Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АстрономияБиологияГеографияДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника


Опыт 5. Образование комплексного соединения меди (II) и сравнительная растворимость его в воде и в этиловом спирте




В пробирку с ~1 мл нагретого почти до кипения концентрированного раствора медного купороса постепенно прибавляйте концентрированный раствор аммиака. Обратите внимание на первоначальное образование осадка оснόвной соли – сульфата гидроксомеди (II) (CuOH)2SO4, отметив его цвет, а также на последующее растворение полученного осадка в избытке аммиака и образование окрашенного (в какой цвет?) раствора. К полученному раствору при перемешивании прибавьте небольшими порциями ~3 мл этилового спирта. Наблюдайте выпадение кристаллов комплексной соли [Cu(NH3)4]SO4∙H2O.

 

Вопросы и задания

1. Опишите и объясните наблюдаемое.

2. Напишите уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

3. Назовите образующееся комплексное соединение меди (II) по систематической номенклатуре.

4. Сделайте вывод о сравнительной растворимости образующегося комплексного соединения меди (II) в воде

и в водно-спиртовой смеси.

 

Опыт 6. Восстановление железа (III) в составе комплекса иодидом калия

В пробирку внесите ~1 мл 0,1 моль/л раствора иодида калия, 2-3 капли 2 моль/л раствора НС1 (подкисление благоприятствует течению реакции), 5-7 капель органического растворителя (толуола), а затем микрошпателем – небольшую порцию кристаллов гексацианоферрата (Ш) калия К3[Fе(СN)6]. Содержимое пробирки тщательно перемешайте стеклянной палочкой. Изменилась ли окраска органического растворителя?

Вопросы и задания

1. Опишите и объясните наблюдаемое. Для чего в опыте используется толуол?

2. Напишите уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах, учитывая, что

комплекс [Fe(CN)6]3‾ переходит в комплекс [Fe(CN)6]4‾. Укажите окислитель и восстановитель.

 

Опыт 7. Разрушение аммиачного комплекса серебра в сильнокислом растворе

Получите осадок АgС1, прибавив к ~1 мл раствора нитрата серебра 1-2 капли 2 моль/л раствора соляной кислоты или раствора хлорида натрия. Отцентрифугируйте осадок, слейте фильтрат и к осадку добавьте раствор аммиака (лучше концентрированного) до его полного растворения. Почему растворился осадок? Затем в пробирку с растворенным осадком по каплям прибавляйте концентрированную азотную кислоту (3-5 капель). Что наблюдается? Почему?

Вопросы и задания

1. Опишите и объясните наблюдаемое.

2. Напишите уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

3. Используя представления об устанавливающихся в растворе равновесиях, объясните растворение осадка

AgCl, а затем вновь его образование при прибавлении азотной кислоты.

 

Вопросы и задания к лабораторной работе 3

1. Для каких элементов периодической системы Д. И. Менделеева характерно образование комплексных соединений? Почему?

2. Определите заряд комплекса, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях:

а) [Аg(NН3)2]С1; б) К4[ТiС18]; в) К[Аg(СN)2]; г) Fе3[Fе(СN)5]2; д) [Сu(NН3)4]SO4; е) К2[НgI4];

ж) К[Fе(SO4)2]; з) К4[Fе(СN)6]. Дайте систематические названия этим соединениям.

3. Какие частицы могут выполнять функцию лигандов? Приведите примеры комплексных соединений (не менее трех) с различными лигандами.

4. Как получить комплексные соединения: а) [Сu(NН3)4]SO4; б) Nа3[Аg(S2О3)2]; в) К4[Fе(СN)6]?

Составьте уравнения соответствующих реакций.

5. Напишите выражения констант нестойкости для комплексных ионов:

а) [Fе(СN)6]3‾; б) [Аg(NН3)2]+; в) [Сr(Н2О)6]3+; г) [Сu(NН3)4]2+; д) [Со(NO2)6]3+; е) [Ni(СN)6]4‾.

