Рецензенты Д. Х. Н. Проф. Кафедры общей химии мгу им. . Ломоносова

ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ

 

ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

 

Издание третье, дополненное

 

 

Москва 2007г

УДК 54

Авторы – коллектив преподавателей кафедры общей и неорганической химии РГУ нефти и газа им. И.М.Губкина: доц. Аллахведрдиева Д. Т., доц. Болдырева О. Г., доц. Голубовская Л. П., доц. Дорохин В. П., доц. Зайцев Н. К., доц. Карташева М. Н., доц. Локтев А. С., проф. Медведева М. Л., доц. Некрасова В. В., Рудык Е. М., доц. Рыбальченко В. С., доц. Травникова Л. А., асс Филиппенкова Н. М..

Под редакцией зав. кафедрой проф. Дедова А. Г. и доц. Аллахвердиевой Д. Т.

 

 

В каждой работе данного практикума изложен перечень основных разделов теоретического курса, которые необходимо повторить перед выполнением работы, приведены вопросы и упражнения для подготовки к допуску и защите лабораторной работы, и даны методические указания к самим лабораторным работам.

Лабораторный практикум предназначен для студентов РГУ нефти и газа им. И. М. Губкина всех направлений подготовки дипломированных специалистов и бакалавров, за исключением направления «Химическая технология органических веществ и топлив»

 

Рецензенты д.х.н. проф. кафедры общей химии МГУ им.. Ломоносова

О. С. Зайцев и к.х.н. доц. кафедры промышленной экологии РГУ нефти и газа Г. И. Журавлев.

 

(С) Российский государственный университет нефти и газа

им. И. М. Губкина, изд.3, 2007

ВВЕДЕНИЕ

К выполнению лабораторного практикума допускаются студенты, изучившие порядок работы в химической лаборатории и прошедшие инструктаж по технике безопасности.

Подготовка к лабораторной работе является одним из видов самостоятельной работы студентов и осуществляется заранее. Для этого необходимо:

1) предварительно изучить соответствующие разделы теоретического курса по рекомендованным пособиям в соответствии с разделом I лабораторной работы;

2) в тетради для лабораторных работ дать ответы на вопросы и решить задачи, приведенные во разделе II данной работы.

3) внимательно ознакомиться с содержанием предстоящей лабораторной работы и заранее оформить экспериментальную часть (раздел III лабораторной работы), оставив место для записей соответствующих наблюдений и выводов во время проведения лабораторных работ.

4) защитить выполнение лабораторной работы у преподавателя, предъявив ему оформленную лабораторную работу и ответив на несколько вопросов по технике проведения лабораторной работы и обоснованности выполнения отдельных ее параграфов для подтверждения теоретических разделов курса.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1.

 

ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

 

 

I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.

Простые вещества. Аллотропия. Сложные вещества. Органические и неорганические вещества. Основные классы неорганических соединений.

Оксиды, их состав и номенклатура. Солеобразующие и индифферентные (безразличные) оксиды. Оксиды основные, кислотные и амфотерные. Химические свойства оксидов. Способы получения.

Кислоты, их состав и номенклатура. Классификация кислот. Основность кислот. Получение кислот и их характерные свойства.

Основания, их состав и номенклатура. Классификация оснований. Способы получения и свойства оснований. Щелочи. Амфотерные гидроксиды.

Соли, их состав и номенклатура. Классификация солей. Соли средние, кислые, основные и двойные. Способы получения солей. Химические свойства солей.

Условия протекания ионообменных реакций до конца.

Генетическая связь между классами неорганических соединений.

Использование веществ, принадлежащих к основным классам неорганических соединений, в нефтяной и газовой промышленности.

II. Вопросы и упражнения

1. Приведите по три примера основных, амфотерных, кислотных и безразличных оксидов. Назовите их. Напишите графические формулы их молекул.

2. Какие гидроксиды соответствуют следующим оксидам: оксид бария, оксид калия, оксид углерода (IV), оксид фосфора (V). Напишите графические формулы их молекул. Назовите их.

3. Какие элементы образуют основные оксиды, а какие - кислотные?

Какими химическими свойствами обладают следующие оксиды: K₂O,

Cr₂O₃, CrO₃? Подтвердите ответ соответствующими уравнениями реакций.

4. Какими химическими свойствами обладают следующие гидроксиды: Cu(OH)₂ ; Zn(OH)₂ ; H₂SO₄? Подтвердите ответ соответствующими уравнениями реакций.

5. Какими способами получают кислоты и основания? Подтвердите ответ уравнениями реакций, в результате которых получаются Ba(OH₂); Cu(OH)₂; HCl, H₂SO₄ .

