Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

УРАЛЬСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. А.М. ГОРЬКОГО

ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Лабораторный практикум для студентов 1 курса

Биологического факультета

Екатеринбург

Издательство Уральского университета

Практикум подготовлен

кафедрой неорганической химии

Составители:

И.Н. Атманских, И.Н. Винярская, Н.А. Кочетова

Под редакцией А.Я. Неймана

ПРЕДИСЛОВИЕ

Лабораторный практикум предназначен для студентов биологического факультета и выполняется в рамках курса «Общая и неорганическая химия». Целью его является развитие навыков проведения химического эксперимента, а также закрепление знаний о свойствах простых и сложных соединений ряда химических элементов.

Практикум состоит из 7 работ. Описание каждой работы содержит перечень теоретических вопросов по изучаемой теме, задания для самостоятельной работы, которые студент должен выполнить на этапе подготовки, а также детальное описание всех проводимых в лабораторной работе опытов.

Рекомендации для студентов

Проведение эксперимента

1. Опыты, снабженные в тексте пометкой «демонстрационный» выполняются лаборантом или одним из студентов под руководством преподавателя. Все остальные опыты выполняются студентами самостоятельно.

2. Опыты, выполнение которых требует особой тщательности и осторожности, содержат пометку «осторожно». Правила безопасности должны всегда соблюдаться при работе с концентрированными кислотами и щелочами, резко пахнущими и токсичными веществами.

3. Вещества для проведения опытов следует брать в небольших количествах: растворы – не более 0,1 – 0,2 части от объема пробирки; сухие реагенты – в таких количествах, чтобы было закрыто дно пробирки или тигля.

4. Если для проведения опыта необходимо нагревание, но способ нагревания не указан, то следует использовать спиртовку.

5. В ряде опытов требуется определить состав выделяющегося газа. Для этого могут быть использованы следующие способы:

а) проба тлеющей лучинкой (установление факта, поддерживает ли газ горение);

б) проба влажной индикаторной бумажкой (кислотно-основная реакция газа);

в) проба иодкрахмальной бумагой (наличие окислителей);

г) определение по запаху.

Оформление отчета

По лабораторной работе должен быть подготовлен отчет, выполненный в отдельной тетради в соответствие с определенными требованиями.

В отчете необходимо указать название работы и сформулировать общую цель, после чего последовательно описать проводимые опыты.

Описание каждого опыта должно содержать следующие разделы:

1. Название опыта.

2. Методика проведения опыта (краткое описание того, что делали).

3. Подробные наблюдения: изменение цвета раствора; выделение газа, его цвет и запах; выделение тепла или света; выпадение осадка, его цвет и характер.

4. Уравнения реакций, протекающих в ходе опыта, и объяснения наблюдаемых явлений (для объяснения можно использовать таблицы, приведенные в разделе «Приложение»).

5. Вывод по опыту.

Отчет должен быть сдан не позже, чем через неделю после проведения лабораторной работы.

Лабораторная работа 1

Химическое равновесие. Растворы.

Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей

Теоретическая часть

Равновесие в растворах электролитов. Сильные и слабые электролиты. Связь между константой и степенью диссоциации. Водородный показатель (рН). Вычисление рН для растворов сильных кислот и оснований. Типы гидролиза солей. Константа и степень гидролиза. Смещение равновесия гидролиза. Гетерогенное равновесие в растворах. Правило произведения растворимости.

Домашнее задание

1.Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих веществ:

Варианты

а	б	в	г	д	е
AlCl₃	KCl	HCl	Al₂(SO₄)₃	H₂S	Cu(NO₃)₂
HNO₃	MgCl₂	Ca(NO₃)₂	KHSO₄	Zn(OH)₂	KOH
Ca(OH)₂	Ba(OH)₂	CuCl₂	(NiOH)Cl	Al(OH)₃	KNO₃
H₃PO₄	HNO₂	LiOH	NaHCO₃	H₂CO₃	K₂HPO₄
H₂SO₃	H₂SO₄	Mg(OH)₂	K₂CO₃	Cu(OH)₂	H₂SeO₃
NaOH	FeSO₄	ZnSO₄	NaH₂PO₄	Fe(OH)₃

Для слабых электролитов запишите выражение констант диссоциации всех стадий процесса.

