Лабораторный практикум 2 вариант РИО

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
ГОУ ВПО «ЧЕРЕПОВЕЦКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»


Факультет общих математических
и естественнонаучных дисциплин









ХИМИЯ

Лабораторный практикум

Часть 2

Учебное пособие









Череповец
2011
Рассмотрено на заседании кафедры химии, протокол № 1 от 30.09.10 г.
Одобрено УМС ГОУ ВПО ЧГУ, про- токол № 4 от 23.12.10 г.



Х46
Химия: Лабораторный практикум. Ч. 2 / Г.А. Котенко, О.А. Калько, С.Н. Балицкий, Ю.С.  Кузнецова, Н.В. Кунина, О.В. Ульянова: Учеб. пособие. – Череповец: ГОУ ВПО ЧГУ, 2011. – 74 с. – ISBN 978–5–85341–420–4.



В настоящем учебном пособии представлены лабораторные работы по важнейшим разделам курса химии.
Пособие соответствует Государственному образовательному стандарту и учебным программам курсов общей и неорганической химии для студентов химических и нехимических специальностей вузов.




Рецензенты: В.А. Котенко, канд. техн. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ); Т.А. Окунева, канд. техн. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ)




Научный редактор: В.А. Котенко, канд. техн. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ)








© Коллектив авторов, 2011
© ГОУ ВПО «Череповецкий госудаственный университет», 2011
Введение

Настоящий лабораторный практикум предназначен для студентов тех специальностей, в учебных планах которых содержатся дисциплины «Химия», «Общая химия», «Общая и неорганическая химия», «Неорганическая химия». Он охватывает важнейшие разделы типовой программы указанных курсов. В часть 2 включены работы по темам: «Комплексные соединения», «Растворы», «Свойства воды».
Лабораторные работы включают в себя: цель работы, основные теоретические положения, порядок выполнения работы и контрольные задания.
При выполнении лабораторных работ студенты знакомятся с измерительными приборами, с некоторыми методами исследования, а также с основными приемами обработки экспериментальных результатов.
Опыты выполняются студентами индивидуально: каждый получает задание и оформляет отчет по своим результатам, что формирует у обучаемых самостоятельность в решении поставленных задач. Для закрепления изученного материала студенту также следует ответить на один из вариантов контрольного задания.


Работа 1
РАСТВОРЫ. КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ ТИТРОВАНИЕ

Цель работы: получить общие представления о растворах и способах выражения их состава. Познакомиться с методами титриметрии и с законом эквивалентов для растворов. Экспериментально определить состав (концентрацию) анализируемого раствора методом кислотно-основного титрования.

Основные теоретические положения

Раствор – однофазная гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, а также продуктов их взаимодействия, состав которой может непрерывно меняться в пределах, ограниченных взаимной растворимостью веществ.
Важнейшей характеристикой раствора является количественное содержание растворенных в нем веществ. Состав раствора принято выражать с помощью следующих величин:
1. Массовая доля растворенного вещества (2 (иначе процентная массовая концентрация) – отношение массы растворенного вещества m2 к массе раствора m:

13 EMBED Equation.3 1415

Здесь и далее у величин, относящихся к растворителю, применяется индекс «1», индекс «2» относится к растворенному веществу, а отсутствие индекса указывает на свойство раствора как целого.

·2 – безразмерная величина, выраженная в долях единицы или в процентах, % мас.
2. Моляльная концентрация вещества Сm (иначе моляльность раствора) – отношение числа моль растворенного вещества n2 к массе растворителя m1 в килограммах:

13 EMBED Equation.3 1415 ,

где М2 – молярная масса растворенного вещества, г/моль.
Если массу растворителя выражать в граммах, то для расчета моляльности следует пользоваться формулой

13 EMBED Equation.3 1415 .

3. Молярная концентрация вещества С2 (иначе молярность раствора) – отношение числа моль растворенного вещества к объему раствора V в дм3 (иначе в литрах)
13 EMBED Equation.3 1415 .

Она показывает, сколько моль растворенного вещества содержится в 1 дм3 или 1 л раствора. Единицы молярной концентрации – моль/дм3 или М.
4. Молярная концентрация эквивалента вещества Сэ (иначе нормальность раствора, нормальная концентрация или эквивалентная концентрация) – отношение числа моль эквивалентов растворенного вещества n213 EMBED Equation.3 1415 к объему раствора (в дм3):

13 EMBED Equation.3 1415,

где М213 EMBED Equation.3 1415 – молярная масса эквивалента растворенного вещества, г/моль; z – число эквивалентности растворенного вещества.
Нормальность раствора показывает, сколько моль эквивалентов растворенного вещества содержится в 1 дм3 раствора. Единицы нормальности раствора – моль/дм3 или н.
Взаимосвязь между молярной и нормальной концентрациями одного и того же растворенного вещества выражается соотношением

13 EMBED Equation.3 1415.

То есть эквивалентная концентрация в z раз больше молярной концентрации.
5. Титр раствора Т – масса растворенного вещества в граммах, которая содержится в 1 см3 (иначе 1 мл) раствора:
13 EMBED Equation.3 1415.

Единицы измерения данного способа выражения состава раствора – г/мл или г/см3.
6. Мольная доля растворенного вещества х2 – отношение числа моль растворенного вещества к общему числу моль всех компонентов раствора n :

13 EMBED Equation.3 1415.

Это безразмерная величина, выраженная в долях единицы.
Если при сливании двух растворов, содержащих различные по природе растворенные вещества, между ними происходит химическое взаимодействие, то по закону эквивалентов вещества реагируют в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Например, для процесса взаимодействия кислоты с основанием будет выполняться соотношение

13 EMBED Equation.3 1415 . (1)

На использовании данного закона основана совокупность методов количественного анализа, называемая титриметрия.
В основе титриметрического анализа лежит процесс титрования, который заключается в измерении объемов растворов вступающих в реакцию веществ. Зная объемы растворов и концентрацию одного из них, можно рассчитать концентрацию другого раствора по формуле (1).
Процесс титрования обычно проводят следующим образом: в бюретку наливают раствор какого-либо вещества с известной концентрацией. Этот реагент называется титрантом. Пипеткой отбирают точный объем раствора вещества (иначе аликвотную часть), концентрацию которого нужно определить. Аликвотную часть анализируемого раствора переносят в коническую колбу и по каплям приливают титрант из бюретки, непрерывно перемешивая раствор. Момент, когда анализируемое вещество прореагировало со строго эквивалентным количеством титранта, называется точкой эквивалентности.
Окончание реакции (точка эквивалентности) фиксируется либо визуально (например, по изменению окраски индикатора), либо путем измерения какого-либо физико-химического свойства системы (оптическая плотность, рН, электропроводимость, ЭДС и др.), при этом взаимодействие титранта с анализируемым веществом должно протекать практически полностью, с высокой скоростью и без побочных процессов.
Достаточно часто в аналитической практике применяют метод прямого кислотно-основного титрования, в основе которого лежит реакция нейтрализации. В этом случае точку эквивалентности определяют с помощью индикатора – вещества, изменяющего окраску при изменении рН раствора. Некоторые индикаторы кислотно-основного титрования и их основные характеристики приведены в табл. 1.

Таблица 1
Индикаторы кислотно-основного титрования

Индикатор
Интервал перехода окраски
рН
Показатель титрования
рТ
Окраска индикатора




до рТ
после рТ

Метиловый оранжевый
3,1 – 4,4
4
Оранжево-красная
Оранжево-желтая

Метиловый красный
4,4 – 6,2
5
Красная
Желтая

Лакмус
5 – 8
6,5
Красная
Синяя

Фенолфталеин
8 – 10
9
Бесцветная
Красно-малиновая


Интервал перехода значений рН, при котором происходит наиболее резкий переход окраски индикатора, называется показателем титрования pТ.
Для определения концентрации кислоты или основания можно использовать метод потенциометрического титрования. Определение значения рН в этом случае ведут с помощью прибора «иономер» (иначе «рН-метр»). В ходе потенциометрического титрования после внесения каждой порции титранта измеряют рН анализируемого раствора. По полученным данным строят график зависимости рН от объема титранта, который называется кривой титрования. Ход изменения рН на кривой титрования отражается тремя участками: начальным (почти горизонтальным), вертикальным отрезком (скачок рН, или скачок титрования) и вторым почти горизонтальным участком. Из полученного графика можно определить объем титранта, при котором рН достиг значения 7, что соответствует точке эквивалентности.

Порядок выполнения работы

Приборы и реактивы: иономер, стеклянный и хлорсеребряный электроды, магнитная мешалка, бюретка вместимостью 25 см3, пипетка Мора вместимостью 10 см3, колбы конические вместимостью 100 см3, стаканы химические вместимостью 50 и 100 см3, капельницы, резиновая груша, бумага фильтровальная; раствор титранта, анализируемый раствор, растворы индикаторов, дистиллированная вода.

Х о д р а б о т ы

Часть 1. Определение состава анализируемого раствора методом прямого титрования

1. Получить у лаборанта раствор титранта и анализируемого раствора. Записать формулы веществ и молярную концентрацию эквивалентов титранта в табл. 2.
2. Раствор титранта перелить в химический стакан и заполнить им бюретку до нулевой отметки по нижнему уровню жидкости.
3. С помощью пипетки Мора и резиновой груши отобрать аликвотную часть анализируемого раствора и перенести ее в коническую колбу для титрования.
4. Из капельницы к отобранному раствору добавить 3 капли индикатора (по указанию преподавателя). Содержимое колбы перемешать.
5. Полученный анализируемый раствор оттитровать из бюретки раствором титранта до точки эквивалентности, то есть изменения окраски индикатора (см. табл. 1).
6. Измерить объем титранта, израсходованный на титрование, по бюретке и записать его в табл. 2.
7. Титрование повторить два раза с новыми аликвотными частями.

Таблица 2

Экспериментальные и расчетные данные, полученные
по методу прямого титрования

Титрант (Т)

Формула


Молярная концентрация эквивалентов Сэ(Т), моль/дм3


Объем раствора V(Т), измеренный по бюретке, см3
1.
2.
3.

Средний объем, израсходованный на титрование, 13 EMBED Equation.3 1415(Т), см3


Анализируемый раствор (А)

Формула


Объем (аликвота) раствора, взятого для титрования, V(А), см3


Экспериментальная молярная концентрация эквивалентов Сэ(А)экс, моль/дм3



Истинная молярная концентрация эквивалентов Сэ(А)теор, моль/дм3


Относительная погрешность П, %



Часть 2. Определение состава анализируемого раствора методом потенциометрического титрования

1. Получить у лаборанта раствор титранта и анализируемого раствора. Записать формулы веществ и концентрацию титранта в табл. 3.
2. С помощью пипетки Мора отобрать аликвотную часть анализируемого раствора и перенести в химический стакан для титрования.
3. Прилить дистиллированной воды до половины объема стакана. Из капельницы добавить 3 капли индикатора.
4. Полученный анализируемый раствор титровать раствором титранта следующим образом:
заполнить бюретку раствором титранта до нулевого деления по нижнему уровню жидкости;
поместить стакан с анализируемым раствором на магнитную мешалку, погрузить в него электроды и стержень-мешалку;
включить магнитную мешалку и отрегулировать скорость вращения стержня-мешалки;
записать начальное значение рН в табл. 4;
из бюретки небольшими порциями (от 0,5 до 1,0 см3) прибавлять раствор титранта, записывая каждый раз значение pH раствора в табл. 4.
5. Титрование прекратить, когда значение рН раствора выйдет за границы интервала перехода окраски индикатора на 1–2 единицы (см. табл. 1).

Таблица 3

Экспериментальные и расчетные данные, полученные
методом потенциометрического титрования

Титрант (Т)

Формула


Молярная концентрация эквивалентов Сэ(Т), моль/дм3


Объем раствора V(Т), определенный по графику, см3


Средний объем, израсходованный на титрование, 13 EMBED Equation.3 1415(Т), см3


Анализируемый раствор (А)

Формула


Объем (аликвота) раствора, взятого для титрования, V(А), см3


Экспериментальная молярная концентрация эквивалентов Сэ(А)экс, моль/дм3



Истинная молярная концентрация эквивалентов Сэ(А)теор, моль/дм3


Относительная погрешность П, %


Таблица 4

Изменение рН анализируемого раствора от объема титранта

V(Т), см3
0










рН












Обработка экспериментальных данных

Часть 1. Определение состава анализируемого раствора методом прямого титрования

1. Найти средний объем титранта 13 EMBED Equation.3 1415, см3, израсходованный на титрование, по формуле

13 EMBED Equation.3 1415,

где V1, V2 и V3 – объем титранта в см3, определенный в первом, втором и третьем опытах соответственно.
2. Экспериментальную молярную концентрацию эквивалента анализируемого раствора Сэ (А)эксп, моль/дм3, определить, исходя из уравнения (1), по формуле

13 EMBED Equation.3 1415.

3. Вычислить относительную погрешность определения концентрации по методу прямого титрования по формуле

П = 13 EMBED Equation.3 1415. (2)

5. Результаты расчетов занести в табл. 2.
6. Заполнить метрологическую карту средств измерения (см. прил. 1) и сформулировать выводы.

Часть 2. Определение состава анализируемого раствора методом потенциометрического титрования.

