Методика эксперимента и порядок выполнения работы

Опыт 1. Определение величины рН в зависимости от концентрации ионов водорода в растворе.

Налейте в пробирку примерно на одну треть ее высоты 2,0 н раствор соляной кислоты HCl, в другую пробирку - такое же количество 2,0 н раствора гидроксида натрия NaOH и в третью - дистиллированной воды. Слегка наклонив пробирку с кислотой, опустите в нее на несколько секунд полоску универсальной индикаторной бумаги. Смочив бумагу, выньте ее и сразу же сравните окраску сырой бумаги с цветовой индикаторной шкалой, на которой указаны значения рН. Определив значение рН, укажите реакцию среды.

Аналогично проделайте опыт с 2,0 н раствором NaOH, а затем с водой. По индикаторной шкале также определите значения рН жидкостей в этих пробирках и сделайте заключение о реакции среды.

Опыт 2. Сильные и слабые электролиты.

1. Налейте в одну пробирку примерно на треть ее высоты раствор соляной кислоты HCl, в другую - столько же раствора уксусной кислоты СН₃СООН. Для сравнения силы кислот берутся растворы одинаковой концентрации (2 н). В обе пробирки бросьте по кусочку цинка (по возможности одинакового размера). Какой газ выделяется в пробирках? Напишите уравнения протекающих реакций в молекулярном и ионном виде. В какой пробирке процесс идет более энергично? От концентрации каких ионов в растворе зависит скорость выделения данного газа? В растворе какой кислоты концентрация этих ионов выше, то есть какая кислота сильнее? Сравните ваши выводы с табличными данными, характеризующими степень диссоциации соляной и уксусной кислот.

2. Аналогично проверьте силу гидроксидов. С этой целью в две пробирки налейте по равному объему раствора хлористого кальция CaCl₂. Затем в одну из них добавить немного 2 н раствора гироксида натрия NaOH, в другую - столько же 2 н раствора гидроксида аммония NH₄OH. Что наблюдается? Запишите свои наблюдения и сделайте вывод о силе этих электролитов. Свой вывод сравните с данными таблицы.

Опыт 3. Получение гидроксидов металлов и изучение их свойств.

Для получения гидроксидов металлов налейте в одну пробирку (на треть ее высоты или менее) раствора FeSO₄, в другую Al₂(SO₄)₃ и добавьте в каждую из них небольшое количество раствора гироксида натрия NaOH до получения осадка (пипеткой не пользоваться). Если в одной из пробирок осадок не получился - значит, взято избыточное количество NaOH, с целью получения осадка опыт повторите. Затем каждый осадок разделите на две пробирки и изучите их свойства, их отношение к кислоте и к щелочи.

Для этого подействуйте на одну часть осадка избыточным количеством раствора серной кислоты (или соляной), на другую часть - раствором гидроксида натрия, также взятом в избытке. Что наблюдается? Какой из полученных гидроксидов растворяется только в кислоте, а какой - и в гидроксиде натрия? Назовите гидроксид, обладающий амфотерными свойствами.

Опыт 4. Различие между двойной и комплексной солями.

В пробирку к небольшому количеству хлорида железа FeCl₃ добавьте немного раствора роданида калия KCNS. Что наблюдается? Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций. Суть данной реакции сводится к взаимодействию ионов Fe³⁺ и CNS^-, в результате чего образуется слабодиссоциирующая растворимая соль Fe(CNS)₃, обладающая характерной окраской. Следовательно, ион CNS^- является характерным ионом на ион Fe³⁺.

Используя это, предлагается определить, какая из солей NH₄Fe(SO₄)₂ или K₃[Fe(CN)₆] является двойной и какая комплексной. Для этого в одну пробирку налейте раствор NH₄Fe(SO₄)₂, а в другую - K₃[Fe(CN)₆] и в каждую из них прилейте раствор KCNS. Что наблюдается в этих пробирках? Напишите молекулярные и ионные уравнения этих реакций. В каком соединении обнаруживается ион Fe³⁺? В каком соединении этот ион связан в виде комплексного иона?

