Методическое руководство к лабораторным занятиям по химии для студентов экономического факультета Министерство сельского хозяйства РФ Федеральное государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Мичуринский государственный аграрный университет» Кафедра химии ______________________________________________________________________ Утверждено методическими комиссиями: экономического факультета Протокол №1 от 12.09.2007 г факультета заочного и дистанционного обучения Протокол №3 от 03.10.2007 г Методическое руководство к лабораторным занятиям по химии для студентов экономического факультета по специальности: 080502 – Экономика и управление на предприятии АПК Мичуринск - 2007 Методическое руководство к лабораторным занятиям по химии составлено к.х.н., доцентом кафедры химии Р.В. Кузнецовой в соответствии с требованиями Государственного образовательного стандарта по дисциплине «Химия» для специальности 080502 Методическое руководство включает 9 лабораторных работ, относящихся к общетеоретической и специальной частям программы. Рецензент : Н.Н. Быкова - к.т.н., доцент кафедры химии ТГТУ Методическое руководство рассмотрено на заседании кафедры химии МичГАУ Протокол № 8 от 21 мая 2007г. Технический редактор – Т.И. Медведева Отпечатано в издательско-полиграфическом центре ФГОУ ВПО МичГАУ Подписано в печать 3.12.07 г. Формат 60х84 1 /16 , Бумага офсетная № 1. Усл.печ.л. 4,6 Тираж 110 экз. Ризограф Заказ № _______________________________________________________________ Издательско-полиграфический центр Мичуринского государственного аграрного университета 393760, Тамбовская обл., г. Мичуринск, ул. Интернациональная, 101, тел. +7 (47545) 5-55-12 E-mail: vvdem@mgau.ru ©Издательство Мичуринского государственного аграрного университета, 2007 Предисловие Данная методическая разработка предназначена как руководство к выполнению лабораторных работ по курсу “Химия” для студентов 1-го курса экономического факультета и 2-го курса факультета заочного и дистанционного обучения. Основой для ее составления являются: – требования ГОС высшего профессионального образования по общим естественно-научным дисциплинам для направления “Экономика и управление на предприятии АПК ”; – обязательный минимум образовательной программы по химии по направлению “Экономика и управление на предприятии АПК”; – рабочая программа по химии для направления “Экономика и управление на предприятии АПК ”, утвержденная методическим советом экономического факультета МичГАУ и факультетом заочного и дистанционного обучения. Разработка включает 9 лабораторных работ по общетеоретической, а также по специальной частям программы, касающихся раздела «Общая и неорганическая химия». В первом разделе настоящего руководства приведены общие правила выполнения лабораторных работ по химии, правила техники безопасности и меры по оказанию первой помощи в химической лаборатории. Второй раздел включает в себя описание работ по темам. В начале каждой работы дан минимум теоретического материала, помогающего в сознательном выполнении экспериментальных заданий, приведены основные литературные источники и вопросы для самостоятельной подготовки к занятию. В руководство также включены задания, упражнения и задачи, которые могут быть использованы для быстрой проверки усвоения материала, для индивидуального опроса, контрольных работ и домашних заданий. Основная цель – помочь студентам самостоятельно оценить степень усвоения на занятиях знаний по химии, лучше подготовиться к экзамену по данной дисциплине, развить у обучаемых способность анализировать, творчески мыслить и использовать фундаментальные знания в процессе решения профессиональных задач. В конце методического руководства приведен список литературы, используемой студентом при подготовке к занятию. I. ОБЩИЕ ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКИХ ЛАБОРАТОРИЯХ Студент может приступить к работе в лаборатории только после предварительной подготовки дома. Во время работы в лаборатории студенты обязаны соблюдать следующие правила: 1. Студенту в лаборатории отводится постоянное место и он обязан поддерживать его в чистоте и порядке. После окончания работы тщательно убирать рабочее место. Все работы, за небольшим исключением, выполняются студентом индивидуально. 2. Выполнять указания преподавателей и лаборантов. 3. Необходимые для работы реактивы находятся в ящике на лабораторном столе. Студентам не разрешается оставлять реактивы на своих рабочих местах. 4. Сухие реактивы необходимо брать чистым шпателем или специальной ложечкой. При наливании растворов из склянок нужно держать этикеткой вверх во избежание ее загрязнения. 5. Все реакции проводить с такими количествами веществ, которые указаны в описании опыта. Если в руководстве не указано, какое количество необходимо взять, следует брать сухие вещества в небольших количествах, а раствор не более 1-1,5 мл. 6. Неизрасходованные реактивы ни в коем случае нельзя высыпать или выливать обратно в склянки, их надо сдавать лаборанту. 7. Остатки дорогостоящих и ядовитых реактивов необходимо сливать в специальные склянки. Меры предосторожности при работе в лаборатории 1 . Все опыты с ядовитыми, неприятно пахнущими веществами проводить только в вытяжном шкафу. 2. Опыты с легковоспламеняющимися веществами необходимо проводить вдали от огня. 3. Не наклоняться над нагреваемой жидкостью или сплавляемыми веществами во избежание попадания брызг на лицо. 4. Не следует вдыхать пахучие вещества и выделяющиеся газы, близко наклоняясь к сосуду с этими веществами. Струю газа от отверстия сосуда следует направить к себе легким движением руки и осторожно вдохнуть. 5. При работе с твердыми щелочами и металлическим натрием обязательно надевать защитные очки. 6. При разбавлении концентрированных кислот, особенно серной, вливать кислоту в воду, а не наоборот. 7. Пробирку при нагревании растворов в ней всегда следует держать таким образом, чтобы ее отверстие было направлено в сторону от работающего и его соседей по рабочему столу. 8. Необходимо следить за правильной работой газовых горелок и закрывать все газовые краны после окончания работы. Оказание первой помощи в лаборатории 1 . При попадании на кожу концентрированных кислот и щелочей следует немедленно промыть сильной струей воды обожженное место, после чего наложить повязку из ваты, смоченной спиртовым раствором танина или 3% раствором перманганата калия. При сильных ожогах после оказания первой помощи следует немедленно обратиться к врачу. 2. При попадании брызг кислоты или щелочи в глаза необходимо немедленно промыть поврежденный глаз большим количеством воды комнатной температуры, после чего сейчас же обратиться к врачу. 3. При ожоге кожи горячими предметами наложить сначала повязку из спиртового раствора танина или раствора КМД, а затем жирную повязку (мазь от ожогов). 4. При отравлении хлором, бромом, сероводородом, оксидом углерода (П) необходимо вынести пострадавшего на воздух, а за тем обратиться к врачу. 5. При отравлении соединениями мышьяка, ртути и цианистыми солями необходимо немедленно обратиться к врачу. II. ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ. Лабораторная работа 1. Тема: ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ Контрольные вопросы: 1. Что называется раствором? 2. От чего зависит растворимость веществ? 3. Что называется коэффициентом растворимости? 4. Что понимается под концентрацией растворов? 5. Каковы способы выражения концентрации растворов? 6. Может ли концентрированный раствор быть ненасыщенным, а насыщенный раствор разбавленным? 7. Что такое плотность растворов? 8. Как рассчитать относительную и абсолютную ошибки? 9. Чему равна плотность воды? ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Раствором называется однородная (гомогенная) система переменного состава, состоящая из растворителя, растворенного вещества и продуктов их взаимодействия. Растворителем считают то вещество, которое при данных условиях находится в том же агрегатном состоянии, что и раствор. Наиболее распространены водные растворы. В них растворителем является вода. Растворимость вещества – это способность вещества растворяться в том или ином количестве растворителя при данных условиях. Растворимость веществ зависит от природы растворенного вещества и растворителя, температуры и давления (для газообразных веществ). По растворимости все вещества делятся на: 1. растворимые (растворимость > 1 г в 100 г растворителя), 2. малорастворимые (растворимость < 1 г, но > 0,01 г в 100 г растворителя), 3. нерастворимые (растворимость < 0,01 г вещества на 100 г растворителя). В зависимости от способности вещества растворяться в данном растворе, растворы делятся на: 1. насыщенный - раствор, в котором данное вещество при данных условиях больше не растворяется. 2. ненасыщенный - раствор, в котором содержание вещества при данных условиях меньше, чем в насыщенном. 3. пересыщенный - раствор, в котором содержание вещества при данных условиях больше, чем в насыщенном. Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества, содержащееся в определенном количестве раствора или растворителя. Существуют различные способы выражения концентрации раствора: 1. Массовая доля концентрации (процентная) – определяется числом граммов растворенного вещества, содержащегося в 100г раствора. Массовую долю выражают обычно в долях единицы или в процентах (0,2 или 20%). Если массовая доля растворенного вещества, например, хлорида натрия равна 0,2 или 20%, то это означает, что в 100г данного раствора содержится 20г хлорида натрия и 80г воды. 2. Молярная концентрация (молярность) определяется числом молей растворенного вещества, содержащихся в 1 литре раствора . Например, молярный раствор едкого калия содержит 56г KOH в литре раствора, а молярный раствор серной кислоты содержит 96г H2 SO4 в литре раствора. Если в литре раствора содержится 2 или 0,1 мольных масс серной кислоты, то концентрация таких растворов соответственно двумолярна -2М или децимолярна – 0,1М. Молярность обозначается буквой М. Размерность молярной концентрации – моль/литр. 3. Эквивалентная концентрация (нормальность) определяется числом эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1л раствора . Например, нормальный раствор едкого калия содержит 56г KOH в литре, а нормальный раствор серной кислоты 49г H2 SO4 в литре раствора. Нормальность обозначается буквой N или Н. Если в 1 литре содержится 2 эквивалента серной кислоты, то такой раствор называется двунормальным (2 N или 2Н раствор), если содержится 0,01 эквивалент – сантинормальный раствор (0,01N или 0,01Н раствор). Размерность нормальной концентрации – экв/литр. Для приготовления нормальных растворов необходимо уметь находить величину эквивалентов растворенного вещества. 4. Моляльная концентрация (моляльность) раствора определяется количеством молей растворенного вещества, содержащихся в 1 кг растворителя. Если в 1 кг или в 1000г воды содержится 2 моля серной кислоты, то концентрация такого раствора – двумоляльная. Размерность моляльной концентрации – моль/г. Моляльность обозначается буквой m. От концентрации зависит плотность растворов. Плотность (ρ) – показывает массу 1 мл или 1см в граммах. Например: ρ (Н2 O) =1г/мл, т.е. 1мл имеет массу 1г. ρ (H2 SO4 ) = 1,84г/мл, это значит, что 1 мл H2 SO4 имеет массу 1,84г. Каждому значению ρ (ро) соответствует массовая доля растворенного вещества, например: ρ (H2 SO4 )=1,84г/мл соответствует 95,6%-ному раствору H2 SO4 ρ (HCl) = 1,200г/мл соответствует 39,11%-ному раствору HCl плотность в задачах указывается для пересчета от массы (m ) к объему (V) и наоборот: r = m m = r *V V = m V r С повышением концентрации (для большинства веществ) плотность растворов возрастает. С повышением температуры плотность растворов несколько уменьшается. ЭКСПЕРИМЕТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ Задание 1: Приготовить раствор с заданной концентрацией из имеющегося в лаборатории раствора с большей концентрацией и воды. Ход работы: I. Определение концентрации исходного раствора сульфата аммония . Для этого в мерный цилиндр (250 мл) налить исходный раствор, не доливая до краев 3-4 см, и определить с помощью ареометра его плотность, а затем по таблице 1 или по графику зависимости плотности раствора от его концентрации найти соответствующую ей процентную концентрацию. Для определения плотности в мерный цилиндр с раствором осторожно погрузить ареометр. По шкале ареометра определить деление, совпадающее с уровнем жидкости по нижнему мениску (отсчет ведется сверху по шкале ареометра). Значение этого деления соответствует плотности заданного раствора сульфата аммония. По таблице находим концентрацию этого раствора. Таблица 1– Зависимость концентрации сульфата аммония от плотности раствора ρ,г/см3 ω, % ρ,г/см3 ω, % ρ,г/см3 ω, % ρ,г/см3 ω, % 1,004 1 1,057 10 1,115 20 1,166 29 1,010 2 1,064 11 1,121 21 1,172 30 1,016 3 1,069 12 1,127 22 1,178 31 1,022 4 1,081 14 1,133 23 1,184 32 1,028 5 1,087 15 1,138 24 1,190 33 1,034 6 1,092 16 1,144 25 1,196 34 1,040 7 1,098 17 1,150 26 1,202 35 1,046 8 1,104 18 1,156 27 1,228 40 1,052 9 1,110 19 1,160 28 1,282 50 II. Расчет количества (NH4 )2 SO4 , необходимого для приготовления 250 мл …. процентного раствора (по заданию преподавателя). Пользуясь диагональной схемой подсчитать необходимые массовые количества исходного раствора и воды. Например: необходимо приготовить 250 г 12% раствора из 20% исходного раствора (р == 1,148 г/мл) 20% 12 г (12-0) исходного вещества \ / 12 % / \ О 8г (20-12) Н2 0 Из схемы следует, что при смешении 12 г исходного раствора с 8 г воды получили 20 г 12%-ного раствора. Для приготовления 250 г заданного раствора потребуется исходного раствора значительно больше, а именно по пропорции; 20 г 12%-ного раствора содержит 12 г исходного 250 г Х г 12 . 250 Х = г Следовательно, нужно взять 150 г исходного раствора и добавить к нему 100 г воды (250 - 150 = 100 г), смешать и получится 250 г 12 % раствора. Удобнее брать не массовые, а объемные количества жидкостей. Используя значения плотностей, можно подсчитать соответствующие массам объемы: V1 = 150 = 132 мл 20%-ного раствора 1,148 V2 = 100 =100мл воды 1 V общ.= V1 + V2 III. Приготовление 250 г заданного раствора. Рассчитанные объемы исходного раствора и воды отмерить мерным цилиндром, слить и перемещать. Определить с помощью ареометра плотность приготовленного раствора и по графику определить соответствующую ей процентную концентрацию. Ошибка не должна быть более ± 2% от задания. IV. Расчет абсолютной и относительной ошибки опыта. Абсолютная ошибка измерения определяется как разность теоретического значения и практического значения, полученного в опыте: ∆ абс. = ω (теор.) – ω (практич.) Разность берется по абсолютной величине, так как ошибка не может быть отрицательной. Относительной ошибкой измерения называют отношение абсолютной ошибки к теоретическому значению, выражается в процентах: Δ отн. = ∆ абс . ⋅100% w (теор .) Задание 2. Приготовить раствор с заданной концентрацией из растворов с большей и меньшей концентрацией (используя приготовленные растворы студентов группы по заданию преподавателя) Ход работы: 1) С помощью ареометра определить плотность исходных растворов, а по графику зависимости плотности раствора от концентрации определить концентрации исходных растворов. Записать результаты, полученные в 1 задании соседним звеном и использовать их при дальнейших расчетах. 2) Пользуясь диагональной схемой определить необходимые массовые количества исходных растворов. 3) Используя значения плотностей исходных растворов подсчитать необходимые объемные количества исходных растворов. 4) Смешать рассчитанные объемы растворов. 5) Проверить правильность выполнения работы, измерив плотность приготовленного раствора и определив по графику соответствующую ей концентрацию. 6) Вычислить ошибки. Задание 3. Приготовить раствор с заданной концентрацией из растворителя (воды) и растворяемого вещества (сухого). Ход работы: 1. Рассчитать необходимую массу растворяемого вещества по формуле: w = m (в − ва ) ⋅100% m (р − ра ) m (в-ва) = ω . m (р-ра) . 100%. 2. Рассчитать необходимый объем воды. Массу воды определяем по формуле: m (Н2 0) = m (р-ра) - m (в-ва). Т.к. плотность раствора воды равна 1 г/мл, V(H2 О) == m (Н2 0)/1. 