Реферат по предмету "Химия"

Узнать цену реферата по вашей теме


Выполнение лабораторных работ по химии в вузах

АННОТАЦИЯ Методические указания для подготовки и выполнения лабораторных по курсу Неорганическая химия и Общая химия применительно ко специальностям кроме юридических. Авторы к. т.н. доцент Загурский И. Н. к. т.н с. и. с. Загурская И.Н. Рецензент доцент, к.х.н. Васильев В.И. Методические указания рассмотрены и одобрены на заседании кафедры пищевых производств.


22 мая 1996г. Протокол N 9 Зав. кафедрой Иванова Т.Н. Методические указания рассмотрены и одобрены на заседании учебно-методической комиссии факультета. 23 мая 1996 г. Протокол N 10 Председатель УМК Ванин В. С. Печатается по решению редакционно-издательской комиссии Орел ГТУ. от г. Тираж экз. Председатель РПК Светкин


В.В. Служба стандартизации Воргашкин В. Я. Содержание 1. ВВЕДЕНИЕ 1.1 Общие правила выполнения лабораторных работ. 2. Лабораторное оборудование. 1.3 Вычисления. 1.4 Количество и концентрация вещества. 7 Общие указания по выполнению лабораторных работ. 9 Работа 1. Ознакомление с некоторыми операциями лабораторной практики и измерительными приборами.


10 Работа 2. Классы неорганических соединений. 12 РАБОТА 3. Определение молярной массы диоксида углерода. 18 Работа 4. Электронная структура атомов и одноатомных ионов. 21 Работа 5. Кинетика химических реакций. 24 Работа 6. Химическое и адсорбционное равновесие. 28 Работа 7.


Концентрация растворов. 31 РАБОТА 8. Свойство водных растворов электролитов. 33 РАБОТА 9.Гидролиз солей. 37 РАБОТА 10. Окислительно-восстановительные реакции. 41 РАБОТА 11. Основы электрохимии. 47 РАБОТА 12. Электролиз. 53 Работа 13. Общие химические свойства металлов. 56 Работа 14. Свойства d-элементов 4-го периода. 60 РАБОТА 15.


Свойства элементов, применяемых в полупроводниковой технике. 65 РАБОТА 16. Определение жесткости и умягчение воды. 69 РАБОТ 17 Органические соединения. 73 РАБОТА. 18. Свойства элементов подгруппы VIВ и VIIВ 82 РАБОТА 19. Свойства элементов подгруппы VIIIB. 86 РАБОТА 20. Свойства элементов подгруппы


IVA. 89 РАБОТА 21, Свойства элементов VA и VIA. 1. ВВЕДЕНИЕ1.1 Общие правила выполнения лабораторных работ. Лабораторный практикум является одной из важнейших составных частей курса неорганической и обшей химии. Для выполнения лабораторных работ студенту необходимо ознакомиться с лабораторным оборудованием, измерительными приборами, а также с техникой проведения основных лабораторных работ.


Поскольку в лаборатории находятся электроприборы, газ, ядовитые и опасные вещества, студенты должны строго соблюдать правила внутреннего распорядка и техники безопасности. Перед каждым лабораторным занятием студент должен изучить соответствующий раздел учебника, конспекта лекций и описания лабораторных работ. При проведении эксперимента необходимо соблюдать следующие правила - работайте тщательно, аккуратно, без излишней торопливости соблюдайте тишину в лаборатории - опыты


проводите в чистой посуде - прежде чем приступить к работе по данной теме, тщательно изучите ее по описанию подготовьте необходимые приборы и реактивы - не расходуйте реактивов больше требуемого количества. Если же случайно взяли раствора или сухих препаратов больше, чем необходимо, то избыток нельзя возвращать в реактивную склянку - нельзя уносить реактивы общего пользования на свое рабочее, место. Не путайте пробки от капельных пипеток и от реактивных склянок внимательно наблюдайте за ходом опыта,


отмечая и записывая каждую его особенность выпадение и растворение осадков, изменение окраски, температуры и т.д после опытов остатки металлов в раковину не выбрасывать, а собирать в банку - дорогостоящие реактивы например, остатки солей серебра собирают в специально отведенную посуду - битую посуду, отрывки бумаги, спички выбрасывают в урну. Правила техники безопасности. 1. Не трогайте, не включайте и не выключайте без разрешения преподавателя рубильники, электроприборы.


2. Нельзя загромождать свое рабочее место лишними предметами. 3. Нельзя брать вещи руками и пробовать на вкус. При определении вещества по запаху следует держать склянку на расстоянии и направлять движением руки воздух от отверстия склянки к носу. 4. Опыты с ядовитыми веществами надо проводить в вытяжном шкафу. 5. При переливании реактивов нельзя наклонятся над отверстием сосуда во избежание попадания брызг на


лицо и одежду. 6. Нельзя наклонятся над нагреваемой жидкостью, так как ее может выбросить. 7. Разбавляя концентрированные кислоты, особенно серную осторожно вливайте кислоту в воду. 8. Все опыты с концентрированными кислотами и щелочами проводят только под тягой. Правила противопожарной безопасности. 1. Осторожно обращайтесь с нагревательными приборами. При перегревании спирали электроплитки отключите плитку от сети.


2. В случае воспламенения горючих веществ быстро погасите горелку, выключите электронагревательные приборы, отставьте сосуд с огнеопасным веществом и тушите пожар Ш Горящую жидкость прикройте асбестом, затем если нужно засыпьте песком но не тушите водой Ш В случае воспламенения щелочных металлов гасите пламя только сухим песком, но не водой 3. Во всех случаях пожара в лаборатории немедленно вызовете пожарную команду, а до прихода воспользуйтесь


углекислотным огнетушителем. Первая помощь при несчастном случае. В лабораториях бывают случаи, требующие неотложной медицинской помощи порезы рук стеклом, ожоги горячими предметами, кислотами, щелочами. В особо серьезных случаях необходимо обратится к врачу. Для оказания первой медицинской помощи в лаборатории имеется аптечка. Основные правила первой помощи сводятся к следующему 1.


При ранении стеклом удалите осколки из раны, смажьте края раны йодом и перевяжите бинтом. 2. При ожоге рук или лица реактивом смойте реактив большим количеством воды, затем либо разбавленной уксусной кислотой в случае ожога щелочью , либо раствором соды в случае ожога кислотой , а затем опять водой. 3. При ожоге горячей жидкостью или горячим предметом обработайте обожженное место свежеприготовленным раствором перманганата калия и смажьте мазью от ожогов или вазелином.


4. При химических ожогах глаз обильно промойте глаза водой, используя глазную ванночку, а затем обратитесь к врачу. 1.2. Лабораторное оборудование.Мерная химическая посуда. Мерной называют посуду, применяемую для измерения объемов жидкостей. К ней относятся цилиндры, бюретки, пипетки, мерные колбы. Цилиндры применяют в тех случаях, когда измерения не требуют большой точности.


Мерные цилиндры - это стеклянные сосуды с нанесенными на наружной стенке делениями, указывающими объем в миллилитрах. Вместимость цилиндров бывает от 5-10 мл до 1л и больше. Пипетки служат для отмеривания и переноса определенного объема жидкости. Обычные пипетки представляют собой стеклянные трубки небольшого диаметра с расширением посередине. Нижний конец пипетки слегка оттянут, и имеет диаметр около 1мм.


Пипетки бывают вместимостью от 0,1 до 100 мл. В верхней части пипетки имеется метка, до которой набирают жидкость. Для наполнения нижний конец пипетки окунают в жидкость до дна сосуда. С помощью груши набирают жидкость, следя, чтобы кончик пипетки все время находился в жидкости. Жидкость набирают так, чтобы она поднялась на 2-3 мм выше метки, затем быстро закрывают верхнее отверстие указательным пальцем, придерживая в то же время пипетку большим и средним пальцами.


Затем ослабляют нажим указательного пальца, в результате чего жидкость медленно вытекает из пипетки. Бюретки - узкие трубки с делениями, отмеривающими объем вытекающей жидкости. Обычная емкость бюреток 5, 10, 30, 40, 50, 100 мл. Точность измерения 0,1 о. Мерные колбы применяют для приготовления заданного объема раствора. Они представляют собой плоскодонные сосуды различной вместимости.


На горлышке колбы имеется метка, а на самой колбе указана ее вместимость в миллилитрах при определенной температуре. Весы и взвешивание. При помощи весов определяют массу тела, сравнивая ее с массой, условно принятой за единицу. В зависимости от точности взвешивания весы разделяют на следующие группы - технические для грубого взвешивания, точность до 1г - технические для точного взвешивания точность до 0,01.г - аналитические точность 10-4 - 10-6 Приступая к взвешиванию, необходимо убедиться, что весы правильно установлены.


Для этого ручку арретира медленно поворачивают вправо и наблюдают за качанием стрелки. Если весы установлены правильно, то стрелка отклоняется от нулевого деления шкалы вправо и влево на одинаковое число делений. Если отклонения от нулевого деления шкалы в одну сторону больше, чем в другую, то весы нужно арретировать или обратиться к лаборанту с просьбой отрегулировать весы. Взвешиваемое вещество помещают на левую чашку весов, а на правую - разновески в нисходящем порядке,


начиная с самых крупных. При взвешивании рекомендуется использовать специальную посуду. Когда взвешивание закончено, не снимать разновески с весов до тех пор, пока масса тела будет подсчитана по пустым гнездам в ящике . Помещая разновески обратно в ящик, эту массу проверить. По окончании взвешивания ничего не оставлять на весах. Титрование - это один из методов определения концентрации, основанный на измерении объемов растворов


вступающих в реакцию веществ. Зная концентрацию одного из растворов и объемы, по закону эквивалентов рассчитывают концентрацию другого раствора. Для титрования в бюретку наливают раствор известной концентрации я устанавливают бюретку в рабочее положение. Пипеткой отбирают точный объем раствора, концентрацию которого надо определить, и переносят его в коническую колбу. Если конец титрования определяют по индикатору, то в колбу добавляют 2-3 капли индикатора, а титрование


проводят на фоне белого листа бумаги. При титровании по каплям приливают раствор с известной концентрацией из бюретки в колбу с анализируемым раствором, который непрерывно перемешивают. Конец титрования определяют по изменению цвета индикатора. Если результаты двух титрований отличаются друг от друга более, чем на 0,1мл, то титрования повторяют. Фильтрование - процесс механического разделения твердых и жидких компонентов смеси.


Сущность фильтрования заключается ь том, что жидкость с находящимися в ней частицами твердого вещества пропускают через фильтр, задерживающий твердую фазу. Наиболее распространенными являются бумажные фильтры. Когда целью фильтрования является выделение твердого осадка, фильтрование проводят через простой, гладкий фильтр. Когда целью является получение жидкости, освобожденной от механических примесей, применяют складной


фильтр. Для его изготовления простой фильтр раскрывают и складывают по радиусу то в одну, то в другую сторону так, чтобы получилась гармошка, которую расправляют и вставляют в воронку. При фильтрование сливают жидкость вместе с осадком по стеклянной палочке на фильтр, чтобы не порвалась фильтровальная бумага. 1.3 Вычисления.Цель количественного эксперимента состоит в получении ряда численных значений какой-либо величины. После соответствующей математической обработки полученные результаты или


сравниваются с известными и делается вывод о свойствах изученного объекта, или же выражается в виде формулы, используемой в дальнейшей работе. При измерении массы, объема, температуры, давления, времени получаются их приближенные значения. Так при определении массы пользуются весами позволяющими производить взвешивание со степенью точности от 1 до 0,0001 г. Разность между истинным значением величины и значением, полученным в результате измерения, называется


абсолютной ошибкой приближенного значения величины. Абсолютная ошибка не может выразить степень точности измерения. Например, мензуркой с точностью до 1 мл измерили и случае 200, а во втором 20 мл жидкости. Абсолютная ошибка измерения одна и та же, а степень точности измерения различна. В первом относительная ошибка измерения составляет 1 200 0.005, или 0,5 , а во втором 1 20 0.05, или 5


, т.е. в 10 раз больше. Относительная ошибка вычисляется по формуле - относительная ошибка значение величины, полученное измерением - теоретическое значение величины. Некоторые величины не могут быть измерены непосредственно атомный вес, эквивалент, электропроводность их вычисляют по формулам как функцию некоторых измеренных величин, причем точность вычисленной величины зависит от точности измерении. 1.4 Количество и концентрация вещества.


В международной системе единиц СИ за единицу количества вещества принят моль. Моль - это количество вещества, содержащее столько структурных единиц молекул, атомов, ионов, электронов или других , сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа углерода 12С Число Авогадро обозначение . размерность 1 моль , показывает число структурных единиц в моле любого вещества. Молярная масса - величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества.


Молярная масса имеет размерность кг моль или г моль, обычно ее буквой . В общем случае молярная масса вещества, выраженная в г моль, численно равна относительной молекулярной массе этого вещества. Например, относительные атомные и молекулярные массы соответственно равны 12, 56, 32, 18, а их молярные массы составляют соответственно 12 г моль, 56 г моль, 32 г моль, 18 г моль. Один моль атомов, молекул или ионов содержит число этих частиц, равное


постоянной Авогадро, например 1 моль атомов 12С 6,02 1023 атомов 12С. 1 моль молекул 6,02 1023 молекул. 1 моль ионов 6,02 1023 ионов . Масса и количество вещества - понятия разные. Масса выражается в килограммах граммах , количество вещества в молях. Между массой вещества m,г , количеством вещества n, моль и молярной массой М, г, г моль существуют простые соотношения Способы выражения состава раствора.


Концентрацией называется отношение количества или массы вещества содержащегося в системе, к объему или массе этой системы. Существует много способов выражения концентрации. Раствор, содержащий максимально возможное количество растворенного вещества при данной температуре, называется насыщенным. Раствор, содержащий меньше количество вещества - ненасыщенным. Растворы с низким содержанием растворенного вещества называют разбавленным, а с высоким - концентрированными.


Следует отметить, что насыщенный и концентрированный раствор не одно и то же. Состав раствора может быть охарактеризован и количественно. В химии используют следующие величины, выражающие содержание растворенного вещества в растворе 1. Массовая доля W - это безразмерная физическая величина, равная отношению растворенного вещества к массе раствора Часто массовая доля вещества выражается в процентах


Например, массовая доля растворенного вещества серной кислоты в оде равна 0,05 или 5 . Это означает, что в растворе серной кислоты массой 100г содержится серная кислота массой 5г и вода массой 95г. Мольная доля N - отношение числа молей данного компонента к суммарному числу молей всех компонентов раствора. В случае раствора одного вещества в другом их мольные доли. и где и числа молей растворителя и растворенного вещества, а сумма мольных долей компонентов всегда равна единице.


Молярная концентрация моляльность число молей вещества в одном литре раствора. Обычно молярность обозначают , или формула берется в квадратные скобки . При численном значении молярности ставится . Так, означает, что в каждом литре этого раствора содержится 2 моля гидроксида калия, т.е. См - КОН 2 моль л. Раствор, содержащий в одном литре 0,1 моля вещества, называется децимолярным, а 0,01 моль и 0,001 моль соответственно сантимолярным и миллимолярным.


Общие указания по выполнению лабораторных работ.Подготовка к выполнению лабораторной работы заключается в изучении теоретической части работы по рекомендованной литературе и по конспектам лекций. В описании каждой лабораторной работы даны вопросы для самостоятельной проверки. Краткие ответы на эти вопросы должны быть изложены письменно в отчете. Подготовка к работе осуществляется студентами самостоятельно вне аудиторных занятий .


Консультации проводятся преподавателями, ведущими лабораторные занятия. На лабораторные занятия студент должен явиться подготовленным с оформленной теоретической частью отчета. Форма контроля - проверка отчетов, зачет по теоретической части работы. Студент, не сдавший зачет по теоретической части, к выполнению работы не допускается. Студентам вечернего отделения разрешается завершить подготовку к работе и оформление отчетов по теоретической


части во время занятий с использованием имеющихся в лаборатории необходимых литературных источников. Выполнение лабораторных работ сопровождается записью в отдельной тетради лабораторном журнале , которая является одновременно и отчетом о проделанной работе. Все записи должны выполняться начисто чернилами в процессе работы. Ни в коем случае не допускаются записи на отдельных листах.


Отчет должен содержать следующие сведения 1 дата выполнения работы 2 номер работы и ее название 3 номер и название опыта 4 рисунок или схему прибора, если пользовались прибором 5 краткое описание работы, содержащее условия проведения опыта, качественные признаки реакций изменение цвета, выпадение осадка или его растворение, цвет осадка, выделение газа, его цвет, запах, нагревание или охлаждение системы 6 уравнения всех протекающих реакций 7 запись количественных результатов наблюдений желательно делать


в форме таблицы 8 расчеты, если работа носит количественный характер 9 выводы. Небрежно оформленные отчеты к проверке не принимаются. После окончания всех записей, отчет должен быть подписан студентом. Работа 1. Ознакомление с некоторыми операциями лабораторной практики и измерительными приборами.Цель работы - ознакомление студентов с взвешиванием, измерением объемов жидкостей, титрованием и др


а также с некоторыми химическими и измерительными приборами. При подготовке к выполнению лабораторной работы необходимо ознакомиться с описанием лабораторной работы и ответить на контрольные вопросы. Контрольные вопросы. 1. При взвешивании на лабораторных технохимических весах на чашке весов оказались разновески 20 и 3 г. Как правильно записать массу взвешиваемого предмета.


2. Взяты навески 1г и 5г. Для какой из них относительная ошибка при одинаковой точности взвешивания будет больше? 3. Каково назначение мерного цилиндра, бюретки, пипетки, мерной колбы? 4. Уровень каких растворов устанавливается по нижнему краю мениска? По верхнему краю мениска? 5. Что называется процессом титрования? ОПЫТ 1. Взвешивание веществ на технохимических веса? а


Контрольное взвешивание. Убедитесь в правильной установке, весов. Получите у лаборанта предмет для контрольного взвешивания, например металлическую пластинку. Руководствуясь правилами взвешивания, взвесьте пластинку с точностью до 0,01г. Запишите в журнал найденную массу пластинки. Узнайте у лаборанта истинную массу пластинки. Рассчитайте абсолютную и относительную ошибки взвешивания.


Результаты опыта сведите в таблицу Номер пластинки Абсолютная ошибка Относительная ошибка б Взвешивание сыпучих веществ по указанию преподавателя взвесьте 0.5-1.5 г сухой соли . Убедитесь в правильной установке весов. При арретированных весах положите на левую чашку весов лист бумаги тару и взвесь те его. В соответствии с полученным заданием на правую чашку весов добавьте необходимые разновески.


Насыпая соль небольшими порциями на тару , добейтесь уравновешивания чашек весов. Запишите в журнал массу навески с точностью до 0.01 г. Из бумаги тары сделайте пакетик, напишите на нем массу навески и химическую формулу соли и сдайте лаборанту, навеска будет использована в других лабораторных работах . ОПЫТ 2. Титрование раствора щелочи раствором кислоты.


Получите у лаборанта в пронумерованной мерной колбе щелочь и приготовьте ее водный раствор в объеме данной колбы. Отберите пипеткой Приготовленный раствор в коническую колбу и добавьте 1-2 капли фенолфталеина. В бюретку налейте раствор соляной кислоты известной концентрации и приведите бюретку в рабочее положение. Оттитруйте отобранный раствор щелочи раствором . Конец титрования определяется по исчезновению окраски фенолфталеина. Титрование провести не менее трех двух раз.


Если результаты титрования одинаковы или отличаются, друг от друга не более чем на 0.1 мл закончите титрование. В противном случае титрование повторите. Результаты проверьте у лаборанта. Полученные данные сведите в таблицу Номер колбы Объем пипетки, мл 1 2 Среднее ОПЫТ 3. Построение Калибровочной Кривой Зависимости оптической плотности раствора от концентрации.