6. Приведите в ионной форме уравнения реакций, протекающих по схемам:

а) FеС13 + К4[Fе(СN)6] → Fе4[Fе(СN)6]3 + КСl

б) Fе(SСN)3 + NН4F → (NН4)3[FеF6] + NН4SСN

7. Почему действие сероводорода на раствор [Сu(NН3)4]SO4 вызывает образования осадка СuS несмотря на малую концентрацию в растворе ионов меди? Напишите уравнение реакции взаимодействия.

8. Изобразите координационные формулы следующих

а) кристаллогидратов: СгС13∙6Н2О; СгС13∙4Н2О; СuSO4∙5Н2O;

б) двойных солей: А12(SО4)3∙К24; РtСl4∙2КСl; Fе(СN)3∙ЗКСN.

После выполнения лабораторной работы

Вы должны знать:

– основные понятия: комплекс, комплексообразователь, лиганд, координационное число, внутренняя и внешняя сфера комплексного соединения, общие и ступенчатые константы нестойкости и константы устойчивости комплексов;

– способы получения комплексных соединений в растворах,

– свойства комплексных соединений: растворимость в воде и в органических растворителях, устойчивость, окислительно-восстановительные свойства;

– факторы, влияющие на устойчивость комплексных соединений;

– комплексные соединения, использующиеся в практике: в живой и минеральной природе, в промышленности и сельском хозяйстве, в медицине;

и уметь:

– записывать формулы комплексных соединений; давать им названия по систематической номенклатуре;

– составлять уравнения реакций образования комплексных соединений в молекулярной и ионной формах;

– записывать выражения общих и ступенчатых констант нестойкости и констант устойчивости комплексов;

– сравнивать устойчивость однотипных комплексов по значениям их констант устойчивости и нестойкости.

Лабораторная работа 4. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы – изучение гидролиза различных солей и факторов, влияющих на степень гидролиза.

Под гидролизом понимают обменное взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита и (чаще всего, но не всегда) к избыточному содержанию в растворе либо ионов Н+, либо ионов ОН‾, в результате чего происходит изменение рН среды. Так, например, при растворении соли СН3СООNa реакция раствора становится щелочной (рН>7). Изменение рН раствора объясняется следующим образом. Ионы соли СН3СОО‾ и Na+ взаимодействуют с Н+- и ОН‾-ионами воды. При этом ионы Nа+ не могут связывать ионы ОН‾ в NaОН, так как последний является сильным электролитом и существует в растворе в виде ионов Na+ и ОН‾ (или ионных пар). В то же время ацетат-ионы связывают ионы Н+ (с образованием молекул слабого электролита – уксусной кислоты), в результате чего новые молекулы Н2О диссоциируют на Н+- и ОН‾-ионы. Эти процессы протекают до тех пор, пока не установятся равновесия:

СН3СОО‾ + Н+ ⇄ СН3СООН

и Н2О ⇄ Н+ + ОН‾.

Суммируя оба одновременно протекающих процесса, получим уравнение гидролиза соли в ионном виде:

СН3СОО‾ + Н2О ⇄ СН3СООН + ОН‾ (А)

Уравнение (А) показывает, что идет накопление ОН‾-ионов, а потому раствор приобретает щелочную реакцию.

Применив к обратимому процессу (А) закон действующих масс (ЗДМ), получим

. (1)

Концентрация воды в растворе соли практически постоянна, поэтому величину [Н2О] объединяем с К:

, (2)

где Кh – константа гидролиза. Из соотношений

и ,

составленных для равновесия

Н2О ⇄ Н+ + ОН‾,

находим [ОН‾] = Kw/+], и, подставляя его в уравнение (2), получим

.

Но так как , где Ка – константа диссоциации слабой уксусной кислоты, образованной в результате гидролиза соли, окончательно имеем выражение

Kh = Kw/Ka. (3)

Чем больше Кh, тем сильнее соль гидролизуется.