3. На технических весах взвесить массу растворяемого вещества, навеску перенести в химический стакан на 500 мл. Мерным цилиндром отмерить нужный объем воды. В химический стакан к растворяемому веществу прилить отмеренный объем воды и перемешать до полного растворения. 4. Определить процентную концентрацию полученного раствора с помощью ареометра и графика зависимости плотности раствора от его концентрации. Задания: 1. Сколько граммов соли и воды содержится в 800г 12%-ного раствора KCl . 2. К 500г 20%-ного раствора HCl прилили 200г H2 O. Определить концентрацию нового раствора. 3. Из 800г 8%-ного раствора K2 SO4 выпарили 300г воды. Определить концентрацию нового раствора. 4. В сельском хозяйстве для борьбы с вредителями часто используют раствор медного купороса CuSO4 *5H2 O. Сколько кг медного купороса CuSO4 *5H2 O и воды надо взять для приготовления 200кг 5%-ного раствора? 5. Определить молярную, нормальную (эквивалентную) концентрации 47,7%-ного раствора ортофосфорной кислоты H3 PO4 , ρ = 1,315г/мл. 6. Смешали 10мл 10%-ного раствора HNO3 (ρ = 1,056) и 100мл 30%-ного раствора HNO3 (ρ = 1,184). Вычислить концентрацию полученного раствора. 7. Какой объем 10%-ного раствора карбоната натрия (ρ = 1,105г/см) требуется для приготовления 5л 2%-ного раствора (ρ = 1,02г/см)? 8. На нейтрализацию 31мл 0,16н раствора щелочи требуется 217мл раствора H2 SO4 . Чему равна нормальность раствора H2 SO4 ? 9. Какой объем 0,3н раствора кислоты требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32г NaOH в 40мл? 10. На нейтрализацию 1л раствора, содержащего 1,4г KOH, требуется 50см раствора кислоты. Вычислите нормальность раствора кислоты. Лабораторная работа № 2. Тема: ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ. Контрольные вопросы: 1. Что называется электролитической диссоциацией? 2. Что показывают степень диссоциации и константа диссоциации? З. Что такое сильные и слабые электролиты? Приведите примеры. 4. Что называется ионным произведением воды? 5. Что такое водородный показатель? И по какой формуле его можно рассчитать? 6. Дайте определение кислотам, солям и основания с точки зрения теории электролитической диссоциации. 7. Что называется гидролизом соли? 8. Какие факторы оказывают влияние на степень гидролиза? 9. Какие соли подвергаются гидролизу? Какова реакция среды при этом? 10. Почему при взаимодействии некоторых солей с водой образуются слабые электролиты, ведь вода является более слабым электролитом, чем образующиеся соли? ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Процесс распада электролита на ионы в водных растворах иkb расплавах называется электролитической диссоциацией . Для количественной характеристики электролитической диссоциации введено понятие степень диссоциации ( α), которая равна отношению количества вещества электролита распавшегося на ионы(N), к общему количеству вещества(n) этого электролита, введенного в раствор: a = N n Степень диссоциации – безразмерная величена, ее выражают в долях единицы или в процентах. Она зависит от концентрации электролита и температуры: чем меньше концентрация электролита в растворе, тем больше степень диссоциации. С повышением температуры степень диссоциации увеличивается. В зависимости от степени диссоциации различают сильные, средние и слабые электролиты. Сильные (α >30%): все щелочи (NаОН, КОН, и т.д.), Ва(ОН)2 , Са(ОН)2 , сильные кислоты(H2 S04 , HN03 ,НС1, НВr, HJ, НМп04 , НСl0З , НС104 ), почти все растворимые соли. Средние (3%<α<30%): HF Слабые (α <3%); почти все органические кислоты , Н2 СО3 , Н2 S , НNО2 , НСlО, Н2 SiО3 , Си(ОH)2 , Fе(ОН) 3 , NН4 ОН и др. С точки зрения теории электролитической диссоциации: Кислоты - это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах образуются катионы только одного типа - гидратированные ионы водорода. Число ионов водорода, которое может образоваться при распаде одной молекулы кислоты, определяет основность кислоты. Например: НС1 D Н + + С1- ; НС1О D Н + + С1О- – одноосновные. Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, постепенно отщепляя ионы водорода. Например: Н2 SОЗ D H+ + НSОз- НSОЗ - D H+ + SОЗ 2- Основания – электролиты, которые в водных растворах диссоциируют с образованием анионов только одного типа - гидроксид- ионов. Число гидроксид – ионов, которое образуется при распаде одной молекулы определяет кислотность основания. Например: NaOHD Na+ + OH- KOH D K + + OH- - одноосновные . Двух- и трехкислотные основания диссоциируют ступенчато, т.е. постепенно отщепляют гидроксид - ионы. Например: Са(ОН)2 D СаОН + + ОН- СаОН- D Са2- + ОН- Гидроксиды некоторых металлов могут диссоциировать по механизму диссоциации оснований и по механизму диссоциации кислот. Например, диссоциация гидроксида цинка может протекать так: основной механизм: Zn(ОН)2 D ZnОН+ + + ОН- ZnОН- D Zn2+ + ОН- кислотный механизм: Zn(ОН)2 +2Н2 O D 2Н + + [Zn(ОН)4 ] 2- Вещества, которые при диссоциации образуют как ионы водорода, так гидроксид – ионы называются амфотерными соединениями или амфолитами. Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (аммония NН4 + или другие комплексные ионы) и анионы кислотных остатков, например: NaNОЗ D Na+ + NO3 - NН4 С1 D NН4 + + Сl- Средние соли диссоциируют практически полностью. Диссоциация кислых и основных солей протекает ступенчато. Например: КН2 Р04 D К+ + Н2 Р04 - Н2РO4- D Н++НР042- НРO42- D Н++РO43- Са(ОН)С1 D СаОН+ + С1- СаОН+ D Са2+ + ОН- Теория электролитической диссоциации признаёт, что все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Реакции в водных растворах электролитов изображаются в виде ионных уравнений. При составлении ионных уравнений реакций следует для малодиссоциированных веществ, выпадающих в осадок и газообразных веществ указывать молекулярные формулы. Эти реакции протекают с большой скоростью необратимо. Пример: FеС13 + 3NаОН = Fе(ОН)3 ↓ + 3NаС1 Fе3+ + 3C1- + 3Nа+ + 2OН- = Fе(ОН)3 ↓|+ 3Nа + + 3С1- Fe3+ + 3OH- = Fе(ОН) 3 ↓ Гидролизом называется обратимое взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Различают 4 случая гидролиза солей: 1) Соль образована слабой кислотой и сильным основанием . Гидролиз происходит по аниону. Анион связывает протон, образуя слабый электролит. При гидролизе многозарядных ионов получаются кислые соли. Уравнение гидролиза соли можно написать так: СНзСООNa D СНЗ СОО - + Nа + СНЗ СОО- + НОН D СНЗ СООН + ОН- СНЗ СОО- + Nа+ + НОН DСНЗ СООН + Nа+ +ОН – СНЗ СООNа + НОН D СНЗ СООН + NаОН В растворе создается избыток ОН - ионов, а потому раствор приобретает щелочную реакцию, рН > 7 2) Соль образована сильной кислотой и слабым основанием . Гидролиз происходит по катиону – катион связывает гидроксид – ионы, образуя слабый электролит. При гидролизе многозарядных ионов получаются основные соли. Уравнение гидролиза соли можно написать так: СаС12 D Са2+ + 2С1- Са2+ +НОН D СаОН+ + Н+ Са2+ + 2С1- + НОН D СаОН + + 2С1- + Н+ СаС12 + НОН D СаОНСl + НС1 В растворе создается избыток Н + - ионов, а потому раствор приобретает кислую реакцию рН < 7 3) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием . Гидролиз происходит по аниону и катиону . Уравнение гидролиза записывается так: СНЗ СООNН4 D СНЗ СОО- + NН4 + СНЗ СОО- + NH4 + + НОН D СНЗ СООН + NН4 ОН В этом случае одновременно связываются Н + и ОН - ионы воды. При этом рН водных растворов солей будет больше, равно или меньше 7 т.е. реакция раствора будет определяться константой диссоциации кислоты и основания, которыми образована соль. 4) Соль образована сильной кислотой и сильным основанием. Соль в этом случае гидролизу не подвергается. Последовательность действий при составлении уравнений гидролиза солей: 1. Составить уравнение диссоциации соли. 2. Выяснить, по какому иону идет гидролиз. 3. Составить для этого иона уравнение реакции взаимодействия с водой (сокращенное ионное уравнение гидролиза). 4. Составить полное ионное уравнение гидролиза. 5. Записать уравнение гидролиза в молекулярном виде. Например: Составить уравнение гидролиза хлорида меди: 1. CuCl2 D Cu2+ + 2Cl- 2. Соль образована слабым основанием, сильной кислотой, значит, гидролиз идет по катиону. 