Приготовить пять растворов соли исходного раствора с концентрацией в 50 20 10 6 25 и 5 раз меньше исходного раствора. Для этого в бюретку налейте исходный раствор и установите ее в рабочее положение. В пять мерных колб на 50 мл из бюретки налейте исходного раствора в первую - 1 мл во вторую - 2.5 в третью - 5 в четвертую - 8 в пятую - 10 мл. Долейте колбы водой до метки, закройте пробками и тщательно перемешайте растворы.


На фотоколориметре измерьте оптическую плотность приготовленных растворов, начиная с раствора меньшей концентрации. Примечание. При работе на фотоколориметре пользуйтесь светофильтром N7 для раствора N8 - для раствора и N9 - для раствора . В лабораторном журнале запишите молярную концентрацию исходного раствора, рассчитайте концентрации всех приготовленных растворов. Результаты опыта внесите в таблицу


Номер колбы Исходный раствор, мл Молярная концентрация раствора моль л Оптическая плотность раствора 1. 1,0 2. 2,5 3. 5,0 4. 8,0 5. 10,0 На миллиметровой бумаге постройте калибровочную кривую зависимости оптической плотности раствора от его концентрации, откладывая на оси абсцисс концентрацию, на оси ординат Оптическую плотность. Масштаб выберите таким Образом, чтобы угол наклона калибровочной кривой был близок


к 45 . Укажите состав и исходную концентрацию раствора. График вклейте в тетрадь. ОПЫТ 4. Определение концентрации раствора по его оптической плотности. Получите у лаборанта в пронумерованной мерной колбе раствор окрученного вещества определенного, объема долейте колбу дистиллированной водой до метки. На фотоколориметре измерьте оптическую плотность приготовленного раствора и по калибровочной кривой определите его молярную концентрацию.


Записать результат опыта в журнал и проверить его правильность по номеру колбы у преподавателя. Работа 2. Классы неорганических соединений.Введение. Проведение лабораторного занятия по данной теме диктуется необходимостью обобщения сведений по классам неорганических веществ, углубление изученного в средней школе материала, а также усвоение современной номенклатуры неорганических веществ. Неорганические вещества по своему химическому составу и свойствам


можно разделить на несколько классов 1. Простые вещества. 2. Оксиды. 3. Основания гидроксида . 4. Кислоты. 5. Соли. Оксиды. Простейшим классом неорганических соединений являются оксиды. Оксиды - это соединение любого элемента с кислородом, в котором кислород непосредственно соединен с элементом и др. если связь осуществляется между атомами кислорода


К-О-О-К то такие соединения называют пероксидами . Оксиды делятся на 1. Основные - соединения кислорода с металлами. В основных оксидах металлы, как правило, проявляют валентность 1,2 реже 3. Основными они называются потому, что каждому из них соответствует основание гидроксид Оксид натрия Гидроксид натрия Оксид магния Гидроксид магния


Оксид кальция Гидроксид кальция Если металл проявляет переменную валентность, то при названии оксида в скобках указывается валентность металла Оксид меди I Оксид меди II Оксид железа II Оксид железа III Главным свойством основных оксидов является их способность взаимодействовать с кислотами с образованием соли и воды. Кислотные оксиды соединения кислорода с неметаллами, а также с некоторыми металлами, которые в кислотных


оксидах проявляют высшую или близкую к высшей положительную степень окисления 1, 6, 7 . Такие оксиды называются кислотными или ангидридами кислот , потому что каждому из них соответствует кислота Оксид Соответствующая оксиду кислота оксид серы IV сернистый ангидрид сернистая кислота оксид серы VI сернистый ангидрид серная кислота оксид фосфора


V фосфорный ангидрид фосфорная кислота Главным свойством кислотных оксидов особенно оксидов неметаллов является их способность взаимодействовать с основаниями с образованием соли и воды 3. Амфотерные оксиды металлов, которые могут взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами. Эти оксиды проявляют свойства кислотных и основных оксидов. Амфотерный характер носят оксиды некоторый металлов,


II, II1, IV и некоторых других групп периодической системы элементов - оксид цинка - оксид алюминия - оксид бериллия - оксид хрома III - оксид свинца II и др. В водных растворах щелочей такие оксиды, как правило, дают комплексные соединения Все перечисленные оксиды образуют соли поэтому они называются солеобразующими оксидами, в отличии от несолеобразующих оксидов, к которым относятся - оксид азота


I оксид азота II оксид углерода II и некоторые другие. Гидроксиды. Гидроксиды - соединения оксида с водой, полученные прямым или косвенным способом гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды, кислоты. Основания - вещества, молекулы которых состоят из атома металла и гидроксильных групп или веществ, которые образуют в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид ион


Основания, растворенные в воде, называются щелочами - гидроксид натрия КОН - гидроксид калия - гидроксид бария - гидроксид кальция. Металлы, образующие в воде гидроксиды K, Na, Ca, Вa и др расположены в главных подгруппах I и II группе периодической системы. К растворенным в воде основаниям относится и гидроксид аммония , но щелочью он не является. Если металл, образующий основание, может проявлять переменную валентность,


то при названии гидроксида в скобках указывается валентность - гидроксид железа II гидроксид железа III . Главным свойством оснований является их способность взаимодействовать с кислотами с образованием соли и воды Амфотерные оксиды. Это вещества, которые взаимодействуют как с кислотами, так и щелочами, с образованием соли. В водном растворе щелочей амфотерные гидроксиды чаще всего образуют комплексные соли Кислоты. Кислоты - вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на


металл, или вещества которые образуют в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода гидроксония По числу атомов водорода, способных замещаться на металл, различают кислоты одноосновные - соляная кислота азотная кислота синильная кислота уксусная кислота и др двухосновные - серная кислота сероводородная кислота , трехосновные - фосфорная кислота борная кислота . По химическому составу кислоты делятся на кислородные и т.д. и бескислородные


Главным химическим свойством кислот является их способность к взаимодействию с основаниями с образованием соли и воды Соли. Различают 5 типов солей средние или нормальные, кислые, основные, двойные и комплексные. Средние или нормальные соли - продукт полного замещения водорода кислоты на металл - сульфат натрия карбонат кальция. Кислые соли - продукт неполного замещения водорода кислоты на металл. Кислые соли дают только многоосновные кислоты при недостаточном количестве основания


При добавлении избытка щелочи кислая соль может быть переведена в среднюю соль Основные соли - продукт неполного замещения гидроксид - ионов в основании на кислотный остаток. Они могут быть образованы только много кислотными основаниями основания, содержащие несколько гидроксильных групп Перевести основную соль в среднюю можно, действуя на нее кислотой. Двойные соли образуются при замещении кислорода многоосновной кислоты двумя различными катионами карбонат


натрия - калия сульфат калия - алюминия хлорид калия - магния Двойные соли, как правило, существуют только в кристаллическом состоянии. Комплексные соли - такие вещества, в состав которых входит комплексный ион. Примерами комплексных солей могут быть продукты растворения амфотерных гидроксидов в щелочах - тетрагидроксоалюминат натрия тетрагидроксоцинкат натрия. Номенклатура солей и кислот.


Для наименования солей пользуются русской и международной номенклатурой. Русское название соли составляется из названия кислоты и названия металла - углекислый кальций. Для кислых солей вводится добавка кислый - кислый углекислый кальций. Для названия основных солей добавка основная - основная сернокислая медь. Наибольшее распространение получила международная номенклатура.


Названия солей по этой номенклатуре состоят из названия атома и названия катионов - нитрат калия. Если металл имеет разную валентность, то ее указывают в скобках - сульфат железа II сульфат железа III . Для солей кислородосодержащих кислот в название вводят суффикс ат , если кислотообразующий элемент проявляет высшую валентность -нитрат калия суффикс ит , если кислотообразующий элемент проявляет низшую валентности - нитрит калия. В тех случаях, когда кристалообразующий элемент образует кислоты


более чем в двух валентных состояниях, применяют суффикс ат . При этом, если он проявляет высшую валентность, добавляют префикс пер - перхлорат калия, если низшую - то применяют суффикс ид и префикс гипо - гипохлорит калия. Для солей, образованных кислотами, содержащими разное количество воды, добавляются префиксы мета и орто . Например - метафосфат натрия соль метафосфорной кислоты ортофосфат натрия соль ортофосфорной


кислоты . В название кислой соли вводят приставку гидро - гидрофосфат натрия если в молекуле один атом водорода и приставку гидро с греческими числительными если атомов водорода больше одного - дигидрофосфат натрия. В названия основных солей вводится приставка гидроксо . Например хлорид гидроксожелеэа II . Формулы кислот и названия их атомов. Формула Анион Название аниона Международное Русское фторид фтористый хлорид хлористый бромид бромистый


йодид йодистый сульфид сернистый гидросульфид кислый сернистый нитрит азотистокислый нитрат азотокислый ацетат уксуснокислый перманганат марганцовокислый сульфат сернокислый гидросульфат кислый сернокислый карбонат углекислый гидрокарбонат кислый углекислый сульфит сернокислый гидросульфит кислый сернокислый метасиликат метокремневокислый ортосиликат ортокремневокислый фосфат фосфорнокислый гидрофосфат кислый фосфорнокислый однозамещенный дигидрофосфат кислый фосфорнокислый двузамещенный гипохлорит хлорноватокислый


хлорит хлористокислый хлорат хлорноватокислый хромат хромовокислый дихромат двухромовокислый дифосфат двуфосфорнокислый перхлорат Хлорнокислый Экспериментальная часть. ОПЫТ 1. Получение оксидов и испытание их характеристик. 1.1. Оксид и гидроксид магния. Поместите в пробирку небольшое количество оксида магния и прибавьте туда же 5-10 мл воды. Взболтайте содержимое пробирки и испытайте реакцию среды 1-2 каплями раствора


фенолфталеина. Отметьте реакцию среды. Составьте уравнение реакции и сделайте вывод о характере оксид 1.2. Оксид кальция . Небольшой кусочек мела взять железными щипцами и прокалить над пламенем горелки в течение 3-5 минут. Охлажденный прокаленный кусочек поместить в фарфоровую чашку и залить небольшим количеством воды. Испытать индикатором фенолфталеином , отметить окраску и сделать вывод о характере среды. Написать уравнение реакции. ОПЫТ 2. Получение кислот.


2.1 Угольная кислота . Из аппарата Киппа пропустить углекислый газ в пробирку с водой в течение нескольких минут. Испытать раствор индикатором метилоранжем или лакмусом . Написать уравнение реакции. ОПЫТ 3. Получение оснований. 3.1 Гидроокись кальция . К оксиду кальция прилить немного капель воды, размешать, испытать индикатором. Записать реакцию среды и составить уравнение реакции.


3.2 Гидроокись алюминия . В пробирку налейте 2-3 мл раствора соли алюминия и прибавьте примерно такой же объем раствора . Содержимое пробирки распределите в две пробирки. В одну из пробирок при взбалтывании прилейте по каплям 10 раствор соляной кислоты до полного растворения осадка. Во вторую пробирку прилейте 10 раствор гидроокиси натрия также до полного растворения осадка. Составьте уравнения реакций. Сделайте вывод о характере гидроксида алюминия.


ОПЫТ 4. Получение солей. 4.1. Взаимодействие кислот с основными оксидами. В три конические пробирки внести по несколько кристаллов оксида меди и оксида магния. Прибавить по 5-6 капель соляной или серной кислоты. В случае необходимости применить нагревание. Отметить цвета получившихся растворов и написать уравнения реакций. 4.2 Взаимодействие металла с солью другого металла в две пробирки внести по 12-15 капель раствора


сульфата меди и нитрата свинца. В первую положить немного металлического железа, во вторую - цинка. Наблюдать происходящие реакции, составить уравнения. Сделать вывод, в каких случаях происходит постепенное вытеснение металлов из их солей. 4.3. Получение основной соли. К раствору сульфата меди по каплям прибавлять раствор гидроксида натрия до образования осадка. Содержимое пробирки нагреть и наблюдать изменение цвета осадка.


Составить уравнение реакции. 4.4 Получение кислой соли. Наполнить пробирку на 1 2 ее объема известковой водой раствор и пропустить через нее диоксид углерода из аппарата Киппа под тягой . Отметить появление осадка карбоната кальция. Продолжать пропускать диоксид углерода до растворения осадка, которое, происходит вследствие образования кислой соли . Составить уравнения реакций. 4.5 Получение нормальной соли из кислой.


К полученному в опыте 4.4. раствору кислого карбоната кальция прилить несколько капель известковой воды. Наблюдать образование осадка. Составить уравнение реакции. Контрольные вопросы и задачи 1. Какие из приведенных оксидов являются основными 2. Исходя из валентности хрома в соединениях, решите, какой из оксидов носит кислотный характер 3. Какие из перечисленных оксидов будут реагировать с 4.


Какие из перечисленных гидроксидов являются амфотерными 5. Какие из приведенных кислот могут образовывать кислые соли 6. Рассчитать, сколько миллилитров при нормальных условиях получится при сжигании 1,6 г серы? 7. Сколько мл раствора потребуется для нейтрализации 20 мл раствора ? 8. Как изменяется характер оксидов и гидроксидов в группах сверху вниз?


9. Напишите формулу ванадиевой кислоты, вольфрамата кальция, перхлората калия. РАБОТА 3. Определение молярной массы диоксида углерода.Цель работы - нахождение молярной массы диоксида углерода по плотности газа на основе уравнения Менделеева Клапейрона. Молярная масса - это масса одного моля вещества. Моль любого газообразного вещества при нормальных условиях


Ро 101,3 кПа, То 273К занимает 22,4 л. Эта величина называется молярным объемом газа при нормальных условиях. Определение молярной массы газа может быть выполнено несколькими способами. Чаще всего определяют, исходя из абсолютной и относительной плотности газа. Абсолютной плотностью газа называется масса единицы объема газа при нормальных условиях за единицу объема газа обычно принимают 1л. Зная массу 1л газа при нормальных условиях р и его молярный объем 22,4л,


определяют молярную массу газа М Для приведения газа к нормальным условиям используют уравнение газового состояния или где - V объем газа, измеренный при реальных условиях, то есть при атмосферном давлении Р и температуре Т Vo - объем газа при нормальных условиях - давлении Ро и температуре То. Молярную массу газа можно вычислить также, пользуясь уравнением Менделеева - Клапейрона или где Р - давление, кПа V - объем, л m - масса, г


М - молярная масса, г моль R - молярная газовая постоянная равная 8,314 л кПа моль К Т - абсолютная температура. Часто в лабораторной практике применяют следующие числовые значения R 0.082 л атм град моль R 62360 мл мм.рт.ст. град моль. Экспериментальная часть. ОПЫТ 1 Определение молярной массы диоксида углерода. Диоксид углерода получают в аппарате Киппа рис.1 действием раствора соляной кислоты на мрамор.


Полученный диоксид углерода очищают от брызг соляной кислоты путем промывания раствором гидрокарбоната натрия и осушают, пропуская через концентрированную серную кислоту. Чистую и сухую колбу плотно закройте резиновой пробкой до метки и взвесьте на технохимических весах с точностью до 0,001 г. Наполните колбу диоксидом углерода, получаемым в аппарате Киппа в течении 3-4 минут. Затем очень медленно выньте газоотводную трубку из колбы.


Закройте колбу пробкой и снова взвесьте. Наполнение и взвешивание колбы необходимо производить 2-3 раза до постоянной массы, т. е. когда два последовательных результата либо одинаковы, либо отличаются друг от друга не более чем на 0,01 л. Определите объем колбы, заполнив ее водой до метки и перелив воду в мерный цилиндр. Запишите в журнал массу колбы с воздухом , массу колбы с диоксидом углерода , объем колбы V , давление и температуру, при которых производился опыт.


По полученным данным рассчитайте 1.Массу диоксида углерода в объеме колбы, учитывая, что этим газом из колбы был вытеснен равный объем воздуха определены экспериментально массу воздуха находим по уравнению Менделеева - Клапейрона Так как средний молекулярный вес воздуха равен 29, a T 273 t, то масса воздуха Затем определите массу диоксида углерода. 2.Вычислите молекулярный вес двуокиси углерода по уравнению


Менделеева - Клапейрона 3.Подсчитайте ошибку опыта в процентах Контрольные вопросы и задачи. 1. Что называется молекулярной массой вещества? В каких единицах она выражается? 2. Что называется молем? Какое количество молекул вещества содержится в одном моле? 3. Какие величины нужно экспериментально получить для определения молекулярной массы газа?


4. Что называется относительной плотностью газа? 5. Рассчитайте молярную массу газа, если масса 1мл его равна 1,96мг условия нормальные . Ответ 43,9г моль. 6. Рассчитайте массу 10 л азота при нормальных условиях. Ответ 12г. 7. Вычислите молекулярную массу вещества, если установлено, что масса 60мл его паров при температуре 87 С и давлении 524 мм. рт. ст. равна 0,13г.


СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА. Работа 4. Электронная структура атомов и одноатомных ионов.Цель работы привить навыки составления формул, выражающих электронную конфигурацию атомов и одноатомных ионов металлических и неметаллических элементов. Согласно квантово - механическим представлениям состояния каждого электрона в атоме химического элемента определяется значениями четырех квантовых чисел Главное квантовое число принимает значения ряда целых чисел и характеризует уровень энергии электрона


в атоме. Если , то уровень электрона минимальный. Орбитальное квантовое число принимает значения в пределах от 0 до и характеризует подуровень электрона на данном энергетическом уровне. Для обозначения энергетических подуровней используются строчные буквы латинского алфавита Используя цифровые значения n и буквенные обозначения можно составить формулу, отражающую электронную конфигурацию химического элемента. Максимальное число электронов в атоме, имеющих одинаковый уровень


энергии определяется как . Максимальное число электронов, имеющих одинаковый подуровень энергии на данном энергетическом уровне определяется как . Каждый энергетический подуровень делится на квантовые ячейки, количество которых связано с магнитным квантовым числом , принимающим значения от -1 до 1, включая ноль. Например, на энергетическом подуровне Р электроны могут быть трех состояниях в трех квантовых ячейках так как при . Квантовая ячейка - графическое изображение атомной орбитали, т.е. состояния электронов


в атоме, характеризующегося определенными значениями трех квантовых чисел В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов, отличающихся друг от друга значением спинового квантового числа и . Электроны в квантовых ячейках принято обозначать стрелками и . Общее число электронов в атоме определяется порядковым, номером химического элемента в периодической системе Д. И. Менделеева. Элементы, со сходной электронной конфигурацией атомов называют электронными


аналогами. Так, например, электронными аналогами являются азот и фосфор Электронные аналоги располагаются в периодической системе Д. И. Менделеева в одной подгруппе. Экспериментальная часть. ОПЫТ 1. Электронная структура атомов и одноатомных ионов металлов. При окислении атомов металла число электронов в электронной оболочке уменьшается, и образуются ионы


с положительным зарядом, например В три пробирки на 1 3 объема налейте раствор нитрата свинца . В первую пробирку опустите железо, во вторую-цинк, в третью-магний. Через несколько минут осмотрите поверхность металлов опущенных в раствор соли свинца. Составьте уравнения реакций, которые прошли между железом, магнием и цинком с нитратом свинца. Опишите свои наблюдения. Заполните таблицу по образцу


До реакции После реакции Химический знак атома или иона металла Электронная формула атома или иона Химический знак атома или иона металла Электронная формула атома или иона Приведите схему распределения в квантовых ячейках электронов, отвечающих сокращенным электронным формулам атомов а магния б железа в цинка г свинца. Какими значениями квантовых чисел n, I, m характеризуется атомная орбиталь валентного электрона в атомах


а магния б железа в цинка г свинца? Найдите в периодической системе электронные аналоги свинца и запишите сокращенные формулы, выражающие электронную структуру атомов этих элементов. ОПЫТ 2 Электронная структура атомов и одноатомных ионов металлов. При восстановлении атомов металлов число электронов в электронной оболочке возрастает, и образуются ионы с отрицательным зарядом. Например Опыт проводите под тягой.