2.Напишите уравнения реакций взаимодействия указанных соединений в молекулярной и сокращенной ионной формах:

Варианты

а	б	в	г	д
CuCl₂+NaOH	Ca(OH)₂+HCl	ZnCl₂+H₂S	CaCl₂+Na₂CO₃	FeSO₄+KOH
Zn(OH)₂+HCl	ZnCl₂+NaOH	Ca(OH)₂+H₂SO₄	K₂CO₃+HNO₃	CaCO₃+HCl
H₃PO₄+Ca(OH)₂	Na₂S+Pb(NO₃)₂	NiCl₂+NaOH	Zn(OH)₂+HCl	Cu(OH)₂+HNO₃
CuSO₄+H₂S	Mg(OH)₂+H₃PO₄	AgNO₃+HCl	FeCl₃+NaOH	K₂SO₄+BaCl₂

3.Составьте уравнения реакций гидролиза (в молекулярной и ионной форме ) следующих солей:

Варианты

а	б	в	г	д	е
Na₂CO₃	NaBr	NiSO₄	NH₄CH₃COO	KHS	Na₃PO₄
ZnSO₄	NaCN	NaNO₃	FeSO₄	CH₃COONa	NH₄Cl
KI	AlCl₃	K₂S	KHCO₃	Pb(NO₃)₂	Na₂SO₃
Cr₂S₃	Fe₂(CO₃)₃	Cu(NO₃)₂	K₂CO₃	Al₂(SO₄)₃	MgCl₂
Na₂S	ZnCl₂	NH₄NO₃	FeCl₃	K₂SO₃	NaNO₂
CuSO₄	Na₂HPO₄	Na₂SO₄	Al₂(CO₃)₃	NiCl₂	Cu(NO₂)₂

Укажите реакцию среды гидролиза (рH).

Экспериментальная часть

Опыт 1. Тепловые эффекты при растворении

В две пробирки налить воды (1/3 объема) и измерить ее температуру. В первую пробирку всыпать 2–3 г нитрата аммония, осторожно перемешать термометром и отметить самую низкую температуру. Во вторую пробирку внести 2–3 гранулы гидроксида натрия и после перемешивания отметить самую высокую температуру. Объяснить происходящие явления. Из каких стадий складывается процесс растворения? Как определяется знак теплового процесса растворения?

Опыт 2.Влияние природы растворителя на растворимость веществ

Положить 2–3 кристалла иода в пробирку с водой; в две другие пробирки с иодом прилить спирт и толуол. Хорошо взболтать содержимое всех трех пробирок. Отметить цвет растворов, объяснить наблюдаемые явления.

Опыт 3. Влияние разбавления на степень диссоциации

В сухую пробирку положить немного безводного хлорида меди (II) и прилить несколько капель воды, отметить цвет раствора. Добавить еще 1–2 мл воды, наблюдать за изменением цвета. Объяснить различие цветов безводной соли и растворов в зависимости от количества растворителя.

Опыт 4. Сравнение химической активности сильных и слабых электролитов

В две пробирки налить равные объемы хлороводородной и уксусной кислот. В каждую из пробирок опустить по кусочку цинка. Отметить интенсивность выделения газа в каждом случае, написать уравнения реакций. Объяснить наблюдаемое на основании данных о степени диссоциации кислот (см. табл. 2).

Опыт 5. Смещение равновесия в растворах электролитов

Налить в две пробирки равные объемы 1М уксусной кислоты, добавить несколько капель метилового оранжевого. Всыпать в одну из пробирок 2–3 шпателя кристаллического ацетата натрия, перемешать содержимое пробирки. Сравнить интенсивность цвета растворов в обеих пробирках. Дать объяснение на основании принципа Ле-Шателье.

Опыт 6.Образование труднорастворимых солей (демонстрационный)

В три пробирки налить растворы хлоридов бария, стронция и кальция. В первую пробирку прилить раствор сульфата стронция, во вторую – насыщенный раствор сульфата кальция, в третью – насыщенный раствор сульфата стронция. Объяснить выпадение или отсутствие осадков, используя данные о произведениях растворимости (см. табл. 1).

