Растворимость некоторых сульфидов

Сульфиды	Цвет	Растворимость
в воде	в разбавл. HCl

 

РАБОТА № 28

Свойства сернистой и тиосерной кислот

 

Сернистая кислота H₂SO₃ образуется при растворении сернистого ангидрида в воде и существует только в водном растворе. При выпаривании раствора она разлагается на сернистый ангидрид и воду.

Сернистая кислота и ее соли – сульфиты являются сильными восстановителями. Лишь в исключительных случаях, при взаимодействии с еще более энергичными восстановителями, сернистая кислота может играть роль окислителя.

Тиосерная кислота H₂S₂O₃ в свободном состоянии не существует, но известны ее соли – тиосульфаты. Важнейшая из них – тиосульфат натрия Na₂S₂O₃ имеет следующее строение:

 

 

Из этой формулы видно, что атомы серы, входящие в состав тиосульфата натрия, имеют разную валентность: один атом шестивалентен положительно, другой – двухвалентен отрицательно. Благодаря наличию последнего тиосульфат является сильным восстановителем.

Для работы нужны: 1) набор пробирок; 2) сульфит натрия кристаллический Na₂SO₃·7Н₂О; 3) кристаллы тиосульфата натрия Na₂S₂O₃·5Н₂О; 4) раствор Н₂SO₃; 5) хлорная вода; 6) концентрированная серная кислота; 7) разбавленная серная кислота; 8) раствор Na₂S₂O₃.

Опыт 1. Получение сернистого ангидрида действием концентрированной Н₂SO₄ на сульфат натрия Na₂SO₃.

Поместить в пробирку кристаллик Na₂SO₃ и смочить его 1-2 каплями концентрированной Н₂SO₄. Образующаяся при этом сернистая кислота разлагается на сернистый ангидрид и воду. Выделяющийся сернистый ангидрид узнается по запаху.

Na₂SO₃ + Н₂SO₄ = Na₂SO₄ + Н₂SO₃,

Н₂SO₃ — SO₂ + H₂O.

Опыт 2. Восстановительные свойства сернистой кислоты.

1. К подкисленному соляной кислотой раствору FeCl3 прибавлять по каплям раствор сернистой кислоты до перехода желтой окраски в светло-зеленую.

Реакция идет по схеме:

Написать электронные уравнения для процесса окисления и процесса восстановления и составить полное уравнение реакции.

Опыт 3. Окислительные свойства сернистой кислоты.

В раствор сернистой кислоты пропускать сероводород. Раствор сильно мутится вследствие выделения серы. Реакция протекает по схеме:

Разобрать реакцию с электронной точки зрения и составить уравнение реакции.

Опыт 4. Действие кислот на тиосульфат натрия.

1. Ознакомиться с внешним видом кристаллов тиосульфата натрия Na₂S₂O₃·5Н₂О.

2. К раствору Na₂S₂O₃ прибавить немного серной или соляной кислоты. Получающаяся при реакции тиосерная кислота не может существовать в свободном состоянии и поэтому сейчас же разлагается с образованием сернистой кислоты и серы.

3. Составить уравнение произведенной реакции.

Опыт 5. Восстановление хлора тиосульфатом натрия.

Как было сказано выше, тиосульфат натрия благодаря присутствию двухвалентной серы является энергичным восстановителем. Например, хлор восстанавливается тиосульфатом натрия в хлористый водород по уравнению:

Na₂S₂O₃ + Cl₂ + H₂O = Na₂SO₄ + S + 2HCl

Сl₂ + 2e^— = 2Cl^—.

На этой реакции основано применение тиосульфата натрия для уничтожения следов хлора в отбеливаемых им тканях.

Налить в пробирку немного раствора тиосульфата натрия и прибавить к нему хлорной воды. Раствор мутнеет вследствие выделения серы.

 

РАБОТА № 29

Свойства серной кислоты

 

Серная кислота представляет собой бесцветную маслянистую жидкость уд. в. 1,84, закипающую при 338º.