В две пробирки на 1 3 объема налейте растворы сульфида и иодида натрия. Опустите сначала в первую, а затем во вторую пробирку газоотводную трубку от аппарата Киппа и пропустите медленный ток хлора через раствор соли. Составьте уравнения реакций и опишите свои наблюдения. До реакции После реакции Химический знак атома или иона металла


Электронная формула атома или иона Химический знак атома или иона металла Электронная формула атома или иона Приведите схему распределения в квантовых ячейках электронов, отвечающих сокращенным формулам атомов а серы б хлора в иода. Какими значениями квантовых чисел характеризуется атомная орбиталь валентного электрона в атомах а серы б хлора в иода? Найдите в периодической системе Менделеева элемент, электронная формула которого .


Какими значениями квантовых чисел главного и орбитального характеризуются внешние р - электроны в атоме этого элемента? Контрольные вопросы. 1. Укажите значение главного квантового числа , характеризующее уровень энергии электронов в атоме гелия. 2. Укажите значение спинового квантового числа двух электронов внешнего энергетического уровня в атоме магния. 3. Какие значения магнитного квантового числа характеризую состояние р - электронов в атоме азота.


4. Атому, какого химического элемента отвечает электронная конфигурация ? 5. Электронную конфигурацию атома выражают следующей сокращенной формулой . Что это за элемент? 6. Напишите формулу полную и сокращенную электронной конфигурации атома и иона. 7. Сколько электронов на внешнем энергетическом уровне в атоме кремния? Покажите их расположение в квантовых ячейках. 8. Приведите схему распределения внешних электронов по


квантовым ячейкам атома селена. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. Работа 5. Кинетика химических реакций.Цель работы - изучение скорости химической реакции и ее зависимости от различных факторов природы реагирующих веществ, концентрации, температуры. Учение о скорости химической реакции называется химической кинетикой. Скоростью химической реакции называют изменение концентрации реагирующего вещества в единицу времени.


Скорость реакции определяется природой реагирующих веществ и зависит от условий протекания процесса концентрации реагирующих веществ, температуры, наличия катализатора и др Зависимость скорости химической реакции от концентрации выражается законом действия масс при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.


Например, для уравнения реакции записанной в общем виде закон действия масс может быть записан Для конкретной реакции закон действия масс может быть записан где - скорость химической реакции - константа скорости - концентрации реагирующих веществ. Система является гомогенной. Особенность гетерогенных процессов заключается в том, что они, протекают на границе раздела фаз, т.е. на поверхности раздела между фазами. Поэтому скорость химических реакций в гетерогенных системах


при постоянной температуре зависит не только от концентрации вещества, но и от площади поверхности раздела. Так для реакции закон действия масс имеет вид где - константа скорости - концентрация кислорода - площадь поверхности раздела между фазами. С ростом температуры скорость химической реакции резко возрастает. Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа где - скорости реакций при и - температурный коэффициент, показывающий во сколько раз увеличивается


скорость реакции при повышении температуры на 10 С. Очевидно, для того чтобы произошло химическое взаимодействие, не обходимо, чтобы молекулы столкнулись. Однако лишь определенная часть общего числа соударений приводит к химическому взаимодействию. Эти ее ударения называются эффективными. Число соударений резко увеличивается с ростом температуры. Соударение будет эффективным в том случае, если суммарная энергия сталкивающихся молекул будет превышать


некоторую определённую для данной системы величину. Минимальное значение избыточной энергий, которой должны обладать молекулы, для того чтобы их соударение привело к химическому взаимодействию, называется энергией активации химической реакции. Промежуточное состояние системы, отвечающее максимуму потенциальной энергии, называется активированным комплексом. Одним из методов ускорения химической реакции является катализ, который, осуществляется


при помощи веществ катализаторов увеличивающих скорость химической реакции, но не расходующихся в результате ее протекания. Механизм действия катализатора сводится к уменьшению энергии активации, т.е. к уменьшению разности между средней энергией активных молекул активного комплекса и средней энергией молекул исходных веществ. Скорость химической реакции при этом увеличивается. Экспериментальная часть. ОПЫТ 1 Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.


Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучают на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. Признаком реакции является помутнение раствора вследствие выделения серы. Заполните три бюретки первую - 1н раствором, вторую - 0,05н раствором , третью - водой. Приведите бюретки в рабочее положение. Налейте в три пробирки из бюретки по 5 мл . В три конические колбы из бюреток налейте в первую 5 мл


раствора и 10 мл воды во вторую - 10 мл и 5 мл воды в третью -15 мл раствора . Заметив время, в первую колбу прилейте из пробирки 5 мл отмеренного раствора серной кислоты и быстро перемешайте полученную смесь. Отметьте время помутнения раствора. Проделайте тоже самое с двумя оставшимися колбами. Результаты опыта внесите в таблицу Номер колбы Объем, мл


Общий объем мл Относительная концентрация Температура опыта Время появления помутнения Относительная скорость реакции 1 5 5 10 20 1 1 2 5 10 5 20 2 2 3 5 15 20 3 3 На миллиметровой бумаге постройте кривую зависимости от концентрации в относительных единицах . Отметьте по графику значение полученные при вычислениях. ОПЫТ 2. Зависимость скорости реакции от температуры.


Зависимость скорости реакции от температуры изучают на примере реакции По правилу Вант - Гоффа при 1.8 получаем, что при повышении температуры на 10 скорость реакции увеличивается в 1.8 раза на 20 в 3.24 раза, на 30 в 5.832 раза и т.д. Приведите бюретки с растворами в рабочее положение. Налейте в три пробирки по 5 мл тиосульфата натрия, а в другие три - по 5 мл раствора серной кислоты.


Сгруппируйте пробирки в три пары кислота-тиосульфат . Пользуйтесь 0.01н растворами тиосульфата и кислоты, так как реакция при повышении температуры идет быстро. Поместите первую пару пробирок и термометр в стакан с водой комнатной температуры и через 3-5 мин когда температура в пробирках выровняется, запишите показания термометра. Слейте содержимое пробирок и встряхните ее несколько раз.


Запишите время от начала реакции до появления слабой опалесценции. Вторую пару пробирок поместите в стакан с водой и нагрейте воду до температуры на 10 выше той, при которой находилась первая пара пробирок, затем проделайте тот же самый опыт. Точно так же поступите с третьей парой пробирок, повысив температуру воды еще на 10 . Результаты опыта запишите в таблицу Номер колбы Объем, мл


Общий объем мл Температура опыта Время появления помутнения Относительная скорость реакции 1 5 5 10 1 2 5 5 10 1,8 3 5 5 10 3,24 На миллиметровой бумаге постройте кривую зависимости от температуры. На этом же графике отметьте рассчитанные заранее значение . ОПЫТ 3. Скорость реакции в гетерогенных процессах.


Поместите на одну чашу весов маленький кусочек мрамора весом примерно 0,5г и уравновесьте его порошком мрамора. Налейте в две пробирки до 5 мл 10 соляной кислоты и поместите в них одновременно обе навески мрамора. Для этого заметьте время, которое потребовалось для полного растворения мрамора. Вычислите для обоих случаев относительную скорость и определите, в каком случае скорость реакции больше и во сколько раз. ОПЫТ 4. Каталитическое действие двуокиси марганца.


Налейте в пробирку 2-3 мл 3 раствора перекиси водорода и введите туда же на кончике шпателя несколько крупинок двуокиси марганца. С помощью тлеющей лучины убедитесь в выделении кислорода. Контрольные вопросы 1. Что называется скоростью химической реакции? От каких факторов она зависит? 2. Сформулируйте закон действия масс. Напишите математическое выражение этого закона для реакций a b c 3.


Как и почему изменяется скорость химической реакции при изменении температуры? 4. Что называется энергией активации? 5. От каких факторов зависит скорость химических реакций в гетерогенных системах? 6. Что называется катализатором? Какое влияние и почему оказывает, катализатор на скорость химической реакции? Работа 6. Химическое и адсорбционное равновесие.Цель работы - изучение влияния различных факторов на химическое равновесие, изучение зависимости величины


адсорбции от равновесной концентрации адсорбата. Понятие химическое равновесие применимо, только к обратимым реакциям. Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции V равна скорости обратной реакции V. Равенство является кинетическим условием химического равновесия. Химическое равновесие характеризуется постоянством для данных условий величины энергии


Гиббса системы. Равенство является термодинамическим условием химического равновесия. Химическое равновесие характеризуется постоянным для данных условий соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих во взаимодействии. Величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, называется константой равновесия. Для обратимой реакции. константа равновесия имеет вид


Константа равновесия зависит от природы реагентов, температуры, и не зависит от исходной концентрации веществ в системе. Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса данной реакции следующим соотношением где - универсальная газовая постоянная 8,31 Дж моль К Т - абсолютная температура, К Kc - константа равновесия. Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока остаются постоянными параметры, при которых


оно установилось. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей и новыми равновесными концентрациями всех веществ. В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье если на систему, находящуюся в равновесии, оказывают внешнее воздействие, то равновесие смещается


в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия. Процесс поглощения одного вещества поверхностью другого называли адсорбцией. Вещество, частицы которого поглощаются газ, жидкость, растворенный компонент , называют адсорбатом, а поглотитель адсорбентом. Взаимодействие между частицами адсорбата и адсорбента могут иметь различный характер. В зависимости от природы этого взаимодействия различают адсорбцию физическую и химическую


хемосорбцию . Процесс отрыва частиц адсорбата от поверхности адсорбента, т. е. явление обратное адсорбции, называют десорбцией. Если в системе адсорбат - адсорбент при заданных условиях скорость, адсорбции равна скорости десорбции, состояние системы называют адсорбционным равновесием. Количественно адсорбцию выражают в молях адсорбата на единицу площади поверхности адсорбента моль м или в молях адсорбата на единицу массы адсорбента моль г .


Экспериментальная часть. ОПЫТ 1. Влияние концентрации веществ на химическое равновесие. В данном опыте изучают обратимую реакцию взаимодействия трихлорида железа с роданистым аммонием или роданистым калием. Трихлорида железа придает раствору красную окраску. По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации, т. е. о смешении равновесия в ту или иную сторону. Налейте в пробирку 10мл 0,1н раствора и добавьте 10 мл 0,1н раствора или .


Разлейте раствор из пробирки в 4 пробирки, одну из которых оставьте в качестве контрольной. В первую пробирку введите несколько капель концентрированного раствора хлорида железа, во вторую - несколько капель концентрированного раствора роданида калия или аммония, а в третью насыпьте немного твердого хлорида калия или аммония и встряхните пробирку несколько раз, чтобы ускорить растворение соли. Сравните окраску раствора в трех пробирках с окраской контрольной пробирке и объясните происшедшее


изменение исходя из принципа Ле - Шателье. Напишите выражение для константы исследованного химического равновесия Можно ли утверждать, что изменение концентрации реагирующих веществ повлекло за собой изменение величины константы равновесия? ОПЫТ 2. Влияние изменения температуры на химическое равновесие. При действии йода на крахмал образуется непрочное вещество сложного состава, окрашенное в синий цвет. Эта реакция является экзотермической. Равновесие реакции можно условно изобразить следующим уравнением


Налейте в две пробирки по 5 капель раствора крахмала и добавьте по 2 - 3 капли йодной воды. Наблюдайте появление синей окраски. Нагрейте одну из пробирок. Почему при нагревании окраска становится менее интенсивной или совсем исчезает? ОПЫТ 3 Адсорбция красителя активированным углем из раствора. Налейте в колбу 20 - 25 мл разбавленного раствора чернил, насыпьте 2 -


3 г активированного угля и, закрыв колбу пробкой, энергично встряхните ее несколько раз. Затем через складной фильтр отфильтруйте смесь, поместив конец воронки в пробирку. Объясните, почему фильтр оказался бесцветным. ОПЫТ.4 Адсорбция ионов свинца из раствора активированным углем. а Проделайте реакцию на ионы свинца, налив в пробирку немного 0,001н раствора , и подействуйте на него


раствором хромата калия. Заметьте цвет осадка и напишите уравнение реакции. б Налейте в пробирку на 1 3 ее объема раствора нитрата свинца и введите туда же немного активированного угля. Пробирку закройте пробкой и сильно взболтайте несколько раз. Отфильтруйте содержимое пробирки через складчатый фильтр, поместив конец воронки в чистую пробирку Испытайте фильтрат, подействовав на него раствором хромата калия.


Если в фильтрате имеются ионы свинца, должен появиться желтый осадок. Появляется ли он на самом деле? Контрольные вопросы и задачи. 1. Что называется химическим равновесием? 2. Что называется сдвигом смещением химического равновесия? 3. В какую сторону сместится химическое равновесие при изменении температуры и давления в следующих случаях 4. Рассчитайте константу равновесия реакции если для ее проведения смешали 12 мл 10


М раствора и 15 мл 10 М раствора . Полученную смесь разбавили водой до 50 мл. Равновесная концентрация оказалась равной 2,03 10 моль л. Ответ 4 10. 5. Что называется адсорбцией, десорбцией? 6. Какова природа веществ, вызывающих физическую и химическую адсорбцию? 7. Как можно сместить адсорбционное равновесие? РАСТВОРЫ.


Работа 7. Концентрация растворов.Цель работы - приобретение навыков приготовления растворов различной концентрации из сухой соли или более концентрированного раствора. Приведем несколько примеров расчета по теме Концентрации растворов . Пример 1. Рассчитайте молярную концентрацию, титр и массовую долю в в 2М растворе, плотность которого 1,12г см3. Решение. а Молярная масса равна 98 г моль. Так как 1м раствора содержит 2 моля эквивалентов кислоты,


а в 2м раствор - 4, раствор будет четырехнормальный 4н . б Для определения массовой доли в необходимо найти массу 1л 2М раствора Зная, что в литре 2М раствора содержится 196г , определяем массу кислоты в 100г раствора 1120г раствора содержит 196г кислоты 100г Х г кислоты Х 17г. Следовательно, массовая доля кислоты в растворе составляет 17 . Пример 2. Сколько граммов и воды потребуется для приготовления 40 г раствора, с массовой долей 10 100


г раствора содержит 10 г 40 г раствора содержит Х г Вычисляем массу кристаллогидрата , в котором содержится 4 г безводной соли молярная масса - 142 г моль 322 г моль 322 г содержит 142 г Х г содержит 4 г Масса воды, необходимая для приготовления 40 г раствора с массовой долей 10 равна 40 - 9,07 30,93 г. Экспериментальная часть. ОПЫТ 1. Приготовление раствора заданной молярности из навески


твердого вещества. а Получите у преподавателя задание на приготовление раствора соли или заданной концентрации. б Вычислите требуемое количество соли и отвесьте на технических весах с точностью до 0,01 г. Примечание молярную массу буры рассчитайте исходя из молярной массы кристаллогидрата и реакции. в Осторожно перенести в мерную колбу навеску навеску соли высыпать через сухую воронку, вставленную в горлышко колбы . Растворить соль в дистиллированной воде, заполнив сначала ее на 1 3.


После растворения всей соли довести дистиллированной водой раствор до метки на шейке колбы. Закрыть колбу пробкой и тщательно перемешать раствор. г Определим точную концентрацию соли - сухой пипеткой или ополоснутой раствором соли отмерить в две колбы по 10 мл раствора и добавить две капли индикатора метилоранжа - в предварительно ополоснутую бюретку налить раствор кислоты концентрация которой точно - известна 0,1M - отобранный раствор титруйте из бюретки


раствором кислоты с точно известной концентрацией до изменения окраски от желтой до оранжевой сравнивая окрашивание с эталоном . Результат титрования запишите. Повторите титрование. Результаты титрования не должны отличатся друг от друга более чем на 0,1 мл. д Вычислите молярную концентрацию и титр приготовленного раствора. где - объем взятого раствора буры молярность раствора буры искомая величина - количество , которое пошло на титрование раствора буры молярность


, взятой для титрования. Результаты опыта сведите в таблицу Молярная масса буры, М Масса соли для приготовления раствора, г Молярная концентрация приготовленного раствора 1 2 среднее заданная полученная ОПЫТ 2. Приготовление раствора кислоты заданной молярности. Получите у преподавателя задание на приготовление заданного объема раствора серной кислоты определенной


концентрации. а Определим ареометром плотность раствора кислоты, и определите по таблице его процентную концентрацию. б Рассчитайте, какой объем концентрированной кислоты необходим для приготовления раствора заданной молярности. в Отметьте маленьким цилиндром подсчитанный объем концентрированного раствора и прилейте в мерную колбу. Цилиндр ополосните несколько раз водой. Раствор осторожно довести до метки и перемешать. г


Сухой пипеткой отобрать в две колбы по 10 мл раствора соли, приготовленного ранее и добавить 2 капли индикатора метилоранжа. д В предварительно ополоснутую приготовленным раствором кислоты бюретку налить раствор до нулевого деления и протитровать отобранный раствор соли. Вычислить молярную концентрацию приготовленного раствора. Уравнение реакции между серной кислотой и бурой Результаты опыта сведите в таблицу, аналогичную опыту 1.


Контрольные вопросы. 1. Назовите способы выражения концентрации растворов. 2. Что называется молярной концентрацией раствора? 3. В одном литре раствора содержится 10,6 г карбоната натрия . Рассчитайте молярную концентрацию. Ответ 0,1м. 4. Сколько граммов гидроксида натрия нужно взять, чтобы приготовить 5л 0,1м раствора ?


Ответ 20 г. 5. Сколько граммов тиосульфата натрия необходимо для приготовления 300 г раствора, в котором массовая доля тиосульфата натрия равна 5 ? Ответ 15 г. 6. Какой объем 0.1М раствора можно приготовить из двух литров 2.0 М раствора? РАБОТА 8. Свойство водных растворов электролитов.Цель работы ознакомится с электропроводностью растворов, ионными равновесиями в растворах электролитов.


Согласно теории электролитической диссоциации электролиты при растворении в воде распадаются диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы. Этот процесс можно выразить уравнением Как видно из уравнения, этот процесс равновесный, а следовательно, константа равновесия может быть выражена через равновесные концентрации Константа равновесия характеризует диссоциацию вещества в растворах и носит название константа диссоциации. Величина зависит от природы электролита и растворителя, а также


от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации является величиной, характеризующий способность электролита к диссоциации. Например Константа диссоциации уксусной и угольной кислоты соответственно равны Сравнивая значения этих констант, можно сказать, что у угольной кислоты способность к диссоциации на ионы меньше, чем у уксусной. Степень диссоциации и константа диссоциации слабого электролита связанны


между собой зависимостью закона Оствальда где - разведение раствора, л моль. Все электролиты можно разделить на две группы сильные и слабые электролиты. Сильные растворы в водных электролитах диссоциируют полностью. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.