6. Используя следующие вещества CaO, H₂O, HCl, Ca(OH)₂, SO₃, NaOH, Na₂CO₃ осуществите нижеприведенные превращения:

оксид основание основная соль средняя соль;

оксид кислота кислая соль средняя соль;

гидроксид оксид соль

7. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Cu(OH)₂ CuO CuSO₄

 

NaOH → Na₂CO₃ → NaHCO₃ → Na₂CO₃ → CO₂

 

Zn → ZnO→ Zn(NO₃)₂→Zn(OH)₂→ Na₂[Zn(OH)₄]

 

CaO→ Ca(OH)₂ → CaOHCl → CaCl₂ → CaSO₄ → Ca(HSO₄)₂

II. Вопросы и упражнения.

1. По каким формулам можно вычислить эквивалент и молярную массу эквивалента вещества, участвующего в ионно-обменных реакциях:

а) оксид алюминия + ….. ® сульфат алюминия + …

б) серная кислота + …... ® сульфат металла + …

в) гидроксид бария + ….. ® хлорид бария + …

г) сульфат хрома (III) + ….. ® хлорид хрома (III) + …

д) H₃PO₄ + … ® NaH₂PO₄ + …

е) Cr(OH)₃ + … ® CrOHCl₂ + …

2. По каким формулам можно вычислить эквивалент и молярную массу эквивалента вещества, участвующего в окислительно- восстановительных реакциях? Определите, чему равна молярная масса эквивалента метана СН₄ и оксида углерода (II) в реакциях их полного сгорания (до оксида углерода (IV) и воды.

3. Рассчитайте молярную массу эквивалента железа в реакциях:

а) Fe + … ® FeCl₂ + … б) Fe + … ® Fe(NO₃)₃ + …

4. Напишите формулы для расчета объёма моля эквивалента газообразного вещества и определите объём моля эквивалентов (н.у.) водорода, кислорода и азота в реакциях: N₂ + О₂ ® NH₃ N₂ + O₂ ® NO

5. Какой объём водорода выделится при растворении 10г цинка в кислоте при н.у.?

6. Оксид трехвалентного металла содержит 47% (мас.) кислорода. Определите формулу оксида.

 

 

Таблица 1 Давление насыщенного водяного пара при различных температурах

t, ^оС	P, мм.рт.ст	t, ^оС	P, мм.рт.ст	t, ^оС	P, мм.рт.ст	t, ^оС	P, мм.рт.ст.
	9,8		12,8		16,5		21,1
	10,5		13,6		17,5		22,4
	11,2		14,5		18,7		23,8
			15,5		19,8

 

Поправка на давление водяных паров вводится в связи с тем, что

выделившийся водород в приборе контактирует с водой и общее давление,

вытесняющее воду из прибора складывается из парциальных давлений водорода и водяного пара.

Найденное значение V₀ используется для расчета молярной массы эквивалента магния согласно закону эквивалентов по формуле:

 

m(Mg) V⁰(H₂)

¾¾¾ = ¾¾¾

М_Э(Mg) V_Э(H₂)

 

Где m(Mg)- масса магния, вступившего в реакцию;

M_Э(Mg)-молярная масса эквивалента магния;

V(H₂)- выделившийся объём водорода (при н.у.);

V_Э(H₂)- объем эквивалента водорода.

При расчете обратите внимание на единицы измерения используемых величин!

 

Вычислите относительную ошибку эксперимента (ε), принимая

теоретическое значение молярной массы эквивалента магния за 100%:

 

êM_Э(Mg)_(теор.) - M_Э(Mg)_(эксп.) ê

ε= ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ ·100%

M_Э(Mg) _(теор.)

 

Укажите возможные источники ошибки при определении молярной массы эквивалента магния в ходе данной работы.

 

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3

II. Вопросы и упражнения.

 

1. В каком объёме воды (плотность воды = 1 г/мл) следует растворить 50 г соли для получения 10 % раствора?

2. Смешаны 200 г 20%(масс.) раствора фосфорной кислоты и 400 г 50% (масс.) раствора той же кислоты. Какова процентная концентрация кислоты в полученном растворе?

3. Найдите массу воды, необходимую для приготовления 1,5 моляльного раствора хлорида натрия, если имеется 10 г NaCl.

4. Какую массу раствора с массовой долей карбоната натрия 40% надо при-

бавить к воде объемом 40 мл для получения раствора с массовой долей

соли 6%?

5^*. Какого объема раствор с массовой долей СuSO₄, равной 1% (r = 1,02 г/мл), потребуется для растворения 100 г медного купороса CuSO₄* 5H₂O, если надо получить раствор, в котором массовая доля СuSO₄ составляла бы 10%?