1. По данным табл. 4 на масштабно-координатной бумаге построить интегральную кривую титрования, откладывая по оси ординат значения рН, а по оси абсцисс – значения объема титранта V(Т) в см3.
2. На графике провести прямую линию (иначе линию нейтральности), параллельную оси абсцисс, при значении рН = 7 до пересечения с кривой титрования. Точка пересечения кривой титрования с линией нейтральности называется точкой нейтральности.
3. На графике провести вторую прямую линию, параллельную оси ординат, через точку нейтральности. Данная линия называется линией эквивалентности.
4. Точка пересечения линии нейтральности с линией эквивалентности – точка эквивалентности. По графику в точке эквивалентности определить объем раствора титранта V(Т) в см3. Данные занести в табл. 3.
5. Экспериментальную молярную концентрацию эквивалента анализируемого раствора Сэ (А)эксп, моль/дм3, определить, исходя из уравнения (1), по формуле

13 EMBED Equation.3 1415.

6. Вычислить относительную погрешность определения концентрации методом прямого титрования по формуле (2).
7. Результаты расчетов занести в табл. 3.
8. Заполнить метрологическую карту средств измерения (см. прил. 1) и сформулировать выводы.
Контрольные задания

Вариант 1

1. Сколько литров раствора НCl c эквивалентной концентрацией 0,5 моль/дм3 потребуется для реакции с 5 л раствора NaOH, эквивалентная концентрация которого равна 1,3 моль/дм3.
2. Найти массовое процентное содержание нитрата серебра в растворе, если эквивалентная концентрация такого раствора равна 0,64 моль/дм3. Плотность раствора принять равной 1,088 г/см3.
3. Вычислить молярную концентрацию сульфата калия, в 0,02 л которого содержится 2,74 г растворенного вещества.

Вариант 2

1. На нейтрализацию 1 л раствора, содержащего 25 г Н2SO4, требуется 250 см3 раствора щелочи. Вычислить эквивалентную концентрацию раствора щелочи.
2. Рассчитать молярную и эквивалентную концентрации 49 %-ного раствора фосфорной кислоты, плотность которого равна 1,33 г/см3.
3. К 100 г 25 %-ного раствора прилили 50 г воды. Вычислить процентную концентрацию полученного раствора.

Вариант 3

1. Для нейтрализации 30 мл раствора щелочи с концентрацией 0,15 моль/дм3 потребовалось 12 мл раствора кислоты. Определить концентрацию кислоты.
2. Вычислить молярную и эквивалентную концентрации 96 %-ного раствора серной кислоты (
· = 1,84 г/см3).
3. Какая масса хлорида бария содержится в 0,025 л раствора с эквивалентной концентрацией 0,25 моль/л.
Вариант 4

1. На нейтрализацию 100 мл раствора, содержащего 1,4 г КОН, требуется 50 см3 раствора кислоты. Вычислить эквивалентную концентрацию раствора кислоты.
2. Определить молярную и эквивалентную концентрации 50 %-ного раствора серной кислоты (
· =  1,40 г/см3).
3. К 250 г 15 %-ного раствора добавили 100 г воды и 3 г соли. Рассчитать процентную концентрацию полученного раствора.

Вариант 5

1. На нейтрализацию 30 см3 раствора щелочи с эквивалентной концентрацией 0,16 моль/дм3 требуется 217 см3 раствора H2SO4. Вычислить эквивалентную концентрацию раствора H2SO4.
2. Рассчитать молярную и эквивалентную концентрации 10 %-ного раствора хлорида бария (
· = 1,012 г/см3).
3. В 500 мл раствора содержится 45 г сульфата алюминия. Определить молярную и эквивалентную концентрации раствора.

Вариант 6

1. Какой объем кислоты с эквивалентной концентрацией 0,3 моль/дм3 требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32 г NaOH в 40 см3?
2. Вычислить процентное содержание вещества, растворенного в растворе соляной кислоты с молярной концентрацией 7,98 моль/дм3, плотность которого равна 1,13 г/см3.
3. В 200 мл раствора содержится 9,8 г серной кислоты. Определить молярную и нормальную концентрации этого раствора.

Вариант 7

1. Какой объем раствора кислоты с эквивалентной концентрацией 0,15 моль/дм3 требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,25 г КОН в 60 см3?
2. Вычислить процентную концентрацию 15 н раствора аммиака, плотность которого 0,898 г/см3.
3. Сколько граммов нитрита натрия потребуется для приготовления 300 мл 2 н раствора?

Вариант 8

1. Для нейтрализации 40 см3 раствора HNO3 потребовалось добавить 12 см3 раствора КОН с эквивалентной концентрацией 0,25 моль/дм3. Определить эквивалентную концентрацию раствора HNO3.
2. Вычислить молярную концентрацию 16 %-ного раствора гидроксида натрия (
· = 1,175 г/мл).
3. В 700 мл раствора содержится 10,6 г карбоната натрия. Определить молярность и нормальность данного раствора.

Вариант 9

1. На нейтрализацию 25 см3 раствора кислоты израсходовали 50 см3 раствора КОН с эквивалентной концентрацией 0,45 моль/дм3. Определить эквивалентную концентрацию кислоты.
2. В 250 мл раствора серной кислоты содержится 98 г серной кислоты. Вычислить нормальность и молярность этого раствора.
3. К 400 г 10 %-ного раствора добавили 100 г воды и 5 г соли. Рассчитать процентную концентрацию полученного раствора.

Вариант 10

1. Какой объем H3PO4 с эквивалентной концентрацией 2 моль/дм3 понадобится для того, чтобы нейтрализовать 35 см3 раствора NaOH с эквивалентной концентрацией 0,4 моль/дм3.
2. Сколько миллилитров 8 н раствора гидроксида натрия можно приготовить из 1 л 42 %-ного раствора гидроксида натрия, плотность которого 1,45 г/см3?
3. Определить процентную концентрацию раствора хлорида натрия, если в 400 г воды растворено 15 г хлорида натрия.
Вариант 11

1. Какой объем раствора H2SO4 c эквивалентной концентрацией 0,21 моль/дм3 потребуется для реакции с 0,55 л раствора KOH, эквивалентная концентрация которого равна 0,3 моль/дм3.
2. Вычислить молярную и эквивалентную концентрации 20 %-ного раствора хлорида кальция, плотность которого равна 1,178 г/см3.
3. Сколько граммов соли и воды содержится в 800 г 12 %-ного раствора нитрата натрия?

Вариант 12

1. Сколько миллилитров NaOН с молярной концентрацией 0,15 моль/дм3 необходимо для взаимодействия со 170 мл раствора HCl с эквивалентной концентрацией 4 моль/дм3.
2. Вычислить молярную и эквивалентную концентрации 16 %-ного раствора хлорида алюминия (
· = 1,149 г/см3).
3. Сколько граммов вещества следует взять для приготовления 2 л 0,6 М раствора карбоната калия.

Вариант 13

1. Для нейтрализации 25 см3 раствора Н2SO4 с эквивалентной концентрацией 0,6 моль/дм3 потребовалось 14 см3 раствора NaOH. Определить эквивалентную концентрацию раствора NaOH.
2. Вычислить молярную и эквивалентную концентрации раствора серной кислоты с массовой долей 30 % (
· = 1,219 г/см3).
3. К 100 г 25 %-ного раствора соли прибавили 200 г воды. Определить процентную концентрацию полученного раствора.

Вариант 14

1. Сколько литров раствора НNO3 c эквивалентной концентрацией 0,1 моль/дм3 потребуется для реакции с 0,5 л раствора NaOH c эквивалентной концентрацией раствора 0,3 моль/дм3.
2. Вычислить процентную концентрацию 15 н раствора гидроксида аммония (
· = 0,898 г/см3).
3. Какая масса хлорида калия содержится в 0,4 л его 0,3 М раствора.

Вариант 15

1. Для нейтрализации 60 см3 раствора Н2SO4 потребовалось 29 см3 раствора NaOH с эквивалентной концентрацией 0,6 моль/дм3. Определить эквивалентную концентрацию раствора кислоты.
2. К 0,5 л раствора серной кислоты (
· = 98 %,
· = 1837 кг/м3) прибавлено 3 л воды. Какова массовая доля H2SO4 в полученном растворе?
3. Сколько граммов растворенного вещества содержит 1 л 0,2 н раствора сульфата магния?


Работа 2
ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ


Цель работы: получить общие представления о равновесиях в растворах электролитов, ознакомится с понятием «произведение растворимости», изучить условия выпадения осадков и факторы, способствующие их образованию и (или) растворению.

Основные теоретические положения

Растворимостью называют способность вещества образовывать раствор с данным растворителем, а также количественную характеристику этой способности. Качественно растворимость характеризуется понятиями «хорошо растворимо», «мало растворимо», «нерастворимо».
Количественной мерой растворимости является масса вещества в граммах, которая способна раствориться в 100 г растворителя при данной температуре с образованием насыщенного раствора. Раствор называется насыщенным, если в нем находится предельное при данных условиях количество растворенного вещества. Если в растворе содержится больше растворенного вещества, чем это определяется растворимостью, раствор называется пересыщенным, а если меньше – ненасыщенным.
Электролитами называют вещества, которые в растворе или расплаве полностью или частично распадаются на ионы. Для любого труднорастворимого электролита (Kt)х(Аn)у между его осадком и насыщенным раствором устанавливается равновесие вида

(Kt)х(Аn)у ( x ( Ktz+ + y ( Аnz–.
Осадок Насыщенный раствор

Константа равновесия процесса диссоциации мало растворимого вещества в его насыщенном растворе называется произведением растворимости ПР. По закону действия масс выражение для произведения растворимости примет вид

ПР = 13 EMBED Equation.3 1415((+·[Ktz+]) x ( ((– ·[Аnz–]) y, (3)

где а+, а– – активности катиона и аниона; (+ , (– – коэффициенты активностей катиона и аниона; [Ktz+], [Аnz–] – равновесные молярные концентрации ионов, моль/дм3.
Поскольку насыщенный раствор труднорастворимого вещества содержит небольшие количества ионов, то есть является достаточно разбавленным, то при расчете ПР активности ионов можно заменить равновесными концентрациями. Тогда уравнение (3) примет вид

ПР = [ Ktz+] x ( [Аnz–] y. (4)

Например, для насыщенного раствора хлорида свинца будет справедливо выражение

ПР(PbCl2) = [ Pb2+] ( [Cl–] 2.
В общем случае, как и любая константа равновесия, произведение растворимости зависит от температуры и природы электролита и растворителя.
При определенной температуре ПР электролита есть величина постоянная. Численные значения произведения растворимости некоторых труднорастворимых электролитов при Т = 25 оС приведены в прил. 2.
По значению ПР судят о растворимости электролита: из двух однотипных соединений большей растворимостью обладает то, произведение растворимости которого больше.
Смещение ионных гетерогенных равновесий происходит в соответствии с принципом Ле Шателье, а именно изменение концентрации одноименных ионов вызывает изменение растворимости электролита. Из этой закономерности вытекает следующее:
а) выпадение осадка. Осадок малорастворимого электролита выпадает из пересыщенного раствора. Осадок образуется, если произведение реальных концентраций его ионов в растворе (ПРрасч), определенное по уравнению (4), больше табличного произведения растворимости (ПРтабл). Выпадение осадка продолжается до тех пор, пока раствор не станет насыщенным, то есть ПРрасч = = ПРтабл;
б) растворение осадка. Осадок малорастворимого электролита будет растворяться в том случае, если раствор над ним станет ненасыщенным, то есть когда ПРрасч < ПРтабл. Этого можно достигнуть разведением раствора, а также удалением или связыванием одного из одноименных ионов в более прочное соединение;
в) полнота осаждения ионов. На практике часто необходимо удалять ионы из раствора путем перевода их в осадок. Для достижения наиболее полного осаждения малорастворимого электролита из его насыщенного раствора следует увеличить в растворе концентрацию каких-либо ионов, входящих в состав этого электролита. При добавлении одноименного иона растворимость данной соли уменьшается. Это значит, что растворимость хлорида серебра, к примеру, в чистой воде выше, чем в водном растворе хлорида натрия;
г) порядок осаждения ионов. Если к раствору, содержащему смесь ионов, осаждаемых одним и тем же ионом-осадителем, добавлять данный ион, то образование осадков малорастворимых электролитов происходит ступенчато: первым осаждается тот электролит, для достижения значения произведения растворимости которого требуется меньшая концентрация добавляемого иона-осадителя.
Например, если к раствору, содержащему смесь ионов Cl–, Br – и I – добавлять катион-осадитель Ag+, то в первую очередь будет осаждаться йодид серебра, так как его произведение растворимости минимально, а хлорид-ион перейдет в осадок в последнюю очередь (см. прил. 2);
д) солевой эффект. Растворимость солей зависит и от добавления электролитов, не имеющих общих с ними ионов. Растворимость возрастает с увеличением ионной силы раствора. Причина этого явления, называемого солевым эффектом, вызвана понижением коэффициентов активности ионов, входящих в состав труднорастворимой соли из-за роста сил межионного взаимодействия.


Порядок выполнения работы

Приборы и реактивы: центрифуга, конические пробирки, стеклянные палочки, пипетки, сероводородная вода, 2 н растворы электролитов: HNO3, HCl, CH3COOH, NaOH, NH4Cl; 1 н растворы электролитов: AgNO3, (NH4)2S; 0,5 н растворы электролитов: NaCl, Na2SO4, Na2CO3, CaCl2, KI, CuSO4, FeSO4, Pb(NO3)2, K2CrO4, (NH4)2C2O4.