3. Cu 2+ + H2 O D CuOH+ + H+ 4. Cu2+ + 2Cl- + H2 O D CuOH+ +2Cl- + H+ 5. CuCl2 + H2 O D CuOHCl + HCl С увеличением температуры гидролиз увеличивается, с ростом концентрации соли – уменьшается. Значит, чтобы усилить гидролиз соли необходимо разбавить и нагреть раствор данной соли. Степенью гидролиза называют отношение числа гидролизованных ионов (n) к общему числу данных ионов в растворе (N); a г = n N Константа гидролиза – отношение произведения концентрации продуктов гидролиза к концентрации иона, который подвергается гидролизу. С ростом температуры константа гидролиза увеличивается. Константа гидролиза не зависит от концентрации веществ, участвующих в гидролизе. Например: NH4 Cl D NH4 + + Cl- NH4 + + H2 O D NH4 OH + H+ NH4 + + Cl- + H2 O D NH4 OH + HCl [NH4 OH] . [H+ ] Kг = ____________________ [NH4 + ] Так как концентрация [NH4 OH] = [H+ ] можно записать [H+ ]2 = Kг . [NH4 + ], отсюда [H+ ] = √ Kг . [NH4 + ] Рассчитав концентрацию ионов водорода, можно точно определить рН среды. Гидролиз солей (по катиону или аниону) происходит потому, что вода, хотя и является слабым электролитом, но в очень малой степени диссоциирует на ионы: H2 O D H+ + OH- Молярные концентрации этих ионов называют – ионным произведением воды и обозначают так: [H+ ] . [OH- ] = KH2O = Кв и При t = 25о С Кв = [H+ ] . [OH- ] = 1,8 . 10-16 . 55,56 = 10-14 Для чистой воды [H+ ] =[OH- ] = √ Кв = 10-7 моль/л Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель и обозначать символом рН. Водородным показателем рН называют десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятых с обратным знаком: рН = - ℓg[H+ ] Гидроксильным показателем рОН называют десятичный логарифм концентрации ионов гидроксила, взятых с обратным знаком: рОН = - ℓg[OH- ] рН + рОН = рК H2O при t = 25о С рН + рОН = 14 Гидролиз имеет большое значение и широкое практическое применение. В живых организмах протекает гидролиз полисахаридов, белков и других органических соединений. Растущая быстрыми темпами гидролизная промышленность вырабатывает из непищевого сырья (древесины, хлопковой шелухи, соломы) ряд ценных продуктов: этиловый спирт, белковые дрожжи, глюкозу, скипидар, метиловый спирт, лигнин и др. Гидролиз солей (например, NаЗ Р04 , К2 СОЗ ) применяют для очистки воды и уменьшения её жёсткости. В результате гидролиза минералов - алюмосиликатов - происходит разрушение горных пород. На процессе гидролиза основаны важные химические производства; гидролиз древесины, осахаривание крахмала, получение мыла и многие другие. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ Опыт 1. Образование нерастворимого осадка К раствору хлорида железа (III)прилить немного раствора едкого натра. К раствору нитрата свинца прилить раствор йодида калия, к раствору хлорида бария прилить раствор серной кислоты. Написать молекулярные и ионные уравнения проведённых реакций. Опыт 2. Образование газообразных малодиссоциирующих веществ Налить в пробирку раствор карбоната натрия и добавить немного серной кислоты. Написать молекулярное и ионное уравнение реакции. Какие ионы и почему исчезают из раствора? Опыт 3. Связывание одного из ионов электролита за счет образования мало диссоциирующего вещества Налить в пробирку несколько мл, 0.1 N раствора гидроксида натрия и 3-4 капли фенолфталеина. Наличием каких ионов обусловлено появление малинового окрашивания? Добавить в пробирку кристаллический хлорид аммония и хорошо встряхнуть. Написать в молекулярной и ионной форме уравнения реакции между гидроксидом натрия и хлоридом аммония и объяснить, почему окраска фенолфталеина почти исчезает при добавлении хлорида аммония. Опыт 4. Гидролиз солей. Реакция среды при гидролизе Взять в отдельные чистые пробирки немного растворов следующих солей: карбоната натрия, гидрокарбоната натрия, буры, нитрата аммония, сульфата калия, сульфат алюминия. По индикаторной бумажке определить для каждого раствора реакцию среды . Написать соответствующие молекулярные и ионные уравнение реакций гидролиза . Опыт 5. Влияние температуры на гидролиз Налить в пробирку немного раствора ацетата натрия и добавить 1-2 капли раствора фенолфталеина. Нагреть смесь почти до кипения и отметить изменение окраски. Охладить пробирку . Чем объясняется постепенное изменение окраски при нагревании и охлаждении? Написать молекулярное и сокращенное ионное уравнение реакции гидролиза соли. Опыт 6. Полный гидролиз К раствору сульфата алюминия в пробирке прилить раствор карбоната натрия. Наблюдать выделение углекислого газа и выпадение осадка гидроксида алюминия. Какие условия в данном случае способствовали полноте гидролитического разложения карбоната алюминия. Проделать аналогичный опыт с раствором сульфата меди (II). Образующийся зелёный осадок принадлежит гидрокоокарбонату меди. Написать молекулярные и ионные уравнения реакции. Задания: Напишите ионные (полные и сокращенные) и молекулярные уравнения реакций гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворе соли. 1. Карбонат калия; сульфат алюминия. 2. Цианид натрия; сульфат меди. 3. Сульфид натрия; хлорид магния. 4. Хлорид аммония; нитрат меди. 5. Сульфид калия; хлорид железа (III). 6. Карбонат аммония; нитрат калия. 7. Фосфат калия; хлорид цинка. 8. Фторид натрия; нитрат магния. 9. Силикат калия; сульфат железа (II). 10. Сульфид кальция; сульфат аммония. 11. Карбонат натрия; нитрат хрома (III). 12. Иодид аммония; сульфид бария. 13. Фосфат аммония; сульфат магния. 14. Нитрат алюминия; ацетат натрия. 15. Силикат аммония; сульфат цинка. Лабораторная работа № 3. Тема: «КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ» Контрольные вопросы 1. Какие соединения называются комплексными? 2. Что такое константа нестойкости комплексного иона? 3. Что такое комплексообразователь? 4. Что такое лиганды? 5. Что такое координационное число комплекcообразователя ? 6. На какие ионы диссоциируют следующие комплексные соединения: K2 [PtCl6 ], K2 [HgI4 ], Na2 [Co(SCN)4 ]? 7. Как рассчитать заряд комплексного иона? 8. Какие различают виды изомерии комплексных соединений? 9. Приведите классификацию комплексных ионов. 10. Как дают названия комплексным соединениям? ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Комплексными называются соединения, образующие комплексные ионы, способные существовать как в растворе, так и в кристалле: [Ag(NH3 )2 ]Cl ↔ [Ag(NH3 )2 ]+ + Cl- Комплексные соединения – это соединения, характеризующиеся наличием хотя бы одной ковалентной связи, возникшей по донорноакцепторному механизму. В основе классических представлений о строении молекул комплексных соединений лежит координационная теория, созданная А.Вернером. Суть теории можно свести к следующим положениям: 1) центральное место в комплексном соединении занимает комплексообразователь - обычно положительно заряженный ион (чаще всего металл). 2) вокруг комплексообразователя расположены (координированы) лиганды (старое название аденды), т.е. ионы противоположного знака или нейтральные молекулы. 3) комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения. 4) ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферу комплексного соединения. По общепринятым обозначениям внутренняя сфера отделяется от внешней квадратными скобками. Так комплексное соединение Fе(СN)з *ЗКСN может быть изображено: ┌ СN- ┐ К+ СN- СN- K+ Fe+ K+ СN- СN- └ CN- ┘ Число, показывающее, сколько лигандов удерживает комплексообразователь, называют координационным числом. В приведённом примере оно равно 6. Для написания формулы комплексного соединения надо знать: 1) заряд (степень окисления) комплексообразователя. 2) заряд лигандов. 3) координационное число. 4) ионы внешней сферы. Типичными комплексообразователями является катионы d - элементов периодической системы Д.И.