ОПЫТ 4. Реакции диспропорционирования

А. Внести в пробирку 5-7 капель бромной воды и добавить к ней по каплям 2н. раствор щелочи до обесцвечивания раствора.

Написать уравнение реакции взаимодействия брома со щелочью, учитывая, что при этом получаются соли бромоводородной и бромноватистой HBrO кислот. Указать, как изменяется степень окисления брома. Какие реакции называются реакциями диспропорционирования?

Б. В пробирку с несколькими каплями пероксида водорода H₂O₂ прибавить 2н. раствор серной кислоты. Какой газ выделяется?

Составить схему реакции диспропорционирования пероксида водорода с образованием кислорода и воды. Подобрать коэффициенты методом полуреакций.

 

ОПЫТ 5. Восстановительные свойства атомов в низшей степени окисления

В две пробирки внести по 2-3 капли бромной воды. В первую пробирку добавить несколько капель Na₂S, во вторую -25%-ного раствора аммиака. Что происходит с окраской растворов?

Написать уравнения реакций, учитывая, что одним из продуктов взаимодействия брома с сульфидом натрия является сера, а во втором случае из аммиака образуется азот. Какие свойства в протекавших окислительно- восстановительных реакциях проявляли сера(-II)и азот(-III)? Могут ли они являться окислителями в химических реакциях?

Контрольные вопросы и упражнения

1.Какие из реакций являются окислительно-восстановительными:

а) Zn + H₂SО₄ = ZnSО₄ + Н₂

б) 3Zn + 4Н₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S + 4Н₂O

в) Zn (ОН)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O

г) Zn (ОН)₂ + 2NaOH = Na₂ [Zn(OH)₄]

2.К какому типу окислительно-восстановительных реакций относит­ся каждый приведенный пример:

а) Nа₃АsО₃ + I₂ + H₂O= Na₃AsO₄ + 2HI

б) Cl₂ + 2NaOH = NaCl+ NaClO + H₂O

в) 2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂ + O₂

3. Какие из веществ могут проявлять как окислительные, так и вос­становительные свойства: КМnO₄, МnО₂, Na₂SO₃, V₂O₅, KI, HNO₂?

4. По приведенной электронно-ионной схеме составить уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярной форме:

10Fe²⁺ - 10е^- =10Fe³⁺

2MnO^-₄ + 10е^- + 16H⁺ = 2Mn²⁺ + 8H₂O

5. Какой из окислителей является наиболее сильным: МnО₂, PbO₂, K₂Cr₂O₇?

6. В каком направлении будет протекать реакция:

2КСгO₂ + ЗВг₂ + 8КОН ↔ 2KCrO₄ + 6KBr + 4Н₂0

7. Дописать уравнения реакций и подобрать коэффициенты:

а) КМnO₄ + Zn + H₂SO₄ =

б) Cl₂+ I₂ + Н₂O =

  в) K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + FeSO₄=      

Комплексные соединения

Лабораторная работа

Цель работы

Ознакомление со свойствами комплексных соединений и двойных солей; получение комплексов различного типа; изучение устойчи­вости комплексных соединений с помощью качественных реакций.

Оборудование и реактивы

Пробирки конические. Растворы: сульфата меди (0,1 М),сульфата цинка (0,1 М), сульфата кадмия (0,1 М), хлорида бария (0,1 М), сульфата алюминия (0,1 М), сульфата хрома (0,1 М), соли Мора (0,1 М), сульфата никеля (0,1 М), соляной кислоты (конц.), аммиака (25%-ный, 0,1 М), гексацианоферрата(П) калия(0,5н.), сульфид натрия.

Опыт 1. Получение и исследование комплексного   соединения сульфата тетраамминомеди (II)

Поместить в две пробирки по 10 капель 1 н. раствора сульфата меди и добавить, в одну из них 2 капли хлорида бария. На присутствие какого иона указывает выпавший осадок? Во вторую пробирку внести кусочек гранулированного олова и наблюдать выделение на его поверхности красноватого налета меди.                    