Х о д р а б о т ы

Изучение условий выпадения осадка

Опыт 1. В две пробирки внести по 2–3 капли раствора сульфата двухвалентного железа. В одну из них добавить такой же объем сероводородной воды, в другую – раствор сульфида аммония. Что происходит в обоих случаях?
Дробное осаждение

Опыт 2. В одну пробирку внести 2 капли раствора хлорида натрия, в другую – столько же раствора йодида калия. В каждую пробирку добавить по 4 капли раствора нитрата серебра. Описать наблюдаемые явления.
В третью пробирку внести 2 капли раствора хлорида натрия, 2 капли раствора йодида калия, 5 капель воды и 1 каплю азотной кислоты. Раствор перемешать стеклянной палочкой и добавить в него 4 капли раствора нитрата серебра. Снова перемешать раствор и отцентрифугировать осадок. Отметить цвет выпавшего осадка. Отобрать пипеткой жидкость над осадком и перенести ее в чистую пробирку. Пробирку с осадком (пробирку № 1) сохранить.
К полученному раствору опять добавить 4 капли раствора нитрата серебра. Выпавший осадок отделить на центрифуге, отобрать пипеткой жидкую фазу и перенести ее в чистую пробирку, а пробирку с оставшимся осадком (пробирку № 2) сохранить.
К полученному раствору снова прибавить 4 капли нитрата серебра и продолжить осаждение. Операции получения осадка, центрифугирования и отделения жидкой фазы повторять до тех пор, пока не получится чисто-белый осадок.

Зависимость полноты удаления иона от ПР электролита

Опыт 3. Осаждение солей кальция. В пробирку внести 4 капли раствора хлорида кальция, затем добавить 6 капель раствора сульфата натрия. Раствору дать постоять 2–3 мин для более полного выпадения осадка сульфата кальция. Смесь отцентрифугировать. Пипеткой отобрать жидкую фазу и перенести ее в две чистые пробирки по 3 капли в каждую. В одну из них добавить 2 капли раствора сульфата натрия, чтобы убедится в полноте осаждения кальция по отношению к этому реактиву, а в другую внести 3–4 капли раствора оксалата аммония. Какое вещество выпадает в осадок?

Опыт 4. Осаждение ионов свинца. В пробирку внести 4 капли раствора нитрата свинца и 6 капель раствора хлорида натрия. Отцентрифугировать осадок. Отобрать пипеткой жидкую фазу и перенести ее в две пробирки по 2–3 капли в каждую. В одну из пробирок добавить 2–3 капли раствора хлорида натрия, в другую – такой же объем раствора йодида калия. Что происходит в обоих случаях?

Растворение осадков в результате химического взаимодействия

Опыт 5. В две пробирки внести по 3 капли раствора нитрата серебра. В одну из них добавить 3 капли раствора карбоната натрия, в другую – такой же объем хлорида натрия. К обоим осадкам прибавить по 4–5 капель раствора азотной кислоты. Какой из осадков растворяется?

Влияние концентрации иона-растворителя на растворение осадков

Опыт 6. В двух пробирках получить осадок оксалата кальция, внеся в каждую по 2 капли растворов соли кальция и оксалата аммония. Добавить в одну пробирку несколько капель раствора соляной кислоты до полного растворения осадка, а другую – раствор уксусной кислоты. Отметить практическую нерастворимость оксалата кальция в последнем случае.

Влияние ПР электролита на его химическое
взаимодействие

Опыт 7. В одну пробирку внести 2 капли раствора сульфата двухвалентного железа, в другую – 2 капли раствора сульфата меди (II). В каждую пробирку добавить по 2 капли раствора сульфида аммония. К осадкам сульфидов добавить по 5–7 капель раствора соляной кислоты. Какой из сульфидов растворяется?

Получение малорастворимых соединений
из других малорастворимых веществ

Опыт 8. Получение сульфида свинца из сульфата свинца. В пробирку внести 2 капли раствора нитрата свинца (II) и прибавить туда же 3 капли раствора сульфата натрия. Какого цвета осадок образовался? Осадок отцентрифугировать. Отобрать пипеткой жидкую фазу. К осадку добавить 3-4 капли сульфида аммония и перемешать осадок стеклянной палочкой. Как изменился цвет осадка? Какое вещество образовалось?
Опыт 9. Получение хромата свинца из сульфата свинца. Внести в пробирку 2 капли раствора нитрата свинца (II) и добавить к нему 3 капли раствора сульфата натрия. Полученный осадок отцентрифугировать. Пипеткой отобрать жидкую фазу. К осадку добавить 3–4 капли раствора хромата калия и перемешать осадок стеклянной палочкой. Как изменился цвет осадка? Какое вещество образовалось?

Обработка экспериментальных данных

Опыт 1. В каком случае выпадает осадок? Написать ионное уравнение реакции. Объяснить выпадение осадка сульфида железа (II) в одном случае и его отсутствие в другом.
Опыт 2. Составить ионные уравнения реакций. Сравнить цвета осадков в порядке последовательности их получения. Описать и объяснить все наблюдаемые явления.
Какие ионы осаждаются ионами серебра в первую очередь: ионы хлора или йода? Объяснить последовательность выпадения из растворов осадков хлорида серебра и йодида серебра, учитывая значение произведений растворимости этих веществ (см. прил. 2).
Опыт 3. Написать ионные уравнения проведенных реакций. Объяснить, почему раствор после удаления из него ионов кальция в виде сульфата дает осадок при добавлении оксалат-ионов. Какой осадитель более полно удалит ионы кальция из раствора: сульфат натрия или оксалат аммония? Ответ пояснить.
Опыт 4. Какая соль выпадает в осадок? Составить ионные уравнения реакций образования полученных солей свинца (II). На основании опыта сравнить значения произведений растворимости этих солей. Проверить свое заключение по табличным данным (см. прил. 2).
Опыт 5. Написать ионные уравнения реакций образования осадков карбоната и хлорида серебра. Составить ионное уравнение реакции растворения одного из осадков в азотной кислоте. Объяснить, почему первый осадок растворяется, а второй осадок не растворяется при взаимодействии с кислотой. Объяснить, при каком условии происходит растворение второго осадка.
Опыт 6. Составить ионное уравнение реакции образования оксалата кальция. Объяснить, почему осадок оксалата кальция растворяется в соляной кислоте и практически не растворяется в уксусной кислоте.
Опыт 7. Написать ионные уравнения реакций получения сульфидов железа (II) и меди (II). Почему один из полученных сульфидов переходит в раствор при взаимодействии с соляной кислотой, а другой не переходит? Составить ионное уравнение соответствующей реакции.
Опыт 8. Написать уравнения реакций получения сульфида свинца (II) и взаимодействия сульфида свинца с сульфидом аммония в молекулярной и ионной формах. Описать все наблюдаемые явления. Объяснить переход одного осадка в другой.
Опыт 9. Написать уравнения реакций получения сульфата свинца (II) и взаимодействия сульфата свинца с хроматом калия в молекулярной и ионной формах. Описать все наблюдаемые явления. Объяснить переход одного осадка в другой.


Контрольные задания

Вариант 1

1. Вычислить равновесную концентрацию ионов F– в моль/л и в г/л в насыщенном растворе PbF2 при 25 оС.
2. Растворимость гидроксида магния при температуре 18 °С равна 1,7 ( 10–4 моль/л. Вычислить произведение растворимости Мg(ОН)2 .
3. Образуется ли осадок бромида серебра при смешивании равных объемов 0,1 М раствора AgNO3 и 0,01 н раствора NaBr?

Вариант 2

1. Определить произведение растворимости карбоната бария, если растворимость данной соли при 25 оС составляет 1,65 ( 10–2 г/л.
2. Произведение растворимости иодида свинца (II) при 20 оС равно 8 ( 10–9. Вычислить растворимость соли в моль/л и в г/л.
3. Образуется ли осадок хромата бария при смешивании равных объемов 0,04 н раствора ВаСl2 и 0,01 М раствора K2CrO4?

Вариант 3

1. Найти равновесную концентрацию ионов Ag+ в моль/л и в г/л в насыщенном растворе Ag2SO4 при 25 °С.
2. Растворимость карбоната кальция при температуре 35 оС равна 6,9 ( 10–5 моль/л. Вычислить произведение растворимости данной соли.
3. Образуется ли осадок хлорида свинца (II) при смешивании равных объемов 0,1 н раствора Pb(NO3)2 и 0,4 н раствора NaCl?

Вариант 4

1. Вычислить растворимость фосфата кальция в моль/л и в г/л, если произведение растворимости Са3(РО4)2 равно 1 ( 10–25.
2. Рассчитать произведение растворимости йодида свинца (II), если растворимость соли при температуре 25 оС равна 6,08 г/л.
3. Образуется ли осадок сульфата серебра при смешивании равных объемов 0,02 М раствора AgNO3 и 1 н раствора серной кислоты?

Вариант 5

1. Одинаковы ли концентрации насыщенных растворов, выраженные в г/дм3, для солей Ag2SO4 и PbCl2? Значения ПР приведены в прил. 2.
2. В 500 мл воды при 18 оС растворяется 0,0166 г Аg2CrO4. Вычислить произведение растворимости соли.
3. К 50 мл 0,001 н раствора НСl добавили 450 мл 0,0001 н раствора нитрата серебра. Выпадет ли осадок хлорида серебра в такой системе?

Вариант 6

1. Найти массу серебра, находящегося в виде ионов, в 1 дм3 насыщенного раствора АgBr. Значение произведения растворимости соли дано в прил. 2.
2. Для растворения 1,16 г РbI2 потребовалось 2 л воды. Вычислить произведение растворимости соли.
3. Образуется ли осадок сульфата кальция при смешивании равных объемов 0,02 н растворов хлорида кальция и сульфата натрия? ПР(CаSO4) дано в прил. 2.

Вариант 7

1. Вычислить объем воды, необходимый для растворения при 25 оС 1 г ВаSO4. Произведение растворимости соли равно 1,1 ( 10–10.
2. Чему равно произведение растворимости АgCN, если растворимость соли при 25 оС составляет 1,1 ( 10–6 моль/л?
3. Образуется ли осадок при смешивании равных объемов 0,02 М раствора MnSO4 и 0,02 н раствора (NH4)2S? Значение ПР(MnS) дано в прил. 2.

Вариант 8

1. В каком объеме насыщенного раствора Аg2S содержится 1 мг растворенной соли? Произведение растворимости соли равно 6 ( 10–50.
2. При некоторой температуре в 6 дм3 насыщенного раствора PbSO4 содержится 0,186 г свинца в виде ионов. Вычислить произведение растворимости соли в данных условиях.
3. Образуется ли осадок хромата бария при смешивании равных объемов 0,02 н раствора ВаСl2 и 0,002 н раствора K2CrO4? Значение ПР(BaCrO4) дано в прил. 2.

Вариант 9

1. Во сколько раз растворимость Fe(OH)2, выраженная в моль/л, больше растворимости Fe(OH)3 при 25 оС? Произведения растворимости гидроксидов даны в прил. 2.
2. В 1 л насыщенного при комнатной температуре раствора AgIO3 содержится 0,044 г соли. Вычислить произведение растворимости соли в указанных условиях.
3. Образуется ли осадок бромида серебра при смешивании равных объемов 0,02 н раствора AgNO3 и 0,2 н раствора КBr? Значение ПР(AgBr) дано в прил. 2.

Вариант 10

1. В каком объеме раствора содержится 0,1 г SrSO4 и 0,56 г ионов Sr2+, если ПР(SrSO4) = 3,2 ( 10–7?
2. Рассчитать произведение растворимости Pb3(PO4)2, если растворимость соли при 25 оС составляет 1,2 ( 10–7 г на 100 мл воды.
3. Образуется ли осадок при смешивании равных объемов 0,01 н раствора AgNO3 и 0,005 М раствора K2Cr2O7? Произведение растворимости Ag2Cr2O7 равно 2,0 ( 10–7.

Вариант 11

1. Вычислить растворимость сульфата бария в моль/дм3 и в г/л. Значение произведения растворимости ВаSО4 дано в прил. 2.
2. В 50 мл насыщенного раствора Ag2CO3 содержится 6,3 ( 10–6 г ионов СО13 EMBED Equation.3 1415. Рассчитать произведение растворимости Ag2CO3.
3. Образуется ли осадок сульфата серебра при смешивании равных объемов 0,08 н раствора AgNO3 и 0,2 н раствора серной кислоты? Значение ПР(Ag2SO4) дано в прил. 2.
Вариант 12

1. Одинаковы ли растворимости, выраженные в моль/л и в г/л, для солей AgSСN и Ag2CrO4? Значения ПР(AgSСN) и ПР(Ag2CrO4) даны в прил. 2.
2. В 100 см3 насыщенного раствора PbI2 содержится 0,0268 г свинца в виде ионов. Рассчитать произведение растворимости PbI2.
3. Оценить минимальную концентрацию NaCl в моль/дм3, при которой прибавление к такому раствору равного объема 0,001 н раствора AgNO3 вызывало бы появление осадка. Значение ПР(AgСl) дано в прил. 2.

Вариант 13

1. Вычислить растворимость AgI в г/л, если произведение растворимости AgI равно 8,3 ( 10–17.
2. Насыщенный раствор BaCrO4 содержит 3,0 ( 10–6 моль соли в 200 мл раствора. Рассчитать произведение растворимости BaCrO4.
3. Образуется ли осадок хлорида свинца (II) при смешивании равных объемов 0,1 М раствора Pb(NO3)2 и 1,0 М раствора КCl? Зачение ПР(PbCl2) дано в прил. 2.

