Вода и ее свойства

Я, Кузьмина Ирина Викторовна, кандидат технических наук с большим опытом преподавания в высшей школе, обобщила полезную для Вас информацию по дисциплине «Очистка и контроль качества природных и сточных вод».

Вернуться к содержанию
Для выхода из программы нажмите «Esc» на клавиатуре
Переход к тому действию, о котором гласит надпись, выделенная вишневым или желтым цветом
Справочная таблица
Вернемся к …
Esc
Кнопки для перемещения вперед и назад по материалу занятий
Инструкция по использованию
интерфейса

Содержание
Практическая работа № 5 «Влияние температуры на скорость реакции».
Практическая работа № 6 «Реакции обмена».
Гидролиз. Практическая работа № 7 «Гидролиз солей».
Практическая работа № 8 «Химическое равновесие в гомогенных системах».
Практическая работа № 9 «Химическое равновесие в гетерогенных системах».
Использованные источники.

Практическая работа № 5
«Влияние температуры на скорость реакции»

Цель – Познакомиться с влиянием температуры на скорость реакции.
Приборы и реактивы: химическая посуда, H2SO4, Zn, Na2S2O3, H2O.

Опыт 1. В два сосуда Ландольта опускаем по 3 гранулы цинка и добавляем раствор серной кислоты. Различие состоит в том, что один раствор комнатной температуры, а другой подогрели.
H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2↑
Наблюдаемый эффект: реакция протекает быстрее там, где был подогретый раствор.

Прибор позволяет выявить влияние на скорость химической реакции следующих факторов:
природы реагирующих веществ;
концентрации;
площади соприкосновения реагирующих веществ;
температуры;
катализатора;
ингибитора.
Прибор для демонстрации зависимости
скорости химических реакций
от различных условий

Принцип работы прибора состоит во взаимодействии твердой фазы (гранул цинка) и жидкой (раствора кислоты) в сосудах Ландольта, в результате чего выделяется газ, который по пластиковым трубкам поступает в манометрические трубки, давит на окрашенную жидкость и вызывает ее подъем. О различной скорости химической реакции в двух сосудах Ландольта судят по разности уровней жидкости в манометрических трубках.

Прибор состоит из двух сосудов Ландольта (1), связанных с поворотным устройством (2), двух силиконовых трубок (3) с двумя стеклянными воронками вверху и двумя внизу. Верхние воронки (4) предотвращают выброс жидкости из трубок в случае очень быстрого ее подъема; нижние (5) служат резервуаром для окрашенной жидкости при заполнении трубок по всей длине шкалы. Манометричес-кие трубки и сосуды Ландольта соединяются силиконовыми трубками (6) с резиновыми пробками на концах (7). Прибор смонтирован на платформе (8) с оцифрованной шкалой (9).

Опыт 2. В три стакана наливаем раствор серной кислоты, в 3 другие – раствор тиосульфата натрия. Объем у всех растворов одинаковый. Одну пару стаканов с H2SO4 и Na2S2O3 поставим в кристаллизатор, другую пару – в термостат с температурой 35 оС, третью пару в стакан с кипящей водой. Через 10 минут растворы попарно смешаем.
кристаллизатор
термостат
3 2 1
2
1
3

H2SO4 + Na2S2O3 → Na2SO4 + H2SO3S
+6 –2 +4 0
H2SO3S → H2SO3 + S↓
Наблюдаемый эффект: желтый осадок появляется тем быстрее, чем выше температура.
Вывод: реакция протекает тем быстрее, чем выше температура.
кристаллизатор
термостат
3 2 1
2
1
3

Практическая работа № 6
«Реакции обмена»

Цель – Познакомиться с условиями протекания обменных реакций.
Приборы и реактивы: химическая посуда, NaOH, KOH, H2SO4, НCl, CuSO4, Na2CO3, BaCl2, Na2SO4, AlCl3.

Обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов, в направлении образования более слабых электролитов, более устойчивых соединений с меньшим значением константы диссоциации или константы нестойкости.
Реакции обмена в растворах электролитов протекают практически до конца, если выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (например вода или комплексный ион).

Задание. Определите между какими парами веществ, приведенных в таблице, возможно химическое взаимодействие и почему? Напишите молекулярное, полное и краткое ионное уравнения возможных реакций.
Из справочника выпишите произведение растворимости полученных осадков.

Опыт 1. В пробирку внесите несколько капель раствора сульфата меди (II), а затем добавьте несколько капель раствора гидроксида натрия.
2CuSO4 + 2NaOH → (CuOH)2SO4↓+ Na2SО4
2Cu2++2SO42– +2Na++2OH–→(CuOH)2SO4↓+2Na++SО42–
2Cu2++SO42– +2OH–→(CuOH)2SO4↓
(CuOH)2SO4 + 2NaOH → 2Cu(OH)2↓+ Na2SО4
(CuOH)2SO4 +2Na++2OH–→2Cu(OH)2↓+2Na++SО42–
(CuOH)2SO4 +2OH–→2Cu(OH)2↓ + SО42–
Наблюдаемый эффект: Выпадает голубой осадок, который при добавлении NaOH темнеет.
Произведение растворимости:
гидроксида меди (II) – ПР(Cu(OH)2) = 8,3∙10 –20,
гидроксосульфата меди (II) – ПР((CuOH)2SO4) = 8,3∙10 –12. ПР(Cu(OH)2) < ПР((CuOH)2SO4), поэтому преимущественно образуется гидроксид меди (II).
Вывод: сульфат меди (II) и гидроксид натрия взаимодействуют, так как образуется осадок.

Аналогично оформите остальные опыты.

Гидролиз

Гидролизом называют реакцию обмена вещества с водой.
Гидролизу подвергаются как органические вещества:
C2H5Cl + H2O = C2H5OH + HCl
хлор этан этанол
CH3COOC2H5 + H2O = CH3COOH + C2H5OH,
этилэтаноат этановая кислота этанол
этиловый эфир уксусная кислота этиловый
уксусной кислоты спирт
так и неорганические вещества:
KCN + H2O → HCN + KOH
цианид цианисто-
калия водородная кислота
NH4Cl + H2O → NH4OH + HCl
Гидролиз солей – реакция, обратная реакции нейтрализации:

Гидролизу не подвергаются соли, образованные катионом сильного основания (Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Ba2+, Sr2+, Ca2+ и др.) и анионом сильной кислоты (I –, Br –, Cl –, ClO –, SO42–, NO3–, MnO4–, и др.). В растворах таких солей среда нейтральная.
Гидролизу подвергаются растворимые соли, образованные:
слабой кислотой и сильным основанием,
слабым основанием и сильной кислотой,
слабой кислотой и слабым основанием.
Если в таблице растворимости стоит прочерк, то это означает, что соль в растворе не существует, т. к. подвергается полному и необратимому гидролизу.

Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты – гидролиз солей по аниону слабой кислоты (SiO32–, S2–, CN–, CO32–, CH3COO–, NO2–, F–, PO43–, SO32–). Например,
K2CO3 + H2O ⇔ KHCО3 + KOH
карбонат гидрокарбонат
калия калия
K2CO3 ⇔ 2K + + CO3–2
CO3–2 + HOН ⇔ (HCO3)– + OH–
среда щелочная
рН > 7

Гидролиз солей, образованных анионом слабой кислоты, усиливается (то есть равновесие смещается вправо) при:
а) нагревании, так как гидролиз – процесс эндотермический;
б) разбавлении раствора, то есть уменьшении концентрации соли;
в) подкислении раствора, то есть при добавлении в раствор кислоты.
Гидролиз подавляется (равновесие смещается влево) при:
а) охлаждении раствора;
б) увеличении концентрации соли;
в) подщелачивании раствора.

Соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты – гидролиз солей по катиону слабого основания (NH4+, Mg2+, Al3+, Cr3+, Fe2+, Ni2+, Co2+, Zn2+, Pb2+, Sn2+, Cu2+ и других нерастворимых в воде оснований). Например,
2CuSO4 + 2H2O ⇔ (CuOH)2SO4 + H2SO4
сульфат гидроксосульфат
меди (II) меди (II)
CuSO4 ⇔ Cu +2 + SO4–2
Cu+2 + HOН ⇔ CuOH+ + H+
среда кислая
рН < 7

В растворе солей, гидролизующихся по катиону, среда кислая, pH<7.
Гидролиз таких солей усиливается при
а) нагревании,
б) разбавлении раствора,
в) добавлении в раствор щелочи.
Гидролиз подавляется при охлаждении раствора, увеличении концентрации соли и подкислении.

Соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты – гидролиз солей по катиону слабого основания и аниону слабой кислоты. Например,
CH3COONH4 + H2O ⇔ CH3COOH + NH4OH
ацетат аммония этановая кислота гидроксид
уксусная кислота аммония
CH3COONH4 ⇔ CH3COO– + NH4+
NH4+ + HOН ⇔ NH4OH + H+
CH3COO– + HOН ⇔ CH3COOH + OH–
среда нейтральная рН ≈ 7

В растворе таких солей pH определяется силой образующихся кислоты и основания. В растворе ацетата аммония среда близкая к нейтральной, так как K(CH3COOH) = 1,76•10–5, K(NH4OH) = 1,79•10–5.
Гидролиз таких солей усиливается при нагревании и не зависит от концентрации соли.

Степень и константа гидролиза
Степень гидролиза (h) – доля вещества, подвергшаяся гидролизу (отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул):

Степень гидролиза зависит от:
константы диссоциации образующегося слабого электролита (чем слабее образующиеся кислота и/или основание, тем больше h),
температуры (h возрастает при увеличении температуры),
концентрации соли (h увеличивается при уменьшении концентрации соли, то есть при разбавлении),
кислотности среды (от pH раствора).

Константа гидролиза – константа равновесия обратимого процесса гидролиза:
KF + H2O ⇔ HF + KOH
F – + HOН ⇔ HF + OH –
(концентрация воды в выражение для константы гидролиза не входит, так как вода – растворитель, ее концентрацию можно считать величиной постоянной).

HF – слабая кислота, диссоциирует обратимо:
HF ⇔ H+ + F –.
Подставляя эту величину в формулу для константы гидролиза, получаем

Константа гидролиза зависит от природы соли и от температуры, но не зависит от концентрации соли.
Для солей, образованных слабой кислотой (гидролиз по аниону)
Для солей, образованных слабым основанием (гидролиз по катиону)

Для солей, гидролизующихся и по катиону, и по аниону
Чем слабее образующиеся кислота и/или основание, то есть, чем меньше их константа диссоциации, тем больше константа гидролиза, тем сильнее гидролизуется соль. Величина константы гидролиза возрастает также с увеличением температуры.

Практическая работа № 7
«Гидролиз солей»

Цель – Познакомиться с условиями протекания реакций гидролиза.
Приборы и реактивы: химическая посуда, AlCl3, Na2CO3, KI, NH4CNS.

Опыт 1. В пробирку внесите кристаллик хлорида алюминия и добавьте немного воды.
АlCl3 + H2O ⇔ AlOHBr2 + HCl
АlCl3 ⇔ Al+3 + 3Cl –
Al+3 + HOН ⇔ AlOH+2 + H+
среда кислая
рН < 7
K(H2O) = 1•10–14, K(Al(OH)3) = 1,38•10–9.

Наблюдаемый эффект: с помощью универсаль-ного индикатора установили , что рН = 3.
Константа гидролиза: Kгидр.(АlCl3) = 7,25•10–6.
Вывод: гидролиз протекает по катиону, т.к. соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты.
Аналогично оформите остальные опыты.