Получить комплексное соединение меди, для чего поместить в пробирку 10—15 капель раствора сульфата меди и по каплям добавлять гидроксид аммония NH₄OH. Наблюдать растворение выпавшего вначале осадка основного сульфата меди [CuOH]₂SO₄ и изменение цвета раствора при образовании комплексного сульфата тетра-амминомеди (II) [Cu(NH₃)₄]SO₄. Полученный раствор разделить в две пробирки и провести те же два опыта, которые были проделаны с раствором медного купороса. Выпадает ли осадок при добавлении хлорида бария? Выделяется ли медь на грануле олова?

Написать уравнения всех проведенных реакций. Есть ли различие в поведении сульфата меди и комплексной соли по отношению к каждому добавленному реактиву? Написать уравнение электролитической диссоциации сульфата тетраамминомеди (II).

  Опыт 2.Анионные и катионные комплексы.

А. Гидроксокомплексы

В три пробирки поместить раздельно растворы солей цин­ка, хрома(Ш) и алюминия. В каждую из них добавлять по каплям раствор щелочи. Наблюдать вначале выпадение осад­ков, а затем их растворение в избытке щелочи. Написать урав­нение реакции образования растворимых гидроксокомплек­сов, содержащих ионы [Zn(OH)4]^2-, [Сr(OH)₆]^3-, [Аl(OH)₆]^3-.

Б. Комплексное основание никеля

Получить осадок гидроксида никеля (II), внеся_в пробирку 3—4 капли раствора сульфата никеля и такой же объем раствора едкого натра. Полоской фильтровальной бумаги удалить жидкую фазу.

К осадку добавить 5—6 капель конц. раствора гидроксида аммония. Что происходит? Сравнить окраску ионов Ni²⁺ в растворе сульфата никеляс окраской полученного раствора.

Присутствием каких ионов обусловлена окраска раствора?

Написать уравнения реакций: образо­вания гидроксида никеля (II), взаимодействия гидроксида никеля с аммиаком и уравнение электролитической диссоциации образо­вавшегося комплексного основания (координационное число ни­келя принять равным шести). Какое основание является более сильным: простое или комплексное? Ответ обосновать.

 

Опыт 3.Комплексные соединения в реакциях обмена

А. В пробирку к 4—5 каплям раствора сульфата меди добавить такой же объем раствора комплексной соли K₄lFe(CN)₆]. Отметить цвет образовавшегося осадка гексациано­феррата меди. Написать молекулярное и ионное уравнения ре­акции.                                      

Б. Получить раствор тетрамминомеди(II) (см. опыт 1), прибавить к полученному раствору 3-5 капель Na₂S. Написать уравнение реакции и объяснить выпадение черного осадка, учитывая, что ПР_CuS⁼ 8,5×10^-45.

Контрольные вопросы и упражнения

1. Определить степень окисления и координационное число комплек-сообразователя в следующих соединениях:

K₂[PtCl₄],[Со(NН₃)₃С1₃],[Ti(H₂O)₄Br₂]Br,K₂       [Pt(C₂O₄)Cl₂].

2. Представить координационные формулы следующих соединений:

КС1 • АuСl₃, 2NH₄C1 • PtCl₄, Na₂C₂O₄ • СuС₂O₄, PtCl₂ • 4NН₃.

3. По.К_нест оценить устойчивость комплексных ионов:

[Mg(NH₃)₆]²⁺,[Cu(NH₃)₄]²⁺, [Ag(NH₃)₂]⁺, [Co(NH₃)₆]²⁺.

 

 

Тепловые эффекты химических процессов

Лабораторная работа

Цель работы:

Определение с помощью простейшего калориметра теплоты реакции нейтрализации сильного основания сильной кислотой и теплоты растворения солей.