В растворах электролитов осуществляется межионное взаимодействие, обусловленное силами притяжения и отталкивания. Наиболее заметны межионные взаимодействия в растворах сильных электролитов. Для количественной характеристики межионных взаимодействий используется ионная сила раствора I полусумма произведений концентраций всех ионов, присутствующих в растворе, на квадрат их заряда Зная ионную силу раствора I, можно найти коэффициент f, позволяющий определить некоторую величину


А активность , формально заменяющую концентрацию С при математических описаниях свойств растворов электролитов - коэффициент активности иона, который является функцией ионной силы раствора I и заряда иона . Количественной характеристикой способности электролита проводить электрический ток является электрическая проводимость. Различают удельную и молярную электрическую проводимость. Сильные электролиты диссоциируют в растворе полностью, но на границе малорастворимого сильного электролита


с раствором ионы из осадка переходят в раствор и вновь возвращаются на поверхность твердого вещества, т.е. устанавливается равновесие между осадком и его ионами. Например . Растворение вещества происходит до тех пор, пока не установится равновесие между осадком и его ионами в растворе. В момент наступления равновесия раствор становится насыщенным. Количественно это равновесие можно охарактеризовать константой равновесия


Так как концентрация твердой соли - величина постоянная, то, умножая величину константы равновесия на эту концентрацию, мы получаем новую константу . Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций ионов является величиной постоянной при данной температуре. Эта величина называется произведением растворимости . Зная величину произведения растворимостей, можно вычислить концентрацию труднорастворимого электролита


в насыщенном растворе. Например откуда ионов . Здесь величину ПР, можно рассчитать, выпадет или нет данное вещество в осадок. Например, если 0,001 моль поместить в 1л воды, то все это количество соли растворится, так как величина меньше . Следовательно, этот раствор будет не насыщенным. Водородный показатель среды рН. Вода диссоциирует по уравнению


Путем измерения электропроводности было найдено, что концентрация ионов водорода в тщательно очищенной воде при равна 10-7 моль л Это характеризует воду как очень слабый электролит. Константа диссоциации воды при 295 К равна 1.8 10-16, а при той же температуре равна примерно 55,56 моль л. отсюда Величина называется ионным произведением воды. В нейтральных растворах моль л рН 7 , в кислых моль л рН 7 в щелочах моль л рН 7 .


Вместо концентрации ионов водорода часто пользуются водородным показателем рН , равному взятому с обратным знаком десятичному логарифму активности ионов водорода в этом растворе. Наряду с показателем рН пользуются показателем рОН Исходя из значений ионного произведения воды при 295 К Для приблизительного определения рН пользуются индикаторами, т.е. веществами, меняющими свою окраску


в зависимости от щелочности или кислотности среды. Часто с этой целью применяют лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый. Изменение окраски различных индикаторов происходит при вполне определенных для каждого из этих значений рН. Например, окраска метилового оранжевого от красной до желтой меняется в интервале рН от 3,1 до 4,4. Промежуток между двумя значениями рН, в котором изменяется окраска индикатора, называется интервалом


индикатора. Интервалы некоторых индикаторов. Индикатор Область перехода рН Окраска в растворе Более кислом Более щелочном Малахитовый зеленый 0,1-2,0 Желтая Голубовато-зеленый Метиловый оранжевый 3,1-4,4 Красная Желтая О - нитрофенол 5,0-7,0 Бесцветная Желтая Лакмус 5,0-8,0 Красный Синий Фенолфталеин 8,2-10,0


Бесцветная Малиновая Малахитовый зеленый 11,2-13,2 Голубовато-зеленый Бесцветная Экспериментальная часть. ОПЫТ 1. Электропроводность растворов. Соберите прибор, состоящий из химических стаканов емкостью 250мл эбонитовый крышки, снабженной двумя универсальными клеймами для закрепления электродов и присоединения проводов амперметра, вольтметра и лабораторного автотрансформатора


ЛАТР . Электропитание подается из сети через лабораторный трансформатор а сильные и слабые электролиты. В четыре стакана емкостью 250 мл налейте по 150 мл 1М растворов серной кислоты , уксусной кислоты , гидроксида калия и аммония раствор в воде . Испытайте последовательно электропроводность этих растворов. Для этого в каждый из стаканов с раствором погрузите электроды, включит ток и запишите показания амперметра. Выключите ток и ополосните электроды дистиллированной водой.


Сделайте вывод, какие из испытанные веществ относятся к сильным и какие к слабым электролитам? б изменение электропроводности при нейтрализации слабого основания слабой кислотой. Испытайте электропроводность 25 раствора аммиака см. опыт а . Слейте раствор аммиака в стакан и прибавляйте к нему понемногу осторожно концентрированную уксусную кислоту. Дайте раствору охладиться и снова испытайте его электропроводность.


Чем объяснить большую электропроводность раствора? ОПЫТ 2. Смещение ионного равновесия. а к 2М раствору уксусной кислоты прибавьте 2 капли индикатора метилоранжа. Отметьте окраску индикатора интервал рН перехода окраски индикатор -3,1 4,4 . Внесите в ту же пробирку несколько кристаллов ацетата аммония или ацетата натрия. В чем причина изменения окраски индикатора? Рассчитайте, как изменяется рН раствора при добавлении


ацетата аммония. б к SM раствору гидроксида аммония прибавьте 2 капли индикатора - фенолфталеина. Какую окраску приобрел индикатор? интервал рН перехода окраски фенолфталеина 8,3 10,0 . В ту же пробирку добавьте несколько кристаллов хлорида аммония. В чем причина изменения окраски индикатора? Рассчитайте, как изменяется рН раствора при добавлении хлорида - аммония. ОПЫТ 3. Образование осадков и произведение растворимости.


В две пробирки налейте по 3-4 капли 0.005М раствора нитрата свинца. В одну из них прибавьте, такой же объем 0.05М раствора хлорида калия, в другую - такой же объем 0.05М раствора иодида калия. В какой из пробирок выпал осадок? Объясните полученный результат, используя значение произведений растворимости. Составьте уравнения реакций. Контрольные вопросы и задачи.


1. Какие вещества называются электролитами? 2. Почему электролиты называются проводниками электрического тока 2 рода? Какие вещества являются проводниками 1 рода? 3. Что называется степенью диссоциации? Чему равна степень диссоциации. 4. Каким образом способность электролитов к диссоциации зависит г вида химической связи? 5. Напишите уравнение диссоциации 6. Вычислите степень диссоциации гидроксида аммония в его деци санти-


и миллимолярных растворах. Постройте график зависимости степени диссоциации от концентрации раствора. 7. Имеются, сантимолярные растворы соляной и уксусной кислоты объясните, в каком из них разница между значениями и более заметна. 8. Что такое произведение растворимости? Чем объяснить, что реакции идут практически только в прямом направлении? 9. Как влияет на растворимость добавление в раствор карбоната натрия?


10. Зная, что произведение растворимости равно 2,3 10-4, вычислить выпадет ли осадок соли при сливании 100 мл 0,001М с 100 мл 0.001М . ИОННЫЕ РЕАКЦИИ ОБМЕНА В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. РАБОТА 9.Гидролиз солей.Цель работы - изучение некоторых реакций обмена между электролитами изучение водных растворов солей, связанных с реакцией гидролиза. Реакции обмена. Обязательным условием течения реакций между электролитами является удаление из раствора


тех или иных ионов - например, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Иначе говоря, реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее растворимых веществ. Уравнения реакций в таких случаях рекомендуется записывать в молекулярно-ионной форме, которая позволяет лучше понять сущность протекающих процессов. В молекулярно-ионных уравнениях сильные электролит пишутся в виде ионов, а слабые электролиты, трудно


растворимые вещества - в виде молекул. Существует четыре случая обменных реакций в растворах электролитов, равновесие которых сильно смещено в сторону образования продуктов реакции 1. Реакции, идущие с образованием осадка. 2. Реакции, сопровождающиеся образованием газообразных летучих веществ. 3. Реакции, протекающие с, образованием слабых электролитов. 4. Реакции, идущие с образованием комплексных ионов.


Гидролиз солей. Гидролизом называются обменные химические реакции, протекающие с участием воды. Гидролизом соли называются, взаимодействие соли с водой. Приводящее к образованию слабого электролита слабой кислоты, слабого основания, кислого или основного иона . В результате гидролиза в растворе накапливаются или ионы, поэтому растворы многих солей имеют кислую или щелочную реакцию среды. Признаком гидролиза соли является изменение нейтральной реакции среды


водного раствора. Например, при растворении в воде хлорида аммония образуется избыток ионов и раствор подкисляется 7 или Однако не все соли вступают в реакцию гидролиза. Если растворить в воде хлорид калия . нейтральная реакция среды 7 , характерная для чистой воды, не изменяется, т.е. в растворе сохранится равенство . или Можно утверждать, что соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой и т.п в реакцию гидролиза


не вступают. С водой взаимодействуют 1 соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами и т.п 2 соли, образованные слабыми кислотами и сильными основаниями и т.п 3 соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами и т.п Из рассмотренных примеров следует, что в реакции с водой вступают катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Если эти ионы многозарядные Fe3 , Cu2 и т.п. их взаимодействие с водой обычно идет до образования основного или кислого иона первая


ступень гидролиза . Первая ступень гидролиза выражена наиболее сильно. Например Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза и константой гидролиза . Степень гидролиза представляет собой отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу С , к общему числу молекул данной соли . Для солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой 0. Для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой в разбавленных растворах 100 .


В общем виде реакцию гидролиза соли можно представить уравнением Константа равновесия этого процесса Так как в разбавленных растворах можно считать величиной постоянной то и произведение K также постоянно. Эту величину называют константой гидролиза, т.е. В случае гидролиза по аниону например, для уравнение принимает вид или - ионное произведение воды. Аналогично для гидролиза по катиону например, для


Для гидролиза по катиону и аниону получаем К реакциям гидролиза соли применимы все положения и законы о химическом равновесии. Равновесие процесса гидролиза, отвечающее равенству скоростей реакций гидролиза и нейтрализации подвижно и может быть смещено вправо или влево в соответствии с принципом Ле Шателье. Так, например, при повышении температуры равновесия гидролиза смещается вправо, так как прямая реакция эндотермическая 0 , а обратная нейтрализация - экзотермическая 0 .


Связь между константой гидролиза соли и степенью гидролиза в растворе заданной концентрации выражается законом Оствальда Рассмотрим несколько примеров все расчеты выполняются с допущением С а - равенство концентраций ионов их активностям . ПРИМЕР 1. Рассчитайте константу, и степень гидролиза соли в 0,001н растворе при 289К, учитывая только первую ступень процесса. Решение соль образована сильным основанием и слабой кислотой, поэтому гидролизуются


только ионы . Уравнение реакции Константа равновесия процесса умноженная на концентрацию воды называется константой гидролиза соли. Ее вычисляют по формуле где - ионное произведение воды - константа диссоциации продукта гидролиза. Следовательно 10-14 4,8 10-11 Следует обратить внимание на то, что величина константы гидролиза, как и любой другой константы равновесия реакции, не зависит от концентрации растворенного вещества, а зависит лишь от температуры. Степень гидролиза может быть вычислена по формуле откуда или


ПРИМЕР 2. Рассчитайте 0,1н раствора . Решение соль образована слабым основанием и сильной кислотой, поэтому гидролизуются ионы . Уравнение реакции при гидролизе хлорида аммония в растворе образуется избыток ионов водорода. Водородный показатель среды вычисляют по формуле в растворе равно концентрации прореагировавших ионов Значение вычисляют по уравнению . Итак Определяем степень гидролиза соли по уравнению Зная , находим 0,1 0,75 10-4 0,75 10-5 моль л -lg0,75 10-5 5,125


Экспериментальная часть. ОПЫТ 1. Ионные реакции обмена с образованием слабого электролита. а положите, в пробирку несколько кристаллов хлорида аммония и прилейте раствор гидроксида натрия. Определите выделяющийся газ по запаху, слегка нагрев пробирку. Составьте уравнение реакции. б спустите в пробирку несколько кристаллов ацетата натрия и прилейте разбавленную серную кислоту. Напишите уравнение реакции. ОПЫТ 2.


Ионные реакции обмена с образованием осадков. Налейте в три пробирки по 2-3 капли раствора хлорида бария и добавьте в одну из них несколько капель раствора сульфата натрия, а в другую - раствора серной кислоты, в третью - раствора сульфата алюминия. Наблюдайте появление одинакового осадка. Составьте уравнения реакций. Что можно сказать о сущности реакций в проделанном опыте? ОПЫТ 3. Гидролиз солей. В четыре пробирки налейте по 1мл воды и по 1-2 капли фиолетового раствора лакмуса.


В три пробирки введите 1-2 капли карбоната натрия , хлорида цинка и нитрата натрия . Четвертая пробирка служит для сравнения полученных окрасок. Какие из испытуемых солей подвергаются гидролизу? Составьте уравнения гидролиза. ОПЫТ 4. Смещение равновесия реакции гидролиза соли при разбавлении раствора. Убедитесь в том, что концентрированный раствор нитрата свинца прозрачен.


В коническую колбу налейте 50мл дистиллированной воды и добавьте 1-2 капли концентрированного раствора . Наблюдайте образование осадка. При оформлении опыта 1. Назовите гидролизующийся ион, составьте уравнение реакции гидролиза и объясните, почему концентрированный раствор прозрачен. 2. Объясните, почему при разбавлении в колбе появляется осадок. Составьте уравнение образования осадка. Имеет ли отношение эта реакция к процессу гидролиза рассматриваемой


соли? 3. Сделайте вывод о влиянии разбавления растворов, гидролизирующихся солей на гидролитическое равновесие. ОПЫТ 5. Смещение равновесия реакции гидролиза при изменении температуры. В пробирку внесите 5-6 мл раствора ацетата натрия и 1-2 капли индикатора фенолфталеина . Содержимое пробирки разделите на две части, одну из них оставьте для сравнения, другую нагрейте до кипения. Сравните окраску индикатора в обеих пробирках.


Дайте пробирке охладиться и снова сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Опишите и поясните свои наблюдения. Составьте уравнение реакции гидролиза соли, назвав предварительно гидролизующийся ион. Сделайте вывод о среде раствора и о влиянии температуры на гидролитическое равновесие. Контрольные вопросы. 1. Составьте ионно-молекулярные уравнения следующих реакций 2. Что называется степенью и константой гидролиза соли?


3. Имеются растворы солей В каких растворах концентрация иона равна концентрации иона ? Ответ объясните. 4. Можно ли пользуясь фенолфталеином, отличить водный раствор от водного раствора ? Ответ поясните. 5. Можно ли с помощью - метра отличить водный раствор от водного раствора ? Ответ поясните. 6. Справедливо ли утверждение о том что водные растворы и имеют одинаковое значение водородного показателя среды? Ответ поясните. 7. Используя справочные данные, рассчитайте константу


гидролиза соли . Ответ 0,57 10-9. 8. На примерах гидролиза солей и объясните ступенчатое протекание процесса гидролиза при нагревании или разбавлении растворов. Составьте уравнения реакций. 9. Вычислите 0,1М раствора при расчете учитывайте только первую ступень гидролиза . Ответ 4,26. 10. водного раствора равен 5. Составьте уравнение реакции гидролиза и рассчитайте исходную концентрацию раствора.


Ответ 0,179 моль л. РАБОТА 10. Окислительно-восстановительные реакции.Цель работы - ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений, освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов. Реакции, протекания которых связано со смещением или полным переходом электронов от одних атомов к другим, называют окислительно-восстановительными. Число электронов, смещенных от атома иона данного


элемента или к атому иону данного элемента в соединении, называют степенью окисления. Степень окисления может быть положительной электроны смещены от атома или иона и отрицательной электроны сменены к атому или иону . Процесс отдачи электронов, т.е. повышения степени окисления элемента, называют окислением, а вещества, отдающие электроны - восстановителями. К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются невысокой электроотрицательностью


металлы, водород, углерод , некоторые анионы и др. катионы, у которых степень окисления может возрастать , и др Процесс присоединения электронов, т.е. понижения степени окисления, называют восстановлением, а вещества, принимающее электроны, называют окислителями. К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью элементы VI и VII групп главных подгрупп , катионы с высокой степенью окисления анионы, в которых электроположительный


элемент имеет высокую степень окисления высшие оксиды, а также пероксиды. Окислительно-восстановительные реакции - это одновременно протекающие процессы окисления и восстановления. Реакции, в которых окислители и восстановители представляют собой разные вещества, называют межмолекулярными. Если окислителями и восстановителями служат атомы или ионы одной и той же молекулы, то такие реакции называют внутримолекулярными. Составление окислительно-восстановительных реакций требует строгого соблюдения


правил, изложенных в данном разделе, что поможет написать любую окислительно-восстановительную реакцию. Для этого существуют два метода электронного баланса и ионно-электронной полуреакции. Первый может пригодиться только тогда, когда известны все продукты реакции и исходные вещества, при этом основное правило - установить степени окисления элементов, которые в результате реакции изменили свою степень окисления, а затем для этих элементов записать уравнение электронного баланса, расставить


коэффициенты в уравнении реакции и по кислороду проверить правильность написания уравнения. Пример 1 Установим степени окисления у всех элементов видно, что степень окисления изменили два элемента - железо и марганец. Составим для них уравнение электронного баланса расставим коэффициенты около окислителя и восстановителя а теперь методом пинг-понга устанавливаются последовательно коэффициенты в левой и правой части у всех остальных элементов так, чтобы последним уравнивался водород.


Справа и слева имеется по 80 атомов кислорода, следовательно, коэффициенты в уравнении расставлены правильно. Метод полуреакций, или ионно-электронный, применяется только в том случае, когда неизвестны все вещества, входящие в уравнение. Этот метод решения окислительно-восстановительных реакций намного мощнее метода электронного баланса, он позволяет написать продукты и расставить коэффициенты в реакции, если известны только исходные вещества и среда, в которой происходит реакция.


Последовательность действий при написании окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом следующая 1 необходимо установить, какое вещество восстановитель, а какое окислитель 2 в соответствии с ниже приведенными схемами записываются полуреакции в ионном виде с окислителями и восстановителями. Заряд в этих реакциях уравнивается прибавлением или отниманием электронов в левой части уравнения, необходимо при этом учесть, что a окислитель превращается в ион с низшей степенью окисления b восстановитель


превращается в соединение с высшей степенью окисления 3 находится число, равное наименьшему общему кратному между числом электронов в полуреакциях окисления и восстановления 4 полуреакции складываются 5 записывается уравнение из противоионов для левой части и такое же уравнение для правой части 6 записывается суммарное молекулярное уравнение реакции. Схемы для ионно-электронного метода полуреакций 1 Если в исходных веществах больше кислорода, то в продуктах реакций на каждый атом кислорода имеем в


кислой среде молекулу воды в щелочной и нейтральной среде - гидроксогруппу 2 Если в исходных веществах меньше кислорода, то в продуктах на каждый атом кислорода имеем в кислых и нейтральных средах в щелочной среде 3 Превращение, аниона перманганата в окислительно-восстановительных процессах 4 Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами 5 Превращения бихромат - иона в окислительно-восстановительных процессах


Из неметалла образуется кислота с высшей степенью окисления неметалла. Разберем принцип написания окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом на следующем примере Окислителем может быть только бихромат калия, т.к. в этом соединении он имеет высшую степень окисления 6. добавлена для создания кислой среды, следовательно, восстановителем является ион тиоцианата, в котором каждый элемент является восстановителем.


Запишем реакцию окисления восстановителя в ионном виде углерод превращается в , как этого требует правило превращения восстановителя в анион высшей степени окисления элемента . В кислой среде недостаток кислорода в исходном веществе требует добавления к левой части уравнения воды уравновесим заряд добавили, т.к. необходимо в левую часть прибавить 7 атомов кислорода Запишем процесс восстановления окислителя, воспользовавшись вышеприведенной схемой


В исходном веществе больше кислорода, среда кислая, следовательно, к свой части необходимо добавить - протоны уравновесим заряд и в результате получим после сложения получим ионное уравнение после удаления молекул воды и протонов водорода получим Напишем уравнение из противоионов Суммарное уравнение в молекулярном виде Обратите внимание, что один из продуктов реакции может реагировать с серной кислотой, которую обычно добавляют в избытке но, так как в реакции получилось 6-молекул карбоната


калия, то последнее уравнение необходимо умножить на 6 и эти два уравнения сложить в результате получим Приведем одинаковые вещества под один коэффициент Экспериментальная часть. ОПЫТ 1. Окисление алюминия ионами водорода Внесите кусочек алюминия в 2Н раствор . Наблюдайте окисления и составьте уравнение происходящей окислительно-восстановительной реакции. Дайте сравнительную характеристику окислительно-восстановительных свойств атомов и ионов алюминия и


водорода. ОПЫТ 2. Окисление катиона железа II хлором. Налейте в пробирку 5-6 капель свежеприготовленного раствора соли железа II и прибавьте две капли хлорной воды. Содержимое пробирки взболтайте и прибавьте в нее 1-2 капли раствора или . Окрашивание раствора в красный цвет свидетельствует об окислении ионов в . Составьте электронно-ионное уравнение реакции окисления и восстановления.