Гидролиз солей в количественном отношении обычно характеризуется степенью гидролиза α, под которой понимают отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу растворенных молекул. Степень гидролиза легко вычисляется из уравнений (2) и (3). Пусть в реакции гидролиза, изображенной уравнением (А), начальная концентрация соли, а значит и ацетат-ионов (ибо соль – сильный электролит и полностью диссоциирует на ионы) равна с, а степень гидролиза α. Тогда при наступающем равновесии (А) равновесные концентрации примут значения

[СН3СОО‾] = с – сα, [СН3СООН] = сα и [ОН‾] = сα.

Подставляя эти выражения в уравнение (2) и учитывая уравнение (3), получим

или

. (4)

Так как для многих солей α – величина небольшая (обычно α ≤ 0,01), то с известным приближением можно принять 1–α ≈ 1. Тогда уравнение (4) примет вид сα2 ≈ Kw/Ka и

α ≈ . (5)

Гидролиз солей чаще всего – обратимый процесс. Равновесие гидролиза может быть смещено в ту или другую сторону при изменении температуры, разбавлении или концентрировании раствора, а также под действием избыточной концентрации ионов, одноименных с теми, которые накапливаются в растворе в результате гидролиза.

Из формулы (5) следует, что степень гидролиза тем больше:

1) чем больше Kw, т. е. чем больше температура (так как Kw возрастает с температурой);

2) чем меньше Кa, т. е. чем слабее кислота (основание), которая образуется в результате гидролиза соли;

3) чем меньше концентрация, т. е. чем больше разбавлен раствор.

Таким образом, чтобы усилить гидролиз соли, надо разбавить раствор соли и нагреть его.

Различают три случая гидролиза солей.

1. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием. Пример рассмотрен выше – гидролиз соли СН3СООNa. В этом случае Кh = Кwa, т. е. константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, равна ионному произведению воды, деленному на константу диссоциации слабой кислоты; α ≈ и pH > 7.

2. Соль образована сильной кислотой и слабым основанием. Пример – хлорид аммония NН4С1. Уравнение гидролиза соли в ионном виде можно написать так:

NH4+ + Н2O ⇄ NН4ОН + Н+ (B)

Реакция раствора должна быть кислой, так как происходит накопление Н+-ионов, что видно из уравнения (B). В этом случае Кh = Кwb (Kb – константа диссоциации слабого основания), т.е. константа гидролиза соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, равна ионному произведению воды, деленному на константу диссоциации слабого основания;
α ≈ и pH < 7.

3. Соль образована слабой кислотой и слабым основанием. Пример – ацетат аммония СН3СООNН4. Уравнение гидролиза соли в ионном виде запишется так:

СН3СОО‾ + NH4+ + Н2O ⇄ СН3СООН + NН4ОН (Г)

В этом случае одновременно связываются Н+- и ОН‾-ионы воды. Кh = КwaKb, т. е. константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, равна ионному произведению воды, деленному на произведение констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания. Так как знаменатель в выражении константы гидролиза – произведение двух малых величин – есть величина очень малая, то Kh – достаточно большая величина. Действительно, гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, протекает в значительной степени и от разбавления не зависит.

В этом случае pH водных растворов солей чуть больше (среда слабощелочная, если константа диссоциации кислоты меньше константы диссоциации основания), равен (среда нейтральная, если сила кислоты и сила основания одинаковы) или чуть меньше (среда слабокислая, если константа диссоциации кислоты больше константы диссоциации основания), 7.

Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами слабых кислот, гидролизу не подвергаются.

Изучение гидролиза удобно вести, пользуясь кислотно-основными индикаторами – веществами, меняющими свой цвет в растворе при изменении концентраций ионов Н+ или ОН‾, т.е. значения рН.

В качестве кислотно-основных индикаторов обычно выступают слабые органические кислоты, у которых окраска молекулярной и анионной форм различны. Например, лакмус – слабая кислота HL, которая в растворе диссоциирует:

HL ⇄ H+ + L‾ (В)

красный синий

В кислой среде (при избытке протонов Н+) равновесие (В) смещается в сторону недиссоциированных молекул HL, окраска в растворе красная. В щелочной среде (при избытке гидроксид-ионов ОН‾) равновесие (В) смещается в сторону образования анионов L‾, раствор приобретает синюю окраску. Различные индикаторы меняют окраску при разных значениях рН. В таблице 1 приведены примеры наиболее часто используемых индикаторов и области рН перехода их окраски.

