Опыт 1. Приготовление растворов различной концентрации
Задание №1:
Приготовьте раствор соли с заданным процентным содержанием.
1. Рассчитайте навеску сухой соли и объем воды для приготовления раствора.
2. Навеску соли взвести на технохимических весах с точностью до 0,01 г.
3. Перенесите навеску соли в химический стакан и растворите в рассчитанном количестве воды.
Задание №2:
Приготовьте раствор соли заданной молярной концентрации.
1. Рассчитайте навеску сухой соли.
2. Навеску соли взвести на технохимических весах с точностью до 0,01 г.
3. Перенесите навеску соли в мерную колбу. Растворите навеску в колбе в малом количестве воды, затем долейте водой до метки. Закройте колбу пробкой и хорошо перемешайте.
Вариант 1
1. Приготовьте 100 г 2%-го раствора CuSO4*5H2O.
2. Приготовьте 50 мл 0,3 М раствора NaCl.
Вариант 2
1. Приготовьте 100 г 2%-го раствора ZnSO4*7H2O.
2. Приготовьте 100 мл 0,6 М раствора NaCl.
Вариант 3
1. Приготовьте 150 г 1%-го раствора ZnSO4*7H2O.
2. Приготовьте 200 мл 0,4 М раствора NaCl.
Вариант 4
1. Приготовьте 200 г 1%-го раствора ZnSO4*7H2O.
2. Приготовьте 100 мл 0,6 М раствора NaCl.
Вариант 5
1. Приготовьте 200 г 1%-го раствора CuSO4*5H2O.
2. Приготовьте 25 мл 0,6 М раствора NaCl.
Вариант 6
1. Приготовьте 100 г 1%-го раствора CuSO4*5H2O.
2. Приготовьте 25 мл 0,5 М раствора NaCl.
Вариант 7
1. Приготовьте 100 г 1,5%-го раствора CuSO4*5H2O.
2. Приготовьте 50 мл 0,7 М раствора NaCl.
Вариант 8
1. Приготовьте 150 г 1%-го раствора CuSO4*5H2O.
2. Приготовьте 50 мл 0,5 М раствора NaCl.
Опыт 2. Комплексные соединения
а) Характерные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+
К 1 мл раствора сульфата железа (II) добавьте каплю раствора гексацианоферрата (III) калия (красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]). Отметьте цвет образовавшегося осадка (турнбулева синь), укажите химическое название и формулу полученного вещества. Данная реакция является характерной на ион Fe2+. Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной форме.
Поместите в пробирку 1 мл раствора хлорида железа (III) и добавьте 1 каплю раствора гексацианоферрата (II) калия (желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6]). Что наблюдаете? Отметьте цвет образовавшегося осадка (берлинская лазурь), укажите химическое название и формулу полученного вещества. Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной форме.
Поместите в пробирку 1 мл раствора хлорида железа (III) и добавьте 1 каплю раствора роданида калия (KCNS). Что наблюдаете? Напишите уравнение реакции. В другую пробирку поместите 1 мл раствора K3[Fe(CN)6] и добавьте 1 каплю раствора роданида калия (KCNS). Что наблюдаете? Сделайте вывод.
б) Получение комплексного соединения меди (II) – гидроксид тетраамминмеди (II)
В пробирку с сульфатом меди (II) (2 – 3 мл) прибавьте по каплям раствор аммиака до полного растворения осадка основной соли (CuOH)2SO4. Отметьте окраску исходного и получившегося растворов. Какие ионы обусловливают окраску в первом и во втором случае? Составьте уравнения реакций получения основной и комплексной соли, а также уравнение диссоциации комплексного соединения. Какое основание сильнее: гидроксид меди (II) или гидроксид тетраамминмеди (II)?
Вопросы
1. Как классифицируются растворы по агрегатному состоянию?
2. Какие растворы называются истинными? Чем они отличаются от коллоидных растворов?
3. Что называется растворимостью вещества? Как классифицируются вещества в зависимости от этой величины? От каких факторов зависит растворимость?
4. Что значит насыщенный, ненасыщенный и пересыщенный раствор? Соотнесите эти понятия с разбавленными и концентрированными растворами.
5. Какое биологическое значение имеют растворы?
6. Приведите не менее десяти растворов, используемых вами в повседневной жизни.
7. Хлорид кальция широко применяется как кровоостанавливающее средство, повышающее свертываемость крови. Какая масса кристаллогидрата CaCl2*6H2O необходима для приготовления 500 г 10%-го раствора хлорида кальция?
8. Приведите примеры лекарственных средств, представленных в виде растворов. Поясните их концентрацию.
9. Какие соединения называются комплексными? Как они построены согласно теории А.Вернера?
10. Приведите примеры комплексных соединений, имеющих важное биологическое значение.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА
Цель: Определить характер среды в растворах различных солей, изучить случаи протекания реакций между ионами в растворах до конца.
Теоретические основы
Гидролиз соли - это химическая реакция ионного обмена соли с водой с образованием слабого электролита и изменением pH среды.
Гидролиз соли, как правило, - обратимый процесс. Способность соли подвергаться гидролизу зависит от ее природы и внешних воздействий.
Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты гидролизу не подвергаются, т.к. ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовать молекулы слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (pH = 7). Практически не гидролизуются также и труднорастворимые соли из-за очень низкой концентрации ионов в водных растворах.
Соли слабого основания и сильной кислоты гидролизуются по катиону. Водные растворы таких солей характеризуются кислой реакцией среды (pH‹7). Гидролиз солей, образованных многовалентным катионом протекает ступенчато, через стадии образования основных солей.
Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой гидролизуются по аниону. Водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию среды (pH›7). Соли многоосновных кислот гидролизуются ступенчато (с образованием кислых солей).
Однако в первом и во втором случае гидролиз в основном проходит по первой ступени, степень гидролиза по следующим ступеням крайне незначительна.
Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются и по катиону, и по аниону. Гидролиз таких солей протекает до конца, т.к. в результате его образуются как слабое основание, так и слабая кислота. Реакция среды в этом случае зависит от сравнительной силы основания и кислоты, т.е. от их констант диссоциации.
Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов в растворах.
При составлении ионных уравнений реакций необходимо помнить следующее:
1. Нерастворимые в воде соединения, газы, слабые электролиты (вода) не диссоциируют на ионы.
2. В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.
3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.
4. Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.
Практическая часть