Опыт 5. Направление протекания реакций в растворах электролитов

а) Образование труднорастворимых веществ.

В три пробирки внесите небольшое количества: в одну - раствор хлорида железа FeCl₃ , в другую нитрата свинца Pb(NO₃)₂, в третью - сульфата меди. Добавьте в первую пробирку немного раствора гидроксида натрия NaOH, во вторую - раствора KI и в третью - гексацианоферрата(П) калия K₄[Fe(CN)₆].

Наблюдайте образование осадков, отметьте их цвет. Напишите молекулярные и ионные уравнения этих реакций. В каком направлении протекают эти реакции?

б) Образование газообразных веществ.

В пробирку налейте примерно на одну четверть ее высоты раствора хлорида аммония NH₄Cl, добавьте раствор NaOH. Определите по запаху выделение аммиака.

Напишите уравнения реакций между взятыми электролитами, а также уравнение разложения NH₄OH на аммиак и воду.

Опыт 6. Смещение равновесия диссоциации слабого электролита при введении одноименного иона.

В пробирку примерно на половину ее высоты налейте 2н раствор гидроксида аммония NH₄OH, добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Как окрашивается фенолфталеин под влиянием гидроксидионов ОН^-, имеющихся в растворе.

Содержимое пробирки разлейте на две части, одну пробирку с раствором NH₄OH оставьте в качестве контрольной, в другую добавьте небольшое количество кристаллического хлорида аммония NH₄Cl. Перемешайте раствор стеклянной палочкой и сравните цвет полученного раствора с окраской раствора в контрольной пробирке. На увеличение или уменьшение концентрации ионов ОН^- указывает изменение окраски раствора?

Напишите уравнение диссоциации NH₄OH и NH₄Cl.

На основании принципа Ле Шателье объясните смещение равновесия диссоциации NH₄OH при добавлении к нему хлорида аммония.

Увеличилась или уменьшилась при этом диссоциация?

Опыт 7. Зависимость степени электролитический диссоциации от концентрации электролита.

В данном опыте используется концентрированная H₂SO₄, которая хранится в небольшой склянке в вытяжном шкафу.

Налейте в сухую пробирку, не пользуясь пипеткой, на высоту 1 см концентрированной H₂SO₄, бросьте в нее кусочек цинка. Что наблюдается? Концентрированная H₂SO₄ является слабым электролитом, то есть диссоциация ее с отщеплением ионов Н⁺ протекает незначительно, поэтому реакция кислоты с цинком протекает в малой степени. Далее необходимо проверить, как реагирует с цинком разбавленная кислота. Для этого содержимое пробирки осторожно перенесите в другую пробирку, заполненную примерно на одну треть ее высоты водой (нельзя лить воду в кислоту! Почему?) Что наблюдается? Сделайте вывод о зависимости электролитической диссоциации от концентрации электролита в растворе.

СОДЕРЖАНИЕ И ОФОРМЛЕНИЕ ОТЧЕТА

Работа оформляется в виде письменного отчета, который заносится в лабораторный журнал. В отчете указывается общее название работы, дается краткое теоретическое обоснование ее. Обязательно нужно записать название каждого опыта и привести уравнения всех проделанных реакций в молекулярном и ионном виде, отметить результаты наблюдений и сделать необходимые выводы (ответить на все поставленные вопросы).

Приложение 1

Константы диссоциации некоторых кислот

Приложение 2

Константы нестойкости некоторых комплексных ионов

Приложение 3

Растворимость солей и оснований в воде

(Р – растворимое, М – малорастворимое, Н – практически нерастворимое вещество, прочерк означает, что вещество не существует или разлагается водой)