Менделеева. Это Аg+ , Аи+ , Си2+ , Сd2+ , Zn2+ и др. Важнейшими лигандами являются: а) нейтральные молекулы: Н2 0,NНз , NО,СО и др. б) анионы СN- ; NО2 - ; и др. Координационные числа чаще всего имеют значение 6 и 4 , реже 2 и 8 . Некоторые комплексные соединения не имеют внешней сферы - у них отрицательный заряд ионов, входящих во внутреннюю сферу, равен положительному заряду комплексообразователя. Это [Рt(NНз)С14 ] , [Со(NНз)С13 ] и многие другие. Чтобы написать формулу комплексного иона, Аu3+ (коорд. число 2) и лиганда СN- надо написать Аи, рядом лиганд (дважды) и затем определить заряд комплексного иона. В примере заряд иона [Аu(СN)2 ] равен (+3) + (-2)= +1. Формула комплексного иона [АuСN)2 ]+ Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов. Первую рациональную номенклатуру комплексных соединений предложил А.Вернер; она с небольшими изменениями применяется и в настоящее время. Всегда сначала называют анион (в именительном падеже), а затем катион (в родительном падеже). Если в соединение входит комплексный катион, то в нем сначала называют лиганды - нейтральные молекулы, входящие в комплекс При этом аммиак называют аммин, воду - аква, если лигандов несколько то сначала называют их число на греческом языке : 2 - ди, 3 - три, 4 - тетра, 5 – пента, 6 - гекса. Следующими называют лиганды - ионы входящие в комплекс (обычно остатки кислот), добавляя к ним окончание "о". Например: циано (СN- ), нитро (N02 - ), хлоро (Сl- ), гидроксо (OH- ), тио (S2- ), родано или тиоционато (SСN- ), оксалато (C2 O4 2- ) и т.д. Наконец, следует название комплексообразователя (русское название элемента). В скобках показывают его степень окисления. Например: [Аg(NНз)2]С1 - хлорид диамминсеребра (I) [Р1С1(NНз)5 ]С1з - хлорид пентаамминхлорплатины (IV) [Сu(NНз)4 ]S04 - сульфат тетраамминмеди (II) Если в соединение входит комплексный анион, то также сначала называют лиганды - нейтральные молекулы, затем лиганды - ионы с введением в наименование греческих числительных . После этого называют комплексообразователь, используя латинское название элемента с добавлением слога -ат , в скобках указывают степень его окисления. Наконец называют катион внешней сферы в родительном падеже. Например: К[Аg(СN)2 ]-дицианоаргентант (I) калия. NН4 [Сr(SCN)4 (NH3 )2 ] - диаммингетратиоцианохромат (III) аммония. Название нейтральных комплексов составляют из названий лигандов и обычных русских названий центральных атомов в именительном падеже. При этом указание степени окисления опускается. Например: [РtС14 (NН3 )2 ] – диамминтетрахлорплaтина [Со(N02 )3 (NН3 )3 ]-триамминтринитрокобальт. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ Опыт 1. Различие в свойствах двойной и комплексной солей . Двойные соли – соединения с малоустойчивой внутренней сферой. Константа нестойкости их имеет большую величину. Двойные соли в отличие от комплексных диссоциируют в водном растворе на простые ионы, например: КА1(S04 )2 <==> К + Аl3+ + 2S04 2- Опыты; б; в; доказывают это. а) В три чистые пробирки влить по 2-3 мл раствора железоам- монийных квасцов NН4 Fе(S04 )2 *12Н2 0. В первую пробирку прилить немного раствора хлорида бария, во вторую – раствора гидроксида натрия и нагреть до появления запаха, в третью – раствора роданида калия КSСN . Обратить внимание на появление белого осадка при добавлении хлорида бария (качественная реакция на сульфат - ион), выделение NН3 (по запаху, качественная реакция на ион аммония) и появление кровавой окраски в третьей пробирке Fе3+ ) Составить ионные уравнения этих качественных реакций и написать уравнение диссоциации исходной двойной соли. б) В две пробирки влить немного раствора роданида калия - КSСN. В первую пробирку прилить раствор соли хлорида железа (III), во вторую – раствор красной кровяной соли К4 [Fе(СN)6 ]. На что указывает появление кровавой окраски в первой пробирке и отсутствие ев во второй? в) К раствору красной кровяной соли – К3 [Fе(СN)6 ] прилить рас- твор соли сульфата железа (II), а к раствору желтой кровяной соли - К4 [Fе(СН)6 ] раствор хлорида железа (III). Отметить образование и цвет осадков. Написать уравнения реакции в молекулярном и ионном виде. Объяснить различие в диссоциации двойных и комплексных солей. Опыт 2. Получение аммиакатов. Аммиакаты – комплексные соединения, содержащие в качестве лигандов молекулы аммиака. К растворам солей серебра и меди в отдельных пробирках добавить (постепенно) раствор аммиака. Обратить внимание на цвет осадков гидроксидов. Полученные осадки растворить в избытке раствора аммиака, при этом образуются комплексные ионы: [Аg(NН3 )2 ]+ [Cu(NН3 )4 ]2+ Написать уравнения реакции в молекулярном и ионном виде. К раствору аммиаката серебра добавить азотную кислоту, наблюдать появление осадка и разрушения комплексного соединения. Опыт 3. Получение гидроксосолей. Гидроксосоли – комплексные соединения, содержащие в качестве лигандов гидроксогруппу. Они образуются при растворении соответствующих гидроксидов в щелочах. К растворам солей цинка, алюминия и хрома(III) в отдельных пробирках прилить раствор щёлочи до растворения первоначальных осадков. Образующиеся растворимые комплексные соединения содержат ионы: (Zn(ОН)4 ]2+ ; [А1(ОН)4 ]+ ; [Сr(ОН)6 ]3- Написать уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионной форме Опыт 4. Внутрикомплексные соединения. (хелаты или клешневидные). Внутрикомплексные – это соединения в которых центральный атом (комплексoобразователь) образует связи с лигандами одновременно двумя способами - как за счёт неспаренных электронов, так и по донорно - акцепторному механизму. В пробирку влить раствор хлорида железа (III) и добавить немного раствора гидроксида натрия. Что образуется? Добавить в эту пробирку раствор щавелевой кислоты до растворения осадка т.е. образования внутрикомплексного соединения состава Н3 [Fе(С2 04 )3 ] . К полученному раствору добавить раствор роданида калия. На что указывает отсутствие кроваво-красного окрашивания? Написать уравнение реакции образования этого внутрикомплексного соединения. Задания: 1. Вычислите заряды следующих комплексных ионов с комплексообразователем хромом (Ш): [Сr (H2 0)4 C12 ] , [Cr (NH3 )N03 ] . 2. Вычислите заряд комплексообразователей в следующих комплексных ионах: [PtCl3 (N02 )]2- , [PtCl(NH3 )5 ]3+ , [Со(NO2 )4 (NH3 ) 2 ]- 3. Пользуясь таблицей констант нестойкости определите, в каких случаях произойдет взаимодействие между растворами электролитов. Напишите молекулярные и ионные уравнения. а) [Ag(NH3 )2 ]NO3 + NaNO2 = б) K2 [HgBr4 ] + KCN = в) K[Ag(NO2 )2 ] + NH4 OH = г) Nа3 [Аg(S2 Оз)2 ] + KCN = 4. Напишите координационную формулу комплексного соединения, состав которого CoCl3 -4NH3 , если: а) при действии AgNO3 осаждается только 1/3 содержащегося в нейхлора; б) при действии AgNO3 осаждается весь имеющийся хлор. 5. Составить формулы комплексных ионов с обозначением их зарядов: а) для иона Аg+ , с координационным числом 2 и лигандами: NН3 ; СN- ; б) для иона Аи3+ , c координационным числом 4 и лигандами: С1- ; СN- ; NН3 6. Указать комплексный ион и его заряд в следующих комплексных соединениях: К[Сu(СN)2 ]; [Сu(Н2 О)4 ]S04 ; К3 [Со(N02 )6 ]; [Zп(NН3 )4 ]С12 ; [СrNН3 )6]С13 ; К4 [Fе(СN)6 ]. 7. Составить формулы комплексных соединений по исходным данным: а) комплексообразователь – Со3+ , лиганд N0- ; . координационное число - 6; ионы внешней сферы К+ , 6) комплексообразователь Сг3+ , лиганд - ОH- , координационное число - 6 , ионы внешней сферы К+ ; в) комплексообразовaтель Со3+ ; лиганд – SСN- ; координационное число 4 , ионы внешней сферы Na+ 8. Дать названия следующим веществам : К3 [Со(N02 )6]; [Zn(NН3 )4]С12 ; [Сr(NH3 )4 С12 ]Вr; Fе3 [Fе(СN)6 ]2 ; [Cu(NН3 )4 )S04 ; [Сu(Н2 0)4 ]S04 Лабораторная работа № 4. Тема: «ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ» Контрольные вопросы. 1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными и чем они отличаются от других реакций? 2. Что называется окислителем, восстановителем? 3. Какие элементы периодической системы Д.И.Менделеева обладают наиболее сильными окислительными и восстановительными свойствами? 4. Что называется степенью окисления? 5. Как определить степень окисления элемента в молекуле? 6. Является ли степень окисления постоянной величиной? ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными, Степень окисления атомов в молекуле – это условный заряд данного элемента, вычисленный из предположения, что все связи в молекуле кроме связей между атомами одного и того же элемента, являются ионными. Степень окисления может быть положительной, отрицательной или равной нулю: Н2°, Nа+1, Сl-1, Н+1,Сl-1, O-2. Для определения степени окисления элемента в молекуле необходимо пользоваться следующими правилами: 1. Степень окисления элемента в атомарном состоянии равна нулю. 2. Степень окисления элементов в молекулах простых веществ равна нулю. 3. Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, т.е. молекула всегда электронейтральна. Например: для определения степени окисления хрома в бихромате калия (К2 Сr2 О7 ) примем степень окисления хрома за х,(степень окисления калия +1, кислорода -2), тогда 2 (+1) + 2х + 7 (-2) = 0 , х = +6, Для некоторых элементов степень окисления постоянная величина (натрий, калий, алюминий цинк и др.), для других – переменная (азот, сера, фосфор, хром, марганец, железо и др.) Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом повышается. Zп° - 2е = Zп+2 Сl- - 1е = Сl° Fе+2 - 1е = Fе+3 Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом понижается. Аl+3 + 3е = А1° Мп+7 + 5е = Мп+2 S+6 + 8е = S-2 Вещества, которые в ходе химической реакции отдают электроны, называются восстановителями. Вещества, которые в ходе химической реакции присоединяют электроны, называются окислителями. Окислитель в процессе реакции восстанавливается, а восстановитель – окисляется. Элемент в высшей степени окисления прявляет только окислительные свойства (Сr+6 , Мп+7 , S+6 , N+5 и др.). Элемент в низшей степени окисления проявляет только восстановительные свойства (S-2 , N-3 , С1-1 ). Важнейшими окислителями являются галогены, кислород, озон, пероксид водорода, оксиды металлов в высоких степенях окисления (СrО3 , Мп2 07 , РЬ02 ), кислородсодержащие кислоты (азотная, концентрированная серная, марганцовая, хромовая и дихромовая, хлорноватистая, хлорноватая, хлорная) и их соли. Важнейшими восстановителями являются металлы, водород, углерод, оксид углерода (II), безкислородные кислоты (сероводородная, хлороводородная, иодоводородная) и их соли, спирты. Вещества, содержащие элемент в промежуточной степени окисления, могут проявлять свойства как окислителей, так и восстановителей в зависимости от природы веществ, с которыми они взаимодействуют. Например: сернистая кислота (Н2 S03 ): восстановитель, если S+4 - 2е = S +6 и окислитель, если S+4 + 6е = S-2 Для расстановки коэффициентов в уравнении окислительновосстановительной реакции необходимо помнить, что в окислительновосстановительных процессах общее число электронов, отдаваемых восстановителем равно общему числу электронов присоединяемых окислителем. Применяют два метода составления уравнений реакций окисления-восстановления: метод электронного баланса и иоиноэлектронный метод. Разберем расстановку коэффициентов методом электронного баланса на примере: Н2 S-2 + КМп+7 О4 + Н2 S04 → S° + К2 S04 + Мп+2 SO4 + Н2 О 1) Определяем степени окисления элементов в веществах правой и левой части схемы, отмечаем степень окисления элементов, которые их изменяют (марганец восстанавливается, сера окисляется). 2) Составляем электронные уравнения с учетом изменения степеней окисления и подбираем для них коэффициенты так, чтобы число отданных равнялось числу принятых электронов. S-2 - 2е = S0 │5 восстановитель ,окисление, Мп+7 + 5е = Мп+2 │ 2 окислитель, восстановление. Н2 S - восстановитель КМп04 - окислитель Таким образом, основным коэффициентом при восстановителе Н2 S будет 5, а при окислителе КMn04 - 2. Эти коэффициенты называются базовыми. 5Н2 S + 2КМп04 + Н2S04 → 5S + 2МпS04 + К2 S04 +Н2 О 3) Коэффициенты для остальных элементов, не изменяющих степени окисления, устанавливают подбором относительно базовых коэффициентов. 5Н2 S + 2КМп04 + ЗН2 S04 → 5C + 2МпS04 + К2 S04 + 8Н2 0 Водород и особенно кислород, если они не входят в реакцию в свободном состоянии, уравнивают последними. 4) Проверяя кислород, убеждаемся, что уравнение составлено правильно. Окислительно-восстановительный процесс зависит от реакции среды, в которой он протекает. Например, перманганат - ион в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме: в кислой среда до Мп+2 MnO4 - → в нейтральной среде до МпО2 в щелочной среде Мп04 2- ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ Опыт1. Восстановительные свойства соединений железа (II). К раствору перманганата калия прилить немного разбавленной серной кислоты и раствор соли двухзарядного железа. Наблюдать обесцвечивание раствора. Составить уравнение реакции методом электронного баланса. Опыт 2. Окислительные свойства соединений железа(III) В пробирку налить намного раствора хлорида железа (III) и прилить к нему раствор иодида калия. Что наблюдаете? Написать уравнение реакции. Опыт 3. Окислительные свойства соединений хрома(VI). К раствору дихромата калия прилить немного разбавленной серной кислоты и раствора нитрита натрия, смесь слабо нагреть. Что происходит? Написать уравнение реакции. Опыт 4. Окислительные свойства перманганата калия в различиых условиях. а) В три отдельные пробирки влить немного раствора перманганата калия. В первую пробирку прилить немного разбавленной серной кислоты, во вторую - немного дистиллированной воды, в третью – раствора щелочи. Затем добавить в каждую пробирку раствор сульфита натрия до изменения окраски. Сделать вывод о ходе окислительновосстановительного процесса в различных средах. Составить уравнения реакций. б) Влить в пробирку немного раствора перманганата калия, добавить раствор сульфата марганца, проверить реакцию среды. Составить уравнение реакции. Задания: 1. Рассчитайте степень окисления азота в соединениях: N2 , NО, N2 О, NН3 , N2 05 . 2. Указать, какие из приведенных ниже атомов и ионов могут являться: а) только восстановителями, б) только окислителями, в) как восстановителями, так и окислителями: К, СГ, S-2 , S+6 , S+4 , N+3 , N-3 . 3. Укажите число отданных или принятых электронов при изменении степеней окисления у следующих ионов: Мп+5 → Мп+2 Сг+3 → Сг+6 С+4 → С° 4. Составить уравнения электронного баланса для реакций, идущих по схемам, подберите коэффициенты и укажите окислитель и восстановитель. а) FеС13 + Н2 S → FеС12 +S + НС1 б) NаСгО2 + Вr2 + NaОН → Nа2 СrO4 + NаВr + Н2 О в) Мg + HNO3 → Мg(NО3 )2 + NH4 NO3 + Н2 О г) Аg + НNО3 + Н2 О → Н3 Аs04 + N0 + Н2 SО4 д) Н2 S + КМпО4 + Н2 SО4 → S + МnSО4 + К2 SО4 + Н2 О е) FeCl2 + НС1O3 + НС1 →FeCl3 + Н2 0 ж) К2 Сг2 07 + H2 S04 + FeS04 → Cr(SO4 )3 + Fe2 (S04 )3 + K2 S04 + H2 0 з) KMnO4 + H2 S04 + H2 02 → MnSO4 + K2 S04 + 02 + H2 0 и) FeS04 + KMnO4 + H2 S04 → MnS04 + Fe2 (S04 )3 + K2 S04 + H2 0 t к) KMn04 → K2 Mn04 + MnO2 + O2 t л) (NH4 )2 Cv2 O7 → Cv2 O3 + N2 + H2 O 5. Написать уравнения реакций и указать, в какой реакции КN02 будет окислителем и в какой восстановителем. а) КI + КNO2 + Н2 SО4 → б) КNO2 + КMnО4 + Н2 SО4 → Лабораторная работа № 5. Тема: «ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ ГАЛОГЕНОВ, СЕРЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ» Контрольные вопросы. 1. Дать строение атомов фтора, хлора, брома и йода Какие степени окисления характерны для этих элементов? 2. Как получают фтор и хлор в промышленности? 3. Привести химические формулы четырех кислосодержащих кислот, образуемых хлором, назвать их, определить степень окисления хлора в этих соединениях. Как называются соли этих кислот ? 4. Как называется и каким особенностями обладает продукт растворения фтористого водорода в воде? 5. Что такое хлорная вода? Во что она превратится при длительном хранении? 6. Дать строение атома серы. Какие степени окисления характерны для серы? В каком виде сера встречается в природе? 7. Дать формулы оксидов серы и определить степень окисления серы в них. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ. К галогенам относятся элементы V11А группы периодической системы Д.И.