Практическая работа № 8 «Химическое равновесие в гомогенных системах»

Цель – Познакомиться с условиями смещения химического равновесия в гомогенных системах.
Приборы и реактивы: химическая посуда, Н2O, FeCl3, NH4Cl, NH4CNS, (NO2+N2O4).

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие
Для изучения влияния концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие удобно воспользоваться реакцией между хлоридом железа (III) и роданидом аммония, которая выражается уравнением:
FeCl3 + 3NH4CNS ⇔ Fe(CNS)3 + 3NH4Cl.

FeCl3 + 3NH4CNS ⇔ Fe(CNS)3 + 3NH4Cl.
Из веществ этой системы Fe(CNS)3 интенсивно окрашен в красный цвет, разбавленный раствор FeCl3 в бледно-желтый, а растворы NH4CNS и NH4Cl – бесцветны. Поэтому всякое изменение концентрации Fe(CNS)3 сказывается на изменении окраски раствора. Это позволяет наблюдать, в каком направлении сдвигается равновесие при изменении концентрации реагирующих веществ.

В стаканчик налейте 20-25 мл дистиллиро-ванной воды и прибавьте по одной капле насыщенных растворов FeCl3 и NH4SCN, перемешайте раствор стеклянной палочкой. Полученный раствор налейте в 4 пробирки (колбы). Возможно проведение опыта так, как приведено на рисунках.
FeCl3
NH4SCN
Fe(CNS)3
Н2O

Добавьте:
в первую пробирку (колбу) одну каплю насыщенного раствора FeCl3,
во вторую пробирку (колбу) одну каплю насыщенного раствора NH4SCN,
в третью пробирку (колбу) щепотку кристаллов NH4Cl.
Четвертую пробирку (колбу) оставьте для сравнения.

Результаты эксперимента
FeCl3 + 3NH4CNS ⇔ Fe(CNS)3 + 3NH4Cl
1
2
3
4

Направление смещение химического равновесия можно определить с помощью принципа Ле–Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие (изменяется давление, температура, концентрация реагирующих веществ), то в системе происходят процессы, направленные на уменьшение внешнего воздействия.

Константа химического равновесия представляет собой дробь, в числителе которой стоит произведение равновесных концентраций (если реакция протекает в растворе) или равновесных парциальных давлений (для реакций в газовой фазе) продуктов реакций, возведенных в степени, показатели которых равны стехиометрическим коэффициентам, а в знаменателе − произведение концентраций (или парциальных давлений) исходных веществ, возведенных в соответствующие степени. В первом случае константу равновесия обозначим КС, а во втором − КР. В случае обратимых гетерогенных реакций концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, в величину константы равновесия не входит.

FeCl3 + 3NH4CNS ⇔ Fe(CNS)3 + 3NH4Cl
В первую пробирку добавляли FeCl3 – окраска раствора усилилась, т. к. прибавленный хлорид железа прореагировал с оставшимся в растворе бесцветным роданидом аммония – равновесие сместилось в сторону продуктов реакции.
Во вторую пробирку добавляли NH4SCN, – окраска раствора стала еще темнее, чем в первой пробирке т. к. концентрация исходных веществ увеличивается сильнее (возводится в куб) – равновесие сместилось в сторону продуктов реакции.
В третью пробирку добавляли NH4Cl – окраска раствора стала светлее, т. к. уменьшается концентрация Fe(CNS)3, который тереходит в слабоокрашенный хлорид железа – равновесие сместилось в сторону исходных веществ.

Вывод: чтобы сместить химическое равновесие вправо, нужно увеличить концентрацию исходных веществ, а в лево – в сторону продуктов реакции.

Опыт 2. Влияние температуры на химическое равновесие в гомогенных системах. Запаянные емкости заполненные смесью газов NO2 и N2O4 опускают одну в стакан с горячей водой, а вторую – в стакан со льдом.
Лед
Горячая вода
NO2 + N2O4
NO2→N2O4 + Q
NO2←N2O4 + Q
NO2 ⇔ N2O4 + Q

Реакция перехода оксида азота (IV) в димер этого оксида является экзотермической:
NO2 ⇔ N2O4 + Q,
поэтому при охлаждении равновесие смещает-ся в сторону продуктов реакции, а при нагревании – в сторону исходных веществ.