Вариант 14

1. Произведение растворимости Ag3AsO4 составляет 1,0 ( 10–22. В каком объеме насыщенного раствора содержится 6,4 мг растворенной соли?
2. В 500 мл насыщенного раствора Ag2СrO4 содержится 0,008 г ионов серебра. Вычислить произведение растворимости Ag2СrO4.
3. Образуется ли осадок хромата бария при смешивании 100 мл 0,02 н раствора ВаСl2 и 200 мл 0,002 н раствора K2CrO4? ПР(BaCrO4) дано в прил. 2.
Вариант 15

1. Произведение растворимости Ag3PO4 равно 1,3 ( 10–20. Вычислить растворимость соли в моль/л и в г/л. В каком объеме насыщенного раствора соли содержится 0,003 г ионов Аg+?
2. Растворимость Fe(OH)2 при 25 оС равна 1,9 ( 10–10 моль/л. Рассчитать произведение растворимости гидроксида.
3. Образуется ли осадок хлорида свинца (II) при смешивании 300 мл 0,1 н раствора Pb(NO3)2 и 100 мл 0,4 н раствора NaCl? Значение ПР(PbCl2) дано в прил. 2.


Работа 3
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы: получить общие представления о гидролизе солей; познакомиться с различными случаями гидролиза; изучить факторы, влияющие на сдвиг гидролитических равновесий.

Основные теоретические положения

Гидролизом соли называют процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, который сопровождается изменением рН раствора. Гидролиз протекает только тогда, когда при взаимодействии ионов соли и воды образуются малодиссоциированные вещества. Известны следующие виды гидролиза солей.

Гидролиз по аниону

В этом случае гидролизуются соли сильного основания и слабой кислоты, при этом реакция среды становится щелочной (рН > 7).
Например:

СН3СООK ( СН3СОО – + K+;

K+ + HOH ( реакция практически не идет;
СН3СОО – + HOH ( СН3СООН + ОН –, рН > 7 .

Молекулярное уравнение гидролиза имеет вид

СН3СООK + HOH ( СН3СООН + KОН .

Если анион многозарядный, то гидролиз протекает ступенчато.
Например:

Na2S + HOH ( NaHS + NaOH;

I ступень гидролиза: S2– + HOH ( HS – + OH –;

II ступень гидролиза: HS – + HOH ( H2S + OH – .

Накапливающиеся в растворе ионы ОН – препятствуют протеканию II ступени гидролиза, поэтому практически гидролиз идет только по I ступени.

Гидролиз по катиону

В этом случае гидролизуются соли слабого основания и сильной кислоты, при этом реакция среды становится кислой (рН < 7).
Например:

NH4Cl ( NH4+ + Cl – ;

Cl – + HOH ( реакция практически не идет;

NH4+ + HOH ( NH4OH + H+, рН < 7.

Молекулярное уравнение гидролиза

NH4Cl + HOH ( NH4OH + HCl .
Гидролиз по катиону и аниону одновременно

Такому виду гидролиза подвергаются соли слабого основания и слабой кислоты. В реакции участвуют и катион, и анион соли. Реакция среды определяется относительной силой образующихся слабой кислоты и слабого основания. При этом возможны три случая:
– если константа диссоциации кислоты Kкислоты больше константы диссоциации основания Kосн, то преобладает гидролиз по катиону и рН < 7;
– если Kкислоты < Kосн , то преобладает гидролиз по аниону и рН > 7;
– если Kкислоты ( Kосн , то рН ( 7.

Необратимый полный гидролиз

Если кислота и основание, образующие соль, являются не только слабыми электролитами, но и малорастворимы в воде или неустойчивы и разлагаются с образованием газообразных продуктов, то гидролиз, как правило, протекает практически необратимо.
Например:

Al2S3 + 6HOH ( 2Al(OH)3( + 3H2S (;

2Al3+ + 3S2– + 6HOH ( 2Al(OH)3( + 3H2S (.

Количественными характеристиками глубины протекания гидролиза являются степень гидролиза h и константа гидролиза Kг.
Степень гидролиза h показывает, какая часть соли находится в гидролизованном состоянии и выражается в долях единицы или в процентах

h = Сг / С2 ,

где Сг – концентрация гидролизованной части соли, моль/дм3; С2 – общая концентрация растворенной соли, моль/дм3.
Расчет константы гидролиза Kг , степени гидролиза h и рН раствора следует вести по формулам:
при гидролизе по аниону

Kг = 13 EMBED Equation.3 1415; h = 13 EMBED Equation.3 1415 = 13 EMBED Equation.3 1415, (5)

где Kкислоты – константа диссоциации слабой кислоты; Kв – ионное произведение воды.

рН = 14 + lg13 EMBED Equation.3 1415; (6)

2) при гидролизе по катиону

Kг = 13 EMBED Equation.3 1415; h = 13 EMBED Equation.3 1415 = 13 EMBED Equation.3 1415; рН = –lg13 EMBED Equation.3 1415, (7)

где Kосн – константа диссоциации слабого основания;

3) при гидролизе по катиону и аниону одновременно:

Kг = 13 EMBED Equation.3 1415; h = 13 EMBED Equation.3 1415; рН = –lg13 EMBED Equation.3 1415. (8)

Гидролиз – это частный случай реакций ионного обмена, поэтому на равновесие этого процесса оказывают влияние все факторы, от которых зависят ионные равновесия. Таким образом, смещение гидролитических равновесий может происходить в следующих случаях:
– при добавлении в равновесную смесь одного из продуктов гидролиза (кислоты при гидролизе по катиону или основания при гидролизе по аниону), тогда в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие смещается в обратном направлении, то есть в сторону «подавления» гидролиза соли;
– при уменьшении концентрации соли в растворе (при разбавлении системы) равновесие гидролиза смещается в сторону образования продуктов;
– при нагревании растворов солей гидролиз усиливается.

Порядок выполнения работы

Приборы и реактивы: иономер, стеклянный и хлорсеребряный электроды, магнитная мешалка, стакан химический вместимостью 100 см3, электрическая плитка, термометр, мерные колбы вместимостью 100 см3, штатив с пробирками, пипетка Мора на 10 см3, дистиллированная вода, навески солей: Na2CO3, AlCl3, Na3PO4, ZnSO4, NH4Cl; 5 %-ные растворы солей: KCl, Na2SO4, Na2CO3, Na3PO4, Al2(SO4)3, ZnSO4, Cr2(SO4)3; 0,1 M раствор CH3COONa; индикаторы: растворы фенолфталеина и лакмуса.

Х о д р а б о т ы

Часть 1. Определение среды растворов различных солей

Опыт 1. Налить в две пробирки по 1 см3 растворов солей: хлорида калия и сульфата натрия, а в третью пробирку – дистиллированной воды. В каждую пробирку добавить по 2 капли лакмуса. Как изменился цвет индикатора? Указать среду каждого раствора. Подвергаются ли данные соли гидролизу?
Опыт 2. Налить в две пробирки по 1 см3 растворов карбоната натрия и фосфата натрия, а в третью пробирку – дистиллированной воды. В каждую пробирку добавить по 2 капли фенолфталеина. Оценить окраску и определить среду в каждом растворе. Подвергаются ли данные соли гидролизу?
Опыт 3. Налить в две пробирки по 1 см3 растворов сульфата алюминия и сульфата цинка, а в третью пробирку – дистиллированной воды. В каждую пробирку добавить по 2 капли лакмуса. Отметить, как изменился цвет индикатора, и определить среду в растворах. Подвергаются ли данные соли гидролизу?
Опыт 4. Полный необратимый гидролиз. В пробирку поместить 1 см3 раствора сульфата хрома (III) и прибавить по каплям раствор карбоната натрия до образования осадка малорастворимого соединения. Отметить цвет осадка. Почему при взаимодействии растворов этих солей гидролиз протекает практически необратимо?

Часть 2. Смещение гидролитических равновесий
Опыт 5. Смещение равновесия под действием температуры. В химический стакан налить 100 см3 0,1 М раствора ацетата натрия. В раствор поместить магнитную мешалку и электроды. Через 1–2 минуты измерить начальную температуру раствора. Измерить значение рН раствора, данные занести в табл. 5. Раствор подогреть до температуры 70 єC и снова измерить рН раствора. Данные внести в табл. 5. Нагреть раствор еще на 10 єC, измерить рН и записать значения в табл. 5.

Таблица 5

Экспериментальные и расчетные данные

Формула соли
Температура, єC

Значение рН




расчетное
экспериментальное


Тначальная





70





80





Опыт 6. Смещение равновесия при изменении концентрации раствора.
1. Получить (по указанию преподавателя) навеску одной из солей (m2): карбоната натрия, хлорида алюминия, фосфата натрия, сульфата цинка, хлорида аммония.
2. Растворить навеску соли в мерной колбе вместимостью 100 см3 (раствор № 1).
3. Рассчитать молярную концентрацию раствора № 1 по формуле
13 EMBED Equation.3 1415,

где M2 – молярная масса растворенной соли, г/моль. Данные внести в табл. 6.
4. Разбавить раствор № 1 в 10 раз (раствор № 2).
5. Разбавить раствор № 1 в 100 раз (раствор № 3).
6. Измерить рН растворов № 1, 2 и 3. Данные занести в табл. 6.

Таблица 6

Экспериментальные и расчетные данные

Формула соли
Номер раствора
Концентрация соли,
моль/дм3
Значение рН





расчетное
экспериментальное



1






2






3






Обработка экспериментальных данных

Часть 1. Определение среды растворов различных солей

Опыт 1. Ответить на поставленные вопросы. Написать уравнения диссоциации данных солей, указать среду растворов. Какой вид гидролиза происходит в каждом случае?
Опыт 2. Ответить на поставленные вопросы. Составить ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза для данных солей, указать рН среды.
Опыт 3. Составить ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза для данных солей. Указать среду растворов.
Опыт 4. Ответить на поставленные вопросы. Составить ионное и молекулярное уравнения реакции, учитывая, что гидролиз протекает необратимо.
Часть 2. Смещение гидролитических равновесий

Опыт 5. Смещение равновесие под действием температуры
1. Исходя из концентрации раствора, вычислить значение константы гидролиза Kг по формуле (5) при трех температурах. Значение константы диссоциации уксусной кислоты принять равным 13 EMBED Equation.3 1415, а значение Kв дано в прил. 3.
2. По уравнению (6) рассчитать рН раствора при данных температурах и сравнить его с опытными значениями рН.
3. Расчетные данные занести в табл. 5.
4. Составить ионное и молекулярное уравнения реакции гидролиза соли.
5. Заполнить метрологическую карту средств измерения (см. прил. 1) и сформулировать выводы.
Опыт 6. Смещение равновесия при изменении концентрации раствора
1. Исходя из типа гидролиза, которому подвергается соль, вычислить значение константы гидролиза Kг, используя формулу (5) или (7). Значение константы диссоциации слабого электролита дано в прил. 4.
2. Рассчитать рН растворов №1, 2 и 3, используя формулу (6) или (7).
3. Составить ионное и молекулярное уравнение реакции гидролиза соли.
4. Заполнить метрологическую карту средств измерения (см. прил. 1) и сформулировать выводы.

Контрольные задания

Вариант 1

1. Написать молекулярные и молекулярно-ионные уравнения гидролиза солей: нитрата аммония, хлорида хрома (III).
2. Вычислить степень гидролиза по первой ступени и рН среды в 0,1 М растворе гидросульфида натрия.
3. Объяснить, почему при нагревании раствора гидрокарбоната натрия реакция среды из слабощелочной переходит в сильнощелочную.

Вариант 2

1. Написать уравнения гидролиза и указать рН среды для солей: карбоната франция, сульфита магния.
2. Рассчитать константу и степень гидролиза по первой ступени в 0,5 М растворе фосфата натрия.
3. Объяснить подробно, почему равновесие гидролиза смещается вправо при разбавлении.

Вариант 3

1. Написать уравнения гидролиза в сокращенном ионном виде и указать рН среды для солей: нитрита калия, сульфида свинца (II).
2. Определить степень гидролиза и рН среды в 0,01 н растворе ацетата калия.
3. Какая соль железа гидролизуется сильнее: FeCl2 или FeCl3. Почему?

Вариант 4

1. Написать молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза и указать рН среды для солей сульфата кобальта (II), хлорида алюминия.
2. Вычислить константу и степень гидролиза ацетата натрия в 0,01 М растворе.
3. Реакция среды водного раствора хлорида магния нейтральна. О чем это говорит?

Вариант 5

1. Написать уравнения гидролиза и указать рН среды для растворов: сульфида натрия, гидросульфида калия.
2. Рассчитать степень гидролиза по первой ступени и рН в 0,1 М растворе гидросульфида натрия.
3. При смешивании растворов трихлорида хрома и карбоната натрия образуется осадок. Написать соответствующие уравнения, указать, что выпадает в осадок.

Вариант 6

1. Составить уравнения гидролиза солей и указать рН среды сульфида лития, карбоната калия.
2. Определить степень гидролиза и рН в 0,005 н растворе цианида калия.
3. В какую сторону сместится гидролитическое равновесие при смешивании растворов карбоната натрия и сульфата аммония?

Вариант 7

1. Написать уравнения гидролиза и укажите рН среды для солей хлорида кобальта (II) и нитрита натрия.
2. Вычислить константу и степень гидролиза по первой ступени для 0,2 М раствора карбоната натрия.
3. При смешивании растворов сульфата алюминия и сульфида калия в осадок выпадает гидроксид алюминия. Указать причину этого и составить соответствующие молекулярные и молекулярно-ионные уравнения.