6^*. Для приготовления 5%-ного (по массе) раствора MgSO₄взято 400 г

MgSO₄*7H₂O. Найдите массу полученного раствора.

7. К 100 мл 10%-ного раствора хлорида калия (r=1,063 г/мл) прибавили 100

мл воды. Вычислите массовую долю вещества в полученном растворе.

8. К раствору массой 250 г, массовая доля соли в котором составляет 10%,

прилили воду объемом 150 мл. Приняв плотность воды равной 1 г/мл,

определите массовую долю соли в полученном растворе.

9. Сколько мл 0,5 М раствора H₂SO₄можно приготовить из 15 мл 2,5 М

раствора?

10 Какой объем 0,1 М раствора H₃PO₄можно приготовить из 75 мл 0,75 н.

раствора?

11. Плотность 40%-ного (по массе) раствора HNO₃равна 1,25 г/мл. Рассчи-

тайте молярность, моляльность и нормальность этого раствора.

12 Какой объем 10% (по массе) H₂SO₄(r=1,07 г/мл) потребуется для

нейтрализации раствора, содержащего 16,0 г NaOH?

 

Задание: Приготовить 0,5 л 0,05М серной кислоты из более концентрированного раствора.

Налейте разбавленную серную кислоту (10-15%-ной концентрации) в стеклянный цилиндр и определите ее плотность ареометром. Какому содержанию Н₂SO₄ (в %) соответствует найденная плотность?

(см. таблицу 2а Приложения).

Рассчитайте, какой объем разбавленной серной кислоты нужно взять для

приготовления заданного объема раствора серной кислоты заданной

концентрации. Отмерьте этот объем мензуркой.

В мерную колбу на 500 мл, примерно на 1/4 ее объема, налейте

дистиллированную воду. Перемешивая жидкость круговым движением колбы,

понемногу через воронку перелейте в нее всю кислоту из мензурки. Ополосните воронку водой, выньте ее и дождитесь охлаждения колбы до комнатной температуры. Затем, добавляя воду, доведите уровень жидкости в колбе до метки по нижнему мениску. Последние порции воды добавляйте по каплям пипеткой.

Плотно закройте колбу пробкой, перемешайте несколько раз полученный раствор, перевертывая колбу дном вверх.

Опыт 5 Приготовление раствора заданной концентрации смешиванием растворов более высокой и более низкой концентрации

Приготовить заданный объем 5%-ного раствора гидроксида натрия, имея в своем распоряжении 3%-ный и 10%-ный растворы NaOH.

Выпишите из табл. 2а Приложения плотности приготовляемого и исходных растворов NaOH, зная их концентрации (в %). Рассчитайте необходимые объемы исходных 3%-ного и 10%-ного раствора.

Способ расчета. Вычислите массу заданного объема 5%-ного раствора и массу NaOH, содержащегося в нем.

m _р-ра= r V

m _NaОН = m _р—ра w / 100

где r - плотность раствора; w - массовая доля растворенного вещества в %;

m _{Na OH} - масса растворенного вещества; m _р-ра - масса раствора; V - объем

раствора, который состоит из суммы двух объемов V₁ и V₂

V = V₁ + V ₂ (1)

Масса растворенного вещества (m _{Na OH}) состоит из суммы масс Na OH

содержащихся в отмеренных растворах V₁ и V _2.

m_{Na OH =} V₁ × w₁ × r₁ / 100 + V₂ × w₂ × r₂ / 100 (2)

Решая совместно уравнения 1 и 2, получите значения объемов V₁ и V_2.

Отмерьте вычисленные объемы исходных растворов, слейте в колбу заданного

объема, закройте колбу пробкой и тщательно перемешайте раствор, перевернув

колбу несколько раз вверх дном. Отлейте часть раствора в цилиндр, измерьте

ареометром плотность приготовленного раствора по табл.2а Приложения, найдите его концентрацию (%). Определите относительную погрешность величины концентрации приготовленного раствора.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4

II. Вопросы и упражнения.

1. Напишите математическое выражение уравнения скоростей реакций:

а) CH₃COOC₂H_{5 (ж)} + NaOH _(ж)® CH₃COONa + C₂H₅OH

б) CH₃OCH_3(г) → CH₄ + H₂ + CO

в) 2A_(тв) + В_(ж) ®А₂В

г) СаСО_3(тв) → СаО_(тв) + СО_2(г.)

д) 2А_(г) + В_(тв) → А₂В

Какие из вышеперечисленных реакций относятся к гомогенным, какие – к гетерогенным?

2. Во сколько раз изменятся скорости прямой и обратной реакции в системе:

2А_(г.) + В_(г.) Û А₂В_(г.), если объем газовой смеси уменьшить в 3 раза?