 

Таблица 1 Кислотно-основные индикаторы

 

Индикатор рН перехода окраски Окраска
НL L‾ в области перехода
Лакмус 5,0 – 8,0 красная синяя  
Метилоранж 3,2 – 4,4 красная желтая оранжевая
Фенолфталеин 8,2 – 10,0 бесцветная малиновая розовая

 

Составление уравнений гидролиза солей. Следует обратить внимание на правильное написание уравнений гидролиза солей многоосновных кислот и многокислотных оснований. Эти соли гидролизуются по ступеням. Так, гидролиз соли Na2CO3 может быть выражен ионными уравнениями:

первая ступень: СO32‾ + H2O ⇄ HСO3‾ + OH‾

вторая ступень: HСO3‾ + Н2O ⇄ Н2СО3 + OН‾

Т. е. гидролиз карбоната натрия протекает главным образом по первой ступени с образованием кислой соли. И лишь при сильном разбавлении, нагревании или подкислении раствора следует учитывать гидролиз образовавшейся кислой соли (т. е. вторую ступень гидролиза).

При гидролизе солей двух- и многокислотных оснований образуются основные соли. Например, для соли AlCl3 возможны три ступени гидролиза:

первая ступень: Al3+ + H2O ⇄ AlOH2+ + H+

вторая ступень: AlOH2+ + Н2O ⇄ Al(OН)2+ + Н+

третья ступень: Al(OH)2+ + H2O ⇄ Al(OH)3 + H+

Но преимущественно протекает процесс по первой ступени и лишь повышение температуры, разбавление раствора или его подщелачивание усиливают гидролиз.

Уравнения реакций гидролиза составляются а) в молекулярной форме; б) в полной ионно-молекулярной форме и в) в сокращенной ионно-молекулярной форме. При этом должны быть учтены правила написания ионных уравнений обычных реакций обмена.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Определение характера гидролиза

На полоски красной и синей лакмусовой или универсальной индикаторной бумаги, помещенные на часовое стекло, нанесите по одной капле растворов солей: сульфида натрия, карбоната натрия (соды), сульфита натрия, сульфата калия, хлорида алюминия, буры. По изменению цвета индикатора определите, какие соли подвергаются гидролизу и объясните, почему.

Вопросы и задания

1. Напишите уравнения реакций гидролиза солей в молекулярной, полной и краткой ионно-молекулярной формах.

2. Укажите среду (кислая, щелочная или нейтральная) и рН (рН>7; рН<7 или рН≈7) в растворах исследованных солей. Объясните причину различных значений рН в этих растворах.

3. Результаты наблюдений оформите в виде таблицы:

Соль              
рН              
Выводы              

Опыт 2. Влияние температуры на гидролиз

В две пробирки внесите по ~1 мл 1 моль/л раствора ацетата натрия, прибавьте в каждую по 2 капли раствора фенолфталеина. Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, вторую нагрейте на кипящей водяной микробане. Отметьте изменение цвета раствора при нагревании. Охладите пробирку до комнатной температуры и снова отметьте изменение цвета.

Вопросы и задания

1. Опишите наблюдаемое.

2. Напишите уравнение реакции гидролиза ацетата натрия в молекулярной, полной и краткой ионно-молекулярной формах.

3. Используя принцип подвижного равновесия (принцип Ле Шателье), объясните, почему при нагревании цвет раствора с индикатором изменяется. Почему цвет раствора изменяется при охлаждении?

4. По результатам опыта сделайте вывод о тепловом эффекте процесса гидролиза (эндо- или экзотермический процесс).

Опыт 3. Влияние разбавления на гидролиз

К 4-6 каплям раствора хлорида сурьмы (III) по каплям прибавляйте воду. Заметьте выпадение осадка оксохлорида сурьмы (III) SbOCl**. Затем прибавьте несколько капель соляной кислоты до растворения осадка. Снова прилейте воды.