Вариант 8

1. Написать уравнения гидролиза в сокращенном ионном виде и указать рН среды для солей ацетата кальция и карбоната натрия.
2. Вычислить рН среды для 0,02 М раствора ацетата калия.
3. Почему раствор гидрокарбоната натрия имеет слабощелочную среду, а раствор гидросульфата натрия – слабокислую среду?
Вариант 9

1. Написать уравнения гидролиза в сокращенном ионном виде и указать рН среды для солей хлорида меди (II), нитрата свинца (II).
2. Вычислить константу и степень гидролиза 0,05 М раствора формиата натрия.
3. Зависит ли рН раствора гидролизующейся соли от ее концентрации? Ответ пояснить.

Вариант 10

1. Написать молекулярные и молекулярно-ионные уравнения гидролиза солей нитрата хрома (III), хлорида аммония.
2. Вычислить константу и степень гидролиза цианида калия в 0,1 М растворе.
3. Можно ли сместить вправо равновесие реакций гидролиза увеличением концентрации соли.

Вариант 11

1. Написать уравнения гидролиза в сокращенном ионном виде и указать рН среды для солей сульфита лития, гидрокарбоната калия.
2. Вычислить константу гидролиза и степень гидролиза для 0,02 М раствора ацетата лития.
3. От чего зависит рН среды при растворении различных солей в воде.

Вариант 12

1. Написать уравнения гидролиза и указать рН среды для солей сульфита франция, хлорида железа (III).
2. Определить рН в 0,02 н раствора соды, полагая, что гидролиз идет только по первой ступени.
3. Почему раствор соли NaH2PO4 имеет кислую среду, а раствор соли KHS – щелочную?
Вариант 13

1. Написать уравнения гидролиза и указать рН среды для солей сульфата алюминия, сульфата натрия.
2. Константа диссоциации хлорноватистой кислоты равна 3 · 10-8. Определить константу и степень гидролиза 0,01 н раствора гипохлорита натрия.
3. Какими способами можно сместить равновесие данной реакции гидролиза вправо?

СО13 EMBED Equation.3 1415 + Н2О = НСО13 EMBED Equation.3 1415 + ОН– .

Вариант 14

1. Написать уравнения гидролиза и указать рН среды для солей карбоната рубидия, нитрата аммония.
2. Определить рН и степень гидролиза раствора гипохлорита натрия с концентрацией 0,001 н.
3. Почему водный раствор AlCl3 имеет кислотную реакцию, хотя это вещество не содержит атомов водорода?

Вариант 15

1. Написать уравнения гидролиза и указать рН среды для солей цианида аммония, сульфата железа (III).
2. Определить степень гидролиза и рН 0,05 М раствора цианида калия.
3. Разбавленные растворы иодида лития и фторида цезия нейтральны. По мере повышения концентрации раствор иодида лития показывает кислотную реакцию, а раствор фторида цезия – щелочную. Почему?

Работа 4
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Цель работы: формирование теоретических представлений и практических навыков о свойствах и методах получения комплексных соединений.

Основные теоретические положения

Комплексные соединения (иначе соединения высшего порядка) образуются при взаимодействии друг с другом простых соединений, то есть соединений первого порядка. Например:

CuCl2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]Cl2.

Основу комплексного соединения составляют центральный атом (или ион), называемый комплексообразователем, и частицы (ионы или молекулы), располагающиеся вокруг комплексообразователя, которые называются лигандами. Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения. Ионы, нейтрализующие суммарный заряд частиц внутренней сферы и располагающиеся более отдаленно от комплексообразователя, называются внешней сферой. При написании формулы комплексного соединения внутреннюю сферу отделяют от внешней квадратными скобками. Например:









Общее число связей, возникающих между комплексообразователем и его лигандами, называется координационным числом (КЧ) или координационной дентатностью комплексообразователя. Наиболее характерное значение координационного числа можно оценить по формуле

КЧ
· 2 · Zк ,

где Zк – степень окисления комплексообразователя (иначе заряд иона).
Координационное число не является постоянной величиной данного комплексообразователя, а обусловлено также природой лиганда. Нейтральные лиганды обычно присоединяются в большем количестве, чем заряженные. Например, для комплексов кобальта (II) известно существование ионов [Co(H2O)6]2+ и [CoCl4]2–.
По числу связей, образованных с центральным атомом, различают:
1) монодентатные лиганды – образуют одну связь и занимают одно место в координационной сфере комплексообразователя. В этом случае координационное число совпадает с числом лигандов во внутренней сфере. К таким лигандам относятся Н2О, NH3, CO, Cl–, CN– и др.
Например, в ионах [Fe(CN)6]3– и [Cu(NH3)4]2+ координационные числа равны 6 и 4 соответственно;
2) бидентатные лиганды. Они связаны с комплексообразователем двумя связями. В этом случае координационное число в два раза больше числа лигандов. К таким лигандам относятся молекулы гидразина, аминоуксусной кислоты, этилендиамина, а также ионы С2О13 EMBED Equation.3 1415, SO13 EMBED Equation.3 1415, CO13 EMBED Equation.3 1415.
Например, оксалат-ион – бидентатный, образует с ионом Cu2+ соединение K2[Cu(C2O4)2], в котором координационное число комплексообразователя равно 4. Следует помнить, что в зависимости от условий лиганды SO13 EMBED Equation.3 1415 и CO13 EMBED Equation.3 1415 могут быть как монодентатными, так и бидентатными;
3) полидентатные лиганды. Они занимают в координационной сфере более двух мест, т.е. соединены с комплексообразователем тремя или более связями. Например, этилендиаминтетраацетат (ЭДТА) – шестидентатный лиганд.
При определении заряда комплекса необходимо учитывать следующее:
1) если лигандами являются только нейтральные молекулы, то заряд комплекса равен заряду центрального иона;
2) если во внутреннюю сферу входят как ионы, так и молекулы, то заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов с учетом их количества.
Например, для определения заряда иона [Cr3+(H2O)13 EMBED Equation.3 1415Cl–]x следует решить уравнение

x = 1 ( (+3) + 5 ( 0 + 1 ( (–1) = +2.

Номенклатура комплексных соединений

Образование названий комплексных соединений осуществляется по следующим правилам:
1. Порядок перечисления частиц. Если соединение является комплексной солью, то его название будет состоять из двух слов: сначала называется анион в именительном падеже, а затем катион в родительном падеже.
Если внутренняя сфера – катион, то для названия комплексообразователя используют русский корень элемента, а если внутренняя сфера – анион, то в названии применяют латинский корень. Степень окисления комплексообразователя указывается в скобках римской или арабской цифрой.
У нейтральных комплексов (без внешней сферы) название состоит из одного слова в именительном падеже с использованием русского корня комплексообразователя, при этом его степень окисления не указывается.
При названии комплексного иона сначала указываются лиганды, затем комплексообразователь. Перечисление лигандов ведут в следующем порядке: сначала анионы – ОН–, одноатомные, полиатомные; затем нейтральные лиганды (сначала неорганические, затем органические); далее катионы в любом порядке.
Записанная формула читается справа налево. При составлении формулы по ее названию в квадратных скобках сначала записывают комплексообразователь, а затем лиганды в обратном порядке их перечисления. Например:

K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (III) калия;

[Pt(NH3)6]Cl4 – хлорид гексаамминплатины (IV);

[Pt(NH3)2Cl4] – тетрахлородиамминплатина;

2. Названия лигандов. Для нейтральных лигандов используют однословные названия веществ без изменений. Например: N2 – диазот, N2H4 – гидразин, C2H4 – этилен. Для молекул Н2О, NH3, СО, NO применяют особые термины: аква, аммин, карбонил, нитрозил соответственно.
К названиям анионных лигандов прибавляют соединительную гласную «о». Например: Cl– – хлоро, SO13 EMBED Equation.3 1415 – сульфато, О2– – оксо, S2– – тио, ОН– – гидроксо, CN– – циано, NСS– – тиоцианато, Н– – гидридо, NO13 EMBED Equation.3 1415 – нитро, NO13 EMBED Equation.3 1415 – нитрато и т.д. Исключение составляют анионы углеводородов, например, С5Н13 EMBED Equation.3 1415 – циклопентадиенил.
Громоздкие по написанию формулы органических лигандов заменяют буквенными обозначениями: NH2CH2CH2NH2 (этилендиамин) – Еn; C5H5N (пиридин) – py; (NH2)2CO (карбамид) – ur; NH2CH2COO– (глицинат-ион) – gly.
3. Приставки и окончания. Число простых лигандов указывают с помощью приставок греческих числительных: ди – 2, три – 3, тетра – 4, пента – 5, гекса – 6, гепта – 7, окта – 8, нона – 9, дека – 10, ундека – 11, додека – 12.
Для лигандов со сложными названиями, в которых уже имеются приставки (моно-, ди- и т.д.), используют приставки бис – 2, трис – 3, тетракис – 4, а названия таких лигандов заключаются в круглые скобки.
Для названия анионных комплексов применяют окончания: –ат, если комплексное соединение относится к классу солей; –овая или –ная, если комплексное соединение является кислотой. Для катионных и нейтральных комплексов типичных окончаний нет.
Например:

[Fe(Еn)3]Cl3 – хлорид трис(этилендиамин)железа (+3);

[Pt(Еn)(NH3)2(NO2)Cl]SO4 – сульфат хлоронитродиамминэтилендиаминплатины (IV);

H2[SiF6] – гексафторокремниевая кислота.

Классификация комплексных соединений

Комплексные соединения очень разнообразны по строению и свойствам, поэтому применяющиеся системы классификации основываются на различных принципах:
1. По принадлежности к определенному классу химических соединений различают: комплексные кислоты (например, Н[AuCl4]); комплексные основания ([Cu(NH3)4](OH)2); комплексные соли (K4[Fe(CN)6]).
2. По природе лигандов: аквакомплексы (лиганды – молекулы воды, например [Co(Н2О)4](NO3)2); аммиакаты (лиганды – молекулы аммиака, [Ag(NH3)2]Cl); ацидокомплексы (лиганды – анионы кислот, Na3[AlF6]); гидроксокомплексы (лиганды – гидроксогруппы, K3[Al(OH)6]); смешанного типа (содержатся лиганды нескольких видов, [Co(NH3)4Cl2]).
3. По знаку заряда комплекса: катионные – [Zn(NH3)4]2+Cl13 EMBED Equation.3 1415; анионные – Li+[AlH4]– ; нейтральные (без внешней сферы) – [Pt(NH3)2Cl2]0; бикомплексы – [Co(NH3)6][Fe(CN)6].

Равновесия в растворах комплексных соединений

При растворении в воде комплексные соединения, имеющие внешнюю сферу, диссоциируют как сильные электролиты с образованием комплексного иона, состоящего из частиц внутренней сферы, и ионов внешней сферы. Этот процесс называется первичной диссоциацией.
Например:

К4[Fe(CN)6] ( 4К+ + [Fe(CN)6]4–.

Наряду с этим процессом, как правило, протекает обратимая ступенчатая диссоциация внутренней сферы, которую называют вторичной диссоциацией. Так, для иона [Fe(CN)6]4– этот процесс идет по следующим ступеням:
первая ступень [Fe(CN)6]4– CN– + [Fe(CN)5]3–;
вторая ступень [Fe(CN)5]3– CN– + [Fe(CN)4]2– и т.д.
Количественной характеристикой прочности комплексного иона в растворе является константа равновесия процесса вторичной диссоциации, которую называют константой нестойкости Kнест. Например, для иона [Fe(CN)6]4– константы нестойкости первой и второй ступеней выражаются уравнениями:

13 EMBED Equation.3 1415; 13 EMBED Equation.3 1415

На практике чаще пользуются величиной общей константы нестойкости Kнест, которая характеризует суммарное равновесие вторичной диссоциации. Например, для иона [Fe(CN)6]4–

[Fe(CN)6]4– 6CN– + Fe2+, 13 EMBED Equation.3 1415

Общая Kнест равна произведению констант нестойкости всех ступеней:

Kнест = Kнест, 1 · Kнест, 2 · Kнест, 3 ·... · Kнест, n.
Иногда вместо Kнест пользуются обратной величиной – константой устойчивости Kуст:

Kнест = 1/Kуст.

Если комплексы имеют одинаковое число лигандов, то их устойчивость можно определить по общей константе нестойкости: чем меньше Kнест, тем более устойчив комплексный ион.
Сопоставление Kнест комплексов для реагента и для продукта (при постоянном значении координационного числа) позволяет установить направление смещения равновесия реакции обмена лигандами в растворе. Например, для процесса

K2[PtCl4] + 4KI K2[PtI4] + 4KCl,

сравнив Kнест ионов [PtCl4]2– и [PtI4]2–, которые равны 1 ( 10-16 и 1 ( 10-31 соответственно, видно, что комплексный ион-продукт намного устойчивее комплекса-реагента. Следовательно, равновесие такого процесса сильно сдвинуто вправо, то есть данная реакция протекает в прямом направлении.

Порядок выполнения работы

Приборы и реактивы: штатив с пробирками; 0,5 М растворы: гидроксида аммония, сульфата меди (II), хлорида меди (II), сульфата никеля (II), хлорида никеля (II), трихлорида железа, сульфата железа (II), родонида аммония (или калия), нитрата ртути (II), йодида калия, хлорида кобальта (II), железоаммонийных квасцов, гидроксида калия, хлорида бария, сульфида аммония, оксалата аммония, гексацианоферрата (II) калия, гексацианоферрата (III) калия.