Серная кислота обладает способностью отнимать элементы воды от органических веществ, чем объясняется обугливание многих органических веществ при действии на них концентрированной серной кислоты.

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, она окисляет при нагревании почти все металлы. Производя окисление, сама серная кислота восстанавливается до сернистой кислоты, а иногда даже до нейтральной серы и до сероводорода.

Разбавленная серная кислота действует только на металлы, стоящие левее водорода в ряду напряжений. При этом окислителем является не шестивалентная сера, как в случае концентрированной серной кислоты, а ионы водорода и при реакции выделяется свободный водород.

Для работы нужны: 1) конц. H₂SO₄; 2) кусок бумаги, лучинка; 3) медные стружки; 4) набор пробирок; 5) пробка с изогнутой под углом газоотводной трубкой; 6) стеклянная палочка; 7) 2 и раствор H₂SO₄; 8) кусочек серы; 9) магниевые стружки; 10) сахарная пудра; 11) стакан на 100 мл; 12) воронка с фильтром.

Опыт 1. Обугливание клетчатки (C₆H₁₀ O₅) _х концентрированной серной кислотой.

Написать или нарисовать что-либо на куске белой бумаги лучинкой, смоченной в растворе серной кислоты. Просушить бумагу, держа ее высоко над пламенем. Вследствие испарения воды кислота концентрируется и обугливает бумагу в смоченных ею местах.

Опыт 2. Окисление угля концентрированной серной кислотой.

1. Осторожно нагреть в пробирке 2-3 мл концентрированной серной кислоты с кусочком угля. Образуются углекислый газ и сернистый ангидрид. Последний легко узнать по запаху.

2. Составить уравнение реакции и электронные уравнения для процесса окисления и процесса восстановления.

Опыт 3. Обугливание сахара С₁₂Н₂₂О₁₁ концентрированной серной кислотой.

1. Поместить в пробирку около 2 г сахарной пудры, прибавить немного воды для получения густой кашицы. Зажав пробирку в лапку штатива, долить 2-3 мл концентрированной серной кислоты и перемешать смесь стеклянной палочкой.

2. Подождать некоторое время и, если реакция не начнется, слегка подогреть смесь. Наблюдать вспучивание обугливающегося сахара, вызываемое выделением сернистого ангидрида, образующегося вследствие частичного окисления угля (срав. оп. 2).

Опыт 4. Окисление меди концентрированной кислотой.

При нагревании меди с концентрированной серной кислотой последняя восстанавливается до сернистого дигидрида, а медь окисляется до ионов Сu^··. Образующиеся ионы меди с ионами SO₄´´ дают СuSO₄.

1. Налить в пробирку 3-4 мл концентрированной серной кислоты и прибавить немного медных стружек.

2. Закрыть пробирку а пробкой с газоотводной трубкой и укрепить слегка наклонно в зажиме штатива (рис. 22). Открытый конец газоотводной трубки опустить до дна в сухую пробирку b.

3. Нагревать осторожно пробирку а, держа горелку наклонно в руке. Как только начнется энергичная реакция, сейчас же убрать горелку.

4. По окончании реакции поднятием штатива отделить пробирку с реакционной смесью от пробирки с газом и осторожно понюхать газ в пробирке.

5. Когда пробирка а остынет, вылить ее содержимое в стакан с небольшим количеством воды. Часть раствора отфильтровать.

Синий цвет раствора свидетельствует об образовании CuSO₄.

6. Написать уравнение произведенной реакции.

Опыт 5. Окисление серы концентрированной серной кислотой.

1. Нагреть в пробирке 1-2 мл концентрированной серной кислоты с небольшим кусочком серы до кипения. Определить по запаху (осторожно понюхать) и по действию на синюю лакмусовую бумажку, какой газ выделяется.

2. Составить уравнение реакции и электронные уравнения для процесса окисления и процесса восстановления, указав окислитель и восстановитель.

Опыт 6. Действие разбавленной серной кислоты на магний.

1. Облить в пробирке несколько стружек магния разбавленной серной кислотой. Если реакция идет медленно – подогреть. Испытать выделяющийся газ, поднося к отверстию пробирки пламя горелки.