Менделеева: фтор, хлор, бром, иод, астат. Электронная конфигурация внешнего (валентного) уровня ns2 np5 (n = 2,3,4,5,6 соответственно у фтора, хлора, иода и астата). Такие электронные конфигурации обусловливают типичные окислительные свойства галогенов, высокую электроотрицательность их атомов, причем по мере увеличения радиусов атомов галогенов их электроотрицательность и окислительная активность ослабевают: F > Cl > Br > I > At. У иода и астата появляются металлические признаки. При обычных условиях галогены существуют в виде простых веществ: F2 и CI2 – газы, Br2 – жидкость, I2 и At2 – твердые вещества. Фтор – самый электроотрицательный из всех элементов и встречается в соединениях только в степени окисления –1. Для других галогенов наиболее характерной степенью окисления также является –1, однако благодаря наличию свободных d- орбиталей на внешнем электронном уровне они могут проявлять и другие степени окисления от +1 до +7 за счет частичного или полного распаривания валентных электронов. Галогены вступают в реакции почти со всеми элементами. С типичными металлами, они образуют ионные галогениды – соли, например CaF2 , NaCI, LiI, с типичными неметаллами ковалентные галогениды, например SF6, PCl3, CBr4, BI3, SiF4, HCl. Наибольшей активностью обладает фтор. При облучении фтор реагирует даже с инертными газами: Xe + F2 = XeF2 . При нагревании фтор окисляет другие галогены с образованием соединений: ClF, BrF, IF, AtF. С увеличением порядкового номера галогена, уменьшается его химическая активность, поэтому галоген с меньшим порядковым номером всегда вытесняет галоген с большим порядковым номером из безкислородных солей последнего: Сl2 +2KBr = Br2 +2KCl. Галогены энергично взаимодействуют со многими сложными веществами. В обычных условиях F2, Cl2, Br2 реагируют с водой. При этом фтор энергично восстанавливает воду до О2 . Хлор и бром, растворяясь в воде, частично реагируют с ней, образуя равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой, бромной водой. Взаимодействуя с водой, они диспропорционируют, одновременно повышая свою степень окисления (до +1) и понижая (до –1). Cl2 + H2 O = HCl + HClO Окислительные свойства воды обусловлены нестойкостью хлорноватистой кислоты, которая легко разлагается с выделением атомарного кислорода: HClO = HCl + O (сильный окислитель) Хлор и бром могут таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами. Например: Cl2 + 2КOH = КCl + H2 O + КClO (на холоде) – жавелевая вода Окислительные свойства жавелевой воды обусловлены гидролизом гипохлорита калия: KClO + HOH ↔KOH + HClO 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O (при нагревании) бертолетова соль Аналогичным способом получают хлорную известь: Cl2 + 2Са(OH)2 = СаCl2 + 2H2 O + Са(ClO)2 Свойства хлорной извести обусловлены гидролизом гипохлорита кальция: Са(СlO)2 + 2H2 O ↔ Ca(OH)2 + 2HClO HClO = HCl + O Иод практически нерастворим в воде и не способен ее окислять даже при нагревании. Водородные соединения галогенов. Галогеноводороды HF, HCl, HBr, HI – представляют собой бесцветные газы, хорошо растворимые в воде, при этом HF – слабая кислота, а остальные – сильные кислоты в водных растворах. Т.к. галогены в водородных соединениях находятся в минимальной степени окисления, в окислительно- восстановительных реакциях галогеноводороды, их кислоты и соли являются только восстановителями. Сила ( степень диссоциации) и восстановительная активность галогеноводородных кислот растет по мере уменьшения электроотрицательности галогенов. Это объясняется общим уменьшением прочности связи галоген – водород от фтора к астату. HBr и HI – более сильные восстановители, поэтому их нельзя получить по обменной реакции в отличие от HF и HCl. Например: CaF2 (тв.) + H2 SO4 (конц) = CaSO4 + 2HF 2KBr (тв.) + 2H2 SO4 (конц.) = Br2 + SO2 + 2H2 O + K2 SO4 . При взаимодействии галогеноводородных кислот с металлами окисление металлов может происходить только за счет ионов Н+ кислоты. Поэтому они реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов левее водорода. В отличие от других галогеноводородных кислот фтороводородная (плавиковая) кислота взаимодействует с оксидом кремния: SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2 O Т.к. оксид кремния входит в состав стекла, то плавиковая кислота разъедает стекло, и поэтому в лабораториях ее хранят в сосудах из полиэтилена и тефлона. Кислородсодержащие соединения галогенов. Все галогены, кроме фтора, могут образовывать соединения, в которых они обладают положительной степенью окисления. Это соединения хлора, брома, иода с фтором и кислородные соединения – оксиды, кислоты и соли. Непосредственно с кислородом галогены не реагируют, а кислородные соединения их получают косвенным путем. Кислородсодержащие кислоты хлора и названия их солей Формула кислоты Название кислоты Название солей HClO хлорноватистая гипохлориты HClO2 хлористая хлориты HClO3 хлорноватая хлораты HClO4 хлорная перхлораты В этом ряду (сверху вниз) увеличивается число атомов кислорода, связанных с центральным атомом хлора, при этом все больше оттягивается электронная плотность от связи О-Н, которая за счет этого ослабляется и легче разрывается. Следовательно, с увеличением степени окисления атома хлора увеличивается степень диссоциации кислоты (сила кислоты). Бром и иод способны аналогично хлору образовывать кислородные кислоты и их соли. Устойчивость, окислительная способность и сила кислородсодержащих соединений брома и иода изменяется также как и в подобных соединениях хлора. Из числа галогенов наибольшее практическое значение в сельском хозяйстве имеют хлор, фтор и иод, являясь важнейшими микроэлементами. Хлорид-ионы – главные отрицательно заряженные ионы внутриклеточного раствора и межклеточных жидкостей, они образуют тонкие ионные слои по обеим сторонам клеточных мембран и участвуют таким образом в создании электрического мембранного потенциала, который регулирует процессы переноса неорганических и органических веществ сквозь мембраны. Гидратированные хлорид-ионы участвуют в поддержании физиологически требуемой наполненности клетки водой. Хлороводородная кислота – составная часть желудочного сока животных.Хлорноватистая кислота вырабатывается белыми кровяными тельцами – лейкоцитами- для борьбы с проникающими в организм микробами. Фтор необходим для нормального развития организма, при его недостатке развивается анемия. Он содержится в эмали зубов и в костных тканях. Иод участвует в гормональной активности щитовидной железы: входит в состав тирозина- главного гормона этой железы. Поэтому присутствие микроколичеств иода в почве представляется необходимым. Внесение галогенов в почву в сельском хозяйстве осуществляется в составе удобрений: NH4 Cl, KCl, KCl· NaCl, KCl ·MgCl2 ·6H2 O. Использование данных удобрений не приводит к засоленности вследствие высокой подвижности Сl- . Экологическую опасность представляет использование различных хлорсодержащих пестицидов, консервантов древесины (NaF, Na2 [SiF6 ]), хлор и фторсодержащих пластмасс, необесфторенных фосфорных удобрений, блокирующих метаболические клеточные процессы не только вредных, но и полезных обитателей экосистем. Сера – элемент 3-его периода V1А группы Периодической системы Д.И.Менделеева. Электронная формула атома 1S2 2S2 2P6 3S2 3P4 . Характерные степени окисления серы 0, -2, +4,+6. Состояние S+6 считается устойчивым. Известно несколько аллотропных модификаций серы – сера ромбическая, моноклинная и пластическая. Наиболее устойчивой модификацией является ромбическая сера, в нее самопроизвольно через некоторое время превращаются все остальные модификации. Сера не растворяется в воде и при обычных условиях не реагируют с ней, хорошо растворима в сероуглероде (CS2 ). Сера, особенно порошкообразная, обладает высокой активностью при нагревании. Сера может отдавать свои электроны при взаимодействии с более сильными окислителями, являясь восстановителем: S0 + O2 0= S+4O2 S0 + Cl2 0 = S+4 Cl2 S0 + F20 = S+4F2 S0 + 2H2 S+6 O4 (конц.) = 3S+4 O2 + 2H2 O 1 S0 – 4e = S+4 | окисление, восстановитель - S 2 S+6 +2e = S+4 | восстановление, окислитель – H2SO4 S0 + 6HN+5 O3 (конц.) = H2 S+6 O4 + 6N+4 O2 + 2H2 O При взаимодействии с водородом и металлами сера проявляет окислительные свойства: H20 + S0 = H2S-2 3S0 + 2Al0 = Al2 S3 -2 С большинством металлов сера реагирует при нагревании, но в реакции со ртутью взаимодействие происходит уже при комнатной температуре. Это обстоятельство используется для удаления ртути, пары которой сильно ядовиты. В концентрированных растворах щелочей сера диспропорционирует: 3S + 6KOH(конц.) = 2K2 S + K2 SO3 + 3H2 O 2 S0 + 2e = S-2 | восстановление, окислитель - S 1 S0 – 4e = S+4 | окисление, восстановитель - S Соединения серы: H2 S – сероводород , бесцветный ядовитый газ с неприятным запахом, мало растворим в воде. Раствор сероводорода – очень слабая кислота, которой соответствуют 2 ряда солей: кислые соли – гидросульфиды (NaHS – гидросульфид натрия, NH4 HS – гидросульфид аммония, Ca(HS)2 – гидросульфид кальция), средние соли – сульфиды (Na2 S – сульфид натрия, (NH4 )2 S – сульфид аммония, CaS – сульфид кальция). Большинство сульфидов (за исключением сульфидов щелочных, щелочноземельных металлов и сульфида аммония) плохо растворимы в воде. Т.