3. Реакция между веществами А_(г) и В_(г) протекает по уравнению: 2А + В = С;

[А]₀ = 7 моль/л; [В]₀ = 6 моль/л; k = 0,4 л² / моль² · с. Рассчитайте скорость реакции в начальный момент и при остаточной концентрации вещества В, равной 50%.

4. Как изменится скорость реакции 2NO _(г) + O_2(г) ® 2 NO_2(г), если: а) увеличить давление в системе в 2 раза, б) уменьшить объем системы в 2 раза, в) повысить концентрацию NO в 2 раза, г) повысить концентрацию О₂ в 2 раза?

5. Как изменится скорость реакции 2А_(тв) + В_(г)® А₂В при а) повышении давления в два раза, б) при уменьшении объема системы в 2 раза, в) при увеличении концентрации В в 2 раза?

6. Температурный коэффициент реакции равен 3. Во сколько раз увеличится

скорость реакции при увеличении температуры на 20^о?

7. При увеличении температуры на 40⁰, скорость реакции возросла в 39 раз. Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции.

8. При Т₁ = 333 ⁰ К, реакция заканчивается (τ₁) = за 30 с. За сколько времени

(τ₂ =?) закончится эта реакция при Т₂ = 283 ⁰К, если γ = 3.

9. Чем объясняется повышение скорости реакции при введении в систему

катализатора?

10*. Энергия активации реакции, проходящей без катализатора равна 70 кДж/моль, а с участием катализатора – 50 кДж/моль. Во сколько раз увеличивается скорость реакции в присутствии катализатора при 400 К?

 

11. Как повлияет на равновесие следующих реакций

2 СО_(г) + О_{2 (г)} «2 СО_{2 (г)} DН < 0

СаСО_{3 (тв)} «СаО_(тв) + СО DН > 0

N_2(г) + 3H_2(г) «2 NH_3(г) DH < 0

2Mg + O_2(г) «2MgO DH < 0

а) понижение температуры? б) понижение давления?

 

II. Вопросы и упражнения.

1. Какие электролиты называются сильными, а какие – слабыми?

Перечислите кислоты и основания, являющиеся сильными электролитами.

2. Что такое полное ионно-молекулярной уравнение реакции? Что отражает краткое ионно-молекулярное уравнение?

Напишите полные и краткие ионно-молекулярные уравнения реакций между:

а) серной кислотой и гидроксидом натрия

б) сероводородной кислотой и гидрокидом натрия

Почему краткие ионно-молекулярные уравнения этих реакций различны? Будет ли одинаковым тепловой эффект этих реакций нейтрализации?

В каких случаях ионно-обменная реакция идет до конца, а в каких – до состояния

равновесия?

3. Определите, возможно ли протекание до конца реакций между:

а) гидроксидом аммония и хлороводородной (соляной) кислотой

б) сульфатом калия и нитратом натрия

в) хлоридом меди и гидроксидом калия

Ответы подтвердите записью уравнений реакций в молекулярной и ионно-молекулярной форме и сравнением К_дис, если это необходимо.

4. Чем определяются амфотерные свойства гидроксидов? Что получатся при растворении амфотерного гидроксида в щелочи?

Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме реакции растворения

гидроксида цинка в соляной кислоте и в гидроксиде калия.

5. Как влияет на равновесие в растворе электролита добавление вещества,

содержащего одноименный ион? Как изменится концентрация ионов водорода в растворе уксусной кислоты при добавлении ацетата натрия? Как изменится

концентрация гидроксил-ионов в растворе гидроксида аммония при добавлении

в раствор хлорида аммония?

6. Как влияет на равновесие в растворе электролита добавление вещества, не содержащего одноименные ионы? Как изменится активная концентрация ионов водорода в растворе соляной кислоты при добавлении в раствор сульфата натрия? Как изменится активная концентрация гидроксил-ионов в растворе гидроксида аммония при добавлении в раствор хлорида калия?

7. Рассчитайте рН 10^-3 М растворов хлористоводородной (соляной) кислоты,

фтористоводородной кислоты, гидроксида калия, гидроксида аммония.

(При решении задач следует использовать понятия сильный и слабый электролит)

8. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакций:

а) сульфат железа (II) ® сульфид железа (II) ® хлорид железа (II)

б) хлорид алюминия ® нитрат алюминия ® гидроксид алюминия

в) оксид цинка ® хлорид цинка ® гидроксид цинка

г) сульфат марганца ® нитрат марганца ® гидроксид марганца

д) гидроксид аммония ® хлорид аммония ® хлорид свинца

9. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакций, с помощью которых можно доказать амфотерные свойства гидроксидов хрома (III), олова (II).