Х о д р а б о т ы

Получение катионных комплексных соединений

Опыт 1. Налить в пробирку 8–10 капель раствора сульфата или хлорида меди (II) и добавить по каплям раствор гидроксида аммония до образования зеленовато-голубого осадка основной соли (CuOH)2SO4 или CuOHCl. При последующем добавлении раствора аммиака наблюдать растворение осадка и получение окрашенного раствора комплексной соли [Cu(NH3)4]SO4 или [Cu(NH3)4]Cl2.
Опыт 2. Внести в пробирку 8–10 капель раствора сульфата или хлорида никеля (II) и добавить по каплям раствор аммиака. Обратить внимание на происходящие изменения, связанные с первоначальным образованием осадка основной соли NiOHCl или (NiOH)2SO4 с последующим растворением полученного осадка в избытке аммиака и образованием окрашенного раствора комплексной соли [Ni(NH3)4]Cl2 или [Ni(NH3)4]SO4.

Получение анионных комплексных соединений

Опыт 3. Внести в пробирку 10 капель раствора хлорида железа (III) и прибавить по каплям раствор роданида аммония или роданида калия. Что наблюдаете? К полученному раствору роданида железа (III) прилить раствор фторида натрия или аммония. Наблюдать исчезновение окраски раствора вследствие образования комплексного соединения: гексафтороферрата (III) натрия или аммония.
Опыт 4. Внести в пробирку 6–8 капель нитрата ртути (II) и добавить по каплям раствор йодида калия до образования осадка йодида ртути (II) и последующего его растворения в избытке раствора йодида калия.

Различие между простыми и комплексными ионами

Опыт 5. Налить в пробирку 8–10 капель раствора хлорида железа (III) и прибавить по каплям раствор роданида аммония или роданида калия до появления кроваво-красного окрашивания раствора, свидетельствующего о наличии в растворе ионов Fe3+. В другую пробирку внести раствор K3[Fe(CN)6] и прибавить к нему несколько капель раствора роданида калия (или аммония). Образуется ли при этом раствор темно-красного цвета, свидетельствующий о присутствии в растворе иона Fe3+?
Разрушение комплексных ионов при разбавлении растворов

Опыт 6. Налить в пробирку 10–12 капель раствора хлорида кобальта (II) и прибавить несколько капель концентрированного раствора роданида калия (или аммония). Наблюдать появление окрашенного раствора вследствие образования комплексного соединения K2[Со(CNS)4]. Полученный раствор разбавить водой до появления первоначальной розовой окраски, характерной для ионов Со2+.

Диссоциация двойных солей

Опыт 7. В три пробирки внести по 10–12 капель раствора железоаммонийных квасцов NH4Fe(SO4)2. В первую пробирку прилить несколько капель раствора роданида калия (или аммония). Окрашивание раствора в темно-красный цвет указывает на присутствие в растворе ионов Fe3+. Во вторую пробирку добавить избыток раствора гидроксида калия или натрия, содержимое пробирок нагреть. Выделение аммиака свидетельствует о наличии в первоначальном растворе ионов NH13 EMBED Equation.3 1415. В третью пробирку прибавить несколько капель раствора хлорида бария. Образование белого осадка свидетельствует о присутствии в исходном растворе ионов SO13 EMBED Equation.3 1415.

Разрушение комплексного иона осаждением
комплексообразователя

Опыт 8. В две пробирки внести по несколько капель сульфата меди. В первую пробирку добавить такой же объем раствора оксалата аммония, а во вторую – сульфида аммония. Отметить цвет появившихся в пробирках осадков. Пробирки с осадками сохранить в качестве контрольных образцов.
В двух других пробирках получить комплексное соединение меди: прибавить к 6–8 каплям раствора сульфата меди (II) раствор аммиака до растворения образовавшегося вначале осадка основной соли меди. Далее в одну из пробирок с комплексной солью прилить раствор оксалата аммония, а в другую – раствор сульфида аммония. В каком случае выпадает осадок? Полученный осадок сравнить с осадками в контрольных пробирках.

Комплексные соединения в реакциях обмена

Опыт 9. В пробирку внести несколько капель раствора гексацианоферрата (II) калия, затем добавить несколько капель раствора хлорида железа (III). Наблюдать образование осадка комплексной соли железа (III) (берлинской лазури). Эта реакция является качественной для иона Fe3+.
Налить в пробирку несколько капель раствора гексацианоферрата (III) калия и добавить несколько капель раствора сульфата железа (II). Наблюдать образование осадка комплексной соли железа (II) (турнбулевой сини). Эта реакция является качественной для иона Fe2+.

Обработка экспериментальных данных

Опыт 1. Написать уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Указать цвет осадков и растворов. Назвать полученные соединения.
Опыт 2. Составить уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Описать цвета осадков и растворов. Назвать полученные соединения.
Опыт 3. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной форме, указать цвета полученных соединений.
Опыт 4. Составить уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Указать цвета осадка и раствора. Назвать продукты реакций. Указать, к какому типу относится полученное комплексное соединение.
Опыт 5. Написать уравнение реакции взаимодействия раствора хлорида железа (III) с роданидом аммония. Составить уравнение диссоциации комплексного соединения и выражение константы нестойкости комплексного иона. Сделать вывод о различии между простыми и комплексными ионами.
Опыт 6. Написать уравнение реакции получения комплекса. Назвать полученный комплекс, определить, к какому классу его можно отнести. Составить уравнение диссоциации комплексного соединения и выражение константы нестойкости комплексного иона. Как влияет концентрация раствора на устойчивость комплексного соединения?
Опыт 7. Составить в молекулярной и ионно-молекулярной форме реакции взаимодействия двойной соли с растворами: роданида аммония, гидроксида калия (или натрия), хлорида бария. Написать уравнение диссоциации двойной соли. Сделать вывод о различии между комплексными и двойными солями.
Опыт 8. Записать реакцию образования аммиачного комплекса меди (II). Составить уравнение реакции взаимодействия комплексной соли с сульфидом аммония. Что происходит с комплексным ионом в каждом случае? Объяснить, почему не выпал осадок в случае прибавления оксалата аммония. При объяснении воспользоваться значениями произведения растворимости образующихся осадков (см. прил. 2). Константу нестойкости иона [Co(NH3)6]2+ принять равной 13 EMBED Equation.3 1415.
Опыт 9. Записать уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной форме. Назвать полученные комплексные соединения.

Контрольные задания

Вариант 1

1. Назвать комплексные соли: [Pd(H2O)(NH3)2Cl]Cl, Ba[Cr(NH3)2(SCN)4]2, [Cr(H2O)4PO4]. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации этих веществ в водных растворах.
2. Написать координационные формулы комплексных соединений: а) тетрабромоплатинат (II) калия; б) диамминтрихлоронитро- платины; в) сульфат пентаамминбромокобальта (III). В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя и записать выражение для константы нестойкости.
3. Вычислить концентрацию ионов Ag+ в 0,1 М растворе [Ag(NH3)2]NO3, содержащем в избытке 1 моль/л NH3. Константа нестойкости иона [Ag(NH3)2]+ равна 9,3
· 10–8.

Вариант 2

1. Написать координационные формулы комплексных соединений: а) дицианоаргентат калия; б) тетраамминфосфатохрома; в) нитрат диакватетраамминникеля (II). В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя и записать выражение для константы нестойкости.
2. Назвать комплексные соли: Na3(Co(CN)6(, (Со(NH3)5Br(SO4, (Cr(NH3)4PO4(. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации этих веществ в водных растворах.
3. Константа нестойкости иона [Ag(СN)2]– составляет 1,1
· 10–21. Вычислить концентрацию ионов серебра в 0,05 М растворе K[Ag(СN)2], содержащем 0,01 моль/л KСN.

Вариант 3

1. Назвать комплексные соли: [Сu(NH3)4](NO3)2, [Pt(NH3)2Cl4], (NH4)2[Pt (OH)2Cl4]. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации этих веществ в водных растворах.
2. Написать координационные формулы комплексных соединений: а) дигидроксотетрахлороплатинат (IV) аммония; б) триамминтрихлороиридия; в) нитрат пентаамминроданокобальта (III). В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя и записать выражение для константы нестойкости.
3. Вычислить концентрацию ионов кадмия в 0,1 М растворе K2[Сd(CN)4], содержащем 6,5 г/л KСN. Константа нестойкости иона [Сd(CN)4]2– равна 1,4
· 10–17.
Вариант 4

1. Написать координационные формулы комплексных соединений: а) хлорид гексаамминникеля (II); б) гексанитрокобальтат (III) калия; в) диамминдихлороплатины. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя и записать выражение для константы нестойкости.
2. Назвать комплексные соли: K3(Fe(CN)5NH3(, (Со(NO2)2Cl(NH3)3(, (Аg(NH3)2(Cl. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации этих веществ в водных растворах.
3. Вычислить массу ионов серебра в 0,5 л 0,1 М раствора Na3[Ag(S2O3)2], содержащего 0,1 моль/л тиосульфата натрия Na2S2O3. Константа нестойкости иона [Ag(S2O3)2]3– равна 1,1
· 10–13.

Вариант 5

1. Назвать комплексные соли: [Co(H2O)(NH3)4CN]Br2, K4[Fe(CN)6], [Cu(NH3)2(SCN)2]. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации этих веществ в водных растворах.
2. Написать координационные формулы комплексных соединений: а) диамминтерароданохромат (III) бария; б) триамминтригидроксокобальта; в) иодид пентаамминакваиридия (III). В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя и записать выражение для константы нестойкости.
3. Выпадет ли осадок AgBr при прибавлении к 1 л 0,1 М раствора [Ag(NH3)2]NO3 1
·10–5 моль KBr? ПР(AgBr) = 6
· 10–13. Константа нестойкости иона [Ag(NH3)2]+ равна 9,3
· 10–8.

Вариант 6

1. Написать координационные формулы комплексных соединений: а) гексацианохромат (III) натрия; б) триамминтрихлорокобальта; в) бромид триамминбромоплатины (II). В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя и записать выражение для константы нестойкости.
2. Назвать комплексные соли: (Fe(Н2О)6(SО4, K[Ag(CN)2], (Сr(H2O)3F3(. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации этих веществ в водных растворах.
3. Сколько граммов NaCl необходимо добавить к 1 л 0,08 М раствора [Ag(NH3)2]NO3, чтобы выпал осадок AgCl. Константа нестойкости иона [Ag(NH3)2]+ равна 9,3
· 10-8, а произведение растворимости хлорида серебра ПР(AgСl) = 1,8
· 10-10.

Вариант 7

1. Назвать комплексные соли: [Co(NH3)5SO4]NO3, K2[Cu(CN)4], [Pt(NH3)2Cl2]. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации этих веществ в водных растворах.
2. Написать координационные формулы комплексных соединений: а) триамминсульфитоплатины; б) нитрат тетраамминдихлорородия (III); в) моноамминпентацианоферрат (II) натрия. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя и записать выражение для константы нестойкости.
3. Константа нестойкости иона [Zn(СN)4]2– составляет 2,0
· 10–17. Вычислить концентрацию ионов цинка в 0,01 М растворе K2[Zn(СN)4], содержащем 0,01 моль/л KСN.

Вариант 8

1. Написать координационные формулы комплексных соединений: а) сульфат тетраамминкарбонатохрома (III); б) гексацианоферрат (III) калия; в) диамминтетрахлороплатины. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя и записать выражение для константы нестойкости.
2. Назвать комплексные соли: [Pt(NH3)3Cl]Cl, Na[PdI4], [Cr(H2O)2(C2O4)2]. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации этих веществ в водных растворах.
3. Выпадет ли осадок AgI при прибавлении к 1 л 0,1 М раствора [Ag(NH3)2]NO3 1
· 10–6 моль KI? ПР(AgI) = 1,1
· 10–16. Константа нестойкости иона [Ag(NH3)2]+ равна 9,3
· 10–8.

Вариант 9

1. Назвать комплексные соли: [Pd(NH3)3Cl]Cl, Na3[Co(CN)6], [Rh(NH3)3(NO2)3]. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации этих веществ в водных растворах.
2. Написать координационные формулы комплексных соединений: а) пентаамминфосфатокобальта; б) бромид гексаамминосмия (III); в) гексацианоферрат (II) калия. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя и записать выражение для константы нестойкости.
3. Константы нестойкости ионов [Ag(NH3)2]+ и [Ag(СN)2]– равны 9,3
· 10–8 и 1,1
· 10–21 соответственно. Вычислить массу ионов серебра в 0,5 л 0,1 М растворов.

Вариант 10

1. Написать координационные формулы комплексных соединений: а) трифторогидроксобериллат магния; б) бромид гексаамминкобальта (III); в) диамминтетраиодоплатина. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя и записать выражение для константы нестойкости.
2. Назвать комплексные соли: [Co(NH3)5Cl]Cl2, K2[Co(NH3)2(NO2)4], [Cr(H2O)4Cl2]. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации этих веществ в водных растворах.
3. При какой концентрации ионов S2– начнет выпадать осадок CdS из 0,05 М раствора К2[Cd(СN)4], который содержит 0,1 моль КСN в 1 л раствора? ПР(CdS) = 7,9
· 10–27, константа нестойкости иона [Cd (СN)4]2– равна 1,4
· 10–17.
Вариант 11

1. Назвать комплексные соли: К2[Pd(NО2)Cl3], [Fe(H2O)6]Cl3, [Rh(NH3)3(CN)3]. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации этих веществ в водных растворах.
2. Написать координационные формулы комплексных соединений: а) гексаиодоплатинат (IV) калия; б) триоксалатоалюминат аммония; в) тетрахлороцинкат натрия. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя и записать выражение для константы нестойкости.
3. При какой концентрации ионов Cl– начнет выпадать осадок AgCl из 0,1 М раствора [Ag(NH3)2]NO3, содержащего 1 моль NH3 в 1 л раствора? ПР(AgСl) = 1,8
· 10–10. Константа нестойкости иона [Ag(NH3)2]+ равна 9,3
· 10–8.

