Практикум по общей химии (стр. 2 )

Проанализируйте изменения цвета в порциях 1-3 с точки зрения принципа Ле-Шателье. Какой из вариантов ионного уравнения противоречит опыту?

Лабораторная работа 3

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ

Общие сведения о растворимости веществ содержатся в

ОПЫТ 1. Установление концентрации раствора по его плотности

Дайте определение процентной, молярной и моляльной концентрации растворов. Укажите единицы измерения этих величин.

Получите заданный раствор и набор ареометров (поплавков для измерения плотности). Заполните сухой и чистый мерный цилиндр на 2/3 раствором. Погрузите в него ареометр с наименьшим значением плотности. Обратите внимание на положение шкалы ареометра – она должна быть на уровне поверхности раствора. Если шкала не погружается в раствор, замените ареометр на более тяжёлый. Остановившись на подходящем ареометре, отметьте плотность раствора.

Ареометры после использования необходимо промыть, просушить фильтровальной бумагой и уложить на место в наборе.

Для нахождения концентрации воспользуйтесь таблицами связи плотности и концентрации (в Приложении Б).

Например, у серной кислоты плотности 1,219 г/мл отвечает w=30%.

Если в таблице не указана измеренная плотность, найдите два ближайших значения: r1 и r2 и отвечающие им концентрации w1 и w2 (точки А и B на графике).

w,%

В

w2

А

w1

r1 r2 r, г/мл

Через точки A и B можно провести прямую с уравнением:

w = w1+ ·(r–r1).

По нему легко рассчитать концентрации внутри интервала [r1,r2] (линейная интерполяция) и за его пределами (линейная экстраполяция).

ПРИМЕР. Есть H2SO4 c плотностью r =1,200 г/мл. Ближайшие точки: r1 =1,186 г/мл (w1 =26%) и r2 =1,202 г/мл (w2 =28%).

Отсюда: w =26%+ ·(1,200 –1,186) =27,8%.

Менее точно тот же результат можно получить из графика.

ОПЫТ 2. Приготовление раствора заданной процентной концентрации

Получите у преподавателя задание – состав нужного раствора wзад., его массу mзад. или объём Vзад.. Понадобится также плотность rзад.. Рассчитайте массу растворённого вещества mвещества. Во всех расчётах w надо выражать не в процентах, а в долях, например, не 26%, а 0,26.

Подберите стакан или мерную колбу с метками, отвечающими Vзад..

Если исходное вещество – сухая соль, можно сразу взвесить mвещества. (Соблюдайте правила взвешивания! Не забывайте арретировать весы перед изменением содержимого чашек!).

Если исходное вещество – концентрированный раствор с известной процентной концентрацией wисх, найдите массу этого раствора mисх= mвешества/wисх. Пользуясь плотностью rисх, посчитайте объём этого раствора: Vисх= mисх/rисх.

Отмерьте нужный объём Vисх чистым мерным цилиндром.

Перенесите вещество в стакан или колбу, промойте сосуд небольшим количеством дистиллированной воды. Вылейте в колбу ещё часть воды, перемешайте раствор лёгкими круговыми движениями. Затем закройте пробкой и несколько раз переверните колбу. Добавьте остальную воду немного ниже метки Vзад и опять перемешайте.

Если при растворении произошло разогревание или охлаждение, добейтесь комнатной температуры раствора (выдержав колбу под струёй из крана или в баке с водой). После этого по каплям (лучше пипеткой) доведите объём точно до метки Vзад.

Получив набор ареометров, измерьте плотность раствора rизм. Пользуясь таблицей связи плотностей и концентраций, посчитайте реальную концентрацию раствора wизм, сверьте её с заданием.

Раствор сдайте лаборанту.

Найдите относительную ошибку опыта: (wизм – wзад)/wзад·100%.

Для полученного раствора посчитайте также молярную и моляльную концентрации, мольную долю растворённого вещества, давление пара воды над раствором, температуру замерзания, кипения и осмотическое давление относительно чистой воды. В сильных электролитах диссоциацию считайте полной.

