ВНИМАНИЕ! Все опыты проводите с минимальными объемами растворов. После проведения опытов растворы и осадки, содержащие торий и уран, собирайте в специальную посуду!
Задание 1. Соединения церия (III, IV)
Задание 1.1. Свойства гидроксида церия (III)
В пробирку налейте 0,5 см3 раствора соли церия (III) и добавляйте по каплям раствор щелочи до образования осадка гидроксида церия (III). Проверьте, растворяется ли осадок в избытке щелочи и сделайте вывод о характере гидроксида Се (III). Поставьте пробирку в штатив и, периодически встряхивая ее, наблюдайте за изменением цвета осадка при окислении его кислородом воздуха.
Запишите цвета осадков. Напишите уравнения реакций осаждения гидроксида Ce (III) и его окисления с образованием гидроксида Сe (IV).
Задание 1.2. Окисление церия (III) в кислой среде
В пробирку внесите 0,5 см3 раствора соли церия (III), добавьте 1 см3 разбавленной серной кислоты и внесите на кончике шпателя порошок диоксида свинца PbO2 или висмутата натрия NaBiO3. Пробирку встряхните, отфильтруйте избыток реагентов или дайте раствору отстояться.
Как изменился цвет раствора? Напишите уравнение реакции окисления церия.
Задание 1.3. Восстановление церия (IV) в кислой среде
В пробирку внесите несколько капель раствора соли церия (IV) и добавьте 1‑2 капли раствора пероксида водорода Н2О2. Наблюдайте изменение окраски раствора.
Напишите уравнение реакции. Сделайте вывод об относительной устойчивости ионов церия (III и IV).
Задание 2. Свойства гидроксида тория (IV)
В две пробирки внесите по 3-4 капли раствора соли тория и добавьте в каждую несколько капель раствора щелочи. Отметьте цвет осадка. В одну пробирку добавьте еще 5-6 капель щелочи (избыток), в другую – равный объем разбавленной кислоты HCl или H2SO4. Растворились ли осадки?
Сделайте заключение о характере гидроксида тория и напишите уравнения всех реакций.
Задание 3. Соединения урана (VI, IV)
Задание 3.1. Осаждение диураната натрия Na2U2O7
В пробирку внесите 3-4 капли раствора нитрата уранила UO2(NO3)2 и добавляйте по каплям щелочь NaOH до выпадения осадка гидроксида уранила и его преобразования в диуранат натрия.Отметьте цвет осадка и напишите уравнения реакций.
Задание 3.2. Окислительно-восстановительные свойства соединений урана
В пробирку внесите 1 см3 раствора соли уранила UO2(NO3)2, подкислите раствор разбавленной соляной кислотой (2-3 капли) и внесите одну гранулу металлического цинка. Нагрейте пробирку до кипения, слегка охладите и снова нагрейте до кипения. Повторите эту операцию несколько раз. Наблюдайте за изменением цвета раствора. Выделение пузырьков водорода является следствием побочного процесса растворения цинка в кислоте. Напишите уравнение реакции восстановления U (VI) до U (IV).
В другой пробирке приготовьте подкисленный раствор перманганата калия слабо-розового цвета. К нему добавьте раствор восстановленного урана из первой пробирки. Наблюдайте обесцвечивание раствора перманганата. Напишите уравнение реакции окисления U (IV) до U (VI) перманганатом калия.
Работа 9. Химическое равновесие в растворах слабых
кислот (оснований)
Равновесный процесс ионизации слабого электролита количественно характеризуется константой ионизации и степенью ионизации. В растворах слабых кислот (оснований) в равновесии участвуют ионы водорода (гидроксила), концентрация которых определяет значение рН раствора:
pH = - lg a (H+) @ - lg [H+],
рОН = - lg a (OH-) @ - lg [OH-],
pH + pOH = 14.
Измерение рН раствора слабой кислоты (основания) дает возможность рассчитать константу кислотности (основности) и степень ионизации.