Вариант 12

1. Написать координационные формулы комплексных соединений: а) сульфат бромопентаамминхрома (III); б) хлорид дихлороакватриамминкобальта (III); в) тетрацианоаурат (III) натрия. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя и записать выражение для константы нестойкости.
2. Назвать комплексные соли: [Ti(H2O)5Br2]Br, Na4[Fe(CN)6], K2[Pt(C2O4)Cl2]. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации этих веществ в водных растворах.
3. Вычислить концентрацию ионов Нg2+ в 0,01 М растворе K2[НgСl4], содержащем 0,1 моль/л КCl. Константа нестойкости иона [HgCl4]2– равна 8,5
· 10–16.

Вариант 13

1. Назвать комплексные соли: (NH4)5[Ir(SО3)2Cl4], [Co(NH3)3Cl3], K3[AlF3]. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации этих веществ в водных растворах.
2. Написать координационные формулы комплексных соединений: а) пентакарбонилжелезо (0); б) тетратиоцианокобальтат (II) водорода; в) нитрат дибромотетраамминхрома (III). В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя и записать выражение для константы нестойкости.
3. Вычислить концентрацию ионов Сu2+ в 0,001 М растворе Na2[Cu(CN)4], содержащем 0,01 моль/л КCN. Константа нестойкости иона [Cu(CN)4]2– равна 5,0
· 10–28.

Вариант 14

1. Написать координационные формулы комплексных соединений: а) пентахлороакваиридат (III) калия; б) бромид хлородиакватриамминкобальта (III); в) дихлороамминкарбонилплатина (II). В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя и записать выражение для константы нестойкости.
2. Назвать комплексные соли: [Cr(NH3)4CO3]Cl, Na3[Ag(S2O3)2], [Sn(H2O)2Cl2]. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации этих веществ в водных растворах.
3. Выпадет ли осадок СuS при прибавлении к 1 л 0,001 М раствора K2[Cu(CN)4] 1
·10–5 моль K2S? ПР(CuS) = 6,0
· 10–36. Константа нестойкости иона [Сu(CN)4]2– равна 5,0
· 10–28.

Вариант 15

1. Назвать комплексные соли: Na[Cr(NH3)2(SCN)2], [Co(H2O)5NH3](NO3)3, [Pt(NH3)4Cl2]. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации этих веществ в водных растворах.
2. Написать координационные формулы комплексных соединений: а) трихлоротриамминиридий (III); б) хлоридгексаамминкобальта (III); в) гексафтороалюминат натрия. В каждом комплексе указать степень окисления комплексообразователя и записать выражение для константы нестойкости.
3. Константа нестойкости иона [Zn(NH3)4]2+ составляет 3,5
· 10–10. Вычислить массу и концентрацию ионов цинка в 2 л 0,1 М раствора [Zn(NH3)4]Cl2, который содержит 1 моль NH3 в 1 л раствора.


Работа 5
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ

Цель работы: получить общие представления о жесткости воды и методах ее определения. Экспериментально определить жесткость анализируемой воды и классифицировать ее по величине жесткости.

Основные теоретические положения

Жесткость – это один из технологических показателей, принятых для характеристики состава и качества природных вод. Она представляет собой совокупность свойств воды, обусловленных присутствием в ней:
– катионов Са2+, Mg2+ и Fe2+;
– анионов HCO13 EMBED Equation.3 1415, SO13 EMBED Equation.3 1415, NO13 EMBED Equation.3 1415, Сl–, РО13 EMBED Equation.3 1415 и др.
Количественно жесткость может быть выражена числом граммов катионов кальция и магния, содержащихся в 1 дм3 воды. Однако чаще пользуются специальными единицами жесткости – миллимолями (ммоль) или миллиэквивалентами (мэкв).
1 мэкв ионов Са2+ или Mg2+ равен одной тысячной мольной массы их эквивалентов, содержащейся в 1 дм3 раствора. То есть 1 мэкв жесткости соответствует содержанию 20,04 мг/дм3 ионов Са2+ или 12,16 мг/дм3 ионов Mg2+.
По значению жесткости природную воду делят на:
l) очень мягкую – жесткость менее 1,5 мэкв/дм3 (например, дождевая вода);
2) мягкую – жесткость лежит в пределах от 1,5 мэкв/дм3 до 3,0 мэкв/дм3;
3) средней жесткости – значение жесткости равно 3,0 ч 6,0 мэкв/дм3;
4) жесткую – жесткость равна 6,0 ч 9,0 мэкв/дм3;
5) очень жесткую – жесткость более 9 мэкв/дм3 (например, морская вода).
Жесткая вода образует накипь на стенках нагреваемых сосудов, что существенно ухудшает их теплотехнические характеристики. Катионы Са2+ и Mg2+ под действием анионов жирных кислот мыла (например, стеарат натрия С17Н35СООNа) образуют малорастворимые соли, мешающие моющему действию мыла и увеличивающие его расход. При этом протекают следующие реакции:

2 С17Н35СОО– + Са2+ = (С17Н35СОО)2Са;

2 С17Н35СОО– + Mg2+ =(C17H35COO)2Mg.

Жесткая вода непригодна для производства бумаги, для крашения тканей, приготовления пищи, напитков и т.д. Питьевая вода должна иметь жесткость не выше 7 мэкв/дм3; особенно нежелательно присутствие катионов магния, которые придают воде горький вкус.
Различают временную (иначе карбонатную) жесткость Жвр , обусловленную наличием в воде гидрокарбоната кальция Са(НСО3)2 и гидрокарбоната магния Mg(HCO3)2, и постоянную (иначе некарбонатную) жесткость Жпост , связанную с наличием в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния (CaSO4, СаС12, MgSO4, MgCl2). Сумма временной и постоянной жесткостей составляет общую жесткость воды Жобщ.
Анализ воды на жесткость обычно предполагает определение временной, общей и постоянной жесткости.

Определение временной жесткости

Вода, содержащая ионы HCO13 EMBED Equation.3 1415, СO13 EMBED Equation.3 1415, Mg2+ и Ca2+, имеет щелочную реакцию, следовательно, мерой жесткости может служить щелочность воды. Поэтому определение временной жесткости можно провести методом прямого кислотно-основного титрования. В этом случае воду титруют стандартизированным раствором соляной кислоты в присутствии индикатора метилового оранжевого. При этом протекает следующий комплекс реакций:

HCO13 EMBED Equation.3 1415 + Н+ = Н2О + СО2 ;

Са(НСО3)2 + 2НС1 = СаСl2 + 2СО2 + 2Н2О;

Mg(HCO3)2 + 2HCl = MgCl2 + 2СО2 + 2Н2О.

Определение общей жесткости методом комплексонометрии

Метод основан на способности комплексного соединения этилендиаминтетраацетат (ЭДТА) натрия, которое также называют трилоном Б или комплексоном III, взаимодействовать с ионами Са2+, Mg2+, Fe2+ и т.д. с образованием комплексного соединения вида

HOOCH2C CH2COOH

N-CH2- CH2-N

OOCH2C CH2COO

Ca

При определении общей жесткости исследуемый образец воды титруют раствором трилона Б в присутствии индикатора эриохром черный Т, который окрашивает раствор в малиновый цвет. В точке эквивалентности происходит разрушение комплекса с индикатором и образование комплекса с трилоном Б, в результате чего окраска раствора изменяется на сине-голубую. Постоянную жесткость определяют по разности между общей и временной жесткостью.

Методы устранения жесткости

Использование природной воды в технике требует ее предварительной очистки, в том числе умягчения (снижения жесткости до определенной нормы).
Временная жесткость устраняется простым кипячением, так как при нагревании происходит разложение гидрокарбонатов кальция и магния

Са(НСО3)2 13 EMBED Equation.3 1415 СаСО3 + Н2О + СО2 ,

Mg(HCO3)2 13 EMBED Equation.3 1415 Mg(OH)2 + 2CO2.

С ионами Fe2+ реакция происходит сложнее из-за того, что FeCO3 представляет собой неустойчивое в воде вещество, переходящее в результате гидролиза и последующего окисления на воздухе в Fe(OH)3. Чем больше в воде железа, тем более бурым цветом обладает накипь.
Устранить временную жесткость можно также действием гидроксида кальция или соды:

Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСО3 + 2Н2О,

Са(НСО3)2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaHCO3.

Постоянную жесткость устраняют, добавляя к воде соду, при этом протекает следующий процесс:

CaSO4 + Na2CO3 = СаСО3 + Na2SO4.

Таким образом, сода устраняет и временную, и постоянную жесткость, а Са(ОН)2 – только временную.
В промышленности для умягчения воды пользуются цеолитами, в частности, алюмосиликатом натрия. При пропускании воды через его слой происходит обмен катионов Са2+ и Mg2+ на катионы Na+

2NaAlSi2O6, тв + Са2+ = Ca(AlSi2O6)2, тв + 2Na+.
Для той же цели пользуются ионообменными фильтрами на основе различных полимеров, в частности, полистирола RSO3H и RSO3Na:

2RSO3Na тв + Са2+ = (RSO3)2Ca тв + 2Na+ .

Порядок выполнения работы

Приборы и реактивы: бюретка вместимостью 25 см3, колбы конические вместимостью 250 см3, мерная колба вместимостью 100 см3, мерный цилиндр вместимостью 25 см3, стаканы химические вместимостью 50 см3, капельница, резиновая груша, бумага фильтровальная; 0,1 М растворы титрантов: хлороводородной кислоты и трилона Б; аммиачно-буферный раствор (рН = 9ч10), анализируемая вода, раствор метилового оранжевого, дистиллированная вода.

Х о д р а б о т ы

Часть 1. Определение временной жесткости воды

1. Раствор хлороводородной кислоты (иначе титранта) с молярной концентрацией эквивалента Сэ (НCl) = 0,1 моль/дм3 перелить в химический стакан и заполнить им бюретку до нулевой отметки по нижнему уровню жидкости.
2. С помощью мерной колбы отобрать 100 см3 анализируемой воды и перенести в коническую колбу для титрования.
3. Из капельницы к отобранному раствору добавить 3 капли индикатора метилового оранжевого. Содержимое колбы перемешать.
4. Полученный анализируемый раствор оттитровать из бюретки раствором титранта до точки эквивалентности, то есть до изменения окраски раствора с оранжево-желтой на оранжево-красную.
5. Записать объем титранта, израсходованный на титрование, по бюретке в табл. 7.
6. Повторить титрование дважды.
Таблица 7

Определение временной жесткости воды

Величина
Значение

Анализируемая вода


Молярная концентрация эквивалентов Сэ (НCl), моль/дм3


Объем анализируемой воды, взятый для анализа V (Н2О), см3


Объем раствора, израсходованный на титрование, V (НCl), см3
1.
2.
3.

Средний объем, израсходованный на титрование, 13 EMBED Equation.3 1415(НCl), см3


Временная жесткость воды Жвр, ммоль/дм3



Часть 2. Определение общей жесткости воды

1. Раствор титранта трилона Б (ЭДТА) с молярной концентрацией эквивалента Сэ(ЭДТА) = 0,1 моль/дм3 перелить в химический стакан и заполнить им бюретку до нулевой отметки по нижнему уровню жидкости.
2. В коническую колбу вместимостью 250 см3 последовательно прилить следующие растворы:
а) 100 см3 анализируемой воды (раствор отмеряют мерной колбой);
б) 5 см3 раствора аммиачно-буферного раствора (раствор отмеряют мерным цилиндром);
в) на кончике шпателя индикатора эриохрома черного Т.
Содержимое колбы перемешать.
3. Полученный анализируемый раствор оттитровать из бюретки раствором титранта до точки эквивалентности, т. е. до изменения окраски раствора с малиново-красной на синюю.
4. Записать объем титранта, израсходованный на титрование, по бюретке в табл. 8.
5. Повторить титрование два раза.
Таблица 8

Определение общей жесткости воды

Величина
Значение

Анализируемая вода


Молярная концентрация эквивалентов Сэ (ЭДТА), моль/дм3


Объем анализируемой воды, взятый для анализа, V (Н2О), см3


Объем раствора, израсходованный на титрование, V (ЭДТА), см3
1.
2.
3.

Средний объем, израсходованный на титрование, 13 EMBED Equation.3 1415(ЭДТА), см3


Общая жесткость воды Жобщ, ммоль/дм3



Обработка экспериментальных данных

Часть 1. Определение временной жесткости воды

1. Найти средний объем титранта 13 EMBED Equation.3 1415, см3, израсходованный на титрование, по формуле

13 EMBED Equation.3 1415.

2. Временную жесткость Ж, ммоль/дм3, рассчитать по формуле

Жвр = 13 EMBED Equation.3 1415,

где 13 EMBED Equation.3 1415 – объем воды, взятый для анализа, см3.
3. Результаты расчетов занести в табл. 6.