ОПЫТ 3. Окисление иодид - ионов ионами железа III . В пробирку налейте 5-6 капель раствора железа III и одну каплю раствора или . Содержимое пробирки разбавьте дистиллированной водою до слабо-желтого цвета и введите 1-2 капли раствора крахмала. Появление синей окраски свидетельствует о наличии в растворе свободного иода. Реакция выражается схемой Составьте электронно-ионное уравнение процессов окисления и восстановления


и уравнение реакции. ОПЫТ 4. Окисление гидроокиси II перекисью водорода. Налейте в пробирку 3-4 мл свежеприготовленного раствора соли железа или и прибавьте к нему 2-3 мл раствора щелочи или . Заметьте цвет осадка. Когда гидроокись железа сядет на дно пробирки, осторожно слейте жидкости прибавьте 1-2 капли Раствора . Наблюдайте изменение осадка. Реакция выражается схемой Составьте, электронно-ионное уравнение процессов окисления и восстановления


и уравнение реакции. ОПЫТ 5. Окисление ионов перекисью водорода. В пробирку налейте 5-6 капель раствора соли хрома , и прибавляйте по каплям 6Н раствор щелочи или до тех пор, пока первоначально выпавший осадок полностью растворится в результате образования хромита. Отметьте цвет раствора. К полученному раствору хромита добавьте несколько капель раствора и слегка нагрейте раствор. Переход зеленого цвета в желтый свидетельствует о появлении в растворе ионов .


Реакция может быть выражена суммарной схемой Составьте электронно-ионные уравнения процессов окисления и восстановления и уравнение реакции. ОПЫТ 6. Окисление ионами . В пробирку налейте 5-6 капель раствора перманганата калия и только же 2Н раствора серной кислоты. Затем пипеткой по каплям приливайте свежеприготовленный раствор соли железа II до полного обесцвечивания раствора. Обесцвечивание раствора свидетельствует о восстановлении ионов


в ионы . В обесцвеченный раствор добавьте несколько капель раствора или и убедитесь, что ионы окислились в ионы . Реакция выражается схемой Составьте электронно-ионное уравнение процессов окисления и восстановления и уравнение реакции. ОПЫТ 7. Реакции внутримолекулярного окисления и восстановления. Положите в пробирку такое количество , чтобы оно покрыло ее дно, и нагрейте, пока с помощью тлеющей лучинки не определите выделение кислорода. Составьте электронно-ионное уравнение процессов окисления


и восстановления и уравнение реакции, зная, что в результате реакции образовывается молекулярный кислород, диоксид марганца и манганат калия . Контрольные вопросы и задачи 1. Чем отличается реакция окисления-восстановления от других реакций? 2. Какие вещества называются окислителями, а какие - восстановителями? 3. В каких группах периодической системы элементов


Менделеев расположены элементы с ярко выраженными окислительными свойствами? 4. Как изменяется окислительное число окислителя и восстановителе в результате окисления-восстановления? 5. Какой из галогенов является самым сильным окислителем фтор, хлор, бром, иод? 6. Как изменяется электроотрицательность элементов в главных группах и в периодах? 7. Окислительные или восстановительные свойства проявляют следующие частицы ?


Приведите примеры реакций. 8. Каковы окислительно-восстановительные свойства воды? Составьте ионно-молекулярные уравнения для воды как окислителя и как восстановителя. 9. В чем заключается метод электронного баланса? 10. Как составить реакцию окисления-восстановления с помощью метода полуреакций? РАБОТА 11. Основы электрохимии.Цель работы - овладеть методикой измерения


ЭДС и напряжения гальванических элементов изучение условий возникновения коррозионных микроэлементов. Введение. Электрохимия изучает окислительно-восстановительные процессы, сопровождающие возникновение электрического тока, либо происходящие под действием постоянного электрического тока. Если погрузить металл в раствор его соли или, воду, то ионы металла из поверхностного слоя взаимодействуют о полярными молекулами воды и переходят в гидратированном виде в раствор.


Устанавливается равновесие Между металлом и раствором возникает разность потенциалов которую называют электродным потенциалом металла Для характеристики значения электродного - потенциала используются относительные величины, измененные по отношению к стандартному электроду водородному , потенциал которого условно принимают за 0. По возрастанию величины стандартного электродного потенциала металлы и водород расположены в ряд напряжений ряд активностей , который характеризует химическую активность металлов и их ионов.


Чем меньше величина электродного потенциала, тем легче его атомы отдают электроны, т.е. проявляют большую восстановительную активность и тем труднее его ионы присоединяют электроны, т.е. проявляют меньшую окислительную активность. Восстановительные свойства металлов и окислительные свойства их ионов изменяются следующим образом увеличение восстановительной способности металлов увеличение окислительной способности ионов Металлы с более отрицательными потенциалами более сильные восстановители вытесняют металлы с более положительными


потенциалами из растворов их солей. Чем дальше расположен металл в ряду напряжении, тем более сильными окислителями являются его ионы, тем легче их восстановить. Гальваническим элементом называется любое устройство, дающее возможность получить электрический ток за счет проведения окислительно-восстановительной химической реакции. Гальванический элемент состоит из двух электродов, соединенных внешней и внутренней цепью.


При работе гальванического элемента роль анода выполняет обычно расположенный в ряду напряжений левее катода - металл, расположенный правее. Если в гальваническом элементе протекает суммарная электродная реакция то ЭДС ЕЭ этого элемента описывается уравнением - стандартны ЭДС активности реагирующих веществ и продуктов реакции. Например, для реакции Рассмотрим цинково-никелевый гальванический элемент, анодом является , катодом


. Схематически гальванические элементы записываются следующим образом Более активный электрод указывается слева граница между электродом и раствором обозначается одной вертикальной чертой, а между растворами - двумя. В рассматриваемом гальваническом элементе на электродах протекают следующие реакции окисление восстановление Стандартную ЭДС гальванического элемента, можно рассчитать по известным значениям стандартной энергии


Гиббса реакции где n - заряд иона металла, F - число Фарадея, равное 35500 Кл либо по разности стандартных равновесных потенциалов электродов. Потенциалы металлических электродов. При погружении металла в раствор собственных ионов устанавливается равновесие При равновесии скорость растворения металла равна скорости разряда его ионов. Потенциал, устанавливающийся на электроде при равновесии, называется равновесным потенциалом электрода.


Для измерения его нужен гальванический элемент. Пусть такой гальванический элемент состоит из водородного электрода и металла Токообразующей в этом элементе будет реакция ЭДС такого элемента в соответствии о уравнением 1.1 равна ЭДС измеренного элемента равна потенциалу электрода по водородной шкале , так как по условию , и . где активность ионов металла. Уравнение 1.4 называется уравнением


Нерста по имени ученого, его предложившего. Переходя м натуральных логарифмов к десятичным, получаем Подставляя в уравнение Т 298 и соответствующие значения R и F,приходим к выражению Для разбавленных растворов, где активности мало отличаются от концентраций а с , уравнение 1.6 имеет вид Величина - называется стандартным потенциалом металлического электрода, в растворе собственных солей ионов с активностью последних, равной 1.


Коррозия металлов. Коррозией называется окислительно-восстановительный процесс самопроизвольного разрушения металлов, происходящий вследствие физического взаимодействия их с окружающей средой. По механизму действия коррозию подразделяют на химическую и электрохимическую. Химическая коррозия - разрушение металлов в результате прохождения химической реакции. Электрохимическая коррозия - разрушение металла в результате работы микрогальванических пар.


Неоднородность гетерогенность состава, поверхности металла или окружающей его среды приводит к возникновению в металле участков с различными электродными потенциалами, образуется многоэлектродный гальванический элемент. Участок с меньшей величиной электродного потенциала будет анодом, на нем происходит процесс окисления, т.е. отдача электронов и разрушение коррозия металлов Участок с большей величиной электродного потенциала будет катодом, на нем происходит процесс восстановления,


т.е. присоединение - электронов коррозии не подвергается . Так, в нейтральной среде В кислой среде Чтобы предохранить металлы от разрушения применяются различные способы защиты катодная защита - защищаемый металл подключают к отрицательному полюсу внешнего источника тока, протекторная защита, анодные покрытия. Сущность протекторной защиты состоит в том, что к защищаемому металлу присоединяют другой металл протектор с меньшей величиной электродного потенциала.


Например, железо соединяют с цинком. В образующейся гальванической паре защищаемый металл железо является катодом и не будет подвергаться коррозии. Для защиты от коррозии используется покрытие из пленки металла, нанесенное на поверхность защищаемого металла. Для покрытия выбирается металл практически не коррозирующий в тех же условиях и др Если покрытие изготовлено из металла, имеющего меньшее значение электродного потенциала, чем защищаемый металл, то такое покрытие называется анодным.


При нарушении целостности такого покрытия образуется гальванопара, в которой анодом является металл покрытия, и он будет разрушаться, предохраняя основной металл. Например А - окисление. К - восстановление. Катодным называется покрытие из металла с большим электродным потенциалом, защищаемый металл. При нарушении целостности такого покрытия образуется гальванопара, в которой металл покрытия является катодом, а анодом - основной металл.


Например А - окисление. К - восстановление. Железо разрушается. Экспериментальная часть. Опыт 1 Вытеснение свинца цинком из раствора соли свинца. Кусочек цинка обвяжите ниткой опустите цинк в раствор ацетата свинца. Оставьте раствор стоять спокойно и наблюдайте происходящее. Составьте уравнение реакции. Опыт 2. Гальванический элемент с медным и цинковым электродами.


Собрать схему, состоящую из металлических пластинок Zn и Cu, батарейных стаканов с растворами и , гальванометра, U-образной трубки. Соединить металлические пластинки и гальванометр проводниками. Наблюдать отклонение стрелки гальванометра. Чем обусловлено возникновение электрического тока? Выписать из таблицы см. приложение числовые значения электродных потенциалов и указать направление


перехода электронов. Написать уравнения химических реакций, протекающих на электродах элемента, и суммарное уравнение химической реакции. Вычислить электродвижущую силу гальванического элемента. Привести соотношение, выражающее связь ЭДС гальванического элемента с изменением изобарно-изотермического потенциала . Вычислить . Вычислить ЭДС медно-цинкового гальванического элемента, зная, что концентрация ионов Сu в растворе равна 1г-ион л, а концентрация ионов цинка -


0,01г-ион л. Указать в каком направлении перемещаются электроны во внешней цепи гальванических элементов, Привести уравнения электродных реакций, суммарное уравнение химической реакции и вычислить ЭДС, пользуясь величинами электродных потенциалов концентрации ионов металлов во всех случаях считать равными 1г-ион л. Опыт 3.Электрохимическая коррозия. а Влияние образования гальванических пар на течение химических процессов.


Взаимодействие цинка с серной кислотой в отсутствии и присутствии меди. Внести в пробирку 5-6 капель 2Н и кусочек чистого цинка. Наблюдается ли выделение водорода? Коснуться медной проволочкой кусочка в пробирке. Как изменится интенсивность выделения водорода и на каком металле он выделяется? Отнять медную проволочку от цинка и убедиться, что интенсивность выделения водорода изменяется.


Как влияет контакт цинка с медью на коррозию растворение цинка? Составьте схему образующейся гальванической пары, уравнение электродных реакций и суммарное уравнение реакции. б Электрохимическая катодная защита от коррозии. Налейте в электролизер З с несколькими каплями. Анод графитовый, катод железный. Включите источник питания. Для сравнения опустите в раствор того же электролита железную пластинку.


Отметьте появление синего окрашивания. Чем это объясняется? В каком случае коррозия развивается интенсивно? Составьте уравнения происходящих процессов. Чем объясняется различие скоростей коррозии в первом и втором случаях? Контрольные вопросы и задачи. 1. Какой потенциал называется стандартным потенциалом? 2. От каких факторов зависит величина электродного потенциала?


3. Какие из приведенных реакций возможны 1 3 2 4 4. Чем объяснить, что медь обычно не вытесняет водород иэ кислот? 5. Что называется коррозией металлов? 6. Кратко сформулируйте отличие электрохимической защиты от химической. 7. Чем вызвана электрохимическая неоднородность поверхности металла? 8. Каковы причины возникновения микрогальванопар? 9.


Какие существуют методы зашиты от коррозии? 10. Что такое анодные и катодные защитные покрытия? 11. В чем заключается сущность катодной защиты металлов? 12. Что такое протекторная защита металлов? РАБОТА 12. Электролиз.Цель работы - ознакомление с процессами, протекающими на растворимых и нерастворимых электродах при электролизе водных растворов электролитов. Электролиз - это окислительно-восстановительный процесс,


происходящий в растворах или расплавах электролитов под действием постоянного электрического тока. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Окислительно-восстановительные реакции происходят на электродах, соединенных с полюсами источника тока. Электрод, соединенный с отрицательным полюсом, является катодом, на нем идет процесс восстановления электрод, соединенный с положительным полюсом, является анодом, на нем идет процесс окисления.


На катоде в первую очередь идет процесс, характеризующийся наиболее положительным стандартным потенциалом, т.е. в первую очередь реагируют сильные окислители. При электролизе водных растворов солей, гидроксидов на катоде может восстанавливаться катион металла или вода. Восстановление воды идет в зависимости от характера среды по уравнениям На аноде в первую очередь происходит тот окислительный процесс, который характеризуется наиболее отрицательным


стандартным потенциалом. Однако, установлено, что при электролизе водных растворов электролитов на аноде сначала окисляется простой анион, не содержащий атома кислорода S2 Cl I- и т.д Если, анион содержит кислород и т.д то на аноде будет, окисляться вода уравнениям электроды нерастворимые Некоторые электроды при электролизе не растворяются из-за положительного значения их равновесного потенциала или образования на их поверхности защитных пленок.


Примерами таких анодов могут быть платиновые металлы, графит, титан и тантал. В этом случае происходит электролиз с нерастворимыми анодами. Примеры 1. Электролиз расплава . Щелочь в расплаве диссоциирует 2.Электролиз раствора . Соль диссоциирует в растворе 3.Электролиз раствора . Соль диссоциирует в растворе 4.Электролиз раствора сульфата меди - с медным анодом.


В этом случае на катоде протекают те же процессы, что и при нерастворимом аноде пример 2 . В анодном процессе могут подвергаться окислению как сам медный анод, вода, ионы по схеме Окисление воды и ионов более энергоемкие чем окисление медного анода, поэтому при электролизе окисляется практически только медный анод. Соль диссоциирует в растворе Таким образом, электролиз сульфата меди при медном аноде сводится к выделению свободной меди на катоде


и постепенному растворению анода. Концентрация сульфата меди в растворе в результате этого сохраняется постоянной. При определенных условиях в процессе электролиза на аноде, подобно меди, ведут себя и некоторые металлы, например золото, серебро, цинк, кадмий, никель, железо и др. Аноды, приготовленные из металла, превращающегося при электролизе в катионы получили название растворимых анодов. Если потенциалы двух или нескольких электродных реакций равны, то реакции протекают на электродах


одновременно. При этом прошедшее чрез электрод электричество расходуется на все эти реакции. Доля количества электричества, расходуемая на превращение одного из веществ , называется выходом по току этого вещества, где - количество электричества, израсходованное на превращение i вещества общее количество электричества, прошедшего через раствор. Теоретическое соотношение между количеством прошедшего электричества и количеством вещества, окисленного


или восстановленного на электроде, определяется законом Фарадея, согласно которому при прохождении через электрод одного Фарадея электричества F 96500Кл 26,8 на нем окисляется или восстанавливается 1 моль эквивалентов вещества. Экспериментальная часть. ОПЫТ 1. Электролиз раствора 0,5Н или с нерастворимым и растворимым анодами. Налейте в электролизер раствор соли меди и опустите в него графитовые электроды.


Присоедините электроды к источнику постоянного тока и включите ток. Наблюдайте на катоде появление красного налета меди, а в анодном пространстве пузырьки газа. Выключите ток и добавьте в анодное пространство несколько капель лакмуса. Объясните окрашивание лакмуса. Напишите уравнение катодного и анодного процессов. Поменяйте электроды и включите ток. Наблюдайте исчезновение налета меди на графитовом электроде представляющем


анод и появление его на катоде. Напишите уравнение происходящих процессов. ОПЫТ 2. Электролиз иодида калия. В электролизер налить раствор иодида калия и добавить по 5-6 капель фенолфталеина в катодное пространство и раствора крахмала в анодное пространство. Опустить графитовые электроды и включить ток. Отметить изменение цвета раствора в катодном и анодном пространстве. Написать уравнения катодного и анодного процессов.


Рассчитайте, какую величину должно превышать напряжение источника тока, чтобы мог начаться электролиз? ОПЫТ 3. Электролиз сульфата натрия. В электролизер налить раствор сульфата натрия и несколько капель нейтрального раствора лакмуса. Опустить графитовые электроды и включить ток. Наблюдать на обоих электродах выделение газа и изменение окраски в обоих коленах электролизера. Объяснить окрашивание лакмуса в катодном и анодном пространстве.


Напишите уравнение катодного и анодного процессов, протекающих на электродах при электролизе водного раствора. Контрольные вопросы и задачи. 1. Что называется электролизом? 2. Какова последовательность электродных процессов на катоде и аноде? 3. Чем отличаются процессы при электролизе с растворимыми и нерастворимыми анодами? 4. В воде растворены соли алюминия, цинка и меди с активностью катионов 1моль л рН раствора 3.


Укажите последовательность реакций на катоде. 5. Что такое выход по току и от каких факторов он зависит? 6. Рассмотрите электродные процессы на примерах электролиза водного раствора сульфата меди а с медным б с нерастворимым анодом и электролиза раствора сульфата цинка а с цинковым б с нерастворимым анодом. 7. Сколько времени нужно пропускать ток в ЗА через раствор , чтобы на катоде выделилось 1,0г серебра? Ответ-5мин. 8. Какие процессы окисления-восстановления протекают на аноде, катоде при электролизе водных


растворов если анод угольный? Работа 13. Общие химические свойства металлов.Цель работы - изучение химических свойств металлов. Металлы - вещества, отличительной особенностью которых в конденсированном состоянии является наличие свободных, не связанных с определенными атомами, электронов, способных перемещаться по всему объему тела. Эта особенность металлического состояния вещества определяет собой всю совокупность свойств металлов.


К общим физическим свойствам металлов относится их высокая электропроводность, высокая теплопроводность. Изолированные атомы большинства металлов имеют на внешнем энергетическом уровне 1,2 или 3 электрона. Лишь германий, олово, свинец имеют по 4 электрона, сурьма и висмут - по 5 электронов и только полоний - 6 электронов. Химические свойства металлов. Химические свойства металлов определяются их способностью отдавать валентные электроны и превращаться в положительно заряженный ион.


Сам металл при этом окисляется, являясь восстановителем Мерой восстановительной активности металлов является величина энергии ионизации, которая показывает, сколько надо затратить энергии для перевода нейтрального атома в положительный ион. Чем меньше величина энергии ионизации, тем активнее металл, тем сильнее выражена его восстановительная способность. Металлы взаимодействуют при определенных условиях с кислородом, галогенами, углеродом,


а затем с серой, фосфором, бором, мышьяком, образуя при этом соответственно окислы, галиды, карбиды, нитриды, сульфиды, фосфиды, бориды, арсениды. Отношение металлов к кислороду. Почти все металлы непосредственно взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды. Свойства оксидов определяются характером металлов. Оксиды наиболее активных металлов обладают основными свойствами.