ОПЫТ 3. Приготовление раствора заданной молярной концентрации

Получите задание (Cзад, Vзад).

Определите массу растворённого вещества: mвещества= nвещества·Mвещества (M– молярная масса; nвещества= Cзад·Vзад – число молей).

Далее действуйте по схеме опыта 2.

Получив набор ареометров, измерьте плотность раствора rизм. Пользуясь таблицей связи плотностей и концентраций, посчитайте реальную концентрацию раствора wизм.

Пересчитайте её в молярную концентрацию Cизм, сверьте с заданием. Рекомендуется вначале рассчитать в эксперименте (по rизм) массу раствора и массу растворённого вещества.

Раствор сдайте лаборанту.

Найдите относительную ошибку: (Cизм–Cзад)/Cзад·100%.

Для полученного раствора посчитайте также массовую и мольную долю растворённого вещества, моляльную концентрацию, давление пара воды над раствором, температуру замерзания, кипения и осмотическое давление относительно чистой воды. В сильных электролитах диссоциацию считайте полной.

ОПЫТ 4. Замерзание растворов

Почему растворы замерзают при более низкой температуре, чем чистый растворитель? Сформулируйте следствие из закона Рауля.

Постройте кривую растворимости NaCl в области от 0 до +40 0C (данные – в Приложении В) и продолжите её в области отрицательных температур. Оцените, сколько соли растворится при –10 0C в 100 г воды.

Приготовьте химический стакан на 200–500 мл.

Взвесьте (приблизительно) соответствующее количество соли и льда, быстро измельчите лёд. Смешайте лёд с солью в большом стакане, отметьте минимальную температуру жидкости. Можно помешивать раствор пробиркой с дистиллированной водой (вода в пробирке замёрзнет) или предварительно намочить дно стакана (стакан примёрзнет к подставке).

Рассчитайте моляльную концентрацию и оцените температуру замерзания этого раствора. Считайте изотонический коэффициент i=2.

Почему снижается температура системы при смешивании льда и соли?

ОПЫТ 5. Приготовление пересыщенного раствора

Что такое пересыщенные растворы? Почему они возникают? Как показать их нестабильность?

Насыпьте в пробирку 3–4 ложки кристаллического гидрата тиосульфата натрия Na2S3O3·5H2O. Закрепите пробирку вертикально в штативе, закройте её кусочком ваты. Медленно нагрейте пробирку на спиртовке до расплавления, дайте охладиться.

По достижении комнатной температуры резко встряхните пробирку. Что наблюдаете?

Снова получите нагреванием прозрачный раствор и бросьте в пробирку кристаллик тиосульфата натрия. Что произошло с раствором?

Поясните наблюдения.

Лабораторная работа 4

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ, ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

Растворы кислот, оснований и солей имеют ионную проводимость, иначе говоря, являются электролитами.

Проводимость G – величина, обратная электрическому сопротивлению R: G=1/R; [G]= 1/Ом= Сименс (См). Единица измерения (размерность) выделяется квадратными скобками.

R и G зависят не только от свойств раствора, но и от площади электродов S и расстояния между ними L. Поэтому пользуются удельным сопротивлением r=R·S/L; [r]=Ом·м и удельной проводимостью s= 1/r = G·L/S; [s]= 1/(Ом·м)= См/м.

Типичная удельная проводимость для сильных электролитов: ~100 См/м, для слабых: <1 См/м.

ОПЫТ 1. Электролиты и неэлектролиты

Для качественной оценки проводимости используют ламповый реостат, в котором последовательно раствору включена лампа накаливания. Слабый накал лампы указывает на низкую проводимость раствора, яркое свечение – на высокую.

Проверьте исправность реостата замыканием электродов.

Если имеется мост переменного тока, проводимость можно точно измерить.

Перед каждым новым измерением нужно тщательно промывать стакан и электроды дистиллированной водой.