Опыт 7. Типы гидролиза солей

С помощью универсального индикатора исследовать реакцию среды в растворах: ацетата натрия, сульфата цинка (II), хлорида калия и ацетата аммония. Написать уравнения гидролиза в молекулярной и ионной формах.

Опыт 8. Смещение равновесия реакции гидролиза

а) Влияние концентрации

Налить в пробирку раствор хлорида сурьмы (III) и добавлять в него по каплям воду до образования осадка. К полученному осадку прилить раствор хлороводородной кислоты до его полного растворения, затем вновь добавить воды. Объяснить влияние концентрации ионов водорода на равновесие процесса гидролиза.

б) Влияние температуры на степень гидролиза

В пробирку с раствором ацетата натрия добавить 2–3 капли фенолфталеина. Часть раствора перелить в другую пробирку и нагреть до кипения. Сравнить интенсивность цвета растворов. Охладить раствор во второй пробирке до комнатной температуры и вновь сравнить цвета. Написать уравнение реакции гидролиза, сделать вывод о зависимости степени гидролиза от температуры, принимая во внимание, что гидролиз – процесс эндотермический.

Опыт 9. Полный гидролиз

К раствору сульфата алюминия прилить раствор карбоната натрия, отметить наблюдаемые явления. Разделить пополам содержимое пробирки, к одной части прилить раствор кислоты, к другой – раствор щелочи. Сделать вывод о природе образовавшегося осадка.

Лабораторная работа 2

Комплексные соединения

Теоретическая часть

Номенклатура комплексных соединений. Поведение комплексных соединений в растворах. Диссоциация комплексных ионов. Константы нестойкости и устойчивости. Условия образования и распада комплексных ионов. Природа связи в комплексных соединениях. Метод валентных связей.

Домашнее задание

1.Определите степень окисления и координационное число комплексообразователя в следующих комплексных соединениях:

Варианты

а	б	в	г	д
[Fe(H₂O)₄]SO₄	[Cr(CO)₆]	[Cu(H₂O)₄]Cl₂	H[AuCl₄]	[Co(NH₃)₆]Cl₃
K₂[Cd(CN)₆]	H₂[SiF₆]	Cu₂[Fe(CN)₆]	K[BF₄]	[Zn(NH₃)₄]SO₄
Ca[Sn(OH)₆]	K[AgBr₂]	Na₃[Cr(OH)₆]	[Ni(CO)₄]	K₃[Co(NO₂)₆]
[Cr(H₂O)₄(OH)₂]	Na₃[AlF₆]	[Cr(NH₃)₃Cl]Cl₂	K₂[Zn(OH)₄]	Na₂[Ni(CN)₄]
[Cr(NH₃)₄Cl₂]	Li[BH₄]	Na₃[Ag(S₂O₃)₂]	Na₃[Al(OH)₆]	[Cu(NH₃)₄](OH)₂

2.Составьте формулы следующих комплексных соединений:

Вариант	Название соединения
а	Железо гексацианоферрат (П) Тетраамминцинк (П) гидроксид Дихлородиамминплатина (П)
б	Водород тетрафтороборат (Ш) Гексаакважелезо (Ш) хлорид Тетракарбонилникель
в	Тетраамминмедь (П) сульфат Водород тетрабромоаурат (Ш) Трироданожелезо (Ш)
г	Дицианодиамминплатина (П) Калий гексагидрооксохромат (Ш) Гексаакваалюминий (Ш) сульфат
д	Натрий дицианоаргентат (I) Тетрацианотриамминхром (Ш) Диамминсеребро (I) гидроксид
е	Калий тетраиодоплюмбат (П) Гексааквахром (Ш) хлорид Трихлоротриамминкобальт (Ш)

Экспериментальная часть

Опыт 1. Образование соединений с комплексным катионом

а) К растворам солей меди (II), цинка (II) и никеля (II) прилить по каплям водный раствор аммиака. Отметить цвет осадков. Затем растворить их в избытке раствора аммиака, отметить цвет образующихся аммиакатов. Раствор аммиаката никеля (II) сохранить для опыта 3.

