Опыт 1. Получение и исследование комплексного соединения сульфата тетраамминомеди (II)

Поместить в две пробирки по 10 капель 1 н. раствора сульфата меди и добавить, в одну из них 2 капли хлорида бария. На присутствие какого иона указывает выпавший осадок? Во вторую пробирку внести кусочек гранулированного олова и наблюдать выделение на его поверхности красноватого налета меди.

Получить комплексное соединение меди, для чего поместить в пробирку 10—15 капель раствора сульфата меди и по каплям добавлять гидроксид аммония NH₄OH. Наблюдать растворение выпавшего вначале осадка основного сульфата меди [CuOH]₂SO₄ и изменение цвета раствора при образовании комплексного сульфата тетра-амминомеди (II) [Cu(NH₃)₄]SO₄. Полученный раствор разделить в две пробирки и провести те же два опыта, которые были проделаны с раствором медного купороса. Выпадает ли осадок при добавлении хлорида бария? Выделяется ли медь на грануле олова?

Написать уравнения всех проведенных реакций. Есть ли различие в поведении сульфата меди и комплексной соли по отношению к каждому добавленному реактиву? Написать уравнение электролитической диссоциации сульфата тетраамминомеди (II).

Опыт 2.Анионные и катионные комплексы.

А. Гидроксокомплексы

В три пробирки поместить раздельно растворы солей цин­ка, хрома(Ш) и алюминия. В каждую из них добавлять по каплям раствор щелочи. Наблюдать вначале выпадение осад­ков, а затем их растворение в избытке щелочи. Написать урав­нение реакции образования растворимых гидроксокомплек­сов, содержащих ионы [Zn(OH)4]^2-, [Сr(OH)₆]^3-, [Аl(OH)₆]^3-.

Б. Комплексное основание никеля

Получить осадок гидроксида никеля (II), внеся_в пробирку 3—4 капли раствора сульфата никеля и такой же объем раствора едкого натра. Полоской фильтровальной бумаги удалить жидкую фазу.

К осадку добавить 5—6 капель конц. раствора гидроксида аммония. Что происходит? Сравнить окраску ионов Ni²⁺ в растворе сульфата никеляс окраской полученного раствора.

Присутствием каких ионов обусловлена окраска раствора?

Написать уравнения реакций: образо­вания гидроксида никеля (II), взаимодействия гидроксида никеля с аммиаком и уравнение электролитической диссоциации образо­вавшегося комплексного основания (координационное число ни­келя принять равным шести). Какое основание является более сильным: простое или комплексное? Ответ обосновать.

Опыт 3.Комплексные соединения в реакциях обмена

А. В пробирку к 4—5 каплям раствора сульфата меди добавить такой же объем раствора комплексной соли K₄lFe(CN)₆]. Отметить цвет образовавшегося осадка гексациано­феррата меди. Написать молекулярное и ионное уравнения ре­акции.

Б. Получить раствор тетрамминомеди(II) (см. опыт 1), прибавить к полученному раствору 3-5 капель Na₂S. Написать уравнение реакции и объяснить выпадение черного осадка, учитывая, что ПР_CuS⁼ 8,5×10^-45 .

Контрольные вопросы и упражнения

1. Определить степень окисления и координационное число комплек-сообразователя в следующих соединениях:

K₂[PtCl₄],[Со(NН₃)₃С1₃],[Ti(H₂O)₄Br₂]Br,K₂ [Pt(C₂O₄)Cl₂].

2. Представить координационные формулы следующих соединений:

КС1 • АuСl₃, 2NH₄C1 • PtCl₄, Na₂C₂O₄ • СuС₂O₄, PtCl₂ • 4NН₃.

3. По .К_нест оценить устойчивость комплексных ионов:

[Mg(NH₃)₆]²⁺,[Cu(NH₃)₄]²⁺, [Ag(NH₃)₂]⁺, [Co(NH₃)₆]²⁺.