Изучите электропроводность следующих веществ или водных растворов: а) дистиллированной воды; б) водопроводной воды; в) этилового спирта C2H5OH; г) раствора глицерина или сахара; д) 1 М уксусной кислоты CH3COOH; е) 1 М раствора аммиака (NH3 или “NH4OH”); ж) 1 М раствора NaOH; з) 1 М раствора HCl.

Сделайте выводы о силе электролитов. Запишите уравнения диссоциации всех электролитов в опыте. Стрелкой укажите смещение равновесия.

ОПЫТ 2. Диссоциация солей

Слейте равное количество 1 М NaOH и HСl и проверьте проводимость полученного раствора соли. Аналогично поступите с растворами уксусной кислоты и аммиака. Проверьте также проводимость растворов других солей: сульфата меди CuSO4, сульфата калия K2SO4.

Прокипятите в пробирке около 1 г карбоната кальция CaCO3 или сульфата кальция CaSO4. Охладите полученный раствор и проверьте его электропроводность.

Сделайте вывод об электропроводности растворов солей. Запишите уравнения диссоциации всех солей в опыте, стрелкой укажите смещение равновесия.

ОПЫТ 3. Сильные и слабые кислоты

Налейте в одну пробирку 3 мл 2 М уксусной кислоты, в другую – столько же 2 M соляной кислоты. Бросьте в каждую из пробирок по одинаковому кусочку цинка. Спустя две-три минуты сравните процессы в пробирках. Какой газ выделяется? В какой из пробирок этот процесс идёт более энергично?

Запишите уравнения диссоциации кислот, укажите смещение равновесия.

Запишите молекулярные и ионные уравнения взаимодействия цинка с кислотами.

Сравните концентрацию ионов водорода (CH+) в исходных растворах. В случае соляной кислоты диссоциацию считайте полной. В случае уксусной кислоты рассчитайте CH+ , пользуясь константой диссоциации (Приложение Г).

ОПЫТ 4. Смещение равновесия диссоциации

а) Налейте в 2 пробирки по 2 мл 0,1 М раствора уксусной кислоты. Добавьте в каждую по одной капле универсального индикатора. Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, в другую насыпьте 2–3 ложечки сухого ацетата натрия CH3COONa. Отметьте изменение цвета индикатора.

Запишите диссоциацию кислоты и соли. Объясните, как влияет на диссоциацию уксусной кислоты добавление ионов ацетата из соли.

б) Налейте в 2 пробирки по 2 мл 0,1 М раствора аммиака. Добавьте в каждую по одной капле универсального индикатора. Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, в другую насыпьте 2–3 ложечки сухого хлорида аммония NH4Cl. Отметьте изменение цвета индикатора.

Запишите уравнение диссоциации “гидроксида аммония” (водного раствора аммиака) и хлорида аммония. Объясните, как смещается равновесие диссоциации водного аммиака при добавлении ионов аммония из соли.

Сделайте общий вывод по опытам 4а, 4б, как изменяется степень диссоциации слабых электролитов при добавлении одноимённых ионов.

ОПЫТ 5. Вытеснение летучих кислот и оснований

В одну пробирку налейте 2 мл раствора ацетата натрия, в другую – 2 мл раствора хлорида аммония.

В первую пробирку налейте 1 мл 50% H2SO4 (осторожно!) и подогрейте. Определите по запаху образование уксусной кислоты. Во вторую пробирку налейте 1 мл 20% KOH и подогрейте. Определите по запаху образование аммиака.

Запишите полные и ионные уравнения реакции, объясните смещение равновесия.

ОПЫТ 6. Сравнение растворимости солей

В одной пробирке получите осадок сульфата свинца, взяв по 1 мл 0,25 М растворов нитрата свинца Pb(NO3)2 и сульфата натрия Na2SO4. В другой пробирке получите осадок хромата свинца, взяв по 1 мл 0,25 М растворов нитрата свинца и хромата калия K2CrO4. Отметьте внешний вид осадков. Запишите полные и ионные уравнения реакций.

Найдите в таблице (Приложение Д) произведения растворимости (ПР) полученных солей свинца, запишите их выражения через концентрации ионов.