Все оксиды делят на три большие группы основные, кислотные и амфотерные. Основные оксиды при взаимодействии с дают основания Кислотные оксиды, образованные металлами, при взаимодействии с дают кислоты Оксиды, проявляющие кислотные и основные свойства, называются амфотерными Отношение металлов к воде. Обладая, большим отрицательным значением стандартного электродного потенциала


щелочные и щелочноземельные металлы при нормальных условиях легко окисляются водой. Свойства гидроксидов определяются характером металла. Характер гидроксидов металлов одного периода изменяется от типичных основных через амфотерные соединения к кислотным. Отношение к щелочам. В водных растворах щелочей растворяются лишь те металлы, окислительно-восстановительные потенциалы взаимодействия которых с гидроксид ионами более отрицательны, чем потенциал


восстановления воды 0,83В и которые образуют устойчивые анионные гидроксокомплексы. Этим условиям удовлетворяют, например, цинк, алюминий, бериллий Процесс растворения металла в щелочи многостадиен и включает в себя следующие этапы 1. Растворение оксидной пленки на поверхности металла 2. Растворение металла, освобожденного от пленки в 3.


Растворение амфотерного гидроксида в щелочи В итоге процессы взаимодействия металла со щелочами можно выразить суммарным уравнением Действие кислот на металлы. Почти все металлы окисляются кислотами. Этот окислительно-восстановительный процесс зависит как от активности металла, так и от свойств и концентрации кислоты. Соляная и разбавленная серная кислоты окисляют только те металлы, которые стоят в ряду напряжений до


водорода, т.к. роль окислителя в них играют ионы водорода, восстанавливающиеся до свободного водорода, например Концентрированная серная кислота окисляет при нагревании почти все металлы не окисляется только золото, платина и некоторые редкие металлы . Окислителем является ион , который в зависимости от активности металла восстанавливается до , свободной серы и даже сероводорода . Азотная кислота, как концентрированная, так и разбавленная окисляет почти все металлы.


Окислителем в азотной кислоте является ион . Концентрированная азотная кислота восстанавливается малоактивными металлами например до оксида азота , а более активными металлами например, Fe, Zn, Mg до Алюминий, железо, хром при действии на них концентрированной азотной кислоты пассивируются . Покрываясь, тонкой пленкой оксида они перестают после этого подвергаться действию не только концентрированных, но и разбавленных кислот. Вытеснение металлов друг другом.


Способность металлов вытеснять, друг друга связана со значениями их стандартных потенциалов. Металлы с более отрицательными потенциалами более сильные восстановители вытесняют металлы с более положительными потенциалами из растворов их солей, например Металлы могут вытеснять друг друга и из расплавов их солей или оксидов, например выделение железа и хрома из их оксидов, алюминием - алюминотермия . выделение сурьмы из ее сульфида железом - ферротермия


выделение урана из его фторида барием - бариотермия Экспериментальная часть. Опыт 1. Взаимодействие алюминия со щелочами. В пробирку насыпьте немного стружек алюминия и прилейте 30 раствора гидроксида натрия. Докажите опытным путем, что выделяющийся газ - водород. Напишите уравнение реакции, что в реакции принимает участие вода.


Каков механизм растворения алюминия в щелочах? Какими значениями электродных потенциалов должны обладать металлы, взаимодействующие с . Опыт 2. Взаимодействие металлов с разбавленной и концентрированной серной кислотой. А В три пробирки по кусочку положите металлического алюминия, цинка, меди, добавьте несколько капель разбавленной серной кислоты. Исходя из положения этих металлов в ряду напряжений, сделайте предположительный вывод о возможности протекания реакции между этими металлами и разбавленной серной кислотой.


После доказательства взаимодействия металлов с кислотой опытным путем, отметьте различие в скорости протекания реакций. Исходя из ЭДС этих окислительно-восстановительных акций подсчитайте . Докажите опытным путем, какой газ выделяется в результате реакции. Составьте молекулярные и электронные балансы, укажите, какой ион является в этих реакциях окислителем. Б Поместите в пробирку кусочек меди и добавьте 5-6 капель концентрированной серной кислоты вытяжной


шкаф . Какой газ образуется в результате реакции? Отметьте цвет раствора и сделайте вывод, какие ионы присутствуют в растворе. Составьте молекулярные уравнения и электронный баланс. В Поместите в пробирку кусочек цинка и добавьте 5-6 капель концентрированной серной кислоты вытяжной шкаф . Пробирку немного подогрейте. Какой газ выделяется? Продолжайте нагревание. Наблюдается ли помутнение раствора?


Объясните причину. Продолжайте нагревание. Почувствовали ли запах выделяющегося сероводорода? Напишите уравнения происходящих реакций между цинком и концентрированной серной кислотой, отличающиеся друг от друга продуктами восстановления серной кислоты. Объясните разницу в действии концентрированной серной кислоты на цинк и медь, используя данные таблицы нормальных электродных потенциалов. В чем принципиальное отличие этих реакций от реакции взаимодействия


их с разбавленной серной кислотой. Опыт 3. Взаимодействие металлов с разбавленной и концентрированной азотными кислотами. А В две пробирки поместите по кусочку меди и цинка и добавьте 5-6 капель концентрированной азотной кислоты вытяжной шкаф . Какой газ выделяется? Напишите молекулярное уравнение и составьте электронный баланс. Исходя из значений электродных потенциалов, ответьте на вопрос, какие металлы взаимодействуют с концентрированной


азотной кислотой? Б В две пробирки положите по кусочку металлических цинка и меди. Добавьте в обе пробирки по 5-6 капель разбавленной азотной кислоты. Составьте молекулярные уравнения и электронно-ионные уравнения для процессов окисления-восстановления. Контрольные вопросы. 1. Как меняется восстановительная активность металлов в зависимости от положения в ряду напряжений? 2. Как взаимодействуют металлы Fе,


Zn, Mg с разбавленными кислотами 3. Как взаимодействуют металлы Al, Си, Fe, Zn, Mg с разбавленной ? 4. Как взаимодействуют металлы Аg, Сu, Zn c концентрированными кислотами 5. Как взаимодействуют металлы Zn, Al с растворами щелочей? 6. Как изменяется окислительная способность соединений металлов с высшим окислительным числом в ряду Работа 14. Свойства d-элементов 4-го периода.


Цель работы - изучение химических свойств некоторых переходных металлов и их соединений. Металлы побочных подгрупп, так называемые переходные элементы относятся к d - элементам, поскольку в их атомах заполняются электронами d- орбитали. У переходных металлов валентные электроны находятся на d - орбитали предвнешнего уровня и S - орбитали внешнего электронного уровня. Металличность переходных элементов объясняется наличием одного или двух электронов во внешнем электронном


слое. Незавершенный d-подуровень предвнешнего электронного слоя обуславливает многообразие валентных состояний металлов побочных подгрупп, что в свою очередь объясняет существование большого количества их соединений. В химических реакциях электроны d - орбитали участвуют после того, как оказываются использованными S - электроны внешней орбитали. В образовании химических соединений могут участвовать все или часть электронов d - орбиталей предпоследнего электронного уровня.


При этом образуются соединения, соответствующие различным валентным состояниям. Переменная валентность переходных металлов является их характерным свойством исключение составляют металлы II и III побочных подгрупп . Металлы побочных подгрупп IV, V, VI, VII групп могут входить в состав соединений как в высшем валентном состоянии которое соответствует номеру группы , так и в более низких валентных состояниях.


Так, например, для титана характерны 2 3 4- валентные состояния, а для марганца 2 3 4 6- и 7- валентные состояния. Оксиды и гидроксиды переходных металлов, в котором последние находятся в низшем валентном состоянии, проявляют обычно основные свойства, например и Fe OH 2. Высшие оксиды и гидроксиды характеризуются амфотерными свойствами, например TiO2, Ti OH 4 или кислотными, например и . Окислительно-восстановительные свойства соединений рассматриваемых


металлов также связаны с валентным состоянием металла. Соединена с низшей степенью окисления обычно проявляют восстановительные свойства, а с высшей степенью окисления - окислительные. Например, для оксидов и гидроксидов марганца окислительно-восстановительные свойства изменяются следующим образом Комплексные соединения. Характерной особенностью соединений переходных металлов является способность к комплексообразованию,


что объясняется наличием у ионов металла достаточного числа свободных орбиталей во внешнем и предвнешнем электронных уровнях. В молекулах подобных соединений в центре находится комплексообразователь. Вокруг него координируются ионы, атомы или молекулы, называемые лигандами. Число их зависит от свойств комплексообразователя, степени его окисленности и называется координационным числом Заряд комплексообразователя Координационное число


Комплексообразователь координирует вокруг себя лигандры двух типов анионные и нейтральные. Образуются комплексы при соединении нескольких различных молекул в одну более сложную сульфотетраамин меди II гексацианноферрат III калия. В водных растворах комплексные соединения диссоциируют, образуя комплексные ионы Сами комплексные ионы так же способны к диссоциации, но обычно в очень небольшой степени. Например Этот процесс протекает обратимо и равновесие его резко сдвинуто влево.


Следовательно, согласно закону действия масс, Константа Кн в подобных случаях называется константой нестойкости комплексных ионов. Чем больше величина константы, тем сильнее способность иона диссоциировать на составные части. Величины Кн приводятся в таблице Опыт 1. Окисление ионов Mn2 в ионы . Внесите в пробирку немного двуокиси свинца, так чтобы было покрыто только дно пробирки,


добавьте туда же несколько капель концентрированной и одну каплю раствора . Нагрейте раствор и наблюдайте появление ионов . Составьте уравнение реакции. Раствор соли марганца следует брать в небольшом количестве, так как избыток ионов восстанавливает до . Опыт 2. Окисление ионами в кислом, нейтральном и щелочном растворах. Продукты восстановления ионов различны и зависят от


РН раствора. Так, в кислых растворах ион восстанавливается в ионы . В нейтральных, слабокислых и слабощелочных растворах, т.е. в интервале РН от 5 до 9, ион восстанавливается с образованием марганцовистой кислоты В сильнощелочных растворах и при недостатке восстановителя ион восстанавливается до иона . Налейте в три пробирки по 5-7 капель раствора перманганата калия .


В одну из них добавьте такой же объем разбавленной серной кислоты, в другую ничего не добавляете, а в третью - концентрированного раствора щелочи. Во все три пробирки прибавьте по каплям, взбалтывая содержимое пробирки, раствор сульфита калия или натрия до тех пор, пока первой пробирке раствор не обесцветится, во второй выпадет бурый осадок, а в третьей раствор окрасится в зеленый цвет. Составьте уравнение реакций, имея в виду, что ион превращается в ионы .


Дайте оценку окислительной способности в различных средах по таблице окислительно-восстановительных потенциалов. Опыт 3. Взаимодействие перманганата калия с перекисью водорода. Поместите в пробирку 1 мл. перекиси водорода, добавьте несколько капель раствора серной кислоты и несколько капель раствора перманганата калия. Какой газ выделяется? Испытайте его тлеющей лучиной. Составьте уравнение реакции и объясните его на основе окислительно-восстановительных


потенциалов. Опыт 4. Комплексные соединения железа. А Получение берлинской лазури. К 2-3 каплям раствора соли железа III добавьте каплю кислоты, несколько капель воды и каплю раствора гексационно - П феррата калия желтой кровяной соли . Наблюдайте появления осадка берлинской лазури. Составьте уравнение реакции. Эта реакция используется для обнаружения ионов .


Если взять в избытке, то вместо осадка берлинской лазури может образоваться его коллоидная растворимая форма. Исследуйте отношение берлинской лазури к действию щелочи. Что наблюдается? Что лучше диссоциирует. Fе ОН 2 или комплексный ион ? Б Получение роданида железа III. К нескольким каплям раствора соли железа добавьте каплю раствора роданида калия или аммония. Составьте уравнение реакции. Исследуйте отношение роданида к щелочам и объясните


наблюдаемое явление. Эта реакция, как и предыдущая, используется для обнаружения иона . Опыт 5. Получение комплексного соединения кобальта. Поместите в пробирку 2 капли насыщенного раствора соли кобальта и добавьте 5-6 капель насыщенного раствора аммония учесть, что при этом образуется раствор комплексной соли . Комплексные ионы окрашены в синий цвет, а гидратированные ионы - в розовый.


Опишите наблюдаемые явления 1. Уравнение получения комплексной соли кобальта. 2. Уравнение диссоциации комплексной соли кобальта. 3. Уравнение диссоциации комплексного иона. 4. Выражение константы нестойкости комплексного иона. Контрольные вопросы и задачи. 1. Какие свойства окислительные или восстановительные проявляют соединения с высшей степенью окисления элемента? Составьте электронно-ионное и молекулярное уравнение реакции 2.


Какие свойства проявляют соединения с промежуточной степенью окисления элемента? Составьте электронно-ионные и молекулярные уравнения реакций 3. Укажите отличительные и сходные свойства железа, кобальта, никеля. Почему Д. И. Менделеев поместил в периодической системе элементов кобальт между железом и никелем, несмотря на значение его атомного веса? 4. Напишите формулы комплексных соединений железа, кобальта,


никеля. Чем объясняется хорошая комплексообразующая способность этих элементов? 5. Как изменяется характер оксидов марганца? Чем это обусловлено? Какие окислительные числа может иметь марганец в соединениях? 6. Есть ли сходство в химии марганца и хрома? В чем оно выражается. 7. На каких свойствах марганца, железа, кобальта, никеля, хрома основано их применение в технике?


8. Дайте оценку окислительной способности ионов и восстановительной способности ионов . 9. Чем объяснить, что окислительные числа Си, Ag, Аu бывает больше 17. 10. Объясните почернение серебра со временем на воздухе, позеленение меди на воздухе. 11. Составьте уравнение реакций, протекающих по схеме РАБОТА 15. Свойства элементов, применяемых в полупроводниковой технике.


Цель работы - изучение свойств элементов III-V групп главных подгрупп и некоторых их соединений. В главных подгруппах III-V групп периодической системы элементов расположены Р - элементы, среди которых в свободном состоянии есть металлы, полупроводники и неметаллы. В периодах слева направо в атомах заполняется р - подуровень от р1 до р5. С увеличением числа электронов на внешнем уровне атомов уменьшается восстановительная способность атомов


и усиливается их окислительная активность увеличивается ионизационный потенциал, сродство к электрону, электроотрицательность. В подгруппах сверху вниз у Р - элементов заметно усиливаются восстановительные свойства. Оксиды и гидроксиды неметаллов проявляют кислотные свойства. Свойства оксидов и гидроксидов металлов связаны с валентным состоянием металла с ростом валентности


металла усиливаются кислотные свойства. Окислительно-восстановительные свойства соединений рассматриваемых элементов также связаны с валентным состоянием элементов чем выше валентность элемента, тем более окислительными свойствами обладает его соединение. Полупроводники бывают собственные и примесные. В качестве примесных чаще всего применяются элементы IV подгруппы - германий и кремний. В электронике часто применяют полупроводники, у которых часть атомов


основного элемента в узлах кристаллической решетки замещена атомами другого элемента. Такие полупроводники называются примесными. Например, для получения n - проводимости германий или кремний легируют элементами, находящимися в V группе периодической системы фосфором, мышьяком, сурьмой для получения p - проводимости германий или кремний легируют элементами III группы бором, алюминием, галлием, индием. Рассмотрим свойства германия и кремния.


Германий относится к числу рассеянных элементов, часто встречающихся в природе, но присутствующих в различных минералах в очень малых количествах. Являясь элементом IV группы периодической системы Д. И. Менделеева, германий образует два ряда химических соединений с валентностью два и четыре, из которых наиболее распространены более устойчивые соединения четырехвалентного германия. На воздухе германий не окисляется и не разлагает воду.


Соли германия - германиты слабо растворимы в воде, кроме и . Германий растворяется в царской водке, но не реагирует с соляной и разбавленной серной кислотами. Азотная и концентрированная серная кислота окисляют его в двуокись. Галогениды германия в последнее время используются в микроэлектронике, например, при производстве транзисторов. Чаще других используется тетрахлорид германия , который можно получить либо нагреванием германия в


токе газообразного хлора, либо путем дистилляции смеси двуокиси германия и соляной кислоты Кремний в природе встречается в виде оксида и в солях кремневых кислот. Кремний образует два ряда химических соединений с валентностями два и четыре, относительно трудно окисляется на воздухе. С кислородом существует два соединения - и . Кристаллический кремний практически не растворим во всех кислотах, в том числе и в


HF, зато он легко реагирует даже с разбавленными щелочами. Германий получается восстановлением из с помощью восстановителей водорода, углерода, магния, цинка. Наиболее удобным является водород. Восстановление водородом происходит в две стадии. На первой стадии процесса образуется оксид II Эта реакция протекает с максимальной скоростью при температуре 650 С. Затем под влиянием водорода происходит восстановление оксида германия


II до германия Для производства кремния широко используется метод Бекетова, который заключается в восстановлении четыреххлористого кремния металлом-восстановителем по следующей реакции Металлом-восстановителем могут быть все металлы, находящиеся слева от кремния в ряду напряжений, т.е. калий, кальций, магний, цинк и т.д. Полупроводниковые соединения типа . Полупроводниковые кристаллические соединения, называемые соединениями


типа представляют собой химические соединения, образующиеся при взаимодействии элементов IIIв и Vв подгрупп периодической системы Д. И. Менделеева. В этих соединениях на каждый атом элемента III группы приходится один атом V группы, причем в кристаллической решетке эти атомы чередуются между собой. Как следует из периодической системы, у атомов элементов


III группы имеется три валентных электрона в состоянии s2p1, а у атомов элементов V группы по пять электронов в состоянии s2p3. Таким образом, среднее число электронов, приходящихся на один атом в соединения типа , то же, что и в полупроводниковых элементах IV группы, таких как алмаз, кремний, германий, серое олово. Поэтому кристаллическая структура и электронные свойства этих соединений во многом сходны со структурой


и свойствами полупроводников IV группы. Основными соединениями типа является антимонид индия , арсенид индия , фосфид индия , антимонид галлия , арсенид галлия , фосфид галлия , антимонид алюминия . Такие соединения отличаются от элементов IV группы тем, что в них подвижности электронов более высокие. Так, например, подвижность электронов в соединении почти на порядок в 10 раз превышает подвижность в германии, а в - более чем в 20 раз. Экспериментальная часть


ОПЫТ 1. Взаимодействие растворенной соли кремниевой кислоты с кислотой и кислотным оксидом. В пробирку налейте 5мл концентрированного раствора силиката натрия или калия растворимое стекло . Быстро прилейте в пробирку 3 мл 20 раствора соляной кислоты. Что получилось? Составьте уравнение реакции. ОПЫТ 2. Гидролиз солей кремниевой кислоты силикатов . В пробирку налейте 2-Змл силиката натрия или калия и добавьте


в 1-2 капли раствора фенолфталеина. Объясните причину изменения окраски индикатора. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции гидролиза. ОПЫТ З. Окислительные свойства соединений мышьяка V . В пробирку налейте 5-6 капель раствора арсената натрия и 5 капель концентрированной соляной кислоты. Добавьте 4-5 капель иодида калия. Наблюдайте появление желто-бурой окраски иода.