2. Написать ионное уравнение реакции.

Опыт 7. Реакция открытия иона SO₄´´.

При встрече ионов SO₄´´ с ионами Ва^·· образуется тяжелый белый осадок сульфата бария, нерастворимый в кислотах. Образование этого осадка служит характерной реакцией на ион SO₄´´.

1. Подействовать раствором ВаCl₂ на растворы серной кислоты и различных сульфатов. Во всех случаях выпадает белый осадок ВаSO₄.

2. Выразить произведенные реакции одним ионным уравнением.

3. Испытать действие на осадок соляной и азотной кислот. Убедиться, что он в них не растворяется.

 

РАБОТА № 30

Катализ

Учебник § 130

Катализом называется явление изменения скорости реакции под действием веществ (катализаторов), остающихся после реакции химически неизмененными.

Катализаторами могут служить самые разнообразные вещества, например, мелкораздробленные металлы, окислы металлов, ионы и т.д.

Для работы нужны: 1) набор пробирок; 2) двуокись марганца; 3) 3%-ный раствор перекиси водорода; 4) лучинки; 5) 2 кусочка цинка.

Опыт 1. Каталитическое ускорение разложения перекиси водорода двуокисью марганца.

Как известно, перекись водорода является неустойчивым веществом и постепенно разлагается на воду и кислород.

При обыкновенных условиях эта реакция идет сравнительно медленно. Но стоит только ввести в раствор перекиси водорода немного двуокиси марганца, как тотчас же начинается быстрое разложение перекиси водорода.

Налить в пробирку немного 3%-ного раствора перекиси водорода. Бросить в раствор щепотку двуокиси марганца и наблюдать разложение перекиси водорода. Обнаружить выделяющийся кислород тлеющей лучинкой.

Опыт 2. Каталитическое влияние двуокиси марганца на реакцию разложения бертолетовой соли.

1. Поместить в пробирку немного бертолетовой соли, укрепить пробирку вертикально в зажиме штатива и нагревать соль небольшим пламенем, пока она не расплавится и из нее не начнут выделяться пузырьки кислорода (испытание тлеющей лучинкой).

2. Не прекращая нагревания, всыпать в пробирку крошечную щепоточку порошкообразной двуокиси марганца. Наблюдать резкое увеличение скорости выделения кислорода.

Опыт 3. Ускорение реакции восстановления перманганата калия водородом в момент выделения путем введения в раствор ионов NO₃´.

При действии водорода в момент выделения на подкисленный раствор перманганата калия KMnO₄ жидкость обесцвечивается вследствие восстановления ионов MnO₄´, сообщающих раствору малиновую окраску, в бесцветные ионы двухвалентного марганца:

Реакция идет очень медленно, так как скорость соединения атомов водорода в молекулы Н₂ гораздо больше скорости их взаимодействия с ионами . Введение в раствор ионов каталитически ускоряет реакцию, что можно объяснить возникновением следующих быстро протекающих промежуточных реакций:

а) восстановления ионов в ионы водородом;

б) восстановления ионов , образовавшимися ионами , которые при этом снова окисляются в ионы :

Таким образом, в результате промежуточных реакций ион остается неизмененным, т.е. играет роль типичного катализатора.

1. Налить в пробирку 20%-ной серной кислоты, прибавить к ней несколько капель 0,1 н. раствора KMnO₄, размешать и отлить половину жидкости в другую пробирку.

2. В пробирку с первой порцией жидкости прибавить одну каплю 0,5 н. раствора KNO₃ и затем бросить в обе пробирки по кусочку цинка.

В первой пробирке жидкость обесцвечивается очень быстро, во второй лишь спустя более или менее продолжительное время.