Тепловые эффекты химических процессов

Лабораторная работа

Цель работы:

Определение с помощью простейшего калориметра теплоты реакции нейтрализации сильного основания сильной кислотой и теплоты растворения солей.

Описание исследуемых процессов

Согласно теории электролитической диссоциации, реакция между растворами сильной кислоты и сильного основания, например,

HCl(p) + NaOH(р) ® NaCl(р) +H₂O ,

независимо от того, какие кислоты или основания были взяты, может быть представлена в виде

Н⁺+ ОН^- ®Н₂О + 56.9 кДж.

Таким образом, в основе этих реакций лежит одно и то же термохимическое уравнение.

Растворение кристаллических солей представляет сложное физико-химическое явление. При растворении кристаллической соли протекают два основных процесса : первый - эндотермический, связанный с разрушением кристаллической решетки; второй - экзотермический, обусловленный взаимодействием растворенного вещества с молекулами растворителя с образованием гидратированных ионов. В зависимости от того, какой из двух тепловых процессов преобладает, тепловой эффект растворения может быть положительной или отрицательной величиной.

Расчет теплоты из экспериментальных данных

Расчет теплоты, поглощающейся или выделяющейся в калориметре, в данной работе проводим исходя из следующих допущений:

1) считаем, что тепловой эффект проявляется только в изменении температуры раствора и стекла конической колбы - реактора;

2) пренебрегаем относительно небольшими потерями тепла в окружающую среду;

3) принимаем теплоемкость раствора равной теплоемкости воды.

С учетом сделанных допущений выделяющуюся или поглощаемую в калориметре теплоту вычисляем по формуле

q = (c_Р ×m_Р + c_С × m_С) × DT,

где с_Р = 4.184 кДж/(кг×К); с_С=0.75 кДж/(кг×К) - удельные теплоемкости раствора и стекла; m_Р и m_С - массы раствора и стеклянной колбы-реактора; DТ - изменение температуры калориметра в ходе процесса.

Таким образом, задача калориметрического эксперимента сводится к точному определению изменения температуры калориметра DT, обусловленному тепловым эффектом.

Оборудование и реактивы

Калориметр, термометр с точностью не хуже 0.1^о С. весы с точностью измерения 0.01 г. Мерный цилиндр на 100 мл. Ареометр.

Реактивы: 1М НС1; 1М НNO₃ ; 3М NaOH; CuSO₄ (безводный); CaSO₄×5H₂O (кристаллогидрат).

Опыт 1. Определение теплового эффекта реакции нейтрализации сильного основания сильной кислотой.

В сухую коническую колбу с известной массой с помощью мерного цилиндра залейте 150 мл 1М раствора соляной кислоты и поместите ее в стакан, внутри которого размещены теплоизолирующие прокладки из пенопласта. Закройте калориметр крышкой с отверстием для термометра.

Налейте в мерный цилиндр 50 мл 3М раствора NaOH и измерьте его температуру. Необходимо, чтобы температуры исходных растворов были одинаковы.

Каждый калориметрический опыт начинают с определения температурного хода калориметрической системы. Для этого в течение нескольких минут измеряют температуру калориметра. Показание термометра фиксируют через каждую минуту. Если в течение 5 минут изменения температуры невелики и равномерны (эти изменения составляют начальный период опыта), то в определенный момент отсчета вылейте в калориметр через воронку приготовленный раствор щелочи. Перемешайте растворы. С момента сливания растворов начинается главный период опыта. За счет теплового эффекта протекающей химической реакции происходит резкое изменение температуры. По окончании реакции нейтрализации температурный ход в калориметре станет снова равномерным. Момент наступления равномерного хода в калориметре является концом главного и началом конечного периода.

В конечном периоде в течение 5 минут температурные отсчеты проводятся через минуту, как и в начальном периоде.