Пример 1. HAc ⇄ H+ + Ac-, [H+] = [Ac-]
[HAc] @ C 0(HAc)
Пример 2. NH3×H2O ⇄ NH4+ + OH-, [OH-] = [NH4+],
[NH3] @ C 0(NH3)
При данной температуре степень ионизации зависит от концентрации слабого электролита (закон разведения Оствальда) и присутствия избыточного количества одноименных ионов.
Например, равновесие NH3×H2O ⇄ NH4+ + OH- сильно смещено влево в присутствии солей аммония.
Цель работы – изучение характера смещения равновесия в растворах уксусной кислоты или аммиака при разбавлении растворов и введении солей, содержащих одноименные ионы.
Варианты индивидуальных заданий приведены в табл. 7.
Таблица 7
Индивидуальные задания к лабораторной работе 9
| Вариант | Состав и концентрация электролитов, моль/дм3 | |||||||
| Раствор 1 | Раствор 2 | Раствор 3 | ||||||
| HAc (CH3COOH) | HAc | HAc | + | NaAc | ||||
| 0,01 0,01 0,01 0,01 | 0,0004 0,0005 0,0008 0,001 | 0,0004 0,001 0,0005 0,001 | 0,0008 0,001 0,001 0,001 | |||||
| NH3 в воде | NH3 в воде | NH3 | + | NH4Cl | ||||
| 0,01 0,01 0,01 0,01 | 0,0004 0,0005 0,0008 0,001 | 0,0004 0,0005 0,0008 0,001 | 0,001 0,001 0,001 0,001 | |||||
Задание 1. Расчет константы и степени ионизации по значению рН
Измерьте значение рН раствора 1, используя прибор рН-метр или иономер.
Рассчитайте концентрацию ионов водорода (или гидроксила), константу ионизации электролита и степень ионизации a1. Сравните рассчитанное значение константы ионизации с табличным.
Задание 2. Зависимость степени ионизации от концентрации
Приготовьте раствор 2 путем разбавления более концентрированного 0,01 М раствора водой. Рассчитайте объем 0,01 М раствора, который необходим для приготовления 50 см3 раствора 2. Воспользуйтесь мерной колбой вместимостью 50 см3. Налейте в нее из бюретки необходимый объем 0,01 М раствора, долейте дистиллированной водой до метки, закройте пробкой, тщательно перемешайте и измерьте рН.
Рассчитайте степень ионизации a2 и значение константы ионизации.
Сравните значения a1 и a2 и сделайте вывод о влиянии разбавления раствора на степень ионизации слабого электролита.
Задание 3. Смещение равновесия в растворе слабого электролита при
введении одноименного иона
Приготовьте смесь двух электролитов: слабая кислота (основание) и соль, содержащая одинаковые со слабым электролитом ионы (раствор 3).
Рассчитайте объемы 0,01 М растворов HAc (NH3×H2O) и NaAc (NH4Cl), необходимые для приготовления 50 см3 раствора 3. В мерную колбу вместимостью 50 см3 налейте из бюреток необходимые объемы растворов и долейте дистиллированной водой до метки. Закройте колбу пробкой, тщательно перемешайте раствор, измерьте рН.
Рассчитайте степень ионизации a3 и значение константы ионизации. При расчете константы ионизации учтите, что
[Ac-] @ C (NaAc),
[NH4+] @ C (NH4Cl).
Сравните значения a2 и a3 и сделайте вывод о влиянии одноименного иона на ионизацию слабого электролита.
Работа 10. Гидролиз солей
Гидролизом соли называется процесс взаимодействия соли с водой, в результате которого изменяется реакция среды (рН). Гидролизу подвергаются соли, в состав которых входят анионы слабых кислот или катионы слабых оснований. Соли, содержащие и анион слабой кислоты и катион слабого основания гидролизуются в значительной степени. Гидролиз солей многоосновных кислот и многогидроксильных оснований протекает ступенчато. Наиболее значимой является первая ступень гидролиза.
Для определения рН используют растворы кислотно-основных индикаторов, индикаторную бумагу, иономер. Измерение рН раствора соли дает возможность оценить количественные характеристики процесса гидролиза – константу и степень гидролиза.