б) Поместить по 0,5 г кристаллогидратов СuSO₄·5H₂O и СоSO₄·7H₂O в тигли и нагреть. Полученные соли охладить и растворить в небольшом количестве воды. Отметить цвет кристаллогидратов, прокаленных солей и их растворов. Объяснить наблюдаемые изменения.

Опыт 2. Образование соединений с комплексным анионом

а) К растворам солей алюминия (III), хрома (III) и цинка (II) прилить по каплям водный раствор гидроксида натрия. Образующиеся осадки растворить в избытке раствора гидроксида натрия. Отметить цвет осадков и растворов комплексных соединений.

б) К растворам солей кобальта (II) и никеля (II) добавить по каплям раствор оксалата натрия. Образующиеся малорастворимые осадки оксалатов кобальта и никеля растворить в избытке оксалата натрия. Написать уравнения реакций, принимая во внимание, что состав комплексных ионов [M(C₂O₄)₂]^2-.

Опыт 3. Разрушение комплекса при осаждении комплексообразователя.

К полученному в опыте 1а раствору аммиаката никеля (II) прилить раствор сульфида натрия. Отметить образование осадка и его цвет. Объяснить причины разрушения комплексного соединения на основании сравнения константы нестойкости комплекса и произведения растворимости осадка (см. табл. 1, 3).

Опыт 4. Получение комплексных соединений железа (III) и сравнение их устойчивости.

Получить роданидный комплекс железа (III), используя растворы хлорида железа и роданида калия, отметить его цвет. К полученному соединению прилить раствор фторида натрия. Объяснить наблюдаемое. Сделать вывод об устойчивости различных комплексов железа (III), подтверждая выводы данными о константах нестойкости (см. табл. 1, 3).

Опыт 5. Диссоциация двойной соли

Доказать наличие ионов NH₄⁺, Fe³⁺ и SO₄^2- в растворе двойной соли железоаммонийных квасцов NH₄Fe(SO₄)₂, проведя для них качественные реакции с помощью реактивов: растворов гидроксида натрия, роданида калия и хлорида бария. Напишите уравнения реакций диссоциации железоаммонийных квасцов и уравнения качественных реакций в ионном виде.

Лабораторная работа 3

Водород. Галогены

Теоретическая часть

Особенности положения водорода в периодической системе Д.И. Менделеева, его физические и химические свойства как простого вещества.

Закономерности изменения физических и химических свойств простых веществ галогенов, галогеноводородов и кислородсодержащих кислот галогенов.

Домашнее задание

1. Приведите валентные схемы килсородных соединений галогенов следующего состава OF₂, Br₂O, ClO₂, I₂O₅, Cl₂O₇ и назовите их.

2. Объясните, как изменяются кислотные, окислительно-восстановительные свойства и термическая устойчивость соединений в следующих рядах: HClO₃ – HBrO₃ – HIO₃ и HClO – HClO₃ – HClO₄.

3. Расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

Экспериментальная часть

Водород

Опыт 1.Получение водорода

а) Положить в пробирку несколько кусочков цинка и прилить 20%-ой серной кислоты (на 1/3 от объема). Вставить пробку с оттянутой трубкой и закрепить пробирку вертикально. Наблюдать выделение газа. Затем надеть на газоотводную трубку пробирку, перевернутую вверх дном, заполнять водородом полминуты и, не переворачивая, поднести к пламени. Если в пробирке был чистый водород, то он загорается спокойно (тихий звук). При наличии в пробирке примеси воздуха происходит небольшой взрыв, сопровождающийся резким (лающим) звуком. В этом случае следует повторить испытание газа на чистоту. Если выделяется чистый водород, поджечь его у отверстия трубки. Подержать над пламенем водорода сухую пробирку. Какое вещество образуется при горении водорода? Написать уравнения реакций получения и горения водорода.

б) В пробирку насыпать немного порошка алюминия и налить 2–3 мл раствора гидроксида натрия. Если реакция идет медленно, пробирку осторожно нагреть. Доказать, что выделяющийся газ – водород.