к. сера в составе сероводорода, сероводородной кислоты и сульфидов находится в минимальной степени окисления (-2), все эти соединения проявляют только восстановительные свойства. S-2 может окисляться до S0 , S+4 , S+6 в зависимости от силы окислителя и условий протекания реакции: H2 S + Br2 = S + 2HBr S-2 –2e = S0 | 1 окисление, восстановитель – H2 S Br2 0 +2e = 2Br- | 1 восстановление, окислитель – Br2 H2 S + 4 Cl2 + 4H2 O = H2 SO4 + HCl S-2 –8e = S+6 | 1 окисление, восстановитель – H2 S Cl2 0 +2e = 2Cl- | 4 восстановление, окислитель – Cl2 Оксид серы IV. Сернистая кислота и ее соли. Диоксид серы SO2 – бесцветный газ с резким запахом, термически устойчивый и растворимый в воде. Водный раствор оксида серы (1V) называется сернистой кислотой. Основная масса растворенного SO2 находится в растворе в гидратированной форме SO2 × nH2 O. Небольшая часть растворенных молекул взаимодействует с водой по схеме: SO2 + H2 O ↔ H2 SO3 ↔ H+ + HSO3 - ↔ 2H+ + SO3 -2 В сторону образования HSO3 - и SO3 2- равновесие смещается легко в присутствии щелочей, при этом образуются соли 2-х типов: кислые – гидросульфиты и средние – сульфиты. В воде растворяются лишь соли S-элементов 1 группы и гидросульфиты типа Me(HSO3 )2 . Т.к. в SO2 , H2 SO3 и ее солях сера находится в промежуточной степени окисления (+4), в окислительновосстановительных реакциях они могут быть в роли восстановителя, окисляясь до S+6 (серная кислота и ее соли) или окислителя, восста- навливаясь до S0 и S-2 (сероводород, сульфиды) Na2 SO3 + Cl2 + H2 O = Na2 SO4 + 2HCl S+4 –2e = S+6 | 1 окисление, восстановитель - Na2 SO3 Cl2 0 + 2e = 2Cl- | 1 восстановление, окислитель – Cl2 Восстановительные свойства S+4 довольно сильные. Поэтому, например, сульфиты в водных растворах постепенно окисляются даже кислородом воздуха 2K2 SO3 + O2 = 2K2 SO4 Окислительные свойства у S+4 выражены слабо и проявляются только в реакциях с сильными восстановителями. SO2 + 2H2 S = 3S + 2H2 O S+4 + 4e = S0 | 1 восстановление, окислитель – SO2 S-2 –2e = S0 | 2 окисление, восстановитель – H2 S Оксид серы (VI), серная кислота и ее соли. SO3 – серный ангидрид, является продуктом окисления SO2 . Этот процесс медленно протекает даже под действием кислорода воздуха при н.у. 2SO2 + O2 = 2SO3 . Реакция ускоряется под действием катализаторов (платина, оксиды ванадия). При взаимодействии с водой оксид серы (V1) образует серную кислоту: SO3 + H2 O = H2 SO4 SO3 хорошо растворяется в 100% серной кислоте. Раствор SO3 в такой кислоте называется олеумом (тяжелая, маслянистая жидкость). При хранении олеума в результате соединения оксида серы (V1) с серной кислотой образуется пиросерная кислота: H2 SO4 + SO3 = H2 S2 O7 Ее соли – пиросульфаты (например, K2 S2 O7 – пиросульфат калия) находят применение в лабораторной практике. Концентрированная серная кислота ионизирует незначительно. В водном растворе серная кислота – сильная, двухосновная. При охлаждении разбавленной серной кислоты выделяются кристаллогидраты H2 SO4 · H2 O, H2 SO4 ·2H2 O, H2 SO4 · 4H2 O. Гидратация серной кислоты сопровождается выделением большого количества тепла. Поэтому смешивать концентрированную серную кислоту с водой следует очень осторожно, вливая серную кислоту тонкой струйкой в воду, а не наоборот. Концентрированная серная кислота поглощает пары воды и поэтому ее применяют в качестве осушителя. Она отнимает воду и от органических веществ, обугливая их. Например: С12 Н22 О11 + H2 SO4 (конц.) = 12C + H2 SO4 · 11H2 O Поэтому концентрированная серная кислота причиняет сильные ожоги. В случае поражения кожи серной кислотой следует немедленно промыть обожженное место большим количеством воды и раствором NaHCO3 . Серная кислота обладает всеми общими свойствами кислот (реагирует с основными оксидами и гидроксидами, разлагает соли слабых кислот). Т.к. сера в серной кислоте находится в максимальной степени окисления, она проявляет только окислительные свойства. Разбавленная серная кислота окислительные свойства проявляет за счет катиона Н+ . Все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода вытесняют его из разбавленной серной кислоты, если только образующаяся соль растворяется в ней. H2 SO4 (разб.) + 2Al = Al2 (SO4 )3 + 3H2 Концентрированная серная кислота – более сильный окислитель. Она окисляет почти все металлы (кроме золота и платины) до солей, а сама восстанавливается до соединений серы со степенями окисления –2, 0, +4 в зависимости от активности металла и от условий реакции (например, температуры). Чем горячее серная кислота, тем более сильным окислителем она является. Чем активнее металл, тем сильнее восстанавливается S+6 . 4Са + 5H2 SO4 (конц.)= 4СаSO4 + H2 S↑ + 4H2 O 3Cd + 4H2 SO4 (конц.) = 3CdSO4 + 4H2 O +S↓ Cu + 2H2 SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2 O Металлы Be, Bi, Co, Fe, Mg, Nb, Al пассивируются в концентрированной серной кислоте и не реагируют с ней. Концентрированная серная кислота окисляет и многие неметаллы: 2H2 SO4конц. + S = 3SO2 + 2H2 O, 2H2 SO4конц. + C = CO2 + 2SO2 +2H2 O а также сложные вещества: H2 SO4конц. + 8HJ = 4J2 + H2 S +4H2 O Серная кислота образует соли: кислые (гидросульфаты) и средние (сульфаты). Качественной реакцией на ион SO4 2- является реакция осаждения белого сульфата бария ( осадок не переводится в раствор соляной и азотной кислотами). Ba+2 + SO4 -2 = BaSO4 ↓ Многие соли серной кислоты содержат кристаллизационную воду и являются кристаллогидратами. Их часто называют купоросами, например: CuSO4 · 5H2 O – пятиводный сульфат меди (II), медный купорос, FeSO4 · 7H2 O - семиводный сульфат железа (II), железный купорос, ZnSO4 · 7H2 O - семиводный сульфат цинка, цинковый купорос. Серноватистая (тиосерная) кислота и ее соли. Молекула серноватистой кислоты H2 S2 O3 содержит два атома серы, один из которых имеет степень окисления +6, а другой –2. По силе эта кислота близка к серной, но в свободном состоянии неустойчива и распадается на сернистую кислоту и серу: Na2 S2 O3 = Na2 SO3 + S↓ Многие соли серноватистой кислоты устойчивы и благодаря наличию в них иона S-2 обладают восстановительными свойствами. Наибольшее значение из них имеет тиосульфат натрия Na2 S2 O3 · 5H2 O. Na2 S2 O3 + 4Cl2 + 5H2 O = 2H2 SO4 + 2NaCl + 6HCl S-2 – 8e = S+6 │1 Cl2 0 + 2e = 2Cl- │4 Сера – элемент питания, необходимый для нормального развития растений. Она является обязательным компонентом белка, входит в состав некоторых растительных масел. Однако следует отметить, что подавляющее большинство почв не нуждается в специальном внесении серосодержащих удобрений, поскольку традиционные минеральные удобрения (суперфосфат, сульфат аммония (NH4 )2 SO4 , каинит KCl · MgSO4 · 3H2 O и т.п.) содержат относительно большие количества серы. Кроме того, оксиды серы, образующиеся в результате переработки серосодержащего сырья и сгорания серосодержащего топлива в атмосфере, постоянно поступают в почву в виде кислотных осадков. В тоже время скопление серы в почвах в составе легкорастворимых солей Na2 SO4 , MgSO4 и сероводорода отрицательно влияет на плодородие почв. Присутствие ионов SO4 2- в воде обусловливают постоянную или сульфатную жесткость, а наличие сероводорода Н2 S (токсичен) – придает воде неприятный запах и способствует развитию серобактерий. Тем не менее, внесение в щелочные почвы (солонцы) при вспашке гипса СаSO4 улучшает (мелиорирует) физические свойства почвы. При этом ионы Са2+