Результаты температурных измерений изображаются в виде графика на миллиметровой бумаге. На рисунке проводится график изменения температуры в реакции нейтрализации. Здесь линии АВ, ВС и СD соответствует начальному, главному и конечному периодам реакции. Наличие температурного хода линии СD свидетельствует об имеющем место теплообмене калориметра с окружающей средой. В расчетах максимальной температуры раствора теплообмен учитывается следующим образом. Прямая АВ экстраполируется вправо, а прямая СD - влево. Интервал времени ВС делится пополам и из точки М₁ проводится перпендикуляр к оси абсцисс. Отрезок HC_T соответствует изменению температуры калориметра DТ, вызванному протеканием химического процесса с поправкой на теплообмен.

Для расчетов потребуется также значение массы раствора, находящегося в калориметре, которую можно определить либо путем взвешивания, либо из выражения m_Р = V×r, где V = 200 мл, а значение r можно измерить с помощью ареометра или принять равным 1 г/мл.

По указанию преподавателя процедуру определения DТ можно упростить.

1.Измерьте температуру раствора кислоты в колбе - Т_К .

2.Измерте температуру раствора щелочи в цилиндре - Т_Щ.

3.Начальную температуру раствора после смешения рассчитайте по формуле

Т₁ = (Т_К ×150 + Т_Щ × 50) / 200.

4.Залейте раствор щелочи в колбу-калориметр. Сразу же после смешения закройте колбу крышкой с термометром. Энергично взбалтывая полученный раствор следите за его температурой. Отметьте максимальную температуру Т₂.

5.Рассчитайте DТ = Т₂ - Т₁.

Результаты выполненных измерений запишите в таблицу.

№ опыта	Масса колбы-калоримет-ра, mС, г	Масса раствора в колбе, mР, г	Начальная температура раствора	Изменение температуры калориметра DТ	Использованная кислота
			кис-лота	NaOH

Тот же эксперимент проделайте с 1М раствором HNO₃.

На основании полученных данных определить

1) количество теплоты [кДж], выделившееся при протекании реакции нейтрализации;

2) число молей образовавшейся в ходе реакции воды (рассчитать из значений концентрации щелочи или кислоты и уравнения химической реакции);

3) рассчитать тепловой эффект реакции нейтрализации (кДж/моль Н₂О) и составить термохимическое уравнение изучаемой реакции;

4) сравнить значения тепловых эффектов нейтрализации 1М раствора НС1 и 1М раствора HNO₃; cделать вывод.

Опыт 2. Определение тепловых эффектов растворения солей

Опыт проводится в той же калориметрической установке и по той же методике, которая описана в опыте 1.В колбу налейте 200 мл дистиллированной воды и снимите начальный температурный ход калориметра. Взвесьте ~ 5 г безводной соли с точностью до 0.01 г. Быстро внесите навеску в колбу. При постоянном взбалтывании раствора следите за показаниями термометра. Температурные измерения представьте графически и рассчитайте значения DТ.

Результаты опыта запишите в таблицу.

№ опыта	Масса колбы m1, г	Масса соли	Масса воды	Масса раствора	Изменения температуры Т1	DТ

Опыт повторите с кристаллогидратом соли, взяв навеску ~ 8 г. Результаты опыта запишите в таблицу.

По данным проведенного эксперимента

1) рассчитать теплоту растворения безводной соли, кДж/моль;

2) рассчитать теплоту растворения кристаллогидрата, кДж/моль;

3) используя закон Гесса по найденным теплотам растворения безводной соли и ее кристаллогидрата рассчитать теплоту гидратации безводной соли и составить термохимические уравнения этой реакции

CuSO₄(кр.) + 5H₂O(ж.) = CuSO₄× 5H₂O(кр.) + Q₁ .(1)

При этом следует иметь в виду, что процесс растворения безводного сульфата меди может быть представлен в виде двух последовательно протекающих процессов : процесса (1) и

CuSO₄ × 5H₂O(кр.) = CuSO₄(p) + 5H₂O + Q₂(2) или в виде одного суммарного уравнения

CuSO₄(кр.) = CuSO₄(p) + Q₃ ,

где Q₂ и Q₃ - теплоты растворения кристаллогидрата и безводной соли. Учитывая, что начальное и конечное состояния в обоих случаях одинаковы, на основании закона Гесса, Q₃ = Q₁ + Q₂, откуда Q₁ = Q₃ - Q₂.