 

Глава VIII

АЗОТ

 

Азот находится в V группе периодической системы элементов. Атом азота имеет в наружном слое 5 электронов, поэтому высшая положительная валентность азота равна пяти, а отрицательная – трем. Свободный азот очень инертен. Непосредственное соединение азота с другими элементами происходит за редкими исключениями только при высокой температуре, обычно в присутствии катализаторов. Несмотря на это, для азота известно очень много разнообразных соединений, получаемых отчасти из природных соединений азота, отчасти из азота воздуха в результате ряда сложных процессов.

Соединения азота, в противоположность самому азоту, обладают большой химической активностью. Кислородные соединения азота являются сильными окислителями.

С водородом азот образует несколько соединений, из которых наиболее важным является аммиак.

РАБОТА № 31

Аммиак и соли аммония

Учебник § 135, 136

Аммиак NH₃ – газ, очень хорошо растворимый в воде. Водный раствор аммиака обладает щелочными свойствами и, следовательно, содержит гидроксильные ионы. Появление их в растворе объясняется тем, что часть молекул NH₃ соединяется с водородными ионами воды, образуя сложные однозарядные ионы NH₄ (ионы аммония) и освобождая гидроксильные ионы.

NH₅ + H₂O → NH₅ + OH´.

последние в свою очередь отчасти связываются с ионами NH₄· в молекулы так называемого гидрата окиси аммония NH₄OH – слабого основания, в котором группа NH₄· играет роль одновалентного металла.

NH·₄ + OH´ NH₄OH,

Таким образом, раствор аммиака содержит наряду с молекулами аммиака некоторое количество ионов NH·₄ и ОН´, а также молекул NH₄OH.

При взаимодействии с кислотами газообразный аммиак образует соли, называемые солями аммония. Эти же соли образуются при взаимодействии водных растворов аммиака с кислотами, например:

NH₃+ ´HСl = NH₄Cl,

хлористый аммоний

или в ионной форме

NH₃ + H· = NH·₄

Для работы нужны: 1) набор пробирок; 2) пробирка с пробкой и газоотводной трубкой, согнутой под прямым углом (рис. 23); 3) чайный стакан; 4) красная лакмусовая бумага; 5) концентрированные растворы NH₃ и НCl.

Опыт 1. Получение аммиака из аммонийных солей и растворимость аммиака в воде.

1. Тщательно перемешать в фарфоровой ступке или на листе белой бумаги приблизительно равные объемы (по чайной ложке) NH₄Cl и Са(OH)₂.

2. Всыпать полученную смесь в пробирку, закрыть последнюю пробкой с газоотводной трубкой, изогнутой под прямым углом, и укрепить в штативе в положении, указанном на рис. 23. Наставить на газоотводную трубку опрокинутую вверх дном пробирку.

3. Осторожно нагревать пробирку со смесью, водя вдоль нее пламенем горелки. Через несколько минут, когда около пробирки начнет распространяться запах аммиака, прекратить нагревание, осторожно снять пробирку с газоотводной трубки и, не переворачивая ее опустить открытым концом в стакан с водой. Вследствие растворения газа пробирка постепенно заполняется водой.

4. Закрыть под водой пробирку с раствором аммиака пальцем, вынуть ее из воды и испытать раствор красной лакмусовой бумажкой.

5. Написать уравнения реакций получения аммиака и взаимодействия аммиака с водою.

Опыт 2. Образование NH₄Cl при взаимодействии между газообразными NH₃ и HCl.

1. Ополоснуть одну пробирку небольшим количеством концентрированного раствора аммиака, а другую – концентрированной соляной кислотой.

2. Наставить одну пробирку на другую и в таком положении несколько раз перевернуть их. Испаряющиеся аммиак и HCl соединяются друг с другом, образуя NH₄Cl, который в виде белого дыма заполняет обе пробирки.

Опыт 3. Возгонка аммонийных солей.

Аммонийные соли при нагревании разлагаются на аммиак и соответствующую кислоту. Если кислота летуча, то в воздухе она вновь соединяется с аммиаком, образуя прежнюю соль, - практически происходит возгонка соли.

Положить в сухую пробирку немного NH₄Cl и нагреть пробирку в том месте, где находится соль. Происходит выделение густого белого дыма, который оседает на стенках пробирки. Через некоторое время вся взятая соль возгоняется.