Практическая работа № 9 «Химическое равновесие в гетерогенных системах»

Цель – Познакомиться с условиями смещения химического равновесия в гетерогенных системах.
Приборы и реактивы: химическая посуда, индикатор (фенолфталеин), NaOH, NH4OH.

Опыт 1. Влияние температуры на смещение химического равновесия.
В растворе гидроксида аммония всегда соблюдается равновесие:
NH3 + H2O ⇔ NH4OH ⇔ NH4+ + OH–
аммиак гидроксид ион гидроксид-
аммония аммония ион
В стакан с раствором гидроксида аммония добавляем фенолфталеин – раствор стал малиновым.

В стакан с раствором гидроксида натрия добавляем фенолфталеин – раствор стал малиновым.
NaOH
NH4OH
NaOH ⇔ Na+ + OH–

Разольем полученные растворы в колбы.

При нагревании полученных растворов изменение окраски (обесцвечивание) происхо-дит в колбах с гидроксидом аммония – равновесие смещается в сторону образования аммиака:
NH3 + H2O ← NH4OH

При охлаждении колбы с раствором гидроксида аммония окраска постепенно восстанавливается – равновесие смещается в сторону образования гидроксид-иона:
NH4OH → NH4+ + OH–
Лед

NH3 + H2O ⇔ NH4OH ⇔ NH4+ + OH–
Экзотермическая реакция
Эндотермическая реакция
Вывод: для увеличения выхода образования аммиака раствор нужно охладить, а для увеличения выхода образования гидроксида аммония раствор нужно нагреть.

Ивчатов А. Л., Малов В. И. Химия воды и микробиология. – М.: ИНФРА-М, 2006. – 218 с.
Новошннский И. И., Новошинская Н. С. Химия: учебник для 10(11) класса общеобразовательных учреждений/И. И. Новошинский, Н. С. Новошинская. – М.: ООО «Русское слово – учебник», 2014. (ФГОС. Инновационная школа).
Саенко О.Е. Аналитическая химия: учебник для средних специальных учебных заведений / О.Е. Саенко – Ростов н/Д.: Феникс, 2014.– 288 с. – (Среднее профессиональное образование)
В. Д. Валова (Копылова), Е. И. Паршина. Аналитическая химия и физико-химические методы анализа. Практикум. – М.: Дашков и Ко, 2012.– 200 с. – (Учебное издание для бакалавров)
Т.И. Хаханина, Н.Г. Никитина. Аналитическая химия и практикум: учебник для СПО. – М.: Юрайт, 2015.– 278 с. – (Учебное издание для бакалавров)
Использованные источники

Габриелян О. С., Остроумов И. Г. Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования. – М.: ИЦ «Академия», 2014.
Габриелян О.С., Остроумов И. Г., Остроумова Е. Е. и др. Химия для профессий и специальностей естественнонаучного профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования. – М.: ИЦ «Академия», 2014.
Ерохин Ю. М., Ковалева И. Б. Химия для профессий и специальностей технического и естественнонаучного профилей: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования. – М.: ИЦ «Академия», 2014.
Ерохин Ю. М. Химия: Задачи и упражнения: учеб. пособие для студ. учреждений сред. проф. Образования. – М.: ИЦ «Академия», 2014.
Использованные источники

Химическое равновесие – Википедия ru.wikipedia.org›
Химическое равновесие в растворах.wmv youtube.com
video.yandex.ru›химическое равновесие ... опыты
yandex.ru/images›химическое равновесие ... опыты
Влияние температуры на скорость реакции youtube.com
Влияние температуры на скорость химических … youtube.com
yandex.ru/images›Влияние температуры на скорость реакции ... опыты
yandex.ru/images›Гидролиз солей ... опыты
Гидролиз солей - youtube.com
Использованные источники