Методические указания к лабораторному практикуму по курсу «Химия» (стр. 5 )

Выполнение опыта. В две пробирки внести по 3 – 5 капель 1н растворов: в одну – хлорида аммония, в другую – ацетата натрия. В обе пробирки добавить по 2 ‑ 3 капли нейтрального лакмуса и отметить изменение его окраски (табл. п. 3.4). Определить рН раствора с помощью универсального индикатора. Написать в ионном и молекулярном виде уравнения гидролиза обеих солей. Указать реакцию среды в растворах, случай и форму гидролиза.

Опыт 2. Ступенчатый гидролиз солей, образованных различными по силе основанием и кислотой

В зависимости от основности кислоты и кислотности основания, образующих соль различают следующие формы гидролиза:

Простой гидролиз характерен для солей, образованных слабым однокислотным основанием и (или) слабой одноосновной кислотой. При этом гидролиз обратим и протекает по одной ступени.

Ступенчатый гидролиз характерен для солей, образованных слабым многокислотным основанием и (или) слабой многоосновной кислотой. При этом гидролиз обратим и протекает по нескольким ступеням. В наибольшей степени гидролиз протекает по первой ступени. Многозарядный катион или анион постепенно присоединяет к себе ОН - или Н+, образуя основные или кислые соли.

Гидролиз по катиону:

I ступень

II ступень:;

III ступень: (практически не протекает).

Гидролиз по аниону:

I ступень: ;

II ступень: (практически не протекает).

Накапливающиеся в системах ионы H+ или ОН - обеспечивают кислую или щелочную реакцию среды и сильно смещают процесс диссоциации воды влево, что приводит к ослаблению гидролиза по каждой из последующих ступеней. Гидролиз по последней ступени практически не идет.

Выполнение опыта. В две пробирки внести по 5 – 10 капель 1М растворов: в одну – карбоната (или сульфида) натрия, в другую – хлорида (или сульфата) алюминия. В обе пробирки добавить по 2 ‑ 3 капли нейтрального лакмуса и отметить изменение его окраски (табл. п. 3.4). Определить рН растворов с помощью универсального индикатора. Написать в ионном и молекулярном виде уравнения гидролиза обеих солей. Указать реакцию среды в растворах, случай и форму гидролиза. Назовите соли, образующиеся по первой ступени гидролиза в каждом случае.

Опыт 3. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой летучей кислотой. Полный необратимый гидролиз

Некоторые соли, образованные очень слабым основанием и слабой летучей кислотой (Cr2S3, Al2S3, Cr2(CO3)3, Fe2(CO3)3, Al2(CO3)3 и др.), при нагревании в присутствии воды подвергаются полному необратимому гидролизу. При этом образуются слабо диссоциирующие основание и кислота. Оба продукта уходят из сферы реакции в виде осадков и газов. Аналогично гидролизуются смеси солей, одна из которых образована очень слабым основанием и сильной кислотой, а другая – сильным основанием и слабой летучей кислотой (Na2S + CrCl3, Na2CO3 + Al2(SO4)3 и т. п.). Например:

.

Выполнение опыта. В две пробирки внести по 5 – 10 капель 1М растворов: в одну – хлорида или сульфата хрома, в другую – хлорида (или сульфата) алюминия. В первую пробирку прибавить раствор сульфида натрия, во вторую - раствор карбоната натрия до выпадения осадков малорастворимых соединений. Отметить выделение газа. Какие это газы?

Написать уравнения гидролиза смесей солей в молекулярном и ионном виде. Доказать, что в осадке гидроксиды, а не сульфид хрома или карбонат алюминия. Для этого слить растворы с полученных осадков, разделить каждый из осадков на две пробирки, в одну из них добавить раствор щелочи, а в другую раствор кислоты. Наблюдать растворение осадков во всех пробирках. Объяснить наблюдаемые процессы. Почему при взаимодействии растворов этих солей гидролиз протекает практически необратимо? Каков механизм взаимного усиления гидролиза?

КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ ПРОЦЕССА ГИДРОЛИЗА

Степень h, константа гидролиза Kгидр и pH раствора зависят от силы (константы диссоциации) слабого электролита, от случая гидролиза (по катиону, аниону, или по катиону и аниону), а также в первых двух случаях от концентрации раствора:

для гидролиза по катиону:		,
для гидролиза по аниону:		.
для гидролиза по аниону и катиону:		.

где – ионное произведение воды (=10-14 при н. у.); Kосн, Kкисл – константы диссоциации соответственно слабого основания и слабой кислоты.

Для ступенчатой формы гидролиза константа и степень гидролиза имеют определенные значения для каждой ступени. Например, константам гидролиза трех ступеней для соли, образованной трехосновной слабой кислотой, соответствуют следующие выражения:

где K1 (кисл.), K2 (кисл.), K3 (кисл.) – константы диссоциации слабой кислоты для соответствующих ступеней диссоциации.

ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СТЕПЕНЬ ГИДРОЛИЗА

Степень гидролиза h – отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул, выраженное в процентах. Степень гидролиза зависит от природы гидролизуемого вещества, концентрации раствора (для первого и второго случаев) и температуры (см. табл. п. 3.5).

Для увеличения степени гидролиза следует добавить воды, изменить соответствующим образом реакцию среды или повысить температуру. Например, при кипячении раствора FeCl3 можно довести гидролиз до конца, до выпадения осадка гидроксида железа Fe(OH)3:

.

При сильном разбавлении раствора хлорида висмута в результате гидролиза выделяется осадок хлорида висмутила:

.

При удалении продуктов реакции гидролиз также усиливается. Изменение реакции среды (при добавлении кислоты, щелочи или соли) может привести к усилению или ослаблению гидролиза. Например, при введении в систему ионов ОH– равновесие сместится вправо, так как связываются ионы H+, освободившиеся в результате гидролиза.

Опыт 4. Влияние природы слабого компонента на степень гидролиза соли.

Выполнение опыта. В две пробирки внести по 5 – 6 капель 0,5 н. растворов: в одну – карбоната натрия, в другую – сульфита натрия. Определить рН растворов карбоната натрия и сульфита натрия с помощью универсального индикатора.

Написать уравнения гидролиза солей в ионном и молекулярном виде и на основании результатов наблюдений сделать вывод, в каком из двух растворов относительно больше: 1) степень гидролиза,

2) концентрация ионов ОН–,

3) значение рН.

Вычислить степень, константу гидролиза и рН в растворах обеих солей, учитывая, что гидролиз протекает преимущественно по первой ступени. Сравнить расчетные данные с полученными экспериментально.

Опыт 5. Смещение равновесия гидролиза путем разбавления раствора и изменения реакции среды.

Выполнение опыта. В пробирку внести 3 – 4 капли раствора хлорида сурьмы или висмута и добавить такой же объем воды. Отметить образование осадка. Добавить 1 – 2 капли концентрированной соляной кислоты, после чего вновь разбавить раствор водой. Записать результаты наблюдений.

Написать уравнение гидролиза хлорида сурьмы или висмута в молекулярном и ионном виде, учитывая, что гидролиз протекает по 2-й ступени и при этом образуется малорастворимый хлорид антимонила (стибила) SbOCl или висмутила BiOCl. Объяснить влияние разбавления раствора и добавления соляной кислоты.

Аналогичный опыт проделать с раствором хлорида олова (II). В этом случае образуется осадок основной соли SnOHCl.

Опыт 6. Влияние температуры на степень гидролиза солей.

Выполнение опыта. В пробирку внести 5 – 6 капель раствора хлорида или сульфата алюминия и такой же объем раствора ацетата натрия. Содержимое пробирки нагреть, опустив ее в горячую воду, и отметить выпадение осадка малорастворимого ацетата дигидроксоалюминия.

Написать уравнения реакций гидролиза без нагревания и при нагревании.

Контрольные задания.

Задание 1. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей сульфата алюминия и карбоната натрия. Имея в своем распоряжении только раствор лакмуса, определить, в какой из пробирок находится соль алюминия. Написать соответствующие уравнения реакций.

Слить растворы в одну пробирку, наблюдать образование осадка. Имея в своем распоряжении растворы кислоты и щелочи, определить состав осадка. Написать соответствующие уравнения реакций.