Составьте уравнение реакции, имея в виду, что анион восстанавливается в ОПЫТ 4. Получение борной кислоты. Из всех борных кислот, соли которых известны, устойчивой в растворах является только ортокислота . Поэтому при действии любой сильной кислоты на бораты всегда образуется . Например, если подействовать на тетраборат натрия бура соляной или серной кислотой, то пойдут реакции или Налейте в пробирку 1 3 ее объема насыщенный раствор буры и добавьте осторожно небольшое количество


примерно 2мл концентрированной серной кислоты. Пробирку с раствором осторожно охладите в проточной или в водяной бане с холодной водой. Через некоторое время вы сможете наблюдать образование кристаллов борной ортокислоты. Растворите в пробирке при нагревании небольшое количество несколько кристаллов борной кислоты и испытайте, раствор синим лакмусом. Сильной или слабой кислотой является борная кислота? Напишите в молекулярной и ионной форме уравнение диссоциации борной кислоты по ступеням и выражение


для константы диссоциации. ОПЫТ 5. Гидролиз тетрабората натрия. В две пробирки налейте 1-2мл дистиллированной воды и прибавьте в каждую по 4-5 капель розового раствора лакмуса. Растворите в одной из пробирок несколько кристаллов буры. Сравните окраску в обоих пробирках и составьте уравнение гидролиза буры по ступеням, учитывая, что на первой ступени гидролиза образуется ортоборная кислота и метаборат натрия , во второй ступени - ортоборная


кислота и едкий натр. ОПЫТ 6. Действие кислот и щелочей на алюминий. Опыт проводить под тягой. Поместите в три пробирки немного алюминиевых стружек и добавьте в первую 30 раствор или КОН, во вторую - разбавленную соляную кислоту, в третью - концентрированную азотную кислоту по 2-Змл в каждом случае . Пробирки с растворами щелочи и азотной кислоты нагрейте. В концентрированной алюминий не растворяется. Объясните механизм реакции алюминия со щелочами.


Объясните различные отношения к соляной и азотной кислотам. Напишите уравнения реакции. Контрольные вопросы. 1. Напишите электронные формулы германия и кремния в основном и возбужденном состояниях. Какую валентность проявляют эти элементы в возбужденном и невозбужденном состоянии? 2. Опишите свойства германия и кремния. 3. Какие реакции лежат в основе получения германия и кремния.


4. Напишите формулы кислот бора. Какая из них наиболее устойчива? 5. Какие кремниевые кислоты вам известны? 6. Напишите уравнения реакций взаимодействия алюминия с разбавленной и концентрированной азотной и серной кислотами. 7. Напишите уравнения реакций взаимодействия алюминия с раствором щелочи. 8. Какую реакцию имеют растворы солей алюминия? Составьте уравнение реакции гидролиза хлорида алюминия.


9. Какие соединения типа вы знаете? 10. Какими свойствами обладают соединения типа ? РАБОТА 16. Определение жесткости и умягчение воды.Цель работы - проведение анализа воды на жесткость и умягчение воды. Жесткость - один из технологических показателей, принятых для характеристики состава и качества природных вод. Жесткой называют воду с повышенным содержанием ионов и .


Сумма концентраций ионов и является количественной мерой жесткости воды Измеряют жесткость числом милимолей эквивалентов ионов жесткости и в 1кг воды ммоль кг . В связи с тем, что плотность воды близка к единице, жесткость можно измерять в ммоль дм или ммоль л, При расчетах, связанных с жесткостью воды, следует учитывать, что где - мольная масса эквивалента мольная масса иона. Например 0,2г - это масса 0,01 моль или 10 ммоль эквивалентов .


Различают жесткость воды общую Жо, карбонатную временную Жк и некарбонатную Жнк. В связи с тем, что в воздухе достаточно велико содержание , в природной воде есть растворимый диоксид углерода. Протекает взаимодействие с , результатом которого является образование гидрокарбонат-Иона. Концентрация ионов и в воде, эквивалентная содержанию иона НСО3, определяет карбонатную жесткость воды, а концентрация ионов и , эквивалентная всем прочим анионам


SO4, и т.д некарбонатную. Сумма карбонатной и некарбонатной жесткости составляет общую жесткость воды. Таким образом, временная жесткость воды вызывается присутствием гидрокарбонатов - Са НСО3 2, Mg НСО3 2 постоянная жесткость вызвана присутствием в воде сульфатов и хлоридов и . При контроле качества воды определяют ее жесткость. Для определения общей жесткости используют метод комплексонометрии.


В основе этого метода лежит титрование воды в присутствии аммиачного буферного раствора рН 10,0 и индикатора раствором комплексона III до перехода розовой окраски в голубую. При анализе применяют один из индикаторов кислотный хром синий К или эриохром черный Т. В присутствии ионов жесткости и эти индикаторы окрашиваются в розовый цвет, в отсутствии - в голубой. Комплексен III - двузамещенная натриевая соль этелендиаминтетра - уксусной


кислоты При титровании жесткой воды раствором комплексна III образуется внутрикомплексное соединение т.е. связываются ионы и . Поэтому в конце титрования индикатор изменяет окраску, раствор становится голубым. Определение картой жесткости воды - Жк сводится к определению концентрами гидрокарбоната-иона НСО3 и, тем самым, эквивалентной этим ионам концентрации ионов жесткости и .


Анализ проводят методом нейтрализации. В основе этого метода лежит титрование воды в присутствии индикатора метилового оранжевого раствором соляной кислоты до перехода желтой окраски индикатора в оранжевую. Метиловый оранжевый - кислотно-основной индикатор, изменяющий свою окраску от красной при рН 3,1 до желтой при рН 4,4. В точке перехода 3,1 метиловый оранжевый имеет оранжевую окраску. Анион - в воде гидролизуется Поэтому при условии Жк 0 вода имеет щелочную реакцию среды и метиловый


оранжевый в ней окрашен в желтый цвет. При титровании раствором НСl такой воды протекает реакция нейтрализации Ион нейтрализует количество ионов а, эквивалентное концентрации иона . Анализ воды на жесткость предполагает обычно а определение общей жесткости, Жо, б определение карбонатной жесткости, Жк в вычисление некарбонатной жесткости Жнк - Жо - Жк. Экспериментальная часть. ОПЫТ 1. Определение временной жидкости


Жк. Способ основан на реакции между соляной кислотой и гидрокарбонатами При титровании кислотой, добавленной в воду, индикатор метилоранж изменяет свою окраску, когда в растворе появляется небольшой избыток кислоты. Отмерьте с помощью мерного цилиндра в две колбы по 50мл водопроводной воды и прибавьте в каждую по 2-3 капли метилоранжа. Одна из колб будет служить контрольной. Во вторую колбу приливают из бюретки по каплям децинормальный


раствор соляной кислоты до тех пор, пока от одной капли кислоты окраска из желтой перейдет в оранжевую, цвет сравнивают с цветем в контрольной колбе . Титрование повторяют 2-3 раза. Для расчетов принимают средний результат. Расчет временной жесткости воды проводит по формуле Жв Vk Ck 1000 VB где Жв - временная жесткость воды, ммоль л экв и . Vk - объем раствора кислоты, израсходованного на титрование,


Сk -нормальная концентрация раствора кислоты, VB - объем воды, мл. ОПЫТ 2. Определение общей жидкости воды комплекснометрическим способом. Отберите мерным цилиндром 100 мл воды и перенесите его в коническую колбу. Добавьте к исследуемой пробе 5мл аммиачного буферного раствора и 5-7 капель индикатора кислотности хром синего К или несколько кристалликов на кончике шпателя эриохром черного


Т. Приготовленную пробу при постоянном помешивании оттитруйте растром комплексона до перехода розовой окраски индикатора в голубую. Результаты титрования запишите. Повторите титрование еще раз. Если результаты двух титрований совпадут 0,1мл , рассчитайте общую жесткость воды. В противном случае, оттитруйте еще одну пробу. Найдите среднее значение объема комплексона III, израсходованное на титрование воды.


Общую жесткость воды рассчитывают по формуле Жо N2 V2 1000 V1 ммоль л , где V1 - объем анализируемой воды, мл V2 - объем раствора комплексона III, мл N2 - молярная концентрация раствора комплексона III, моль л 1000 - коэффициент перевода моль л в ммоль л Результаты опыта сведите в таблицу Объем раствора комплексона


III, V2 Молярная концентрация комплексона III, N2 Объем исследуемой пробы воды, V1 Общая жесткость воды, Жо Некарбонатную жесткость воды Ж находят по разности Жнк Жо - Жк ОПЫТ 3. Устранение жесткости воды. Наполните пробирку на 1 2 объема известковой водой и пропустите через нее двуокись углерода. Отметьте появление осадка карбоната кальция. Продолжать пропускать


CO2 до растворения осадка, которое происходит вследствие образования кислой соли. Как называется вода, содержащая эту соль? Полученный раствор разделить на две части. Устранить карбонатную жесткость двумя способами а пробирку с раствором из первой части опыта закрепить в штативе и, осторожно нагревая, кипятить раствор до образования осадка карбоната кальция. Записать уравнение реакции и объяснить причину смещения равновесия вправо при повышении температуры.


При нагревании воды происходит удаление части CO2, среда становится менее кислой и равновесие диссоциации иона НСО3- из гидрокарбоната смещается вправо. Концентрация увеличивается и становится достаточной для образования осадка СаСО3 концентрация ионов и cстановится равной ПР . б Ко второй порции раствора добавить NаОН, получить тот же осадок. Объяснить, пользуясь правилом произведения растворимости, растворение карбоната кальция в воде, содержащей


. При этом следует учесть, что двуокись углерода с водой образует слабую угольную кислоту, которая диссоциирует главным образом по первой ступени. Контрольные вопросы и задачи. 1. Какие катионы называют ионами жесткости? 2. Какой технологический показатель качества воды называют жесткостью? 3. Как осуществить умягчение воды методом осаждения? Какие реагенты используют? Какие реакции протекают?


4. Можно ли умягчить воду с помощью ионного обмена? 5. Какой процесс следует проводить для умягчения воды катионный или анионный? Почему 6. Как определяют общую жесткость воды? 7. Как определяют карбонатную жесткость воды? 8. При определении общей жесткости воды на титровании 200мл израсходовано 8мл 0,1М раствора комплексона III. Вычислить общую жесткость воды.


Ответ 4ммоль л. 9. Вычислить карбонатную жесткость воды, если на титрование 200мл израсходовано 8мл 0.05М раствора НС1. Ответ 2ммоль л. РАБОТ 17 Органические соединения.Органическими называются соединения углерода. Простейшими по составу органическими соединениями являются углеводороды, соединения, в состав которых входят углерод и водород. В молекулах органических соединений атомы углерода связаны друг с другом и атомами других элементов


водород, кислород, азот, сера, галогены, металлы и др. ковалентными, преимущественно малополярными связями. Органические соединения отличаются большой летучестью, низкой температурой плавления и кипения. Многие из них при комнатной температуре являются газообразными веществами или низкомолекулярными жидкостями. Научные основы органической химии заложены теорией химического строения органических соединений А.Н.Бутлеров, 1961 . Основные положения теории 1. Свойства вещества определяются составом и химическим


строением. 2. Молекулы органического вещества имеют совершенно определенное, свойственное только этому веществу строение, определяемое структурной формулой. 3. Атомы элементов, образующих молекулу, соединяются в соответствии с их валентностями. Углерод в органических соединениях четырехвалентен. 4. Атомы и группы атомов, входящие в состав молекулы, взаимно влияют друг на друга.


Наибольшее влияние оказывают атомы, непосредственно связанные друг с другом. Влияние атомов или групп атомов не связанных непосредственно, ослабевает по мере их удаления друг от друга. 5. Свойства веществ зависят не только от того, какие атомы и в самом количестве входят в состав молекулы, но и от порядка соединения атомов в молекуле изомеры C2H5OH и СН3-0-СН3 . Классификация органических соединений.


В зависимости от числа химических связей между углеродными атомами соединения подразделяются на следующие а предельные соединения, в которых имеются только ординарные связи между атомами углерода. Например этан б непредельные соединения, в которых имеются двойные или тройные химические связи. Например в ароматические углеводороды - углеводороды, содержащие бензольное кольцо. Производные углеводородов. Органические соединения различных классов производных углеводородов представляются


в виде общей формулы R - Ф, где R - органический радикал, Ф - функциональная группа. В зависимости от вида функциональной группы, замещающей атом водорода в углеводороде, органические соединения образуют различные классы. Например, класс галогенопроизводных включает все органические соединения, в которых атом водорода один или несколько замещен на галоид F, C1, Вг, I . Химические соединения, относящиеся к одному классу и


отличающиеся по составу на группу -СН2 называются гомологами и группируются в гомологический ряд. Например, гомологический ряд предельных спиртов. Химические свойства органических соединений. Важнейшие реакции реакции замещения, реакции присоединения и реакции окисления протекают различно в зависимости от типа углеводорода. Сравнение химических свойств предельных, непредельных и ароматических углеводородов. Тип углерода Реакция замещения Реакция присоединения


Отношение к окислителям предельные Происходит с трудом при нагревании или освещенности Окисляются с трудом непредельные Идут легко Окисляются очень легко Ароматические Протекают легко при комнатной температуре, в присутствии катализатора Проходят с трудом Окисляются с трудом Большим разнообразием в химических свойствах отличаются производные углеводородов различных классов. Например, в спиртах


О-Н один из атомов водорода соединен с атомом кислорода. Полярная связь О-Н обуславливает высокую реакционную способность спиртов 1. Реакция с металлическим натрием 2. Взаимодействие с органическими кислотам- реакция этерификации 3.Получение простых эфиров путем отнятия воды от молекул спирта 4. Реакция, дегидратации 5. Окисление спиртов Взаимное влияние атомов в молекуле.


Взаимное влияние атомов можно проследить, сравнивая реакционную способность спиртов, фенолов и органических кислот. Эти соединения вступают в реакции замещения атома водорода ОН - группы на атом металла о различной легкостью, в зависимости от вида остальной части молекул - радикала. В спиртах реакция проходит при действии активных щелочных и щелочноземельных металлов, щелочей с образованием фенолятов. 2C6H5OH 2Na 2C6H5ONa H2О фенолят натрия 2C6H5OH


NaОН 2C6H5ONa H2О Гидроксильная группа О-Н влияет в свою очередь на свойства связанных с ней радикалов. Например, фенол в отличие от бензола легко вступает в реакции замещения водорода в ароматическом ядре в орто- и пара- положениях в гидроксильной группе Полимеры. Полимеры - это высокомолекулярные соединения, молекулы которых состоят из большого числа однородных или разнородных мономерных молекул, которые соединяются между собой ковалентными химическими связями.


Несмотря на разнообразие полимеров, для них характерен ряд общих свойств 1 полимеры в большинстве своем имеют большую молекулярный массу, достигающую порядка 104-105 у. е. Поэтому их молекулы часто называют микромолекулами. 2 Большинство полимеров нелетучи или мало летучи. 3 Полимеры в основном нерастворимы или мало растворимы.


4 Полимеры получаются при помощи реакции полимеризации и поликонденсации. При реакции полимеризации происходит процесс перестройки связей внутри молекул мономеров без выделения побочных продуктов, без изменения элементарного состава реагирующих веществ, т. е. полимеры, имеют состав, идентичный составу исходного мономера где n - степень полимеризации, показывает число связанных между собой молекул мономера. Полимеризация протекает под действием инициаторов, катализаторов, света, тепла


и др. факторов. При получении полимеров методом поликонденсации реакция протекает с выделением побочных низкомолекулярных веществ воды, хлористого водорода, аммиака и др. Химический состав полимеров отличается от состава исходных мономеров. Только на концах цепей сохраняются функциональные группы из исходных мономеров. Например, образование поликонденсационной новолачной смолы протекает в присутствии соляной кислоты


по следующей схеме 1 Взаимодействие фенола с формальдегидом в процессе реакции образуется фенолоспирт. 2 Реакция фенолоспирта с фенолом, фенолоспирт содержит метиловую группу CH2 - ОН, которая, реагируя со следующей молекулой фенола, выделяет воду. Далее продукт конденсации взаимодействует с формальдегидом согласно пункту 1 , образуя фенолоспирт, но уже более сложного строения. Затем идет реакция с фенолом согласно пункту 2 и т.д.


В результате образуется полимер следующего строения В полученном таким образом полимере макромолекулы имеют линейное строение. Линейные полимеры являются термопластичными, т.е. при повышении температуры становятся пластичными. При охлаждении полимер переходит в твердое состояние. Такая термообработка может проводится несколько раз.


Если процесс поликонденсации фенола с формальдегидом проводят в присутствии аммиака и формальдегид взят в избытке, то получится термореактивная - резольная смола. Образовавшиеся вдоль цепей макромолекулы спиртовые группы в параположении фенола способны к химическому взаимодействию. К резольным смолам относятся некоторые линейные и разветвленные полимеры, молекулы которых при нагревании переходят в неплавкое, нерастворимое состояние.


При нагревании термореактивный полимер приобретает трехмерное строение, т.е. образуются пространственные сетчатые структуры за счет прочных химических связей. Трехмерные, т.е. сшитые полимеры, не могут переходить в вязко-текучее состояние. Экспериментальная часть. ОПЫТ 1. Химические свойства углеводородов. а Получение этилена и его свойства. В пробирку налить 1 -


1,5 мл этилового спирта и 5 мл концентрированной серной кислоты d l,84 . Укрепить пробирку в зажиме штатива, закрыть ее пробкой с газоотводной трубкой, конец которой помещают в пробирку с разбавленной бромной водой, и нагреть пробирку через асбестовую сетку горелкой. Через некоторое время наблюдается обесцвечивание бромной воды. Напишите уравнение реакции. б Реакция на двойную связь.


Обесцвечивание бромной воды стиролом C6H5 - СН CH2 . В цилиндр налить бромную воду и стирол. Перемешать смесь стеклянной палочкой. Наблюдается обесцвечивание бромной воды. Написать yравнение реакции. в Ацетилен и его свойства. Приготовить пробирку с бромной водой 4-5 мл . В коническую колбу или микроколбочку положить 1-2 кусочка карбида кальция и добавить 3-мл воды, быстро


закрыть пробкой с изогнутой газоотводной трубкой. Конец газоотводной трубки опустить в пробирку с бромной водой, через которую пропустить ацетилен до обесцвечивания раствора. Написать уравнение реакций 1. Получение ацетилена взаимодействием карбида кальция с водой. 2. Присоединение брома к ацетилену, считая, что в данном случае получается C2Н2Br2. Возможна ли такая реакция для этана? ОПЫТ 2.


Химические свойства производных углеводородов. а Получение альдегидов путем окисления спиртов. Налить в пробирку 1-3 мл раствора K2Сr2O7. 2 мл разбавленной серной кислоты и прибавить примерно 1 мл этилового спирта. Осторожно нагреть пробирку. Заметить слабый запах уксусного альдегида и изменение окраски раствора. Дихромат калия выполняет роль окислителя. Реакция может быть представлена так Прибавить 1 мл фуксинсерной кислоты.


Появляется характерное окрашивание фиолетового цвета цветная реакция на альдегид . б Восстановительные свойства альдегидов. Получение серебряного зеркала. В химический стакан налить воду до половины его объема и нагреть .до кипячения. Пробирку прокипятить со щелочью, промыть и влить 1 2мл 2 раствора нитрата серебра. Добавить по каплям 1Н раствор аммиака до тех пор, пока выпавший сначала осадок


Ag2O полностью не растворится. При этом образуется комплексный ион. В раствор комплексной соли серебра прилить при помощи пипетки осторожно по стенке 2-3 капли раствора формальдегида формалина и поместить пробирку в стакан с кипящей водой. Через некоторое время стенки пробирки покроются блестящим налетом металлического серебра. Реакция идет по схеме в Получение уксусноэтилового эфира.


Налить в пробирку 1-2 мл этилового спирта и затем осторожно такой же объем концентрированной серной кислоты. Прибавить немного сухого ацетата натрия, слегка нагрейте пробирку и понюхайте образовавшееся вещество, обладающее запахом прелых яблок. Написать уравнение реакции. Объяснить роль серной кислоты. ОПЫТ 3. Полимеры. Синтез фенолоформальдегидных смол. а Получение новолачной смолы. В пробирку поместить 2,5 г кристаллического фенола и 5 мл раствора формальдегида 40г


формальдегида в 100г. раствора . Нагрейте смесь на водяной бане до растворения фенола. Через 3 мин. внесите в пробирку 7-8 капель концентрированной соляной кислоты р 1,19 г см3 и продолжайте нагревание до расслоения смеси. Пробирку поместите в стакан с холодной водой. После образования четкой границы между верхним слоем Н2О и нижним слоем смолы слейте воду и.быстро вылейте смолу на стекло.