Анионы

Катионы

Li+

Na+, K+

NH

Cu2+

Ag+

Mg2+

Ca2+

Sr2+

Ba2+

Zn2+

Hg2+

Al3+

Sn2+

Pb2+

Bi3+

Cr3+

Mn2+

Fe3+

Fe2+

Cl-

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

-

Р

Р

Р

Р

Br-

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

М

-

Р

Р

Р

Р

I-

Р

Р

Р

-

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

М

-

Р

Н

-

Р

NO

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

-

Р

Р

Р

-

Р

Р

CH3COO-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

-

Р

-

-

Р

-

Р

S

H

H

H

Н

Н

-

Р

Р

Р

Н

Н

-

Н

Н

Н

-

Н

Н

Н

SO

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

-

-

Н

Н

-

Н

-

Н

SO

Р

Р

Р

Р

М

Р

М

Н

Н

Р

-

Р

Р

Н

-

Р

Р

Р

Р

CO

Р

Р

Р

-

Н

Н

Н

Н

Н

Н

-

-

-

Н

Н

-

Н

-

Н

SiO

Р

Р

-

-

-

Н

Н

Н

Н

Н

-

Н

-

Н

-

-

Н

Н

Н

CrO

Р

Р

Р

Н

Н

Р

М

М

Н

Н

Н

-

-

Н

Н

Р

Н

-

-

PO

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

OH-

Р

Р

Р

Н

-

Н

М

М

Р

Н

-

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

ряд активности металлов

Li K Ca Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Ni Mo Sn Pb H Bi Cu Ag Hg Pt Au

Свойства ряда активности металлов

1. Чем левее в данном ряду стоит металл, тем он активнее, тем больше его восстановительная способность, тем легче он сам переходит в ионное состояние и тем труднее его ионы восстанавливаются до свободного металла.

2. Каждый металл вытесняет из растворов солей все металлы, расположенные правее его.

3. Все металлы, расположенные в ряду левее водорода, вытесняют его из растворов кислот, расположенные правее - не вытесняют.

литература

1. Глинка Н.Л. Общая химия.-Л.: Химия, 1987.

2. Курс общей химии/ Коровин Н.В., Масленникова Г.Н. и др. - М.: Высшая школа, 1990.

3. Лучинский Г.П. Курс химии. -М.: Высшая школа, 1985.

4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. - Л.:Химия, 1987.

5. Лабораторные работы по химии: Учебн. пособие для вузов / под ред. Н.В.Коровина - М: Высшая школа, 2001.

[1] Дальтон Джон (6.9.1766 - 27.7.1844) - английский химик и физик, член Лондонского королевского общества (1822).Открыл три закона, составивших сущность его физической атомистики газовых смесей: парциальных давлений газов (1801), зависимости расширения газов при постоянном давлении от температуры (1802, независимо от Ж. Л. Гей-Люссака) и зависимости растворимости газов от их парциальных давлений (1803). Выдвинул и обосновал (1803-1804) теорию атомного строения, объяснившую эмпирический закон постоянства состава. Теоретически предсказал и открыл (1803) закон кратных отношений: если два элемента образуют несколько соединений, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого, относятся как целые числа.

[2] Рихтер Иеремия Виниамин (10.III.1762–4.V.1807) – немецкий химик. Опубликовал (1793) работу «Начала стехиометрии, или способ измерения химических элементов», в которой показал, что при образовании соединений элементы вступают во взаимодействие в строго определенных пропорциях, впоследствии названных эквивалентами. Ввел понятие «стехиометрия». Открытия Рихтера способствовали обоснованию химической атомистики.

[3] Авогадро Амедео (9.VIII 1776 - 9.VII 1857) - итальянский физик и химик. В 1811 году Авогадро открыл важный для физики и химии закон, по которому в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое количество молекул (закон Авогадро). Исходя из своего закона, разработал метод определения молекулярного и атомного весов. Автор четырёхтомного труда "Физика весовых тел, или Трактат об общей конституции тел" (1837 - 41), который был первым руководством по молекулярной физике.

[4] Следует обратить внимание на то, что, большинство солей, независимо от их растворимости в воде, относятся к сильным электролитам, то есть практически все молекулы, перешедшие в раствор, распадаются на ионы (a - 1).

Здесь не следует путать понятия: сильный электролит и хорошая растворимость. Например, растворимость СН₃СООН в воде неограниченная, однако уксусная кислота относится к слабым электролитам.