 

ГИДРОЛИЗ

I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.

Гидролиз. Какие соли подвергаются гидролизу. Молекулярная и ионно-молекулярная форма записи уравнений гидролиза солей сильных оснований и слабых кислот, слабых оснований и сильных кислот, слабых оснований и слабых кислот. Причина протекания гидролиза растворов солей главным образом по первой ступени. Константа гидролиза. Степень гидролиза. Влияние разбавления раствора соли водой и повышения температуры на степень гидролиза.

 

II. Вопросы и упражнения

1. Напишите по три формулы солей, растворимых в воде и состоящих из катиона сильного основания и аниона слабой кислоты, катиона слабого основания и аниона сильной кислоты, катиона сильного основания и аниона сильной кислоты, а также три формулы солей, не существующих в водных растворах.

2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза карбоната натрия и нитрата меди по первой и второй ступени. Почему гидролиз солей, образованных катионом многоатомного слабого основания и анионом сильной кислоты или катионом сильного основания и анионом многоосновной слабой кислоты, идет в обычных условиях (без нагревания и не в сильно разбавленных растворах) только по первой ступени?

3. Почему соли, состоящие из катионов сильного основания и анионов сильной кислоты, не подвергаются гидролизу? Приведите два примера.

4. В таблице растворимости солей в воде указано, что не существует водных растворов некоторых солей (прочерк в таблице). Почему? Какие реакции происходят при взаимодействии этих солей с водой? Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме реакции гидролиза сульфида алюминия и сульфита хрома (III).

5. Как вычистить константу гидролиза соли? Какая соль лучше гидролизуется:

карбонат натрия или гидрокарбонат натрия, фосфат натрия или фторид натрия

(молярные концентрации солей одинаковы)?

6. По каким формулам можно рассчитать степень гидролиза соли и рН среды?

7*. Вычислите К_гидр, степень гидролиза (h) и рН 10^-3М растворов фосфата калия и хлорида меди (для иона CuOH⁺ K_дис = 1*10^-7). Активную концентрацию фосфат-иона и иона меди считать равной молярной концентрации.

8. Как влияет повышение температуры на степень гидролиза?

9. Как влияет разбавление раствора водой на степень гидролиза?

10. Какую реакцию среды (рН) имеют водные растворы сульфата калия, бромида бария? Почему?

11. Что получится при сливании одинаковых объёмов растворов сульфата алюминия и сульфида натрия одинаковой нормальной концентрации? Какая при этом получится среда: нейтральная, слабокислая или слабощелочная?

Напишите уравнения реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7

II. Вопросы и упражнения.

1. Дайте определение понятию растворимость s. В каких единицах она выражается? Как пересчитать растворимость, выраженную в моль/л на растворимость, выраженную в г/л?

2. Напишите уравнения, связывающие ПР и s для расчета растворимости малорастворимых электролитов: AgCl, Cu₂S, PbI₂, Sb₂S₃.

3. Напишите математическое выражение для условия выпадения и растворения осадка А_хВ_у. Какие растворы при этом будут называться ненасыщенными, насыщенными и пересыщенными?

4. В каком из указанных вариантов раствор малорастворимого электролита типа АВ ненасыщен?

1. [А⁺] [Вˉ] < ПР; 2. [А⁺][Вˉ] ═ ПР; 3.[А⁺] [Вˉ] > ПР.

5*. Как изменится растворимость малорастворимого электролита при повышении ионной силы раствора? Ответ обоснуйте. Как изменится растворимость Zn(OH)₂ при добавлении в раствор хлорида натрия

а) возрастет; б) уменьшится; в) останется неизменной?

6. Произведение растворимости PbSO₄ равно 2,2·10ˉ⁸. Вычислите:

а) активную концентрацию ионов Pb ²⁺ и SO₄ ²‾, б) растворимость PbSO₄ в г/ л.

7. Растворимость Mg(OH)₂ при некоторой температуре равна 0,012 г /л. Определите ПР Mg(OH)₂.

8. Произведения растворимости Ag₂SO₄ и PbCl₂ примерно одинаковы

(2∙ 10‾⁵). Какое соотношение между растворимостями (моль/л) этих солей правильно:

1) S (Ag₂SO₄) > S (PbCl₂); 2) S (Ag₂SO₄) < S (PbCl₂);

3) S (Ag₂SO₄) = S (PbCl₂).

Сколько воды требуется для растворения при 25^оС 1 грамма ВаСО₃?

ПР (ВаСО₃) = 5×10^-9

ПР сульфата серебра равно 7×10^-5. Образуется ли осадок, если к 0,02М

раствору AgNO₃ прибавить равный объем 1М раствора H₂SO₄ ?