Контрольные вопросы

1.Рассчитайте стандартную теплоту образования диоксида азота NO₂(г), если стандартный тепловой эффект реакции 2 NO₂(г) « N₂O₄ (г) при 298К равен - 58,4 кДж/моль, а стандартная теплота образования N₂O₄(г) равна 9,4 кДж/моль.

2. Установите возможность (или невозможность) самопроизвольного протекания реакции СО(г) + 1/2 О₂=СО₂(г) при 298 К и 1 атм. Ответ подтвердите расчетом.

3. Теплоты образования воды и водяного пара равны соответственно 285,8 и 241,8 кДж/моль. Рассчитайте теплоту испарения воды при 25^оС.

Жесткость воды

Введение

Абсолютно чистой воды в природе не бывает. При взаимодействии воды с атмосферой и почвой в ней растворяются органические и неорганические соединения. Особое значение имеют присутствующие в воде многозарядные катионы Ca²⁺ и Mg²⁺. Если концентрация этих ионов велика, то воду называют жесткой, если мала - мягкой. Жесткость воды подразделяют на карбонатную и некарбонатную.

Карбонатной называют жесткость, обусловленную присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния Ca(HCO₃)₂ и Mg(HCO₃)₂. При повышении температуры, особенно при кипячении, эти соли разлагаются с образованием малорастворимых карбоната кальция и гидроксида магния и жесткость устраняется :

t^o

Ca(HCO₃)₂ ® CaCO₃¯+H₂O+CO₂­,

t^o

Mg(HCO₃) ® Mg(OH)₂¯ +2CO₂­.

Поэтому карбонатную жесткость еще называют временной.

Некарбонатная жесткость определяется содержанием в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния. При кипячении эти соли не удаляются из воды. Поэтому некарбонатную жесткость еще называют постоянной. Сумма постоянной и временной жесткости дает общую жесткость воды.

Жесткость характеризуют числом моль эквивалентов солей Са²⁺ и Mg²⁺ в 1л воды. Ж_карб. - карбонатная жесткость воды, определяется количеством ммоль эквивалентов анионов НСО₃^- в 1л воды: Ж_карб.= С_N(НСО₃)×10³, мэкв/л. Ж_общ. - общая жесткость воды, определяется количеством ммоль эквивалентов катионов Ca²⁺, Mg²⁺ в 1л воды: Ж_общ.= [С_N(Са²⁺)+С_N(Mg²⁺) ]× 10³, мэкв/л.

Ж_{некарб.}=Ж_общ. - Ж_карб.

Жесткая вода непригодна в качестве теплоносителя на энергообъектах, ее вкусовые качества невелики, стирка в жесткой воде возможна только при повышенном расходе моющих средств. Поэтому воду умягчают, т.е. снижают содержание ионов Ca²⁺ и Mg²⁺.

Один из простейших способов устранения жесткости - кипячение (см. выше уравнения протекающих при этом реакций). В этом случае из воды удаляются лишь гидрокарбонаты. Химические способы устранения жесткости – известкование (добавление в воду гашеной извести Ca(OH)₂) и содирование (добавление кальцинированной соды Na₂CO₃). Современными методами умягчения воды являются дистилляция (испарение воды с образованием концентрированных растворов солей), обратный осмос (молекулярное фильтрование) и ионный обмен (сорбция ионов Са²⁺ и Mg²⁺ полимерными смолами, сопровождающаяся поступлением в воду эквивалентных количеств других катионов, например, H⁺)

Определение карбонатной жесткости основано на реакции

HCO₃^- + H⁺ ® H₂O + CO₂ (Н₂СО₃).