 

** Соли сурьмы (III) в водных растворах сильно гидролизуются с образованием основных солей. Последние, отщепляя воду, переходят в соединения антимонила (или стибила), т. е. одновалентного радикала-катиона SbO+:

Sb3+ + 2Н2О → Sb(ОН)2+ ++, Sb(ОН)2+ → SbO+ + H2O

Следует иметь в виду, что Sb(III) часто находится в виде радикала SbO*, который входит в состав солей в качестве однозарядного катиона (например, KSbOС4Н4О6 – так называемый рвотный камень, SbOCl – хлорид антимонила и др.).

Вопросы и задания

1. Опишите и объясните наблюдаемое.

2. Напишите уравнение реакции гидролиза хлорида сурьмы (III) в молекулярной, полной и краткой ионно-молекулярной формах.

3. Объясните смещение ионных равновесий диссоциации и гидролиза хлорида сурьмы (III).

 

Опыт 4. Растворение веществ в продуктах гидролиза

4.1. В пробирку налейте около ~1 мл раствора хлорида цинка и на микробане хорошо нагрейте раствор. Бросьте в раствор небольшой кусочек цинка, предварительно очистив его поверхность наждачной бумагой. Какой газ выделяется?

4.2. В другую пробирку налейте столько же концентрированного раствора фосфата натрия Na3РО4 и внесите небольшой кусочек алюминия. Сильно нагрейте раствор. Что наблюдается?

Вопросы и задания

1. Опишите и объясните наблюдаемое.

2. Напишите уравнения реакций гидролиза в молекулярной, полной и краткой ионно-молекулярной формах а) для хлорида цинка; б) для фосфата натрия.

3. Напишите уравнения реакций растворения металлов в продуктах гидролиза указанных солей.

Опыт 5. Необратимый гидролиз

К ~1 мл раствора сульфата алюминия прибавьте столько же раствора карбоната натрия. Наблюдайте образование осадка и выделение газа (какого?). Почему это происходит?

Вопросы и задания

1. Опишите и объясните наблюдения.

2. Напишите уравнение реакции гидролиза сульфата алюминия в молекулярной, полной и краткой ионно-молекулярной формах.

3. Как доказать, что выпавший осадок не является солью угольной кислоты?

Опыт 6. Практическая негидролизуемость малорастворимых веществ

В две пробирки налейте по ~1 мл дистиллированной воды, предварительно измерив универсальным индикатором рН этой среды. Затем в первую пробирку внесите 1 микрошпатель кристаллов сульфата свинца PbSO4 и хорошо перемешайте стеклянной палочкой. В другую пробирку внесите столько же кристаллов карбоната кальция и также хорошо перемешайте. С помощью универсального индикатора определите рН воды с осадками в пробирках.

Вопросы и задания

1. Опишите и объясните наблюдения. Почему не различаются значения рН для чистой воды и воды с осадками?

 

Вопросы и задачи к лабораторной работе 4

1. Что называется ионным произведением воды и от чего оно зависит?

2. Что такое рН?

3. Что называется интервалом перехода индикатора?

4. Как влияют температура и разбавление на гидролиз солей?

5. Почему не все соли гидролизуются?

6. Вычислить водородный и гидроксильный показатели (рН и рОН) децинормального раствора азотной кислоты.

7. Определить рОН и рН сантимолярного раствора гидроксида натрия.

8. Вычислить рН 3,12 %-ного раствора соляной кислоты, плотность которого равна 1,015 г/см3.

9. Вычислить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе, рН которого равен а) 12,05; б) 1,30.

10. Вычислить рН децинормального раствора соляной кислоты, если степень диссоциации ее равна 90 %.


Поделиться:

Дата добавления: 2015-07-26; просмотров: 130; Мы поможем в написании вашей работы!; Нарушение авторских прав





lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2024 год. (0.006 сек.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав
Главная страница Случайная страница Контакты