Во сколько раз уменьшится концентрация ионов серебра в насыщенном

растворе AgCI, если прибавить к нему столько соляной кислоты, чтобы концентрация ионов СI^- в растворе стала равной 0,03 моль / л?

Если к раствору, содержащему ионы Ва ²⁺ и Са ²⁺ в одинаковой

концентрации, прибавить по каплям разбавленный раствор Na₂SO₄, то какие осадки и в какой последовательности будут при этом образовываться?

Объясните, почему при действии на растворы солей железа (II) и

марганца (II) сероводородом осадки сульфидов не выпадают, а при действии сульфидом аммония – выпадают?

 

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ.

I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.

Природа связи между комплексообразователем и окружающими его молекулами или ионами (лигандами) в комплексе. Дентатность лиганда. Моно- и бидентатные лиганды. Как определяется заряд комплекса. Анионный, катионный и электронейтральный комплексы. Внешняя и внутренняя сфера комплексных соединений. Тип связи между внешней и внутренней сферой.

Названия комплексных соединений: анионных, катионных, электронейтральных.

Основное различие между двойной солью и комплексной. Диссоциация в воде двойных солей и комплексных соединений. Константа нестойкости комплексов. Причины образования и разрушения комплексных соединений.

 

II Вопросы и упражнения.

1. Приведены примеры комплексных соединений:

а) K₂[ZnCl₄] д) K₂[Zn(OH)₄],

б) [Ni(NH₃)₆]Cl₂ е) [Cr(NH₃)₃(H₂O)₃]Cl₃

в) [Pt(NH₃)₄Cl₂] ж) K[AuBr₄],

г) Na₃[FeF₆] з) Cu(NH₃)₄](OH)₂.

Отметьте внутреннюю (координационную) и внешнюю сферы комплексов, укажите комплексообразователь и лиганды. Какие из соединений содержат катионный комплекс, какие – анионный и какие комплексы электронейтральны? Назовите эти соединения.

2. Определите степень окисления и координационное число комплексообра-

зователя в следующих комплексных соединениях и назовите их.

а) K[PtCl4]	ж) H[Co(CN)4(H2O)2]
б) Ca[ZrF6]	з) Cu2[Fe(CN)6]
в) K3[Co(NO2)6]	и) [Cd(NH3)4](OH)2
г) Na3[Ag(S2O3)2]	к) Na2[FeNO(CN)5]
д) [Cr(NH3)4(H2O)2]Br3	л) [PtCl2(NH3)2]
е) [Pt(NH3)5Cl]Cl3	м) [Cr(H2O)4PO4]

3. Известно, что из раствора комплексной соли CoCl_{3 *} 6NH₃ нитрат серебра

осаждает весь хлор, а из раствора CoCl_{3 *} 5NH₃ только 2/3 хлора. Исходя из этого, напишите координационные формулы обоих соединений и уравнения их диссоциации.

4. Из каких солей можно получить K₃[Fe(CN)₆]? Напишите уравнение реакции.

5. Напишите уравнения ступенчатой диссоциации в растворе следующих соединений и выражение констант нестойкости их комплексных ионов или электронейтральных комплексных молекул:

a) [Cu(NH3)4]SO4	д) (NH4)2[Fe(SO4)2]
б) [Co(H2O)2(NH3)4Cl]Cl2	е) H[Co(H2O)2(CN)4]
в) Na2[Pt(OH)6]	ж) [Cr(NH3)3H2OCl2]Cl
г) [PtCl2(NH3)2]	з) [Cr(H2O)4PO4]

6. Какой комплексный ион прочнее и почему? Чем Вы это можете подтвердить?

а) [Ag(NH₃)₂]⁺ или [Ag(CN)₂]^-

б) [Zn(NH₃)₄]²⁺ или [Cd(NH₃)₄]²⁺

7. Какое основание является более сильным: Cu(OH)₂ или [Cu(NH₃)₄](OH)₂? Какая кислота сильнее: HCN или H[Ag(CN)₂]? Дайте обоснованный ответ.

8. Чем объяснить, что раствор CdCl₂ при действии щелочи дает осадок Cd(OH)₂, а раствор [Cd(NH₃)₄]Cl₂ осадка не образует?

9. Укажите основное отличие двойных солей от комплексных. К каким солям относятся: калийалюминиевые квасцы KAl(SO₄)₂, кристаллогидрат

CuSO₄ *5 H₂O?

