Лабораторные работы по дисциплине «Общей и неорганической химии» для студентов дневного обучения химико-технологических специальностей (стр. 7 )

С усложнением химического состава солей (соли многоосновных кислот и соли многокислотных оснований) гидролиз протекает сложнее, то есть протекает ступенчато:

I. K2CO3+H2O = KOH +KHCO3 или I. ZnCl2+HOH=ZnOHCl +HCl

CO3 2- + HOH=OH - + HCO3- Zn2+ +HOH= ZnOH+ +H+

II. KHCO3+H2O = KOH +H2CO3 II. ZnOHCl+HOH=Zn(OH)2+HCl

HCO32- + HOH=OH - + H2CO3 ZnOH+ +HOH= Zn(OH)2 +H+

В таких случаях гидролиз первой ступени протекает бурно, а гидролиз других ступеней протекает медленно.

Гидролиз солей с повышением температуры и с разбавлением растворов увеличивается. При смешивании растворов солей с различными составами (сильное основание слабая кислота и слабое основание и сильная кислота или наоборот), то их гидролиз протекает с большой скоростью. Например:

2CrCl3+3Na2S+6H2O→2Cr(OH)3+3H2S+6NaCl

2Cr3++3S2-+6H2O→2Cr(OH)3↓+3H2S↑

Количественной характеристикой гидролиза солей являются величины как константа гидролиза и степень гидролиза.

Практическая часть

Прибор, посуда, и реактивы. Штатив с пробирками, раствор лакмуса или индикаторная бумага, раствор солей карбоната калия, хлорида натрия, хлорида алюминия, силиката натрия, нитрата калия, ацетата натрия, нитрат висмута (III), раствор фенолфталеина.

Опыт 1.Определение среды раствора. Возьмите шесть пробирок и пронумеруйте каждую. В каждую по отдельности прилейте немного раствора следующих солей: карбоната калия, хлорида натрия, хлорида алюминия, силиката натрия, нитрата калия. В каждую пробирку опустите универсальную индикаторную бумагу и определите среду раствора. Результаты опыта отметьте в таблице:

№	Формула соли	Среда раствора	Относительная сила
щелочи	Кислоты
1
2
3
4
5

Напишите молекулярные и ионные уравнения гидролиза этих солей.

Опыт 2. Зависимость гидролиза от температуры. Налейте в пробирку немного раствора ацетата натрия прибавьте немного раствора фенолфталеина. От чего изменился цвет раствора. Нагрейте пробирку до кипения. Заметьте изменение цвета раствора. Объясните происходящее. Напишите уравнение гидролиза.

Опыт 3. Зависимость гидролиза от разбавления. Налейте в пробирку немного насыщенного раствора нитрата висмута и прилейте 8-10 мл воды. Наблюдайте появления осадка. Напишите уравнение гидролиза. Если не образуется осадок, то немного прилейте раствор хлорида натрия. В этом случае образуется осадок гидроксохлорид висмута Bi(OH)2Cl, так как растворимость его меньше чем Bi(OH)2NO3.

Опыт 4. Полный гидролиз солей. В две пробирку налейте раствор AlCl3, в первую добавьте раствор NaOH, а другую раствор Na2СO3. В обеих случаях выпадает осадок Al(ОН)3. Напишите уравнение гидролиза карбоната алюминия.

Упражнение

1.Концентрация ионов водорода в растворе равна 2,5·10-5 моль/л. Определите рН раствора.

2.При смешивании растворов Al2(SO4)3 и Na2S образуется Al(ОН)3. Напишите уравнение гидролиза сульфида алюминия.

3.Составьте ионное и молекулярное уравнение следующих реакций:

А) NiCl2+H2S г)CaCO3+HCl В)CuSO4+NaOH

Б)K2CO3+HCl д)AlCl3+AgNO3

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8

Окислительно-восстановительные реакции

При прохождении большинства химических реакций происходит изменение степени окисления ряда элементов. Изменение степени окисления атома или иона элементов происходит в результате отдачи или присоединения электронов.

Степень окисления элементов обозначают знаками «+» или «-», которое показывает число электронов, переходящих от одного атома к другому.

Степень окисления атомов элементов выражает его заряд в молекуле. Степень окисления простых веществ равна нулю. Например: O20, N20, Fe0, Al0, H20.

В молекулах сложных веществ сумма отрицательных и положительных зарядов равны. Реакции протекающие с изменением степени окисления элементов веществ вступающих в химическую реакцию, называются окислительно-восстановительными реакциями.

Атом или ион отдающий электрон окисляется и называется восстановителем. В результате окисления степень окисления элементов повышается. Например: Al – 3e - = Al3+. Важнейшими восстановителями являются: Н2, С, СО, металлы, H2S и т. д.