Образующийся углекислый газ остается в растворе в виде Н₂СО₃, т.к. его количество невелико. Раствору СО₂ в воде соответствует рН » 4, поэтому точку эквивалентности определяют по изменению окраски метилового оранжевого, которая при рН = 4 переходит из желтой в оранжевую.

Общую жесткость воды можно определить с помощью раствора двухзамещенной натриевой соли этилендиаминтетерауксусной кислоты (комплексон III, Na₂ЭДТА или трилон – В):

HO OH

:O=C-CH₂ CH₂-C=O:

N-CH₂-CH₂-N

:O=C-CH₂ CH₂-C=O:

NaO Ona

(Na₂H₂ЭДТА)

Это вещество за счет электронных пар, обозначенных точками, образует донорно–акцепторные связи с комплексообразователями, в качестве которых выступают ионы Са²⁺ и Mg²⁺. При образовании комплекса происходит замена двух ионов водорода соли на 1 ион металла:

Са²⁺ + Н₂ЭДТА^2- ®[Са(ЭДТА)]^2- + 2Н⁺

Mg²⁺+ Н₂ЭДТА^2- ®[ Mg(ЭДТА)]^2- + 2Н⁺

Образующиеся комплексы очень устойчивы (К_Н » 1×10^-11 для первого, К_Н » 1×10^-9 для второго), т.к. число донорно–акцепторных связей 1 иона металла с 1 молекулой–лигандом (дентантность) равно 6. При титровании трилон–В реагирует с ионами металлов до тех пор, пока все ионы Са²⁺ и Mg²⁺ не окажутся связанными.

Индикатором точки эквивалентности служат соединения, дающие с ионами Са²⁺ или Mg²⁺ окрашенные комплексы, менее прочные, чем комплексы с Na₂H₂ЭДТА. Таким индикатором является эриохром черный (ЭТ - 00). Это органический краситель, дающий с Mg²⁺ комплексную соль красно-фиолетового цвета.

Таким образом, если к жесткой воде прибавить несколько капель спиртового раствора ЭТ-00, то вода окрасистся в красно-фиолетовый цвет вседствие присутствия в ней ионов магния. Если же затем понемногу прибавлять раствор комплексона III с известной концентрацией, в первую очередь будет образовываться наиболее прочный комплекс с ионами кальция, а затем менее прочный комплекс с ионами магния. При этом комплекс ионов магния с индикатором, как наименее прочный, распадется и цвет воды перейдет из красно-фиолетового в синий (точка эквивалентности)

Следует иметь в виду, что эриохром черный имеет синий цвет только при pH=7-11, а в кислой среде он принимает вишнево-красный цвет. Поэтому титрование ведут в присутствии буферного раствора NH₄ОН - NH₄Cl, для которого pH = 9 - 10. Буфер нейтрализует кислоту, выделяющуюся при титровании.

Лабораторная работа

Цель работы: определение жесткости водопроводной воды.

Приборы и посуда

1. Колбы конические 150 мл - 3 шт., 250 мл - 1 шт.

2. Бюретки 50 мл - 2 шт.

3. Мерный стаканчик на 10 мл - 1 шт.

4. Мерный цилиндр на 50 - 100 мл.

Реактивы

1. 0.01 N НС1

2. 0.02 N Na₂H₂ЭДТА.

3. Буферная смесь NH₃ + NH₄Cl.

4. Раствор метилового оранжевого.

5. Раствор ЭТ - 00.

Выполнение работы

По указанию преподавателя работа проводится с горячей или холодной водопроводной водой. Для проведения экспериментов необходимо не менее 300 мл воды. Ее нужно отобрать сразу, т.к. жесткость водопроводной воды со временем может меняться. Отберите воду в колбу на 250 мл и в мерный цилиндр.