Задание 2. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей сульфата алюминия и ацетата натрия. Имея в своем распоряжении только раствор лакмуса, определить, в какой из пробирок находится соль натрия. Написать соответствующие уравнения реакций.

Задание 3. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей хлорида аммония и карбоната натрия. Имея в своем распоряжении только раствор лакмуса, определить, в какой из пробирок находится соль аммония. Написать соответствующие уравнения реакций.

Задание 4. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей сульфата алюминия и сульфата натрия. Имея в своем распоряжении только раствор лакмуса, определить, в какой из пробирок находится соль алюминия. Написать соответствующие уравнения реакций.

Задание 5. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей нитрата свинца и карбоната натрия. Имея в своем распоряжении только растворы лакмуса и фенолфталеина, определить, в какой из пробирок находится соль свинца. Написать соответствующие уравнения реакций.

Задание 6. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей хлорида аммония и хлорида натрия. Имея в своем распоряжении только раствор лакмуса, определить, в какой из пробирок находится соль алюминия. Написать соответствующее уравнение реакции.

Задание 7. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей сульфата алюминия и сульфида натрия. Имея в своем распоряжении только растворы лакмуса и фенолфталеина, определить, в какой из пробирок находится соль алюминия. Написать соответствующие уравнения реакций. Слить растворы в одну пробирку, наблюдать образование осадка. Имея в своем распоряжении растворы кислоты и щелочи, определить состав осадка. Написать соответствующие уравнения реакций.

Задание 8. Получить у преподавателя две пробирки с растворами солей ацетата натрия и нитрата свинца. Имея в своем распоряжении только растворы лакмуса и фенолфталеина, определить, в какой из пробирок находится соль натрия. Написать соответствующие уравнения реакций.

ПРИ СДАЧЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ ОТВЕТИТЬ НА СЛЕДУЮЩИЕ ВОПРОСЫ

1. Какие процессы относятся к реакциям гидролиза?

2. Определите, какие из указанных солей подвергаются гидролизу, и какая форма гидролиза (простой, ступенчатый, полный) имеет место в каждом конкретном случае:

а) K2CO3, б) Na2S, в) FeCl3,

г) NH4NO2, д) Al2S3, е) KCl.

Напишите ионные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. Определите реакцию среды.

3. Какую реакцию среды имеют растворы следующих солей:

а) NaNO3, б) NH4СNS, в) NaCN,

г) CuSO4, д) NH4NO3?

Объясните причину и напишите ионные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. Укажите случай и форму гидролиза.

4. Определите, как сместится равновесие в реакции гидролиза сульфата хрома при прибавлении: а) кислоты, б) щелочи, в) сульфата натрия, г) карбоната натрия, д) хлорида цинка.

5. Объясните понятия константы и степени гидролиза. Какие факторы влияют на степень гидролиза?

6. Определите, какая из указанных солей гидролизуется в большей степени:

а) Na2S или Na2SO3, г) CuSO4 или CuSO3,

б) FeCl3 или FeCl2, д) NH4СN или NH4СNS,

в) ZnCl2 или CdCl2, е) Na2S или Na2CO3.

7. Вычислите константу гидролиза фторида калия, определите степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора. (KHF = 7 · 10-4 ).

Ответ: 0,14·10-10; 3,7; 4·10-5; 7,6.

8. При сливании водных растворов AlCl3 и Na2S образуется осадок гидроксида алюминия и выделяется газ. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения соответствующей реакции. Как доказать, что в осадке гидроксид алюминия, а не сульфид?

9. Определите соотношение констант и степени гидролиза сульфида натрия для первой и второй ступеней. Изменением концентрации можно пренебречь (, ). Ответ: 6·106, 2,45·103.

РАБОТА № 8

ОКИСЛИТЕЛЬНО–ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

Окислительно–восстановительные реакции (ОВР) – реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов. Степень окисления (окислительное число) – заряд атома, вычисленный исходя из условного предположения, что все связи в молекуле являются ионными.

