Контрольные вопросы

1. Какой раствор называют насыщенным?

2. Какая величина соответствует концентрации насыщенного раствора?

3. От каких факторов зависит концентрация насыщенного раствора хорошо растворимых и трудно растворимых веществ?

4. Что такое произведение растворимости?

5. Как величина произведения растворимости связана с растворимостью вещества?

6. При каком условии будет происходить образование осадка?

7. Что называется рН гидратообразования?

8. По какому уравнению рассчитывают теоретическое значение рН гидратообразования?

9. Что такое дробное осаждение?

10. Что такое переосаждение?

Оборудование и реактивы

В штативе: хлорид калия, хромат калия, хлорид бария, нитрат свинца, хлорид натрия, иодид калия, бромид калия, сульфат натрия, хлорид железа (III), сульфат меди (II), сульфат магния, хлорид кальция, оксалат аммония, гидроксид аммония, – растворы концентрацией 5 %. В вытяжном шкафу: сульфид натрия – раствор концентрацией 5 %; соляная кислота – раствор концентрацией 15 %; уксусная кислота – 2 н. раствор. Получать в лаборантской: пробирки – 5 шт.; сульфат железа (II), нитрат серебра, сероводородная вода, гидроксид натрия, 0,2 н. раствор.

Выполнение работы

Опыт 1. Условия выпадения осадка. В две пробирки внести по 2−3 капли раствора сульфата железа (II). В одну из них добавить такой же объем сероводородной воды, а в другую − раствор сульфида натрия. Отметить, в каком случае выпадает осадок?

Написать ионное уравнение реакции. При каких условиях выпадает осадок? Пользуясь правилом произведения растворимости, объяснить выпадение осадка сульфида железа в одном случае и его отсутствие в другом.

Опыт 2. Дробное осаждение. В двух пробирках получить раздельно хлорид и хромат серебра взаимодействием растворов хлорида и хромата калия с нитратом серебра (по 2−4 капли). Написать ионные уравнения реакций, отметить цвета осадков и записать величину произведения растворимости для хлорида и хромата серебра.

Какая соль менее растворима? Какое вещество будет выпадать в осадок в первую очередь из раствора, содержащего ионы Сl⁻, и Ag⁺ в равных концентрациях?

В чистую пробирку поместить по 2−3 капли растворов хлорида и хромата калия, добавить 5−6 капель воды и перемешать раствор стеклянной палочкой. Осторожно, по каплям (1−2 капли) прибавлять в него раствор нитрата серебра. Что наблюдается? С какими ионами в первую очередь реагируют ионы серебра? Какое вещество при этом образуется?

Добавить в раствор еще несколько капель нитрата серебра. Наблюдается ли образование хлорида серебра? Отметить начало его образования при дальнейшем увеличении концентрации иона серебра. Объяснить последовательность образования осадков в данном опыте, учитывая величины произведений растворимости хлорида и хромата серебра.

Опыт 3. Сравнение полноты осаждения ионов различными осадителями.

А. Осаждение солей бария. Получить осадок оксалата бария взаимодействием растворов хлорида бария (4 капли) и оксалата аммония (6 капель). Дать раствору отстояться или отфильтровать его через бумажный фильтр, вложенный в воронку. Прозрачный фильтрат перенести пипеткой в две чистые пробирки по 3−4 капли в каждую. В одну из них добавить 1−2 капли раствора оксалата аммония, чтобы убедиться в полноте осаждения иона бария по отношению к ионам оксалата ( ). В другую пробирку добавить 3−4 капли раствора хромата калия. Какое вещество выпадает в осадок?

Написать ионные уравнения протекающих реакций. Записать величины произведений растворимости оксалата и хромата бария и объяснить образование осадка ВаСrО₄ после удаления из раствора ионов Ва²⁺ в виде ВаС₂О₄. Каким из примененных реактивов наиболее полно удаляются ионы бария из раствора?

Б. Осаждение солей свинца. Получить хлорид свинца взаимодействием растворов нитрата свинца (4 капли) и хлорида натрия (6 капель). Профильтровать раствор в две пробирки по 2−3 капли в каждую. В одну из пробирок добавить 2−3 капли раствора хлорида натрия, в другую − такой же объем раствора иодида калия. Какая соль выпадает в осадок?