При нагревании NH₄Cl разлагается на NH₃ и HCl. Оба газа в холодных частях пробирки соединяются между собой, снова образуя NH₄Cl, который оседает на стенках пробирки.

Выразить уравнением процесс разложения NH₄Cl, учитывая, что он обратим.

Опыт 4. Открытие иона NH·4.

При действии щелочей на аммонийные соли образуется аммиак, который легко может быть выделен из раствора путем нагревания.

Выделение NH₃ при нагревании растворов аммонийных солей со щелочами служит характерной реакцией на ион аммония.

1. Налить в пробирку немного раствора какой-либо аммонийной соли и прибавить к нему щелочи.

2. Закрепив пробирку в деревянной держалке, нагреть смесь до кипения. Внести в выделяющиеся из пробирки пары смоченную красную лакмусовую бумажку. Бумажка синеет. Выделение аммиака узнается также по запаху.

3. Составить ионное уравнение реакции.

РАБОТА № 32

Получение окиси и двуокиси азота (тяга)

Учебник § 140

В лабораторных условиях окись азота NO получают обыкновенно из азотной кислоты путем восстановления ее медью.

Реакция протекает по схеме:

Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O.

Окись азота – бесцветный газ, малорастворимый в воде. Она легко соединяется с кислородом, образуя красно-бурую двуокись азота NO₂.

Для работы нужны: 1) медные стружки; 2) пробка с газоотводной трубкой; 3) набор пробирок; 4) воронка; 5) фильтровальная бумага; 6) фарфоровая чашка; 7) чашка или стакан для воды; 8) азотная кислота уд. в. 1,2.

1. Положить в пробирку немного медных стружек и прилить примерно до пробирки разбавленной азотной кислоты.

2. Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой и укрепить в зажиме штатива так, чтобы конец газоотводной трубки был погружен в чашку с водой (рис. 24).

3. Слегка подогреть пробирку. Когда появляющийся первоначально в пробирке бурый газ сменится бесцветным, подвести конец газоотводной трубки под пробирку, заполненную водой, и собрать в нее выделяющийся газ. Так же наполнить газом вторую пробирку, прекратить нагревание и сейчас же вынуть газоотводную трубку из воды.

4. Закрыв одну из пробирок под водой пальцем, вынуть ее из воды и, держа отверстием кверху против листа белой бумаги, открыть пробирку. Наблюдать, как газ в пробирке постепенно окрашивается в бурый цвет вследствие образования двуокиси азота.

5. Когда весь газ в пробирке побуреет, опять закрыть ее пальцем и опустить в воду. Отняв палец, наблюдать растворение двуокиси азота в воде и постепенное заполнение пробирки водою.

6. Вынуть из воды вторую пробирку и подержать ее открытой пока не появится бурая окраска, затем прилить немного воды, и, закрыв пальцем, хорошенько взболтать.

Испытать воду синей лакмусовой бумажкой. Какое вещество образовалось в растворе?

Написать уравнение реакции взаимодействия NO₂ (или N₂O₄) с водой.

7. Оставшуюся после выделения окиси азота реакционную смесь разбавить водой, профильтровать в фарфоровую чашку, сгустить выпариванием до небольшого объема и охладить.

Наблюдать образование кристаллов азотнокислой меди Cu(NO₃)₂.

8. Составить полное уравнение реакции взаимодействия меди с азотной кислотой и электронные уравнения для процесса окисления и процесса восстановления. Указать окислитель и восстановитель.

 

РАБОТА № 33

Свойства азотной кислоты и ее солей (тяга)

Учебник § 142

Безводная азотная кислота представляет собой бесцветную жидкость, кипящую при 86º. Азотная кислота – непрочное соединение, легко разлагающееся при нагревании.

Самым важным свойством азотной кислоты является ее окислительная способность. Большинство реакций, в которых азотная кислота участвует как окислитель, идет с восстановлением ее до NO₂ или NO. Концентрированная кислота всегда восстанавливается до NO₂, разбавленная обычно до NO. Более глубокое восстановление до NO₂, а иногда до NH₃ идет в очень разбавленных растворах при наличии энергичных восстановителей.