При определении степени окисления необходимо учитывать, что алгебраическая сумма окислительных чисел всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю. Например, необходимо определить окислительные числа кремния и фосфора в соединениях H2SiO3 и K4P2O7:

H2+1SixO3–2	K4+1P2xO7–2
+2+Х+(–2*3)=0	+4+2Х+(–2*7)=0
Х=4	Х=5

Степень окисления обозначается арабскими (иногда римскими) цифрами с предшествующими знаками ²+² или ²–². Таким же образом, но со знаком после цифры, обозначаются заряды ионов.

Например:

Na+, Zn2+, Fe3+, NO3–, SO42–, PO43–	(обозначение заряда ионов)
Zn+2Cl2–, H2+1S+6O4–2, K2+1Cr2+6O7–2	(обозначение степени окисления)

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом:

2Cl– – 2ē = Cl2;

Fe2+ – ē = Fe3+;

Si – 4ē = Si+4

При этом степень окисления атома повышается.

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом:

Cl20 + 2ē = 2Cl–;

Fe3+ + ē = Fe2+.

При этом степень окисления атома понижается.

Окисление и восстановление – процессы сопряженные: отдача электронов всегда сопровождается их присоединением

В реакциях число принятых окислителем и отданных восстановителем электронов должно быть одинаково.

В методе ионно–электронного баланса учитывается, что отдают и принимают электроны ионы или молекулы. При этом может изменяться не только заряд, но и состав частиц.

Например, переходы

NO2– ® NO3–;	MnO4– ® MnO2
SO32– ® SO42–;	P ® PH3	и т. п.

сопровождаются потерей или присоединением атомов кислорода или водорода.

Такие взаимные переходы возможны только с участием частиц среды, присутствующих в растворах: в кислой среде – Н+ и Н2О, в нейтральной – Н2О, в щелочной – ОН– и Н2О.

Участие частиц среды в переносе кислорода в ОВР.

рН среды	Акцептор кислорода	Донор кислорода	Схема процесса
рН < 7	Н+	Н2О	2Н+		Н2О
рН > 7	Н2О	ОН–	2О Н–		Н2О
рН = 7	Н2О	Н2О	Н2О		2ОН–
Н2О		2Н+

Рассмотрим пример реакции, протекающей в кислой среде.

Даны исходные вещества:

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 ®

1. Определяем степени окисления элементов, находим окислитель, восстановитель и рН среды:

KMn+7O4 – окислитель (Mn находится в высшей степени окисления +7),

Na2S+4O3 – восстановитель (S находится в промежуточной степени окисления, равной +4),

H2SO4 – среда кислая (рН<7).

2. Записываем левую часть уравнения в виде ионов, учитывая только ионы, содержащие окислитель и восстановитель, а также ионы, обеспечивающие реакцию среды:

MnO4– + SO32– + H+ ®

3. Записываем схему возможных полуреакций для процессов окисления и восстановления:

MnO4– ® Mn2+	(процесс восстановления)
SO32– ® SO42–	(процесс окисления)

4. Составляем полуреакции:

а) уравниваем число атомов элементов и заряды левой и правой частей полуреакций, используя частицы среды и переходы электронов:

MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O

SO32– + H2O – 2ē = SO42– + 2H+

в) находим коэффициенты:

2	MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O
5	SO32– + H2O – 2ē = SO42– + 2H+

5. Суммируем две полуреакции с учетом коэффициентов и получаем сокращенное ионное уравнение:

2MnO4– + 16H+ + 5SO32– + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42– + 10H+

Сокращаем подобные члены:

2MnO4– + 6H+ + 5SO32– = 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42–

6. Дописываем ионы, не принимающие участие в окислительно–восстановительном процессе, с учетом компенсации заряда:

7. Составляем молекулярное уравнение реакции:

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

В качестве примеров рассмотрим еще две реакции, протекающие в нейтральной и щелочной средах.

Реакция взаимодействия манганата калия с водой (нейтральная среда):

K2MnO4 + H2O ® KMnO4 + MnO2 + KOH

Ион MnO42–, содержащий Мn+6 в промежуточной степени окисления, может выполнять как функцию окислителя, так и функцию восстановителя.