Написать ионные уравнения реакции образования полученных солей свинца. На основании опыта сделать вывод о сравнительной величине произведений растворимости этих солей. Проверить свое заключение по табличным данным.

Опыт 4. Условия растворения осадков.

А. Влияние величины произведения растворимости на растворение осадков. В трех пробирках раздельно получить осадки хлорида, бромида и иодида серебра взаимодействием растворов соответствующих солей с нитратом серебра (по 2−3 капли каждого реактива).

Отметить цвет осадков. К осадкам в каждую пробирку добавить по 2−3 капли раствора аммиака. Размешать содержимое пробирок стеклянной палочкой.

В каком случае осадок растворяется быстро? Осадок какого вещества практически не растворяется?

Написать уравнения реакций растворения осадков соответствующих галогенидов серебра в водном растворе аммиака, протекающих с образованием комплексного иона [Ag(NH₃)₂]⁺. Написать выражения произведений, растворимости для хлорида, бромида и иодида серебра и указать их числовые значения. Объяснить причину растворения галогенидов серебра в аммиаке. Почему бромид серебра растворяется в. аммиаке медленнее, чем хлорид, а иодид серебра практически нерастворим в аммиаке?

Б. Влияние концентрации ионов растворителя на растворение осадков. В двух пробирках получить осадок оксалата кальция взаимодействием растворов соли кальция и оксалата аммония (2–3 капли). Добавить в одну пробирку несколько капель 2 н. раствора хлороводородной кислоты до полного растворения осадка. В другую пробирку столько же 2 н. раствора уксусной кислоты. Отметить практическую нерастворимость оксалата кальция в последнем случае.

Написать ионные уравнения протекающих реакций и выражение произведения растворимости.

Объяснить, почему осадок оксалата кальция растворяется в хлороводородной кислоте и практически нерастворим в уксусной.

Концентрация какого иона влияет на растворение оксалата кальция в кислотах?

Опыт 5. Переосаждение малорастворимых веществ

А. Получение сульфида свинца из сульфата свинца. В пробирку внести 2 капли раствора нитрата свинца и прибавить туда же 3 капли раствора сульфата натрия. Осадок какого вещества образовался? Написать ионное уравнение реакции.

Осадку дать отстояться и кусочком фильтровальной бумаги или пипеткой отобрать жидкую фазу. К осадку добавить 3–4 капли сульфида аммония и перемешать осадок стеклянной палочкой. Как изменился цвет осадка? Какое вещество образовалось? Написать выражения произведений растворимости и их численные значения для полученных малорастворимых веществ. Объяснить переход одного осадка в другой.

Б. Получение хромата свинца из сульфата свинца. Получить сульфат свинца: в пробирку внести 2 капли раствора нитрата свинца и прибавить туда же 3 капли раствора сульфата натрия. Перевести его в хромат свинца: осадку дать отстояться и кусочком фильтровальной бумаги или пипеткой отобрать жидкую фазу, к осадку добавить 3–4 капли хромата калия. Как изменился цвет осадка?

Написать уравнения протекающих реакций. Записать величины произведений растворимости полученных, малорастворимых веществ и объяснить переход сульфата свинца в хромат свинца.

Опыт 6. Образование нерастворимых гидроксидов металлов (рН гидратообразования). В пять пробирок отобрать по 10 капель растворов солей железа (III), меди, железа (II), магния, кальция. В каждую пробирку добавлять по каплям 0,2 н. раствор NaOH до появления осадка гидроксида. В каждом случае записать число капель добавленного раствора щелочи:

№ пробирки	Формула соли	Число капель щелочи до образования осадка гидроксида	Формула гидроксида	Произведение растворимости
			Fe(OH)3	6,310^^38
			Cu(OH)2	2,210^^20
			Fe(OH)2	810^^16
			Mg(OH)2	6,010^^10
			Ca(OH)2	5,510^^6

Составить уравнения реакций образования гидроксидов металлов. Как связано количество добавленной щелочи и произведение растворимости гидроксида металла? Оценить рН гидратообразования в каждом случае.

Протокол лабораторной работы

По каждому опыту записать используемые при проведении эксперимента реактивы и результаты проведения реакций.

Содержание отчета по лабораторной работе

1. Название работы.

2. Цель работы.

3. Уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, результаты проведения реакций, заполненные таблицы и.т.п.