Пример 1. Гидролиз соли алюминия, содержащей катион слабого основания, протекает по первой ступени в соответствии с уравнением
Al3+ + H2O = AlOH2+ + H+
Степень гидролиза
Константа гидролиза
Пример 2. Гидролиз карбонатов, содержащих анион слабой кислоты, протекает по первой ступени согласно уравнению
CO32- + H2O = HCO3- + OH-
Степень гидролиза
Константа гидролиза
Задание 1. Изменение реакции среды при растворении соли
С помощью универсальной индикаторной бумаги определите значения рН водных растворов следующих солей: Na2CO3, NaAc, Al(NO3)3, NaCl.
На часовое стекло поместите несколько кристалликов соли, добавьте 3-5 капель дистиллированной воды. Стеклянной палочкой нанесите каплю полученного раствора на полоску индикаторной бумаги, сравните окраску влажного пятна с цветной шкалой, запишите значения рН.
Используя ту же индикаторную бумагу, определите рН дистиллированной воды и сделайте вывод о том, какие из изученных солей при взаимодействии с водой подвергаются гидролизу.
Напишите уравнения гидролиза в ионно-молекулярной и молекулярной формах. Для тех солей, гидролиз которых протекает в несколько ступеней, напишите уравнения первой ступени гидролиза.
Задание 2. Влияние температуры на процесс гидролиза
В пробирку налейте 1-2 см3 охлажденной дистиллированной воды, внесите несколько кристалликов соли цинка (II) и 1-2 капли раствора индикатора метилового красного. Отметьте цвет индикатора в растворе соли цинка. Слегка подогрейте пробирку с раствором на спиртовке. Наблюдайте изменение цвета индикатора.
Найдите в справочнике интервал рН изменения окраски индикатора метилового красного. Напишите уравнение процесса гидролиза соли цинка в ионно-молекулярной и молекулярной формах. Укажите, в каком направлении смещается равновесие при нагревании и объясните это явление. Сделайте вывод о влиянии температуры на процесс гидролиза.
Задание 3. Совместный гидролиз солей
В три пробирки внесите по 1 см3 раствора карбоната натрия (соды) Na2CO3. В каждую пробирку приливайте по каплям раствор одной из следующих солей: Cu(II), Al(III), Cr(III). Наблюдайте образование осадков основной соли меди (CuOH)2CO3, гидроксидов алюминия, хрома и выделение пузырьков СО2 (заметно при встряхивании пробирки). Отметьте цвета осадков и запишите уравнения реакций совместного гидролиза в ионно-молекулярной и молекулярной формах.
Задание 4. Расчет константы и степени гидролиза соли по измеренному значению рН
Измерьте значение рН раствора соли с концентрацией С1=0,1 М, используя прибор иономер. Рассчитайте концентрацию ионов водорода (или гидроксила), значение константы гидролиза и степень гидролиза h1.
Приготовьте раствор соли с заданной концентрацией С2 путем разбавления водой 0,1 М раствора в мерной колбе вместимостью 50 см3. Измерьте значение рН, рассчитайте концентрацию ионов водорода (или гидроксила), значение константы гидролиза и степень гидролиза h2.
Сравните значения h1 и h2 и сделайте вывод о влиянии разбавления раствора на степень гидролиза соли.
Рассчитайте теоретическое значение константы гидролиза и сопоставьте с экспериментально полученными значениями.
Таблица 8
Индивидуальные задания к лабораторной работе 10
| Вариант | Раствор Na2CO3 | Вариант | Раствор Al(NO3)3 | ||
| C1, моль/дм3 | С2, моль/дм3 | C1, моль/дм3 | С2, моль/дм3 | ||
| 0,1 0,1 0,1 0,1 0,1 | 0,001 0,002 0,0025 0,004 0,005 | 0,1 0,1 0,1 0,1 0,1 | 0,005 0,004 0,0025 0,002 0,001 |
Реактивы
Кислоты и основания
Азотная кислота, ГОСТ 4461, х.ч., плотностью 1,41 г/см3.
Аммиака водный раствор, ГОСТ 3760, х.ч., плотностью 0,905 г/см3.
Бария гидроксид октагидрат, ГОСТ 4107, х.ч., насыщенный раствор.