Молекулярное уравнение реакции:

3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH

Реакция взаимодействия кремния с пероксидом водорода в щелочной среде:

Si + H2O2 + KOH ® K2SiO3 + H2O

Молекулярное уравнение реакции:

Si + 2KOH + 2H2O2 = K2SiO3 + 3H2O

Опыт 1. Сравнительная характеристика окислительных свойств галогенов и восстановительной способности галогенидов

Галогены в свободном состоянии являются типичными окислителями. Снизу вверх по группе в соответствии с электроотрицательностью их окислительная активность усиливается

Однако, каждый из них, за исключением фтора, может быть окислен более сильным окислителем: йод можно окислить бромом и хлором, бром можно окислить хлором, но нельзя – йодом.

Галогенид - ионы содержат элементы в низшей степени окисления и в ОВР могут быть только восстановителями. Их восстановительная активность повышается сверху вниз по группе.

Окисление галогенид-ионов происходит в разных средах в соответствии со схемой:

H+, H2O Г 2

Г-

OH- ГO3-

Галогены лучше растворяются в неполярных органических растворителях (бензоле, четыреххлористом углероде), поэтому реакции, сопровождающиеся выделением свободных галогенов, проводят в присутствии органических растворителей.

Опыт 1а). Взаимодействие хлора с бромидами и иодидами.

Выполнение опыта. В две пробирки поместить по 3 – 4 капли растворов: в одну – бромида калия, в другую – иодида калия. В обе пробирки добавить по 5 – 7 капель хлорной воды. Отметить признаки течения реакции (изменение окраски растворов, выпадение осадка). К содержимому пробирок добавить по 3 – 4 капли бензола или четыреххлористого углерода и тщательно перемешать. Отметить распределение окрашенного вещества между водным слоем и слоем органического растворителя.

Написать уравнения соответствующих реакций взаимодействия хлора с бромидом и иодидом калия. Выделение каких веществ обусловливает изменение окраски растворов? Сравнить растворимость свободных галогенов в воде и органическом растворителе и соответствие правилу: «подобное растворяется в подобном». Какую функцию выполняют хлор, бромид – и иодид–ионы в окислительно–восстановительных процессах?

Опыт 1б). Взаимодействие брома с хлоридами и иодидами.

Выполнение опыта. В две пробирки поместить по 3 – 4 капли растворов: в одну – хлорида натрия, в другую – иодида калия. В обе пробирки добавить по 3 – 4 капли бромной воды (избегать избытка бромной воды) и такое же количество бензола или четыреххлористого углерода. Содержимое пробирок встряхнуть. Отметить признаки течения реакций. Почему не происходит обесцвечивание брома в первой пробирке? Написать уравнение реакции, протекающей во второй пробирке. Указать роль брома в окислительно–восстановительном процессе. Будут ли протекать реакции при действии на йод хлоридов, бромидов? Объяснить взаимное поведение галогенов путем сравнения энергий сродства к электрону и значений их электроотрицательностей.

Выписать галогены в порядке возрастания их окислительной активности.

Опыт 1в). Взаимодействие йода с сероводородной и хлорной водой.

Выполнение опыта. В две пробирки внести по 2 капли йодной воды. В одну пробирку добавить 3 капли хлорной воды, в другую – 3 капли сероводородной воды. Наблюдать в обоих случаях обесцвечивание йода, а во второй пробирке – одновременное выпадение осадка серы.

Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая, что в результате реакции йода с хлором в присутствии воды образуется HIO3. Какую роль выполняет йод в обеих реакциях?

Опыт 2. Окислительно–восстановительные свойства соединений, содержащих элементы в различных степенях окисления.

Ионы или молекулы, содержащие элементы в высшей степени окисления, способны только принимать электроны, поэтому они выполняют функцию только окислителей; в низшей степени окисления - могут только отдавать электроны, т. е. выполняют функцию только восстановителей; а в промежуточной степени окисления могут выполнять функцию как восстановителей, так и окислителей в зависимости от условий проведения реакции, например:

N–3H3	N20	N+3O2–	N+5O3–
только восстановитель	и окислители, и восстановители	только окислитель

Так, H2S и NH3 – восстановители, H2SO4 и HNO3 – окислители, H2O2, H2SO3, HNO2 и их соли – и окислители, и восстановители.