Соли азотной кислоты также являются непрочными соединениями, легко разлагаются при нагревании и при высокой температуре являются сильными окислителями.

Для работы нужны: 1) стойка с пробирками; 2) медные стружки; 3) цинковая пыль; 4) кусочки древесного угля и серы; 5) селитра; 6) фарфоровая чашечка; 7) воронка; 8) фильтровальная бумага; 9) железные щипцы; 10) чашка с песком.

Опыт 1. Сравнение окислительной способности концентрированной и разбавленной азотной кислоты.

1. Положить в две пробирки немного медных стружек. В одну из пробирок прибавить небольшое количество концентрированной азотной кислоты (уд. в. 1,4), в другую – разбавленной (уд. в. 1,2). В первой пробирке происходит энергичная реакция с выделением бурой двуокиси азота, во второй – реакция идет слабее, выделяется бесцветная окись азота, которая буреет у выхода из пробирки вследствие соединения с кислородом воздуха.

2. Составить электронные уравнения для обеих реакций и по ним найти коэффициенты к уравнениям реакций.

Опыт 2. Окисление серы концентрированной азотной кислотой.

Концентрированная азотная кислота при нагревании окисляет серу в серную кислоту, восстанавливаясь сама до двуокиси азота.

1. Налить в фарфоровую чашечку 2-3 мл концентрированной азотной кислоты, всыпать в нее щепотку серного цвета и нагревать смесь до кипения несколько минут.

2. По окончании нагревания дать жидкости остыть, сильно разбавить ее водой, отфильтровать часть полученного раствора в пробирку и обнаружить в нем присутствие ионов с помощью хлорида бария (см. работу № 30, опыт 7).

3. Составить уравнение произведенной реакции и электронные уравнения для процесса окисления и процесса восстановления.

Опыт 3. Окисление сероводорода азотной кислотой.

1. В широкую пробирку с небольшим количеством концентрированной азотной кислоты пропускать сероводород из аппарата Киппа. Выделяется обильный осадок серы вследствие окисления сероводорода.

2. Составить электронные уравнения для процесса окисления и процесса восстановления и полное уравнение реакции.

Опыт 4. Восстановление азотной кислоты цинком до аммиака.

При действии цинка на разбавленную азотную кислоту последняя восстанавливается до аммиака, который с избытком азотной кислоты образует нитрат аммония.

1. Поместить в пробирку щепотку цинковой пыли и прибавить сильно разбавленной азотной кислоты. Энергично взбалтывать смесь в течение нескольких минут. Профильтровать.

2. Испытать фильтрат на присутствие в нем ионов NH·₄ (см. работу 32, опыт 4).

3. Составить уравнение реакции восстановления азотной кислоты цинком. Подбор коэффициентов произвести на основании электронных уравнений.

Опыт 5. Горение угля и серы на поверхности расплавленной селитры.

1. Насыпать в пробирку немного селитры и укрепить пробирку вертикально в зажиме штатива.

2. Нагреть селитру до плавления и бросить в нее раскаленный кусочек угля. Уголь продолжает ярко гореть за счет выделяющегося из селитры кислорода.

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂.

3. Когда уголь сгорит, тотчас же бросить в пробирку кусочек серы величиной с горошину. Коснувшись поверхности селитры, сера воспламеняется и сгорает с ярким светом. Иногда, вследствие выделения большого количества тепла, пробирка расплавляется. Поэтому под пробирку, прежде чем бросить в нее серу, следует на всякий случай подставить чашку с песком.

Глава IX

УГЛЕРОД

Элемент углерод находится в IV группе периодической системы. В наружной оболочке его атома 4 электрона – поэтому высшая валентность углерода как положительная, так и отрицательная равна четырем.

При обыкновенной температуре свободный углерод малоактивен, но при нагревании активность его повышается и он может непосредственно соединяться с кислородом, хлором и другими элементами. При высокой температуре углерод в виде угля является энергичным восстановителем.