Описание исследуемых процессов

Согласно теории электролитической диссоциации, реакция между растворами сильной кислоты и сильного основания, например,

HCl(p) + NaOH(р) ® NaCl(р) +H₂O,

независимо от того, какие кислоты или основания были взяты, может быть представлена в виде

Н⁺+ ОН^- ®Н₂О + 56.9 кДж.

Таким образом, в основе этих реакций лежит одно и то же термохимическое уравнение.

Растворение кристаллических солей представляет сложное физико-химическое явление. При растворении кристаллической соли протекают два основных процесса: первый - эндотермический, связанный с разрушением кристаллической решетки; второй - экзотермический, обусловленный взаимодействием растворенного вещества с молекулами растворителя с образованием гидратированных ионов. В зависимости от того, какой из двух тепловых процессов преобладает, тепловой эффект растворения может быть положительной или отрицательной величиной.

Расчет теплоты из экспериментальных данных

Расчет теплоты, поглощающейся или выделяющейся в калориметре, в данной работе проводим исходя из следующих допущений:

1) считаем, что тепловой эффект проявляется только в изменении температуры раствора и стекла конической колбы - реактора;

2) пренебрегаем относительно небольшими потерями тепла в окружающую среду;

3) принимаем теплоемкость раствора равной теплоемкости воды.

С учетом сделанных допущений выделяющуюся или поглощаемую в калориметре теплоту вычисляем по формуле

q = (c_Р ×m_Р + c_С × m_С) × DT,

где с_Р = 4.184 кДж/(кг×К); с_С=0.75 кДж/(кг×К) - удельные теплоемкости раствора и стекла; m_Р и m_С - массы раствора и стеклянной колбы-реактора; DТ - изменение температуры калориметра в ходе процесса.

Таким образом, задача калориметрического эксперимента сводится к точному определению изменения температуры калориметра DT, обусловленному тепловым эффектом.

Оборудование и реактивы    

Калориметр, термометр с точностью не хуже 0.1^о С. весы с точностью измерения 0.01 г. Мерный цилиндр на 100 мл. Ареометр.

Реактивы: 1М НС1; 1М НNO₃; 3М NaOH; CuSO₄ (безводный); CaSO₄×5H₂O (кристаллогидрат).        

   

Опыт 1. Определение теплового эффекта реакции нейтрализации сильного основания сильной кислотой.

В сухую коническую колбу с известной массой с помощью мерного цилиндра залейте 150 мл 1М раствора соляной кислоты и поместите ее в стакан, внутри которого размещены теплоизолирующие прокладки из пенопласта. Закройте калориметр крышкой с отверстием для термометра.

 Налейте в мерный цилиндр 50 мл 3М раствора NaOH и измерьте его температуру. Необходимо, чтобы температуры исходных растворов были одинаковы.

Каждый калориметрический опыт начинают с определения температурного хода калориметрической системы. Для этого в течение нескольких минут измеряют температуру калориметра. Показание термометра фиксируют через каждую минуту. Если в течение 5 минут изменения температуры невелики и равномерны (эти изменения составляют начальный период опыта), то в определенный момент отсчета вылейте в калориметр через воронку приготовленный раствор щелочи. Перемешайте растворы. С момента сливания растворов начинается главный период опыта. За счет теплового эффекта протекающей химической реакции происходит резкое изменение температуры. По окончании реакции нейтрализации температурный ход в калориметре станет снова равномерным. Момент наступления равномерного хода в калориметре является концом главного и началом конечного периода.

В конечном периоде в течение 5 минут температурные отсчеты проводятся через минуту, как и в начальном периоде.