Кальция гидроксид, ГОСТ 9262, ч.д.а., насыщенный раствор
Натрия гидроксид (натр едкий), ГОСТ 4328, х.ч., 2-4н. раствор.
Серная кислота, ГОСТ 4204, х.ч., плотностью 1,84 г/см3.
Соляная кислота, ГОСТ 3118, х.ч., плотностью 1,19 г/см3.
Уксусная кислота («ледяная»), ГОСТ 61, х.ч., плотностью 1,049 г/см3.
Соли
Алюминия нитрата нонагидрат, ГОСТ 3757, ч.д.а.
Алюминия хлорида гексагидрат, ГОСТ3759, ч.д.а.
Аммония оксалата моногидрат, ГОСТ 5712, ч.д.а.
Аммония тиоцианат (роданид аммония), ГОСТ 27067, ч.д.а.
Аммония хлорид, ГОСТ 3773, ч.д.а.
Бария хлорид, ТУ 6-09-2358, ч.
Бериллия нитрата тетрагидрат, ТУ 6-09-2358, ч.
Висмута (III) нитрат, ГОСТ 4110, ч.д.а.
Железа (III) нитрата нонагидрат, ГОСТ 4111, ч.д.а.
Железа (II) сульфата гептагидрат, ГОСТ 4148, ч.д.а.
Железа трихлорида пентагидрат, ГОСТ 4147, ч.д.а.
Калия бромид, ГОСТ 4160, ч.
Калия гексацианоферрат (III) (красная кровяная соль), ГОСТ 4206, ч.д.а.
Калия гексацианоферрата (II) тригидрат (желтая кровяная соль), ГОСТ 4207, ч.д.а.
Калия дихромат (хромпик), ГОСТ 4220, ч.д.а.
Калия иодид, ГОСТ 4232, ч.д.а.
Калия иодат, ГОСТ 4202, ч.д.а.
Калия карбонат, ГОСТ 4221, ч.д.а.
Калия периодат, ТУ 6-09-02-364, ч.д.а.
Калия перманганат, ГОСТ 20490, ч.д.а.
Кобальта (II) нитрата гексагидрат, ГОСТ 4528, ч.д.а.
Магния оксид, ГОСТ 4526, ч.д.а.
Марганца диоксид, ТУ 11П-113, ч.
Меди (II) сульфата пентагидрат (медный купорос), ТУ 6-09-4525, ч.
Меди (II) хлорида дигидрат, ГОСТ 4167, ч.д.а.
Натрия бромид, ГОСТ 4169, ч.д.а.
Натрия висмутат, ТУ 6-09-4539, ч.д.а.
Натрия карбонат, ГОСТ 83, ч.д.а.
Натрия метасиликат, ТУ 6-09-5337, х.ч.
Натрия нитрат, ГОСТ 4197, ч.д.а.
Натрия оксалат, ГОСТ 5839, ч.д.а.
Натрия сульфат, ГОСТ 4166, ч.д.а.
Натрия сульфида нонагидрат, ГОСТ 2053, ч.д.а.
Натрия сульфит, ГОСТ 195, ч.д.а., насыщенный раствор.
Натрия хлорид (поваренная соль), ГОСТ 4223, ч.д.а.
Натрия тиосульфата пентагидрат, ТУ 6-09-01-313, ч.д.а.
Никеля (II) нитрата гексагидрат, ГОСТ 4055, ч.д.а.
Олова дихлорида дигидрат, ГОСТ 36, ч.д.а.
Свинца диоксид, ГОСТ 4216, ч.д.а.
Свинца (II) нитрат, ГОСТ 4236, ч.д.а.
Серебра (I) нитрат, ГОСТ 1277, ч.д.а.
Тория нитрат.
Уранила нитрат.
Хрома (III) нитрата нонагидрат, ГОСТ 4471, ч.д.а.
Церия (III) нитрата гексагидрат, ТУ 6-09-4081, ч.д.а.
Церия (IV) сульфата тетрагидрат, ТУ 6-09-1646, ч.
Цинка хлорид, ГОСТ 4529, ч.д.а.