В третьей пробирке смешайте 1 мл растворов сульфата натрия и хромата калия. Прибавьте 1 мл раствора нитрата свинца. Какая соль выпадает в осадок? Объясните результат, пользуясь значениями ПР сульфата и хромата свинца.

ОПЫТ 7. Условия выпадения осадка

В 2 пробирки налейте по 1 мл 0,005 М раствора нитрата свинца. В одну из них добавьте такой же объём 0,05 М раствора хлорида калия KCl, в другую – 0,05 М раствора иодида калия KI. В какой из пробирок выпадает осадок? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Выразите произведения растворимости PbI2 и PbCl2 через равновесные концентрации ионов (без чисел).

Рассчитайте концентрации ионов Pb2+, Cl–, I– сразу после сливания растворов (по формуле С=С0·V0 / VS).

Вычислите для этого момента произведение концентраций ионов (ПИ) PbI2 и PbCl2. Сравните ПИ с табличными значениями ПР для PbI2 и PbCl2 (Приложение Д). Объясните результат.

Лабораторная работа 5

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ, ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Что такое ионное произведение воды? Чему оно равно при 25 0С? Каковы концентрации ионов H+ и OH– в чистой воде при 25 0С?

Что называют водородным показателем pH и гидроксидным показателем pOH? Какова связь между ними?

Каковы значения pH и pOH в кислых, нейтральных и щелочных растворах?

ОПЫТ 1. Окраска важнейших индикаторов

В 4 пробирки налейте по 2 мл дистиллированной воды и прибавьте по 1 капле растворов индикаторов: метилового оранжевого (метилоранжа), лакмуса, фенолфталеина, универсального индикатора. Отметьте их окраску в водной (нейтральной) среде.

	ЦВЕТ ИНДИКАТОРА
ИНДИКАТОР	в кислой среде	в нейтральной среде	в щелочной среде
1. Метилоранж
2. Лакмус
3. Фенолфталеин
4.Универсальный

В каждую пробирку прилейте по 1 мл 1 М раствора HCl. Отметьте изменение окраски. Повторите эксперимент, заменив кислоту на 1 М раствор NaOH. Результаты занесите в таблицу.

ОПЫТ 2. pH растворов солей

С помощью универсального индикатора оцените pH среды в 1 М растворах следующих солей: хлорид калия KCl, сульфид натрия Na2S, хлорид аммония NH4Cl, ацетат натрия CH3COONa, ацетат аммония CH3COONH4, сульфат магния MgSO4, сульфат цинка ZnSO4.

Объясните реакцию среды, пользуясь уравнениями гидролиза солей по аниону и катиону (в молекулярной и ионной формах). Укажите смещение равновесия. Свяжите гидролиз соли с силой отвечающих ей основания и кислоты.

Как рассчитать константу гидролиза для солей хорошо растворимых кислот и оснований?

Найдите в таблице (Приложение Е) константы гидролиза (Кг) катионов Mg2+, Zn2+. Рассчитайте Кг для ионов NH4+, CO32–, S2–, SO42–, CH3COO– по данным приложения Г. Оцените ожидаемое значение pH взятых растворов. Сравните с экспериментом.

Как поляризующее действие катиона связано с его гидролизом и с силой соответствующего основания?

ОПЫТ 3. Влияние температуры на гидролиз солей

Налейте в пробирку 2 мл 0,5 М раствора ацетата натрия и добавьте 2–3 капли раствора фенолфталеина. Нагрейте раствор. Объясните изменение окраски раствора. Запишите уравнение гидролиза в молекулярном и ионном виде. Охладите раствор, наблюдая за окраской.

Как влияет температура на степень гидролиза соли? Пользуясь принципом Ле-Шателье, свяжите это влияние с тепловым эффектом гидролиза.

ОПЫТ 4. Влияние разбавления на гидролиз, обратимость гидролиза

Запишите уравнение гидролиза иона Al3+. Как изменяется число частиц в этом процессе? (Растворитель принято не учитывать – его концентрация почти постоянна).