Результаты температурных измерений изображаются в виде графика на миллиметровой бумаге. На рисунке проводится график изменения температуры в реакции нейтрализации. Здесь линии АВ, ВС и СD соответствует начальному, главному и конечному периодам реакции. Наличие температурного хода линии СD свидетельствует об имеющем место теплообмене калориметра с окружающей средой. В расчетах максимальной температуры раствора теплообмен учитывается следующим образом. Прямая АВ экстраполируется вправо, а прямая СD - влево. Интервал времени ВС делится пополам и из точки М₁ проводится перпендикуляр к оси абсцисс. Отрезок HC_T соответствует изменению температуры калориметра DТ, вызванному протеканием химического процесса с поправкой на теплообмен.

Для расчетов потребуется также значение массы раствора, находящегося в калориметре, которую можно определить либо путем взвешивания, либо из выражения m_Р = V×r, где V = 200 мл, а значение r можно измерить с помощью ареометра или принять равным       1 г/мл.

 По указанию преподавателя процедуру определения DТ можно упростить.

1.Измерьте температуру раствора кислоты в колбе - Т_К .

2.Измерте температуру раствора щелочи в цилиндре - Т_Щ.

3.Начальную температуру раствора после смешения рассчитайте по формуле

Т₁ = (Т_К ×150 + Т_Щ × 50) / 200.

4.Залейте раствор щелочи в колбу-калориметр. Сразу же после смешения закройте колбу крышкой с термометром. Энергично взбалтывая полученный раствор следите за его температурой. Отметьте максимальную температуру Т₂.

5.Рассчитайте DТ = Т₂ - Т₁.

Результаты выполненных измерений запишите в таблицу.

№ опыта	Масса колбы-калоримет-ра, mС, г	Масса раствора в колбе, mР, г	Начальная температура раствора		Изменение температуры калориметра DТ	Использованная кислота
			кис-лота	NaOH

 

Тот же эксперимент проделайте с 1М раствором HNO₃.    

На основании полученных данных определить

1) количество теплоты [кДж], выделившееся при протекании реакции нейтрализации;

2) число молей образовавшейся в ходе реакции воды (рассчитать из значений концентрации щелочи или кислоты и уравнения химической реакции);

3) рассчитать тепловой эффект реакции нейтрализации (кДж/моль Н₂О) и составить термохимическое уравнение изучаемой реакции;

4) сравнить значения тепловых эффектов нейтрализации 1М раствора НС1 и 1М раствора HNO₃; cделать вывод.

Опыт 2. Определение тепловых эффектов растворения солей

Опыт проводится в той же калориметрической установке и по той же методике, которая описана в опыте 1.В колбу налейте 200 мл дистиллированной воды и снимите начальный температурный ход калориметра. Взвесьте ~ 5 г безводной соли с точностью до 0.01 г. Быстро внесите навеску в колбу. При постоянном взбалтывании раствора следите за показаниями термометра. Температурные измерения представьте графически и рассчитайте значения DТ.

        Результаты опыта запишите в таблицу.

 

№ опыта	Масса колбы m1, г	Масса соли	Масса воды	Масса раствора	Изменения температуры  Т1	DТ

 

Опыт повторите с кристаллогидратом соли, взяв навеску ~ 8 г. Результаты опыта запишите в таблицу.

По данным проведенного эксперимента

1) рассчитать теплоту растворения безводной соли, кДж/моль;

2) рассчитать теплоту растворения кристаллогидрата, кДж/моль;

3) используя закон Гесса по найденным теплотам растворения безводной соли и ее кристаллогидрата рассчитать теплоту гидратации безводной соли и составить термохимические уравнения этой реакции

CuSO₄(кр.) + 5H₂O(ж.) = CuSO₄× 5H₂O(кр.) + Q₁.(1)

При этом следует иметь в виду, что процесс растворения безводного сульфата меди может быть представлен в виде двух последовательно протекающих процессов: процесса (1) и

CuSO₄ × 5H₂O(кр.) = CuSO₄(p) + 5H₂O + Q₂(2)     или в виде одного суммарного уравнения

CuSO₄(кр.) = CuSO₄(p) + Q₃ ,

где Q₂ и Q₃ - теплоты растворения кристаллогидрата и безводной соли. Учитывая, что начальное и конечное состояния в обоих случаях одинаковы, на основании закона Гесса, Q₃ = Q₁ + Q₂, откуда Q₁ = Q₃ - Q₂.