Атом, молекула или ион, который принимает электрон, восстанавливается и называется окислителем. В результате окисления степень окисления элементов уменьшается. Например: O2 + 2e - = 2O-2. Важнейшими окислителями являются: галогены O2, O3, H2O2, MnO2, CrO3, CuO, Ag2O, HNO3, H2SO4, KMnO4, K2Cr2O7, KClO и т. д.

Процессы окисления и восстановления являются составными частями окислительно-восстановительных реакций и поэтому они не могут существовать друг без друга. Хотя при окислительно-восстановительных реакциях участвуют отдельные ионы вещества, но и это вещество также называется окислителем или восстановителем. Например:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

NH3 – аммиак восстановителем, O2 - окислитель

При составлении уравнение окислительно-восстановительных реакций, важным является правильное составление молекулярных формул веществ, вступающих в химическую реакцию и продуктов реакции. Существует два способа уравнения окислительно-восстановительных реакций: 1)метод электронного баланса б)ионно-электронный метод.

Метод электронного баланса основан на переходе электронов от восстановителя к окислителю. Число электронов переходящих от восстановителя к окислителю зависит от изменения степени окисления атомов или ионов вступающего в реакцию вещества. В зависимости от изменения степени окисления атомов или ионов составляется уравнение окислительно-восстановительного процесса. Например: H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O

А)Определяется степень окисления : H2S2- + KMn7+O4 + H2SO4 → S0 + Mn2+SO4 + K2SO4 + H2O

Б)Составление электронного уравнения процесса окисления и восстановления:

Восстановитель S2- - 2e - = S0 | 2 | 5 процесс окисления

окислитель Mn7+ + 5e - = Mn2+ | 5 |2 процесс восстановления

H2S-восстановитель, KMnO4-окислитель

В)На основе электронного уравнения в уравнении реакции ставятся коэффициенты:

5H2S +2KMnO4 +3H2SO4 +3H2SO4 →5S +2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

В ионно-электронном методе ионные уравнения процесса окисления и восстановления составляются по отдельности. После эти два процесса соединяются и составляется общая ионное уравнение. В ионных уравнениях процессы окисления и восстановления указываются изменения степени окисления атома или иона, а также количество принятых или отданных электронов. Например: 5H2S +2KMnO4 +3H2SO4 +3H2SO4 →5S +2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

а) Как определяется степень окисления ионов, далее составляются процессы окисления и восстановления

H2S – 2e - = S + 2H+ 2 | 5 процесс окисления

MnO4- + 8H - + 5e - = Mn2+ +4H2O 5| 2 процесс восстановления

б) Прибавляем ионные уравнения процессов и получаем общую ионную реакцию

H2S – 2e - = S + 2H+ | 2 | 5

MnO4- + 8Н+ + 5e - = Mn2+ +4H2O | 5 | 2

5H2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S0 + 2Mn2+ + 8H2O

в) Составляем уравнение реакции в молекулярном виде:

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Окислительно-восстановительные реакции зависят от величины концентрации веществ, температуры, рН раствора и природы реагирующих веществ.

Практическая часть

Прибор, посуда и химические реактивы. Пробирки, 2н раствор йодида калия, азотная кислота, серная кислота, дихромат калия, 5%-ный раствор перекиси водорода, раствор крахмала, нитрит калия.

Опыт 1. В пробирку налейте немного раствора йодида калия и прилейте немного раствора серной кислоты и 1-2 мл раствора перекиси водорода. Образование свободного йода определите с помощью раствора крахмала. Напишите молекулярное и электронное уравнение.

Опыт 2. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора йодида калия и прилейте 1-2 мл раствора серной кислоты и нитрита калия. С помощью крахмала определите образование свободного йода. Напишите молекулярное и электронное уравнение.

Опыт 3. В пробирку налейте немного раствора нитрита калия и прилейте немного раствора серной кислоты и дихромата калия. Пробирку нагрейте. Цвет раствора изменяется от оранжевого до зеленого. Напишите молекулярное и электронное уравнение.

Опыт 4. В пробирку налейте немного раствора перманганата калия и немного раствора серной кислоты и раствора сульфата железа (II). Раствор обесцвечивается. Напишите молекулярное и электронное уравнение.

Опыт 5. В пробирку, содержащую раствор перманганата калия прилейте немного раствора сульфита натрия и раствора щелочи. Цвет становится зеленым. Напишите молекулярное и электронное уравнение.

Опыт 6. В пробирку, содержащую раствор перманганата калия прилей немного раствора нитрита калия и воды. Как изменяется цвет раствора. Напишите молекулярное и электронное уравнение.

Результаты опытов запишите в таблицу.

№ опыта	окислитель	восстановитель	Среда раствора	Число электронов, участвующих в реакции
1
2
3
4
5
6

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №9

Электрохимия

В окислительно-восстановительных реакциях электроны переходят от восстановителя к окислителю. Если окислительно-восстановительную реакцию провести в системе, где процессы окисления и восстановления протекают отдельно и электроны перемещаются по цепи, тогда в результате одностороннего движения электронов в системе образуется электрический ток.