Как влияет разбавление на процессы, идущие с увеличением числа частиц? Какие процессы этого рода вам ещё известны?

В растворе хлорида сурьмы “SbCl3” (иначе, HSbCl4 – для подавления гидролиза раствор готовят на соляной кислоте) устанавливается равновесие:

HSbCl4 + HOH SbOCl¯ + 3HCl.

HSbCl4 – сильная кислота, а сложный ион SbCl4– в водном растворе лишь частично распадается на простые ионы Sb3+ и Cl–. Поэтому данному молекулярному уравнению можно сопоставить несколько ионных уравнений, например –

1) нет диссоциации SbCl4–:

SbCl4– + HOH SbOCl¯ + 2H+ + 3Cl–;

2) отщепляется половина ионов хлора:

SbCl2+ + HOH SbOCl¯ + 2H+ + Cl–;

3) отщепляются все ионы хлора:

Sb3+ + Cl– + HOH SbOCl¯ + 2H+ .

Как изменяется число частиц в этих процессах? (Осадок, как и растворитель, не считают, концентрация вещества в осадке постоянна). Как должно влиять разбавление на смещение равновесий 1)-3)? Как можно подавить гидролиз HSbCl4?

Налейте в пробирку 3 мл раствора “SbCl3”. Добавляйте по каплям дистиллированную воду, взбалтывая раствор. Возникший осадок разделите на 3 равные части.

К одной из них приливайте по каплям 5 М раствор HСl (w=16,9%), к другой – 5 М раствор HNO3 (w=27,0%). Сравните моменты растворения осадка, объясните на основе ионного уравнения реакции.

Для проверки индивидуального влияния ионов хлора насыпьте в третью пробирку 1–2 ложки сухого NaCl (или KCl). Что наблюдаете?

Какие ионные уравнения диссоциации SbCl4– согласуются с экспериментом, а какие ему противоречат?

ОПЫТ 5. Взаимное усиление гидролиза (полный гидролиз)

К 2 мл раствора хлорида алюминия AlCl3 прилейте 2–3 капли универсального индикатора или лакмуса. Какова его окраска? На что она указывает?

Запишите уравнения первой ступени гидролиза и полного гидролиза катиона алюминия.

Во вторую пробирку налейте 2 мл раствора карбоната натрия Na2CO3 и 2-3 капли индикатора. Обсудите его окраску.

Запишите уравнения первой ступени гидролиза и полного гидролиза аниона карбоната.

Соедините два раствора. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции.

Убедитесь, что осадок является гидроксидом алюминия, а не карбонатом. Для этого отделите его от раствора, промойте подогретой водой и обработайте разбавленной соляной кислотой. Что наблюдаете?

Объясните, почему полный гидролиз хлорида алюминия и карбоната натрия происходит только при их совместном нахождении в растворе.

ОПЫТ 6. Равновесие в растворах кислых солей

При растворении кислой соли, например, гидрокарбоната натрия NaHCO3, с анионом могут происходить 2 процесса:

а) гидролиз этого аниона (поставляет ионы OH–):

HCO3– + HOH “H2CO3“ + OH– ;

данному равновесию отвечает Кг= Кw / К1 (H2CO3) =10–14 / 4,3·10–7 = 2,2·10–8.

б) диссоциация этого аниона (поставляет ионы H+):

HCO3– H+ + CO32– ;

данному равновесию отвечает Кд= К2(H2CO3) = 5,6·10–11.

Кислотность среды определяется преобладающим процессом. В данном случае Кг>Кд, преобладает гидролиз, и среда будет щелочная.

С помощью универсального индикатора оцените pH 1 М растворов фосфата натрия Na3PO4, гидрофосфата натрия Na2HPO4 и дигидрофосфата натрия NaH2PO4.

Запишите уравнения диссоциации этих солей, а также гидролиза и диссоциации их анионов. Объясните реакцию среды с учётом Кг и Кд, по предложенной выше схеме. Используйте данные

Лабораторная работа 6

ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ

Какие процессы называют электрохимическими? Какие из них протекают самопроизвольно, а какие только при подаче энергии от внешнего источника?