Часть 2. Определение общей жесткости воды
1. Найти средний объем титранта 13 EMBED Equation.3 1415, см3, израсходованный на титрование, по формуле

13 EMBED Equation.3 1415.

2. Рассчитать общую жесткость Жвр, ммоль/дм3, по формуле

Жвр = 13 EMBED Equation.3 1415.

3. Результаты расчетов занести в табл. 8.

Часть 3. Определение постоянной жесткости воды

1. Постоянную жесткость Жпост, ммоль/дм3, рассчитать по формуле

Жпост = Жобщ – Жвр.

2. Результаты расчетов занести в табл. 9.
3. Анализируемую воду классифицировать по величине жесткости.
4. Оформить метрологическую карту средств измерения и сформулировать выводы.

Таблица 9

Определение жесткости воды

Анализируемая вода
Жвр,
ммоль/дм3
Жобщ, ммоль/дм3
Жпост, ммоль/дм3
Классификация
воды







Контрольные задания

Вариант 1

1. Какие реагенты устраняют жесткость воды: а) гидроксид натрия; б) карбонат натрия; в) фосфат калия; г) хлорид натрия? Написать соответствующие уравнения реакций.
2. Сколько граммов гидроксида кальция надо добавить к 1000 л воды, чтобы удалить временную жесткость, равную 2,86 мэкв/л?

Вариант 2

1. Какая вода содержит минимальное количество растворенных солей жесткости: а) кипяченая; б) водопроводная; в) дождевая; г) морская; д) дистиллированная?
2. Вычислить временную жесткость воды, если на реакцию с гидрокарбонатом кальция, содержащимся в 100 мл этой воды, потребовалось 5 мл 0,1 н раствора соляной кислоты?

Вариант 3

1. Какие соли, присутствующие в воде, увеличивают расход мыла: а) сульфат натрия; б) сульфат магния; в) сульфат железа (II); г) сульфат кальция; д) гидрокарбонат калия?
2. Рассчитать общую жесткость воды, которая содержит гидрокарбонат кальция (16,2 мг), гидрокарбонат магния (2,92 мг) и хлорид кальция (11,1 мг) в 150 мл воды?

Вариант 4

1. Присутствие каких солей в воде придает ей некарбонатную жесткость: а) хлорида магния; б) гидрокарбоната кальция; в) хлорида кальция; г) гидрокарбоната калия; д) хлорида железа (III); е) сульфата магния; ж) сульфата кальция?
2. Сколько граммов карбоната кальция надо добавить к 5 л воды, чтобы устранить общую жесткость, равную 4,6 мэкв/л?
Вариант 5

1. Добавление каких ионов к воде обеспечивает ее умягчение: а) CO13 EMBED Equation.3 1415; б) NO13 EMBED Equation.3 1415; в) Cl–; г) PO13 EMBED Equation.3 1415? Написать соответствующие уравнения реакций.
2. При кипячении 250 мл воды, содержащей гидрокарбонат кальция, выпал осадок массой 3,5 мг. Чему равна жесткость воды?

Вариант 6

1. Присутствие каких солей в воде придает ей карбонатную жесткость: а) гидрокарбоната кальция; б) гидрокарбоната магния; в) карбоната кальция; г) гидрокарбоната бария?
2. Рассчитать общую жесткость воды, которая содержит гидрокарбонат кальция (48,6 мг) и сульфат магния (29,6 мг) в 1 л воды?

Вариант 7

1. Присутствие каких ионов в воде обуславливает ее жесткость: а) Са2+; б) Mg2+; в) Fe2+; г) Na+; д) К+; е) Fe3+; ж) Аl3+?
2. Чему равна временная жесткость воды, в 0,5 л которой содержится 0,073 г гидрокарбоната магния?

Вариант 8

1. Какие химические реакции происходят при добавлении к жесткой воде карбоната натрия? Рассмотреть случаи постоянной и временной жесткости.
2. Рассчитать общую жесткость воды, содержащей гидрокарбонат магния (65,7 г) и сульфат кальция (61,2 г) в 600 л воды?

Вариант 9

1. Какие химические реакции происходят при добавлении к жесткой воде гидроксида кальция? Рассмотреть случаи постоянной и временной жесткостей.
2. Жесткость воды, содержащей только гидрокарбонат кальция, равна 1,785 мэкв/л. Определить массу соли в 5 л воды.

Вариант 10

1. Какие химические реакции происходят при добавлении к жесткой воде гидроксида натрия? Рассмотреть случаи постоянной и временной жесткостей.
2. Рассчитать общую жесткость воды, содержащей гидрокарбонат кальция (1,62 г), хлорид магния (9,8 г) и сульфат кальция (6,12 г) в 25 л воды?

Вариант 11

1. Почему опасно для здоровья человека употребление жесткой воды?
2. Рассчитать общую жесткость воды, содержащей сульфат магния (38,0 мг), гидрокарбонат магния (29,2 мг) и хлорид кальция (22,2 мг) в 10 л воды?

Вариант 12

1. Какие химические реакции происходят при добавлении к жесткой воде фосфата натрия? Рассмотреть случаи постоянной и временной жесткостей.
2. Рассчитать общую жесткость воды, содержащей гидрокарбонат железа (II) (4,58 мг), хлорид магния (16,40 мг) и хлорид кальция (2,36 мг) в 5 л воды?

Вариант 13

1. Написать уравнения реакций, объясняющих появление накипи в нагревательных сосудах при кипячении воды. Какие вещества входят в состав накипи?
2. Рассчитать общую жесткость воды, содержащей сульфат кальция (2,44 г), сульфат магния (8,76 г) и хлорид кальция (2,86 г) в 10 л воды?

Вариант 14

1. Присутствие каких солей в воде обуславливает ее жесткость? Указать виды жесткости воды.
2. Рассчитать общую жесткость воды, содержащей гидрокарбонат кальция (2,12 г), гидрокарбонат магния (1,06 г) и сульфат магния (0,086 г) в 3 л воды?

Вариант 15

1. Почему после кипячения водопроводной воды ее жесткость понижается? Написать соответствующие уравнения реакций.
2. Рассчитать общую жесткость воды, содержащей гидрокарбонат кальция (46,0 г), сульфат кальция (86,0 г) и хлорид кальция (120,00 г) в 1 м3 воды?



















БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высш. шк., 2005.
Ахметов Н.С., Азизова М.К., Бадыгина Л.И. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии. – М.: Высш. шк., 2003.
Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. пособие / Под ред. Н.В. Коровина. – М.: Высш. шк., 2003.
Задачи по общей и неорганической химии: Учеб. пособие для студ. высш. учеб. завед. / Под ред. Р.А. Лидина. – М.: ВЛАДОС, 2004.
Князев Д.А., Смарыгин С.Н. Неорганическая химия. – М.: Дрофа, 2004.
Лидин Р.А. и др. Неорганическая химия в реакциях: Справочник. – М.: Дрофа, 2007.
Литвинова Т.Н. Сборник задач по общей химии: Учеб. пособие для студ. вузов. – 3-е изд., перераб. – М., 2007.
Третьяков Ю.Д. Практикум по неорганической химии: Учеб. пособие. – М.: Академия, 2004.
9. Краткий справочник физико-химических величин / Под ред. А.А. Равделя и А.М. Пономаревой. – СПб.: «Иван Федоров», 2003. – 240 с.






















ПРИЛОЖЕНИЯ

Приложение 1

Метрологическая карта средств измерения

№ п/п
Наименование измерительного прибора
Пределы измерения
Диапазон показания шкалы прибора
Длина шкалы
Цена деления шкалы прибора
Чувствительность прибора
Класс точности прибора
Относительная погрешность прибора, %

1
Весы технические ВЛКТ-500 (г)
0; 500
0–100
100
0,1
0,05
4
4

2
Весы аналитические ВЛА (г)
0; 200
0–100
100
0,0001
0,00005
2
2

3
Иономер
0; 14
0–14
14
0,01
0,005
2
2

4
Термометр (оС)
0; 55
-0,4–55,4
55,8
0,1
0,05
4
4

5
Термометр (оС)
-5; 105
-5–105
110
1
0,5
2
2

6
Бюретка (см3)
0; 50
0–50
50
0,1
0,05
2
2

7
Бюретка (см3)
0; 25
0–25
25
0,1
0,05
2
2

8
Мерный цилиндр (см3)
0; 25
5–25
20
0,5
0,5
2
2

9
Мерный цилиндр (см3)
0; 50
5–50
45
0,5
0,5
2
2

10
Мерный цилиндр (см3)
0; 100
10 – 100
90
1
0,5
2
2

11
Секундомер:
мин
с

0; 30
0; 60

0–30
0–60

30
60

1
0,2

0,5
0,1


±0,2

Продолжение таблицы

№ п/п
Наименование измерительного прибора
Пределы измерения
Диапазон показания шкалы прибора
Длина шкалы
Цена деления шкалы прибора
Чувствительность прибора
Класс точности прибора
Относительная погрешность прибора, %

12
Мерная колба (см3)
0; 100
0–100
100


2
2

13
Пипетка Мора (см3)
0; 10
0–10
10


2
2




Приложение 2

Значения произведения растворимости труднорастворимых
в воде веществ при температуре 25 °С

Вещество
ПР
Вещество
ПР

AgBr
7,7 · 10-13
Hg2Cl2
2 · 10-18

AgCNS
1 · 10-12
MnS
2 · 10-10

AgCl
1,6 · 10-10
Mg(OH)2
2 · 10-11

Ag2CrO4
4,05 · 10-12
NiCO3
1,4 · 10-7

AgI
1 · 10-16
Ni(OH)2
7 · 10-14

Ag2SO4
2,0 ( 10-5
PbCl2
1,7 · 10-5

BaCrO4
2,3 · 10-10
PbI2
8,7 · 10-9

BaSO4
1,1 · 10-10
PbF2
3,2 · 10-8

CaCO3
4,8 · 10-9
Pb(OH)2
2 · 10-16

CaSO4
6,1 · 10-5
PbSO4
2 · 10-8

Fe(OH)2
4,8 · 10-16
SrSO4
2,8 · 10-7

Fe(OH)3
4 · 10-38
Zn(OH)2
5 · 10-17

CuS
6,0 · 10-36
CuC2O4
3 · 10-8

Приложение 3

Константы диссоциации воды

Температура, °С
15
20
25
30
70
80

Kв ( 1014
0,450
0,681
1,01
1,47
15,8
25,1




Приложение 4

Константы диссоциации некоторых электролитов
в водных растворах (при температуре 25 °С)

Электролит

Электролит


HCN
7,9 · 10-2
NH4OH
1,8 · 10-5

H3BO3
K1 = 5,8 · 10-10
K2 = 1,8 · 10-13
K3 = 1,6 · 10-14
Al(OH)3
K3 = 1,38 · 10-9

H2S
K1 = 5,7 · 10-8
K2 = 1,2 · 10-15
Fe(OH)2
K2 = 1,3 · 10-4

H2SiO3
K1 = 2,2 · 10-10
K2 = 1,6 · 10-12
Fe(OH)3
K2 = 1,82 · 10-11
K3 = 1,35 · 10-12

HCOOH
1,8 · 10-4
Cu(OH)2
K2 = 3,4 · 10-7

H2Te
K1 = 1 · 10-3
K2 = 1 · 10-11
Zn(OH)2
K1 = 4,4 · 10-5
K2 = 1,5 · 10-9

H2CO3
K1 = 4,5 · 10-7
K2 = 4,8 · 10-11
Cd(OH)2
K2 = 5 · 10-3

CH3COOH
1,8 · 10-5
Mn(OH)2
K2 = 5 · 10-4

HOCl
5 · 10-8
Со(ОН)2
K2 = 4 · 10-5

H3PO4
K1 = 7,5 · 10-3
K2 = 6,3 · 10-8
K3 = 1,3 · 10-12
Sc(OH)2
K2 = 7,6 · 10-10




Оглавление


Введение 3
Работа 1. Растворы. Кислотно-основное титрование 3
Работа 2. Произведение растворимости 17
Работа 3. Гидролиз солей 29
Работа 4. Комплексные соединения 41
Работа 5. Определение жесткости воды 58
Библиографический список 70
Приложения 71








































Галина Алексеевна КОТЕНКО,
Оксана Александровна КАЛЬКО,
Сергей Николаевич БАЛИЦКИЙ,
Юлия Сергеевна КУЗНЕЦОВА,
Наталия Владимировна КУНИНА,
Оксана Владимировна УЛЬЯНОВА



ХИМИЯ

Лабораторный практикум

Часть 2

Учебное пособие






Редактор Н.А. Бачурина
Компьютерная верстка: Т.С. Камыгина
Лицензия А № 165724 от 11 апреля 2006 г.

Подписано в печать 09.02.11. Тираж 300 экз.
Уч.-изд. л. 3,45. Формат 60(84 1/16. Усл. п. л. 13 =80*0,93/16 144,6515.
Гарнитура Таймс. Заказ .

ГОУ ВПО «Череповецкий государственный университет»
162600, г. Череповец, пр. Луначарского, 5








13PAGE 15


13PAGE 14215



ББК 24
УДК 54
Х46

ISBN 978–5–85341–420–4

Комплексообразователь



Лиганды

Внутренняя
сфера (комплекс)

Внешняя
сфера

[Cu(NH3)4]SO4




















































t,оC

t, оC





Root EntryEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation Native

Приложенные файлы

  • doc 432332
    Размер файла: 763 kB Загрузок: 1

Добавить комментарий