Методичні вказівки для підготовки до лабораторних робіт з курсу хімії: Експериментальна частина. Розділ 1 (Визначення молярної маси вуглекислого газу. Визначення еквівалентної маси магнію. Комплексні сполуки. Розчини електролітів), страница 5

Варіант 6

      Дослід 2. Утворення амінкомплексу цинку (II).

      До розчину солі  ZnSO₄  додати краплями  розбавлений  розчин  NH₄ОН. Одержаний  осад  розчинити в надлишку реактиву – додати кілька крапель концентрованого розчину амоніаку. Написати рівняння реакції одержання  осаду цинк  гідроксиду   і розчину амінкомплексу цинку. Координаційне число цинку дорівнює 4. Розчин  комплексної сполуки цинку використати для виконання досліду 3.

       Дослід 3. Електролітична дисоціація комплексних солей цинку (II).

      Розчин амінкомплексу цинку поділити на дві частини і до однієї додати 2-3 краплі розчину  BaCl₂, до другої частини - 2-3 краплі розчину лугу  NaOH. Написати рівняння реакцій, свої спостереження і пояснення до них, а також реакції дисоціації амінкомплексу  цинку по першому та другому ступеню і вираз для К_нест.

      Дослід 4. Утворення комплексної солі аргентуму (І).

      До 2-3 мл  розчину  AgNO₃  додати краплями насичений розчин NaCl. Утворений спочатку осад   AgCl   розчиняється в надлишку реактиву,  при цьому утворюється  міцна комплексна сполука  Na[AgCl₂]. Додати до неї розчин лугу  NaOH. Написати рівняння реакцій, свої спостереження і пояснення до них, а також реакції дисоціації утвореної  сполуки по першому та другому ступеню і вираз для К_нест. Визначити заряд комплексного іону, адендів, заряд і координаційне число комплексоутворювача.

      Завдання. Розглянути будову комплексного іону  [Zn(OH)₄]^2-  згідно з  методом валентних зв’язків. Визначити донор і акцептор електронів.

Варіант 7.

      Дослід 2. Одержання комплексної солі  аргентуму (І)

      В пробірку з 2-3 краплями  аргентум нітрату додати краплями розчин натрій тіосульфату Na₂S₂O₃  до утворення осаду  аргентум  тіосульфату. Додати  ще кілька крапель розчину тіосульфату натрію до розчинення осаду з утворенням комплексного іону  [Ag(S₂O₃)₂]³⁺. Написати рівняння реакції, свої спостереження і пояснення до них.

      Дослід 3. Одержання   комплексної сполуки  феруму(ІІІ)

      До пробірки з 2-3 краплями розчину  ферум (ІІІ) хлориду додати 2-3 краплі К₄[Fe(CN)₆]. Спостерігати утворення синього осаду   КFe[Fe(CN)₆]. Написати рівняння реакції. Визначити заряд комплексного іону і лігандів, заряд і координаційне число комплексоутворювача.

     Дослід 4. Одержання гідрокcокомплексів алюмінію(ІІІ) і цинку(ІІ).

      Комплексні сполуки, яких лігандами  є  іони OH^-, називаються гідрокcо-комплексами.  До розчину солей Al³⁺ і  Zn²⁺ додати розчин лугу NaOH, при цьому утворюються осади  гідроксидів.  Додати надлишок лугу – кілька крапель концентрованого розчину.  Осади  розчиняються з утворенням гідроксо-комплексів. Написати рівняння реакцій, вважаючи,  що  координаційне  число  Zn²⁺  дорівнює  4,  Al³⁺  -  6.

     Завдання. Відомі дві комплексні солі кобальту  з  емпіричною формулою               CoSO₄ ^. 6NH₃. Різняться вони між собою тим, що розчин однієї солі  утворює  з  BaCl₂  осад, але  не утворює осаду з  AgNO₃.  Друга, навпаки,  утворює  осад  з AgNO₃, але не  утворює  його з BaCl₂. Написати формули обох солей та рівняння дисоціації їх на іони.

Лабораторна робота №5

ХІМІЧНА КІНЕТИКА. ХІМІЧНА РІВНОВАГА

     Мета роботи: вивчення залежності швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин та від температури;  вивчення впливу концентрації на хімічну рівновагу.

     1. Хімічна кінетика

    Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин і температури вивчається на прикладі взаємодії натрій тіосульфату  з сульфатною кислотою:

                              H₂ SO₄ +  Na₂S₂O ₃  ® Na₂SO₄ +  SO₂­ +S¯ + H ₂O.

    Реакція складається з таких стадій:

                              Na₂S₂O₃  +  H₂SO₄ ® Nа₂SO₄ +H₂S₂O₃    (дуже  швидко);

                               H₂S ₂O₃  ®  H₂SО₃  +  S ¯     (повільно);

                               H₂SO₃  ®  H₂O +SO₂ ­         (швидко).

      Швидкість сумарного процесу визначається другою стадією і фіксується по утворенню осаду сірки.

Порядок роботи:

     1. П’ять пробірок помітити номерами 1,  2,  3,  4,  5   за допомогою олівця по склу або клаптиків паперу.

     2. В п’ять пробірок послідовно налити спочатку дистильованої води, вимірюючи її об¢єми  мірною пробіркою з надписом  ²т²  і  розчин  натрій тіосульфату, теж вимірюючи його об’єм пробіркою з надписом  ²т². Необхідні об¢єми цих речовин вказані в табл. 1.

     3. До вмісту першої пробірки додати 3 мл розчину сульфатної кислоти H₂SO₄, виміряного  за допомогою мірної пробірки з надписом ²к².   Визначити за допомогою секундоміра час з моменту  приливання розчину  кислоти і  до початку  ледве помітного  помутніння розчину. Те ж саме зробити з іншими пробірками. Результати занести в таблицю.          

    4. Записати температуру досліду   t_{1 .}

№ дос- ліду	Об’єм, мл		С		Температура, t1		Температура, t2
	Na2S2O3	H2O	H2SO4	Na2S2O3 (умов)	час, t1,с	V умов = =100/t1,с-1	час , t2,с	V умов = = 100/t2,с-1
1.	2	8	3	1
2.	4	6	3	2
3.	6	4	3	3
4.	8	2	3	4
5.	10	0	3	5

     5. Накреслити графік (див. рис.) залежності швидкості реакції від кон-центрації  Nа₂S₂O₃, для цього на осі абсцис відкласти   умовні концентрації  експери-ментальних розчинів  - C(Na ₂S₂ O₃) _умов ,  а на осі ординат – відповідні їм швидкості реакції -  V_умов.   Лімітуючою стадією процесу є реакція першого порядку,  томуграфік являє собою пряму,  яка проходить через початок координат  (експериментально одержані точки повинні або всі знаходитись на  прямій, або приблизно однакова їх кількість повинна знаходитись по різні боки від неї).