ОПЫТ 1. Сравнение электрохимической активности металлов

Сравним активности пяти металлов: меди, железа, олова, свинца и цинка.

Возьмите пять пробирок, налейте в них по 2–3 мл растворов солей меди(+2), железа(+2), олова(+2), свинца(+2) и цинка.

Опустите в каждую пробирку узкую медную пластину (или проволочку). Через 2–3 минуты осмотрите пластины. Произошли ли изменения с ними? О чём это говорит?

Выньте медные пластины из пробирок и опустите во все растворы железные пластины (проволочки, гвозди). Осмотрите их через 2–3 минуты. Какие металлы вытесняются железом из растворов солей? Напишите уравнения реакции железа с ионами этих металлов. Укажите переход электронов, восстановитель и окислитель.

Аналогично поступите, опустив в растворы полоски свинца, олова и цинка.

Результаты наблюдений обобщите в виде таблицы. Знаком “+” покажите вытеснение опускаемым металлом, при отсутствии реакции ставьте “–”.

Опускаемый металл	Ионы металла в растворе	j0 (Me2+/Me), Вольт
	Cu2+	Fe2+	Pb2+	Sn2+	Zn2+
Cu
Fe
Pb
Sn
Zn

Выпишите из Приложения Е стандартные электродные потенциалы j0. По результатам эксперимента расположите металлы в порядке убывания активности. Согласуется ли этот ряд с величинами j0?

Что называют стандартным электродным потенциалом? Какие из исследованных металлов могут вытеснять водород из кислот?

ОПЫТ 2. Гальванический элемент

Для опыта необходимы 1 М растворы солей никеля, железа, меди, цинка и пластины из этих металлов. Используют также солевой (электролитный) мостик (стеклянная трубочка с раствором KCl и желатина), а также провода и вольтметр (желательно, с большим внутренним сопротивлением). Каждый студент должен делать измерение с одной парой металлов (в примере с медью и цинком).

Налейте в один стаканчик раствор соли меди (почти доверху) и опустите туда медную пластину. В другой стаканчик налейте раствор соли цинка и опустите цинковую пластину. Поставьте оба стакана рядом на подставку и соедините растворы в них солевым мостиком. С помощью вольтметра определите напряжение между пластинами.

Какие процессы происходят на пластинах, какая из них является катодом, какая – анодом?

В каком направлении перемещаются электроны на внешней цепи? Почему?

По значениям стандартных электродных потенциалов (Приложениеи Е) вычислите стандартную ЭДС данного элемента и сравните её с измеренным напряжением. Объясните различие.

Сопоставьте результаты с аналогичными измерениями других студентов.

ОПЫТ 3. Образование гальванопар и микрогальванопар

Для опыта нужны три кусочка цинка, очищенная толстая медная проволока, раствор сульфата меди и серная кислота.

В три пробирки налейте немного 1 М H2SO4 и бросьте по кусочку цинка. Что наблюдаете? Одну пробирку оставьте в качестве контрольной.

Во вторую пробирку внесите медную проволочку и коснитесь ею цинка. Как изменилась скорость взаимодействия цинка с кислотой? Почему? Обратите внимание, где выделяется водород. Объясните. Запишите уравнения анодного и катодного процессов.

В третью пробирку добавьте 2–3 капли раствора сульфата меди CuSO4. Что произошло? Имейте в виду, что цинк может вытеснять медь из раствора. Напишите уравнения процессов.

Какой металл будет анодом, какой – катодом?

ОПЫТ 4. Направление реакции в растворах в зависимости от ЭДС

В три пробирки налейте по 2 мл раствора хлорида железа (+3) FeCl3. Добавьте в первую пробирку 2 мл раствора хлорида калия KCl, во вторую – бромида калия KBr, в третью – иодида калия KI. Что наблюдаете? В пробирки желательно добавить несмешивающийся с водой органический растворитель (хлороформ, бензол, толуол, CCl4).