 

Контрольные вопросы

1.Рассчитайте стандартную теплоту образования диоксида азота NO₂(г), если стандартный тепловой эффект реакции 2 NO₂(г) «N₂O₄ (г) при 298К равен - 58,4 кДж/моль, а стандартная теплота образования N₂O₄(г) равна 9,4 кДж/моль.

2. Установите возможность (или невозможность) самопроизвольного протекания реакции СО(г) + 1/2 О₂=СО₂(г) при 298 К и 1 атм. Ответ подтвердите расчетом.

3. Теплоты образования воды и водяного пара равны соответственно 285,8 и 241,8 кДж/моль. Рассчитайте теплоту испарения воды при 25^оС.

Жесткость воды

Введение

Абсолютно чистой воды в природе не бывает. При взаимодействии воды с атмосферой и почвой в ней растворяются органические и неорганические соединения. Особое значение имеют присутствующие в воде многозарядные катионы Ca²⁺ и Mg²⁺. Если концентрация этих ионов велика, то воду называют жесткой, если мала - мягкой. Жесткость воды подразделяют на карбонатную и некарбонатную.

Карбонатной называют жесткость, обусловленную присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния Ca(HCO₃)₂ и Mg(HCO₃)₂. При повышении температуры, особенно при кипячении, эти соли разлагаются с образованием малорастворимых карбоната кальция и гидроксида магния и жесткость устраняется:                                                   

                           t^o

Ca(HCO₃)₂ ® CaCO₃¯+H₂O+CO₂­,

                            t^o

Mg(HCO₃) ® Mg(OH)₂¯ +2CO₂­.

Поэтому карбонатную жесткость еще называют временной.

Некарбонатная жесткость определяется содержанием в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния. При кипячении эти соли не удаляются из воды. Поэтому некарбонатную жесткость еще называют постоянной. Сумма постоянной и временной жесткости дает общую жесткость воды.

Жесткость характеризуют числом моль эквивалентов солей Са²⁺ и Mg²⁺ в 1л воды. Ж_карб. - карбонатная жесткость воды, определяется количеством ммоль эквивалентов анионов НСО₃^- в 1л воды: Ж_карб.= С_N(НСО₃)×10³, мэкв/л. Ж_общ. - общая жесткость воды, определяется количеством ммоль эквивалентов катионов Ca²⁺, Mg²⁺ в 1л воды: Ж_общ.= [С_N(Са²⁺)+С_N(Mg²⁺) ]× 10³, мэкв/л.

Ж_{некарб.}=Ж_общ. - Ж_карб.

Жесткая вода непригодна в качестве теплоносителя на энергообъектах, ее вкусовые качества невелики, стирка в жесткой воде возможна только при повышенном расходе моющих средств. Поэтому воду умягчают, т.е. снижают содержание ионов Ca²⁺ и Mg²⁺.

Один из простейших способов устранения жесткости - кипячение (см. выше уравнения протекающих при этом реакций). В этом случае из воды удаляются лишь гидрокарбонаты. Химические способы устранения жесткости – известкование (добавление в воду гашеной извести Ca(OH)₂) и содирование (добавление кальцинированной соды Na₂CO₃). Современными методами умягчения воды являются дистилляция (испарение воды с образованием концентрированных растворов солей), обратный осмос (молекулярное фильтрование) и ионный обмен (сорбция ионов Са²⁺ и Mg²⁺ полимерными смолами, сопровождающаяся поступлением в воду эквивалентных количеств других катионов, например, H⁺)

Определение карбонатной жесткости основано на реакции   

HCO₃^- + H⁺ ® H₂O + CO₂ (Н₂СО₃).