Одним из очень важных свойств угля является его способность адсорбировать, т.е. поглощать на своей поверхности газы, пары и растворенные вещества. Адсорбция углем растворенных веществ широко используется для очистки различных жидкостей от примесей.

Углерод образует два окисла – окись углерода СО и двуокись углерода или углекислый газ; последний является ангидридом угольной кислоты Н₂СО₃, существующей лишь в виде разбавленных растворов.

Угольная кислота образует два ряда солей: нормальные – карбонаты и кислые – гидрокарбонаты. Соли угольной кислоты – непрочные соединения и при нагревании разлагаются. При действии на них кислот выделяется углекислый газ.

 

Работа № 34

Явления адсорбции

Учебник § 157

Адсорбцией называется процесс, заключающийся в поглощении поверхностью тела частичек из соприкасающейся с ним фазы.

Адсорбционная способность – свойство поверхности и, как таковая, естественно, зависит от величины поверхности. Но, кроме того, она зависит от свойств поглощающего вещества – адсорбента и от свойств адсорбируемого вещества.

Адсорбция – обратимый процесс. Адсорбируемые поверхностью адсорбента частички постоянно открываются от него, а другие приходят на их место. В конце концов устанавливается равновесие, при котором скорость адсорбции становится равной скорости десорбции (обратный адсорбции процесс). При нагревании адсорбционное равновесие сдвигается в сторону десорбции, при охлаждении – в обратную сторону.

Для работы нужны: 1) набор пробирок; 2) колбочка на 100 мл; 3) воронка с фильтром; 4) древесный уголь в порошке; 5) раствор индиго или фуксина; 6) сероводородная вода; 7) 0,01 н. раствора Pb(CH₃COO)₂; 8) мензурка на 50 мл; 9) раствор KJ; 10) йодная вода; 11) крахмальный клейстер.

Опыт 1. Адсорбция красящих веществ из раствора углем.

1. Налить в пробирку несколько миллилитров разбавленного раствора какой-нибудь краски (индиго, фуксина); всыпать туда же 1-2 г мелко истолченного угля. Закрыв отверстие пробирки пальцем, энергично взбалтывать ее содержимое 2-3 мин., после чего отфильтровать жидкость в чистую пробирку. Сохранилась ли окраска раствора?

Опыт 2. Поглощение углем растворенного в воде газа.

Взболтать в пробирке несколько миллилитров разбавленного раствора сероводородной воды с угольным порошком и профильтровать жидкость в чистую пробирку. Сохранил ли фильтрат запах сероводорода?

Опыт 3. Адсорбция ионов свинца углем.

1. Налить в колбочку 20 мл 0,01 н. раствора Pb(CH₃CO₂)₂, всыпать туда же 2-3 г мелко истолченного угля. Энергично взбалтывать смесь в течение некоторого времени.

2. Отфильтровать часть раствора в пробирку и испытать действие на фильтрат йодистого калия. Вследствие адсорбции большей части ионов свинца углем, йодистый калий не вызывает образования осадка PbJ₂.

Для сравнения проделать контрольное испытание с раствором Pb(CH₃COO)₂, не подвергавшимся обработке углем. В этом случае тотчас выпадает желтый осадок PbJ₂ в результате реакции:

Pb·· + 2J´ = ↓ PbJ₂

Опыт 4. Смещение адсорбционного равновесия вследствие нагревания.

1. Приготовить очень жидкий крахмальный клейстер. Для этого растереть небольшое количество крахмала в воде и полученную кашицу влить в колбочку с кипящей водой.

2. Остудив крахмальный клейстер, прибавить к нему несколько капель йодной воды. Йод адсорбируется крахмалом, вследствие чего раствор окрашивается в синий цвет.

3. Налить пробирки окрашенного раствора и нагреть его. Окраска исчезает. Вставить на четверть пробирку в холодную воду. Вследствие понижения температуры охлаждаемая часть раствора начинает синеть.

 

РАБОТА № 35