10. Что называется константой нестойкости комплексного иона? Пользуясь

таблицей констант нестойкости комплексных ионов в Приложении (табл.10), расположите в порядке повышения устойчивости следующие ионы: [Cd(H₂O)₄]²⁺, [Cu(CN)₄]^2-, [Ag(NH₃)₂]⁺, [HgI₄]^2-.

11^*. Что происходит при действии раствора аммиака на Cu(OH)₂? Рассчитайте и сравните концентрации ионов Cu²⁺ в насыщенном растворе Cu(OH)₂ (ПР=2 _* 10^-20) и в 0,1М растворе [Cu(NH₃)₄]²⁺ (К_н=9,3 _* 10^-13), содержащем 0,2 моль/л избыточного NH₃.

12.^* 0,1М раствор [Ag(NH₃)₂]NO₃ содержит 1 моль избыточного аммиака. При какой концентрации ионов Cl^-, Br^- и I^- начнется образование соответствующего малорастворимого галогенида серебра?

 

Ацидокомплексы.

4а. Тетраиодовисмутат калия.

К 2-3 каплям раствора нитрата висмута прибавьте по каплям раствор иодида калия до выпадения осадка BiI₃. Затем добавьте еще несколько капель насыщенного раствора KI до растворения выпавшего осадка. Каков цвет полученного раствора? Может ли эта окраска обусловливаться присутствием ионов K⁺, I^-, Bi⁺³? Какой из этих ионов может быть комплексообразователем?

4б. Тетраиодомеркурат калия.

В две пробирки внесите по 2-3 капли раствора нитрата ртути (II). Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, в другую добавьте раствор иодида калия до полного растворения образующегося вначале оранжевого осадка иодида ртути (II). (Часть полученного раствора комплексной соли сохраните для опыта 7г).

Испытайте растворы в обеих пробирках на присутствие ионов Hg²⁺, добавив в каждую пробирку по 2 капли раствора гидроксида натрия. Из какого раствора выпадает желтый осадок оксида ртути (II)?

Напишите уравнения реакций образования и диссоциации комплексных соединений, учитывая, что координационные числа Bi⁺³ и Hg⁺² равны четырем.

4в. Гидроксосоли.

В три пробирки внесите раздельно по 2-3 капли растворов солей цинка, хрома (III) и алюминия. В каждую из них добавьте по каплям раствор щелочи до образования осадка соответствующего гидроксида, а затем добавьте избыток щелочи до полного растворения осадков с образованием растворимых гидроксокомплексов, содержащих ионы [Zn(OH)₄]^2-, [Cr(OH)₆]^3- и [Al(OH)₆]^3-.

Напишите уравнения реакций образования и диссоциации комплексных соединений.

Опыт 5. Комплексные соединения в реакциях обмена.

Качественные реакции на ионы Fe³⁺ и Fe²⁺.

К 1-2 каплям раствора хлорида или сульфата железа (III) прибавьте равный объем раствора гексацианоферрата(II) калия K₄[Fe(CN)₆] (желтая кровяная соль). К 1-2 каплям свежеприготовленного (почему?) раствора сульфата или хлорида железа (II) прибавьте столько же раствора гексацианоферрата(III) калия K₃[Fe(CN)₆] (красная кровяная соль).

Отметьте наблюдения и напишите уравнения протекающих реакций, обратив внимание на то, что реактивом на ион Fe³⁺ служит цианидный комплекс [Fe(CN)₆]^4-, в состав которого входит железо (II), и, наоборот, реактивом на ион Fe²⁺ служит комплекс того же состава [Fe(CN)₆]^3-, но с центральным ионом железа (III).

 

Опыт 6. Прочность и разрушение комплексных ионов.

Для проведения опытов 6(а-в) используйте раствор хлорида диамминсеребра [Ag(NH₃)₂]Cl, полученный в опыте 3в, а для опыта 6г – сульфат тетраамминмеди [Cu(NH₃)₄]SO₄, полученный в опыте 3а.

6а. К 3-4 каплям раствора комплексной соли серебра добавьте кусочек гранулированного цинка. Что наблюдается?

Напишите уравнение реакции образования комплексного аммиаката цинка, учитывая, что координационное число Zn²⁺ равно четырем. Объясните, пользуясь таблицей констант нестойкости комплексных ионов, причину вытеснения цинком серебра из его аммиачного комплексного иона.

6б. К 5-6 каплям раствора диаминсеребра добавьте разбавленную азотную кислоту до выпадения осадка AgCl. Объясните наблюдаемые явления, исходя из того, что константы нестойкости ионов [Ag(NH₃)₂]⁺ и NH₄⁺ соответственно равны 6,8 _* 10^-8 и 6,0 _* 10^-10.