4. Ответы на вопросы по каждому опыту.

5. Выводы.

Лабораторная работа № 9. Исследование окислительно-восстановительных реакций

Цель работы: познакомиться с наиболее распространенными окислителями и восстановителями, с продуктами их взаимодействия между собой и научиться составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Общие сведения

Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.

Степень окисления – это гипотетический заряд, который был бы на атомах данного элемента, если бы соединение было построено из ионов.

Высшая степень окисления элемента равна номеру группы периодической системы, в которой данный элемент расположен. Низшая отрицательная степень окисления равна числу электронов, которое может принять данный элемент на застраивающийся np-подуровень: z_min = N – 8, где N – номер группы. Например, у серы высшая степень окисления равна 6, а низшая: 6 – 8 = −2. В простых веществах степень окисления равна нулю. Многие элементы проявляют в соединениях постоянные значения степени окисления: фтор −1; кислород −2, кроме пероксидов, в которых степень окисления кислорода −1; щелочные металлы +1; щелочноземельные металлы +2; водород, кроме гидридов и органических соединений, +1.

Степени окисления переменновалентных элементов рассчитывают по правилу баланса зарядов: «сумма степеней окисления всех элементов в соединении равна нулю, а в многоатомном ионе – заряду иона».

Например, в дихромате калия K₂Cr₂O₇ согласно балансу зарядов 2z_K + 2z_Cr + 7z_O = 0, следовательно, подставив z_K = 1 и z_O = −2, получаем z_Cr = +6; в перманганат-ионе z_Mn + 4z_O = −1, следовательно, z_Mn = +7.

Окислителем называют элемент, который в ходе реакции понижает степень окисления, а восстановителем – элемент, который повышает степень окисления. Окислитель при этом принимает электроны на валентную оболочку, а восстановитель отдает электроны.

Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций следующие. Возьмем в качестве примера восстановление перманганата нитритом калия в нейтральной среде:

KMnO₄ + KNO₂ + H₂O = 

Определяют степени окисления переменновалентных элементов, окислитель и восстановитель. Калий, кислород и водород имеют постоянные значения степеней окисления, указанные выше. По балансам зарядов вычисляем z_Mn = +7, z_N = +3. Поскольку марганец в высшей степени окисления, равной номеру группы, он является окислителем. Азот может повысить степень окисления до номера группы +5, поэтому он является восстановителем.

Составляют ионные уравнения полуреакций окисления и восстановления. Для уравнивания числа атомов кислорода добавляют воду и ионы: H⁺ в кислой среде или ОН^ в щелочной среде.

Восстановление: .

Окисление: .

Приводят число электронов к наименьшему общему кратному, в примере к 6. Для этого уравнения полуреакций домножают на соответствующие коэффициенты, в примере на 2 и 3. Суммируют уравнения полуреакций, сокращая одинаковые члены в левой и правой частях и учитывая нейтрализацию Н⁺ + ОН^ = Н₂О. В результате получают ионное уравнение реакции:

.

Составляют молекулярное уравнение реакции путем добавления к ионам имеющихся в растворе противоионов:

2KMnO₄ + 3KNO₂ + H₂O = 2MnO₂ + 3KNO₃ + 2KOH.

Глубина восстановления перманганата зависит от кислотности среды. В кислой среде перманганат восстанавливается до степени окисления +2 согласно полуреакции:

.

В нейтральной среде, ввиду недостатка ионов Н⁺, восстановление идет до MnO₂ по приведенной в примере полуреакции. В щелочной среде восстановление заканчивается уже на стадии образования Mn(6+) в форме манганат-иона . Уравнение полуреакции:

.

От кислотности среды зависит также состояние в растворе хрома (VI) вследствие протекания реакций:

.

Cогласно принципу Ле-Шателье, в кислой среде, при избытке ионов Н⁺, равновесие смещается влево, и хром находится в растворе в форме оранжевого дихромата. В щелочной среде, когда ионы Н⁺ в недостатке, равновесие смещено вправо, и хром переходит в форму желтого хромата. Окислительная способность хрома (VI) выше в кислой среде. Дихромат – сильный окислитель, восстанавливающийся по полуреакции:

.

Хромат – слабый окислитель, поэтому хром (VI) получают обычно окислением хрома (3+) в щелочной среде по полуреакции:

.