Опыт 2. Получение атомарного водорода и изучение его свойств

В пробирку поместить 2 гранулы алюминия, 3 мл 30%-ого раствора гидроксида натрия, 0,5 мл раствора нитрата калия и слегка нагреть. Определить состав выделяющегося газа с помощью универсальной индикаторной бумаги. Сделать вывод о восстановительных свойствах атомарного водорода.

Галогены

Опыт 3. Получение хлора и изучение его окислительных свойств (демонстрационный)

а) В колбу Вюрца насыпать перманганат калия. Вставить в нее капельную воронку, в которую налить концентрированную соляную кислоту. Прилить кислоту по каплям в колбу. Отметить цвет и запах выделяющегося газа. Заполнить газом 3 стеклянные банки и закрыть их стеклянными пластинками.

б) Накалить в пламени кусочек медной фольги и опустить в сосуд с хлором. Отметить горение меди и цвет пламени. После остывания сосуда влить в него немного воды и взболтать. Какова окраска образовавшегося раствора? Добавить несколько капель аммиака, объяснить изменение цвета.

в) Всыпать в банку с хлором небольшое количество порошка сурьмы. Каков состав образующихся в результате горения хлоридов сурьмы?

г) Положить в ложечку для сжигания немного красного фосфора и внести в сосуд с хлором. Описать и объяснить происходящие явления.

Опыт 4. Получение хлорной воды и ее свойства

а) Налить в пробирку 3–5 мл холодной воды и пропускать через нее хлор в течение 1–2 минут. Отметить цвет и запах хлорной воды.

б) В три пробирки налить разбавленные растворы лакмуса, фуксина и чернил. В каждую пробирку добавить несколько капель хлорной воды и взболтать. Записать и объяснить наблюдаемые явления.

в) В пробирку с хлорной водой прилить раствор гидроксида натрия. Сохраняется ли запах хлорной воды? Дать объяснение.

Опыт 5. Получение хлороводорода (демонстрационный)

В колбу Вюрца поместить 10–15 г сухого хлорида натрия. В капельную воронку прилить концентрированную серную кислоту. Получить хлороводород и заполнить им сухую толстостенную колбу емкостью 25–30 мл. После окончания заполнения закрыть колбу пробкой с капилляром, обращенным внутрь. Перевернуть склянку с газом вверх дном и опустить ее горлышко в сосуд с водой. Объяснить наблюдаемое явление. Сделать вывод о растворимости хлороводорода в воде.

Опыт 6. Окислительные свойства хлората калия

а) В пробирку поместить несколько кристаллов хлората калия, добавить немного концентрированной соляной кислоты и подогреть (под тягой!). Определить выделяющийся газ.

б) (Демонстрационный). В большую фарфоровую ступку насыпать очень малое количество порошка серы (~0,2 г), добавить такое же количество хлората калия и осторожно перемешать. Затем обернуть руку полотенцем и начать пестиком осторожно растирать смесь. Что происходит? Дать объяснение.

Опыт 7. Сублимация иода

Поместить в сухую пробирку кристаллик иода. Осторожно нагреть дно пробирки. Наблюдать за изменением цвета и агрегатного состояния иода при сублимации и конденсации паров. Объяснить наблюдаемые явления.

Опыт 8. Образование полииодидного комплекса

Положить в пробирку несколько кристалликов иода, добавить 2–3 мл воды и взболтать. К раствору с нерастворившимися кристалликами иода прилить раствор иодида калия.

Опыт 9. Качественные реакции на галогенид-ионы (демонстрационный)

Испытать действие нитрата серебра на растворы хлорида, бромида и иодида (брать малые объемы реактивов). Отметить цвет и характер осадков.

Опыт 10. Восстановительные свойства галогеноводородов

В три сухие пробирки положить немного измельченных кристаллов хлорида, бромида и иодида калия, соответственно. Прилить в каждую пробирку по ~2 мл концентрированной серной кислоты (под тягой!). По запаху (осторожно!) определить состав выделяющихся газов. Объяснить наблюдаемые явления. Сравнить восстановительные свойства галогеноводородов.

Лабораторная работа 4