6в. В две пробирки с 4-5 каплями раствора хлорида диамминсеребра добавьте: в одну - раствор гидроксида натрия, а в другую – раствор иодида калия. Что происходит? Напишите уравнение диссоциации комплексного иона [Ag(NH₃)₂]⁺. Дайте объяснение наблюдаемым явлениям, пользуясь уравнением диссоциации комплексного иона, его константой нестойкости и величиной произведения растворимости образовавшегося осадка.

6г. Раствор [Cu(NH₃)₄]SO₄ разделите поровну в две пробирки. В одну прилейте раствор гидроксида натрия, а в другую – раствор сульфида аммония. Что наблюдается? Дайте объяснение наблюдаемым явлениям, исходя из данных о величинах произведений растворимости Cu(OH)₂ и CuS и константы нестойкости иона [Cu(NH₃)₄]²⁺.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 9

II. Вопросы и упражнения.

 

1. Дайте определения понятиям: степень окисления, окислитель и процесс окисления; восстановитель и процесс восстановления.

2. Как связаны электронное строение атомов и ионов с их окислительно-восстановительными свойствами. Рассмотрите на примерах серы, азота, галогенов.

3. Определите степень окисления серы в следующих соединениях: SO₂, H₂S, Na₂SO₃, CS₂, H₂SO₄, As₂S₅.

Определите степени окисления хрома в соединениях: K₂CrO₄, Cr₂O₃, KCrO₂, Cr₂(SO₄)₃, K₂Cr₂O₇, Na₃[Cr(OH)₆]

Определите степени окисления элементов в ионах: (NO₃)^-, (NO₂)^-, (BiO₃)^-, (MnO₄)^-, (MnO₄)^2-, (NH₄)⁺, (ClO₃)^-

4. Определите, какие процессы относятся к процессам окисления, а какие к процессам восстановления: S®(SO₄)^2-; S®S^2-; Sn®Sn⁴⁺; K®K⁺; Br₂®2Br^-; 2H⁺®H₂; H₂®2H^-; V²⁺®(VO₃)^-; Cl^-®(ClO₃)^-; (IO₃)^-®I₂; (MnO₄)^-®(MnO₄)^2-

5. Определите, какими свойствами в окислительно-восстановительных реакциях обладают следующие молекулы (только окислительными, только восстановительными или и окислительными и восстановительными): KCrO₂, Cr₂(SO₄)₃, K₂Cr₂O₇ , SO₂, H₂S, Na₂SO₃, H₂SO₄, HCl, HClO₄, Cl₂, HNO₃, NaNO₂, Fe

6. Определите, какие реакции относятся к окислительно-восстановительным:

a) H₂+Br₂®2HBr;

б) NH₄Cl®NH₃+HCl;

в) NH₄NO₃®N₂O+2H₂O;

г) 2K₂CrO₄+H₂SO₄®K₂Cr₂O₇+K₂SO₄+H₂O;

д) Fe+S®FeS

7. Для приведенных реакций определите, какие вещества являются окислителями, а какие восстановителями; укажите тип окислительно-восстановительной реакции; составьте уравнения электронного баланса и подберите коэффициенты:

a) SO₂+Br₂+H₂O®2HBr+H₂SO₄

б) Mg+H₂SO₄®MgSO₄+H₂

в) Cu+H₂SO₄®CuSO₄+SO₂+H₂O

г) I₂+6KOH®KIO₃+KI+H₂O

д) KMnO₄+KOH®K₂MnO₄+O₂+H₂O

е) H₂SO₃+H₂S®S+3H₂O

ж) NH₄NO₂®N₂+H₂O

з) P+KOH+H₂O®PH₃+3KH₂PO₄

и) H₂O₂®H₂O+O₂

k) KMnO₄+MnSO₄+H₂O®MnO₂+K₂SO₄+H₂SO₄

8. Для связывания сероводорода в условиях бурения используют в качестве реагентов бихромат калия или перманганат калия по реакциям:

a) H₂S+K₂Cr₂O₇+H₂SO₄®S+Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄+H₂O;

б) H₂S+KMnO₄+H₂SO₄®S+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O;

в) H₂S+KMnO₄®S+MnO₂+KOH +H₂O

г) H₂S+KMnO₄+KOH®S+K₂MnO₄+H₂O.

д) Составьте уравнения электронного баланса и подберите коэффициенты.

Рассчитайте, какая масса бихромата калия (уравнение (a)) потребуется для нейтрализации 224 м³ (н. у.) сероводорода.

9. Какова степень окисления азота в нитрите калия и серы в сульфите натрия? Каковы окислительно-восстановительные свойства этих соединений в реакциях

а) KNO₂+ KI+H₂SO₄®I₂+NO+K₂SO₄+H₂O;