Образующийся углекислый газ остается в растворе в виде Н₂СО₃, т.к. его количество невелико. Раствору СО₂ в воде соответствует рН» 4, поэтому точку эквивалентности определяют по изменению окраски метилового оранжевого, которая при рН = 4 переходит из желтой в оранжевую.

Общую жесткость воды можно определить с помощью раствора двухзамещенной натриевой соли этилендиаминтетерауксусной кислоты (комплексон III, Na₂ЭДТА или трилон – В): 

   HO                                OH

 :O=C-CH₂                    CH₂-C=O:      

N-CH₂-CH₂-N          

  :O=C-CH₂                     CH₂-C=O:          

   NaO                                Ona

  (Na₂H₂ЭДТА)

Это вещество за счет электронных пар, обозначенных точками, образует донорно–акцепторные связи с комплексообразователями, в качестве которых выступают ионы Са²⁺ и Mg²⁺. При образовании комплекса происходит замена двух ионов водорода соли на 1 ион металла:

Са²⁺ + Н₂ЭДТА^2- ®[Са(ЭДТА)]^2- + 2Н⁺

Mg²⁺+ Н₂ЭДТА^2- ®[ Mg(ЭДТА)]^2- + 2Н⁺

Образующиеся комплексы очень устойчивы (К_Н» 1×10^-11 для первого, К_Н» 1×10^-9 для второго), т.к. число донорно–акцепторных связей 1 иона металла с 1 молекулой–лигандом (дентантность) равно 6. При титровании трилон–В реагирует с ионами металлов до тех пор, пока все ионы Са²⁺ и Mg²⁺ не окажутся связанными.

Индикатором точки эквивалентности служат соединения, дающие с ионами Са²⁺ или Mg²⁺ окрашенные комплексы, менее прочные, чем комплексы с Na₂H₂ЭДТА. Таким индикатором является эриохром черный (ЭТ - 00). Это органический краситель, дающий с Mg²⁺ комплексную соль красно-фиолетового цвета.

Таким образом, если к жесткой воде прибавить несколько капель спиртового раствора ЭТ-00, то вода окрасистся в красно-фиолетовый цвет вседствие присутствия в ней ионов магния. Если же затем понемногу прибавлять раствор комплексона III с известной концентрацией, в первую очередь будет образовываться наиболее прочный комплекс с ионами кальция, а затем менее прочный комплекс с ионами магния. При этом комплекс ионов магния с индикатором, как наименее прочный, распадется и цвет воды перейдет из красно-фиолетового в синий (точка эквивалентности) 

Следует иметь в виду, что эриохром черный имеет синий цвет только при pH=7-11, а в кислой среде он принимает вишнево-красный цвет. Поэтому титрование ведут в присутствии буферного раствора NH₄ОН - NH₄Cl, для которого pH = 9 - 10. Буфер нейтрализует кислоту, выделяющуюся при титровании. 

 

Лабораторная работа

Цель работы: определение жесткости водопроводной воды.

Приборы и посуда

1. Колбы конические 150 мл - 3 шт., 250 мл - 1 шт.

2. Бюретки 50 мл - 2 шт.

3. Мерный стаканчик на 10 мл - 1 шт.

4. Мерный цилиндр на 50 - 100 мл.

Реактивы

1. 0.01 N НС1

2. 0.02 N Na₂H₂ЭДТА.

3. Буферная смесь NH₃ + NH₄Cl.

4. Раствор метилового оранжевого.

5. Раствор ЭТ - 00.

                                        

 

Выполнение работы

По указанию преподавателя работа проводится с горячей или холодной водопроводной водой. Для проведения экспериментов необходимо не менее 300 мл воды. Ее нужно отобрать сразу, т.к. жесткость водопроводной воды со временем может меняться. Отберите воду в колбу на 250 мл и в мерный цилиндр.