0,15

++ →+ 22

2 Hge2Hg2 +0,97

Hge2Hg2 →++ +0,85

Pbe2Pb2 →++ -0,13

++ →+ 24 Pbe2Pb +1,80

OH2Pbe2H4PbO 22

2 +→++ ++ +1,46

−→+ 2Se2S -0,48

Окончание приложения 3

116

SHe2H2S 2→++ + +0,14

OH2SOe2H4SO 2224 +→++ +− +0,17

OH4Se6H8SO 224 +→++ +− +0,36

AgeAg →++ +0,80

−+→++ OH2Ag2e2OHOAg 22 +0,34

OHSbe3H2SbO 2+→++ ++ +0,21

−+→++ OH3PHe3OH3P 32 -0,89

OH2POHe4H4POH 22343 +→++ + -0,39

OHPOHe2H2POH 23343 +→++ + -0,28

−→+ Cl2e2Cl2 +1,36

−− +→++ OH2Cle2OHClO 2 +0,88

OH3Cle6H6ClO 23 +→++ −+− +1,45

−−− +→++ OH6Cle6OH3ClO 23 +0,63

OH7Cr2e6H14OCr 232

72 +→++ ++− +1,33

−−− +→++ OH4CrOe3OH2CrO 2224 -0,13

Zne2Zn2 →++ -0,76

ЛИТЕРАТУРА

117

1. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1987. 719 с. 2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Выс-

шая школа, 1998. 743 с. 3. Зубович И.А. Неорганическая химия. М.: Высшая шко-

ла, 1989. 430 с. 4. Крестов Г.А. Теоретические основы неорганической

химии. М.: Высшая школа, 1982. 354 с. 5. Коровин Н.В. Общая химия. М.: Высшая школа, 1998.

559 с. 6. Фролов В.В. Химия. М.: Высшая школа, 1986. 543 с. 7. Коровин Н.В. и др. Курс общей химии. М.: Высшая

школа, 1990. 446 с. 8. Павлов Н.Н. Неорганическая химия. М.: Высшая школа,

1986. 336 с. 9. Лучинский Г.П. Курс химии. М.: Высшая школа, 1985.

416 с. 10. Химия. Справочное руководство /Пер. с нем. под ре-

дакцией Ф.Г. Гаврюченкова. Л.: Химия, 1972. 428 с. 11. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. М.:

Интеграл-Пресс, 2001. 240 с. 12. Романцева Л.М., Лещинская З.Л., Суханова В.А. Сбор-

ник задач и упражнений по общей химии. М.: Высшая школа, 1991. 288 с.

13. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упраж-нений по химии. М.: Высшая школа, 1997. 384 с.

14. Петров С.В., Коротченко Н.А. Практикум по общей и неорганической химии. М.: Высшая школа, 1986. 296 с.

15. Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А. Лабо-раторные работы по общей и неорганической химии. Л.: Химия, 1986. 288 с.

16. Гольбрайх З.Е. Практикум по неорганической химии. М.: Высшая школа, 1986. 350 с.

СОДЕРЖАНИЕ

118

Общие правила работы в химической лаборатории . . . . . . . . 3 Техника безопасности и меры предосторожности . . . . . . . . . 4 Оказание первой помощи . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5 Основные классы неорганических соединений . . . . . . . . . . . 6 Лабораторная работа. Основные классы неорганических соединений . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19 Определение молярной массы газообразных веществ . . . . . . 23 Лабораторная работа. Определение молярной массы углекислого газа . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 28 Эквиваленты . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 31 Лабораторная работа. Определение молярной массы эквивалента кислоты . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 36 Приготовление растворов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 39 Лабораторная работа. Приготовление раствора исходя из кристаллического вещества . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 44 Лабораторная работа. Приготовление раствора исходя из более концентрированного раствора . . . . . . . . . . . . . . . . . . 45 Ионные реакции . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 46 Лабораторная работа. Ионные реакции . . . . . . . . . . . . . . . . 50 Химическая кинетика . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 52 Лабораторная работа. Скорость химической реакции . . . . 57 Химическое равновесие . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 60 Лабораторная работа. Химическое равновесие . . . . . . . . . . 64 Гидролиз солей . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 67 Лабораторная работа. Гидролиз солей . . . . . . . . . . . . . . . . . 73 Произведение растворимости . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 77 Лабораторная работа. Произведение растворимости . . . . 84 Комплексные соединения . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 88 Лабораторная работа. Комплексные соединения . . . . . . . . 92 Окислительно-восстановительные реакции . . . . . . . . . . . . . . 97

119

Лабораторная работа. Окислительно-восстановительные реакции . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 101 Жесткость воды . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 103 Лабораторная работа. Определение и устранение жесткости воды . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 107 Приложения . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 110 Литература . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 117

120

Охинов Бато Доржиевич

Балданова Дарима Мунко-Балдановна

Бубеева Ирина Алексеевна

ПРАКТИКУМ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

Учебное пособие

Редактор Т.Н. Чудинова

Подписано в печать 20.11.2006. Формат 60х841/16. Гарнитура Таймс. Усл.п. 6,97. Печать операт., бумага писчая. Тираж экз. Заказ № 211.

Издательство ВСГТУ

670013 г.Улан-Удэ, ул. Ключевская, 40в.