Наблюдайте образование твердого продукта. Испытайте образовавшуюся наволочную смолу на растворимость а в воде 6 в ацетоне. При оформлении результатов опыта ответьте на вопросы Какой процесс лежит в основе получения фенолформальдегидных смол - полимеризации или поликонденсации? В чем разница между этими процессами? ОПЫТ 4. Синтез мочевино формальдегидных карбомидных смол. Насыпать в пробирку 2 г мочевины и прилить туда же 3 мл 40 раствора формалина.


Смесь слабо нагреть на пламени горелки. Через 1-й мин наблюдается помутнение жидкости, а затем образование белого порошка. Рассмотреть механизм реакции. Контрольные вопросы. 1. Изложите основные положения теории химического строения, созданной А.Н.Бутлеровым. 2. Напишите и назовите функциональные группы, характерные для различных классов органических соединений. 3. Какие вещества называются изомерами?


Напишите структурные формулы углеводородов, в молекулах которых содержится а 5 атомов С и 12 атомов Н б 4 атома С и 8 атомов Н. 4. Составьте формулы уксусного и пропионового альдегида, бутилового спирта, бутилата натрия. 5. Почему при пропускании метана - СН4 через бромную воду не происходит ее обесцвечивание? Какой газ органической природы нужно пропустить, чтобы обесцвечивание произошло?


6. Назовите основные методы получения полимеров. 7. Приведите примеры реакции полимеризации. 8. В каком случае процесс называется сополимеризацией? 9. Что такое термопластичные и термореактивные смолы? 10. Что такое линейные и пространственные полимеры. Приведите примеры тех и других. РАБОТА. 18. Свойства элементов подгруппы


VIВ и VIIВЦель работы изучение химических свойств элементов подгруппы хрома и марганца. Хром, молибден и вольфрам составляют VIB группу периодической системы. В невозбужденном состоянии электронное строение атомов этой подгруппы различно у хрома - 3d54s1, у молибдена - 4d54s1 и у вольфрама - 5d14s2. У хрома и молибдена наблюдается проскок электрона с внешнего на предвнешний энергетический уровень.


Данная электронная структура внешних энергетических уровней характеризует эти элементы как металлы. Большое число валентных электронов позволяет этим элементам проявлять в своих соединениях переменные окислительные числа. Хрому в его соединениях свойственны окислительные числа 1, 2, 3, 4, 5, 6 из них наиболее устойчивые соединения Cr III и Сr VI . Совершенно неустойчивы соединения Сr I , Cr IV и C V . Молибдену и вольфраму в их соединениях свойственны окислительные числа 2, 3, 4, 6,


из них наиболее устойчивы соединения Mo VI и W VI . Хром, молибден и вольфрам при обыкновенной температуре реагируют только с фтором, с остальными окислителями - кислородом, серой, галогенами, азотом, углеродом и др они реагируют лишь при высоких температурах. Активность металлов падает в ряду . Это подтверждается их стандартными потенциалами хром образует два катиона - и . Для превращения Сr Сr2 Еo -0,913В Для превращения


Сr Сr3 Е -0,744B Молибден и вольфрам элементарных катионов не образуют. При окислении в водной среде они реагируют по следующей схеме Мо 4Н2О H2MoО4 6Н 6е- Е .0,0В W 3Н2О - МО3 6Н 6е- Е -0,09В Взаимодействуя при высокой температуре с кислородом, хром образует оксид Cr2O3, а молибден и вольфрам - оксиды МоО3, WО3. Оксид и гидрокcид хрома


II СrО и Сr ОН 2 обладают основными свойствами, оксид и гидроксид хрома III С2О3 и Сr ОН 3 амфотерны. Триоксиды всех трех элементов ЭО3 и соответствующие им гидроксиды H3ЭО4 обладают кислотными свойствами. Сила кислот уменьшается в ряду H2СrO4, H2MoO4, Н2WO4. По отношению к воздуху и воде эти металлы устойчивы вследствие образования защитных оксидных пленок.


В разбавленных кислотах НСl, H2SО4 хром окисляется, превращаясь в ионы Сr3 . Молибден и вольфрам устойчивы по отношению к разбавленным кислотам. По отношению к растворам щелочей в присутствии окислителей наиболее устойчивы хром, менее устойчив молибден и неустойчив вольфрам. 2W 4КОН 3О2 2K2WO4 2Н2О Соединения хрома VI , молибдена VI , вольфрама VI образованы ковалентными связями.


Элементы Мп, Тс и Re составляют VIIВ группу периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов находится по два s-электрона, а на подуровне d предпоследнего энергетического уровня - по пять d-электронов, т.е. d5S2. В невозбужденном состоянии непарными являются пять d-электронов, а при возбуждении - все семь электронов внешнего и предвнешнего энергетических уровней становятся непарными, т.е. валентными.


Этим элементам свойственно максимальное окислительное число 7. Из элементов группы марганца технеций в природе не встречается и получен искусственным путем. Марганец и рений в свободном состоянии - типичные металлы с металлическим блеском. Марганец относится к активным металлам. На воздухе он окисляется и покрывается видимой пленкой оксидов. В разбавленных кислотах марганец растворяется с образованием солей марганца


II . В растворах щелочей марганец устойчив. В соединениях марганец имеет окислительные числа 2, 3, 4 и 7. Наиболее устойчивы Мп II , Мп IV и Мп VII . С повышением окислительного числа характер оксидов и гидроксидов изменяются от основного до кислотного. В соединениях Мп II и Мп III химические связи ближе к ионным, а соединения, в которых марганец имеет более высокие степени окисления, образованы ковалентными связями.


Рений - малоактивный металл, он устойчив по отношению к воздуху, воде, разбавленным кислотам. При окислении кислородом рений образует полусемиокись Re2O7. Второй устойчивый оксид ReO2 получают восстановлением Re2O7 водородом. Экспериментальная часть. ОПЫТ 1. Окислительные свойства соединений хрома VI . В пробирку внесите 6-7 капель раствора дихромата калия,


2-3 капли раствора серной кислоты и 3-4 капли раствора иодида калия. Как изменилась окраска раствора? Напишите уравнение реакции. ОПЫТ 2. Свойства гидроксида хрома III . Налейте в пробирку 5-7 капель раствора хрома III и прибавьте туда по каплям раствор гидроксида натрия до образования серо-зеленого осадка. Распределите осадок на две пробирки. В одну из них прибавьте раствор гидроксида натрия, в другую -


разбавленный раствор соляной кислоты. В обоих случаях добейтесь полного растворения осадка. Составьте уравнения реакций. ОПЫТ 3. Реакция на обнаружение ионов Сr3 . Налейте в пробирку 5-7 капель раствора соли хрома III и прибавьте к нему раствор щелочи NаОН и КОН в избытке до растворения выпавшего осадка. Заметьте цвет полученного раствора хромита. Составьте уравнение реакции см, опыт 2 .


К полученному раствору хромита прилейте 3 раствор перекиси водорода. Нагрейте пробирку и наблюдайте переход зеленой окраски хромита в желтый цвет хромата. Окисление хромита выражается уравнениями ОПЫТ 4. Качественная реакция на ион СrО42 На несколько капель раствора хромата или дихромата калия подействуйте раствором соли бария. Что наблюдается? В случае раствора К2Сr2О7 в осадке также окажется


ВаСrO4, а не BaCr2O7. Это объясняется наличием в растворе дихроматов равновесия между хромат-ионами и дихромат-ионами и тем, что ввиду значительно меньшей растворимости ВаСrO4 по сравнению с BaCr2O7 равновесие смещается в сторону ВаСrO4 как менее растворимого соединения. ОПЫТ 5. Восстановительные свойства соединений марганца II . К раствору соли марганца II добавьте 2-3 капли раствора щелочи и 3-4 капли раствора перекиси водорода


с массовой долей H2O2, равной 10 . Смесь нагрейте до полного прекращения выделения кислорода вследствие полного разложения избытка перекиси водорода. Наблюдайте образование осадка Н2МnО3. Напишите уравнение реакций. ОПЫТ 6. Окислительные свойства перманганата калия. В три пробирки внесите по 3-5 капель раствора перманганата калия. Добавьте по 3-4 капли в первую - 1М раствор серной кислоты, во вторую - воды, в третью -


2М раствор щелочи. Во все три пробирки внесите по 2-3 микрошпателя сульфита натрия. Наблюдайте изменение окраски раствора в каждой пробирке. Напишите уравнения реакций. Контрольные вопросы. 1. Составьте электронную формулу атома хрома. 2. Составьте электронную формулу марганца. Объясните почему его относят к металлам. 3. На каких свойствах хрома основано его применение в технике?


Примеры. 4. Дайте характеристику окислительно-восстановительных свойств различных соединений хрома. 5. Объясните устойчивость хрома на воздухе и в воде.6. Как изменяется характер оксидов марганца? Чем это обусловлено? 7. Есть ли сходство в химии марганца и хрома? В чем оно выражается? 8. Зная, что на окисление 20мл NaBr в кислой среде пошло 10мл раствора


K CrgO титр которого равен 0,490, вычислите нормальность и титр раствора NaBr. 9. Каково отношение молибдена, вольфрама к воде, кислороду, галогенам при обычной и высокой температуре? 10. На титрование 10мл раствора КМпО4 пошло 12мл 0,1М раствора щавелевой кислоты. Вычислить молярность раствора перманганата. РАБОТА 19. Свойства элементов подгруппы VIIIB.Цель работы изучение химических свойств железа, кобальта, никеля.


Первую триаду VIIIВ группы периодической системы, состоящую из Fе, Со, Ni, очень часто называют семейством железа. На внешнем энергетическом уровне этих элементов находится по 2s-электрона. На подуровне i предпоследнего энергетического уровня у железа находится 6 электронов, у кобальта - 7, у никеля - 8. При возбуждении атомов этих элементов за счет перемещения одного из 4s - электронов


в р - подуровень число неспаренных электронов увеличивается у атомов железа до 6, у кобальта до 5, у никеля до 4. Таким образом, максимально возможные окислительные числа этих элементов железа 6, кобальта 5, никеля 4. Но такие окислительные числа в соединениях кобальта и никеля не встречаются, а у железа окислительное число 6 встречается только в ферратах. Всем этим элементам свойственны окислительные числа 2 и 3 и по своим свойствам они очень похожи друг на друга. Но при этом между ними существуют различия железо по


своим магнитным свойствам ярко выделяется в триаде, его восстановительная способность значительно больше, чем у кобальта и никеля, которые по значению своих электродных потенциалов находятся значительно ближе к олову, чем к железу. Железо образует два ряда солей соли Fe II FeSO4, FeCl2 и т.д. и соли Fe III FeCl3, Fe2 SO 4 и т.д. В виду того, что ионы Fe2 легко окисляются и даже кислородом воздуха, через некоторое время


в растворах солей Fe II можно обнаружить не только ионы Fe2 , но и ионы Fe3 . Подобный процесс происходит с гидроокисью железа Fe OH 2 O2 2H2O4Fe OH 3 Окисление ионов Со2 и особенно N12 происходит намного труднее. При высоких температурах железо соединяется с кислородом, образуя по мере повышения температуры оксиды Fe2O3, Fe3О4, FeO.


Кобальт и никель соединяются при более высокой температуре, образуя при этом оксиды СоО, NiO. Свое максимальное окислительное число 6 железо проявляет только в солях железной кислоты -ферратах K2Fe04, BaFeО4 . Сама железная кислота и соответствующий ей оксид FеО3 в свободном состоянии не получены. Растворы солей железа II почти бесцветны, растворы солей железа III окрашены в коричневый цвет, солей кобальта


CoCl2, Со NО3 2 - в розовый, никеля - в зеленый. Для элементов семейства железа характерна способность к образованию комплексных соединений. Устойчивыми комплексными соединениями железа являются желтая кровяная соль K4 Fe CN 6 , красная кровяная соль K3 Fe CN 6 . Экспериментальная часть ОПЫТ 1. Взаимодействие железа с кислотами. Налейте в 4 пробирки по 5 капель кислот 2М HCl, 1M


H2SO4, концентрированной H2SO4, 2М HNO3. В каждую пробирку внесите кусочек железной стружки. Пробирку с концентрированной серной кислотой нагрейте. Затем добавьте во все растворы по капле 0,01М раствора роданида калия или аммония, которые образуют с ионами железа III соль Fe SCN 3, окрашенную в красный цвет. В каких пробирках образовались ионы Fe3 ? В тех кислотах, где не произошло окрашивание раствора в красный


цвет, при растворении железа образуются ионы Fe2 . Напишите уравнение реакций растворения железа и различных кислотах. ОПЫТ 2. Пассивирование железа. В пробирку с концентрированной азотной кислотой опустите хорошо зачищенную пластинку из мягкой стали. Наблюдайте быстрое прекращение бурного вначале взаимодействия железа с азотной кислотой. Почему? Выньте пластинку из раствора кислоты, несколько раз промойте ее водой и опустите в


пробирку с раствором сульфата меди. Для сравнения другую железную пластинку непассивйрованную также опустите в раствор сульфата меди. В каком случае пластинка покрывается медью? Почему? ОПЫТ 3. Окислительные свойства иона Fe3 . Налейте в пробирку 3-4 капли раствора КI и подействуйте на него раствором соли железа III . Убедитесь в образовании свободного иода. Напишите уравнение реакции.


ОПЫТ 4, Комплексные соединения железа. а Получение берлинской лазури. К 2-3 каплям раствора железа III добавьте каплю кислоты, несколько капель воды и каплю раствора гексацианно - II феррата калия желтой кровяной соли . Наблюдайте появление осадка берлинской лазури. Составьте уравнение реакции. Эта реакция используется для обнаружения ионов Fe3 . Если К4 Fе СN 6 взят а избытке, то вместо берлинской лазури может образоваться ее коллоидная форма.


Исследуйте отношение берлинской лазури к действию щелочи. Что наблюдается? Что лучше диссоциирует Fe OH 2 или комплексный ион Fe CN 6 4 б Получение роданида железа III . К нескольким каплям раствора соли железа добавьте каплю раствора роданида калия или аммония NH4SCH. Составьте уравнение реакции. Исследуйте отношение роданида Fе SСN 3 к щелочам и объясните наблюдаемое явление.


Эта реакция, как и предыдущая, используются для обнаружения иона Fe3 . ОПЫТ 5. Комплексные соединения никеля. На несколько капель раствора соли никеля подействуйте раствором аммиака сперва до образования осадка, а затем до его растворения. Составьте уравнения реакций, зная, что координационное число никеля в его аммиачном комплексе равно 6. ОПЫТ 6. Комплексные соединения кобальта. Налейте в пробирку 2-3 капли розового раствора соли кобальта


II и добавьте несколько крупинок NH4SCN или KSCN. Что наблюдается? Составьте уравнение реакции, зная, что образуется ион Со SСN 4 2 Добавьте несколько капель амилового спирта и встряхните ее. На чем основано экстрагирование? Наблюдайте появление синего кольца в верхнем слое раствора. Ион Co SCN 4 2- очень неустойчив. Докажите это. Контрольные вопросы и задачи.


1. Укажите отличительные и сходные черты железа, кобальта, никеля. Почему Д.И.Менделеев поместил в периодической системе элементов кобальт между железом и никелем, несмотря на значение его атомной массы. 2. Напишите формулы комплексных соединений железа, кобальта, никеля. Чем объясняется хорошая комплексообразующая способность этих элементов? 3. Дайте характеристику окислительно-восстановительной способности соединений железа, кобальта, никеля.


4. На каких свойствах кобальта, железа, никеля основано их применение в технике. 5. Составьте уравнение реакций а Ni2О3 НС1 б Fe FeSO4 Fе2 SO4 3 в CoS СоО Со NО3 2 К2Со SСN 4 6. Чем объяснить, что в воде, содержащей ионы Fe3 , коррозия многих металлов ускоряется? 7. Как можно обнаружить в растворе ионы Fe3 , Fe2 .Co2 , Ni2 ? Составьте соответствующие уравнения реакций.


РАБОТА 20. Свойства элементов подгруппы IVA.Цель работы изучение химических свойств элементов углерода и кремния и элементов олова и свинца. Углерод и кремний - элементы IVA группы периодической системы. На внешнем энергетическом уровне у них находится по четыре электрона s2р2 , из которых только 2р-электроны непарные. При возбуждении один из s-электронов перемещается на р - подуровень и электронная конфигурация наружного энергетического уровня становится s1p3.


В этом состоянии все электроны непарные. Поэтому углерод и кремний образуют соединения, в которых им свойственны степени окисления как 4, так и -4. Сродство к электрону у этих элементов небольшое. Поэтому у углерода и кремния слабо выражены как способность к потере, так и к присоединению электронов. Многочисленные соединения углерода и кремния образованы при помощи ковалентных связей. Таким образом, углерод и кремний являются неметаллами.


В обычных условиях углерод и кремний весьма инертны, но при высоких температурах они становятся химически активными по отношению ко многим металлам и неметаллам. Углерод непосредственно соединяется со многими металлами, образуя карбиды. Кремний также дает соединения с металлами - силиды, из которых солеподобны только силиды щелочных и щелочноземельных металлов. В соединениях с кислородом углерод и кремний образуют соединения, в которых


их окислительное число 2 и 4 СО, SiO, CO2, SiO2. Более устойчивы из них CO2 и SiO2. Оксиды СО и SiO относятся к несолеобразующим, CO2 и SiO2 обладают кислотными свойствами. Им соответствуют кислоты угольная Н2СО3 и кремниевая Н2SiО2, причем кислотные свойства кремниевой кислоты выражены слабее, чем угольной. Вместе с углеродом и кремнием в IVA группу входят германий, олово. свинец.


На наружном слое у этих элементов находится четыре электрона s2p2. Этим элементам свойственны обычно окислительные числа 2 и 4, число 4 возникает вследствие перехода одного из s-электронов на уровень р вследствие химических реакций. Ввиду роста радиусов атомов и уменьшения энергии ионизации в группе IVB сверху вниз наблюдается усиление металлических свойств.


Германий по электрическим свойствам является полупроводником В своих соединениях германий характеризуется ковалентным характером связей. Олово, свинец - металлы менее активные и типичные, чем металлы IА, IIА, IIIА. Оксиды германия, олова, и свинца GeO, PbO, SnO представляют собой типичные амфотерные оксиды.


В свободном состоянии все элементы этой подгруппы довольно инертны. Под действием кислорода воздуха германий и олово не изменяются. Свинец же кислородом воздуха окисляется и покрывается слоем оксидов. При повышении температуры элементы этой подгруппы легко соединяются с кислородом, образуя GeO2, SnO2, а свинец окисляется до оксида PbO. Элементы этой подгруппы в свободном состоянии являются


восстановителями. Разбавленная серная и соляная кислота не действуют на германий. Олово и свинец хотя и медленно, но реагируют с разбавленными кислотами. При этом свинец очень быстро покрывается пленкой PbSO4, предохраняющей металл от дальнейшего разрушения. С концентрированной НС1 олово. реагирует при нагревании, вытесняя водород. В азотной кислоте олово и свинец растворяются значительно скорее.


Разбавленные щелочи медленно действуют на олово и свинец, реакция протекает скорее в концентрированных растворах щелочей, особенно при высокой температуре. Экспериментальная часть. ОПЫТ 1. Соли угольной кислоты карбонаты а В одну из четырех пробирок поместите МgСО3, во вторую - СаСО3, в третью - NaHCO3, в четвертую- Nа2СО3. В каждую из пробирок прибавьте по 5-6 капель 1Н раствора


соляной кислоты. Выделение СО2 сопровождается характерным шипением. Составьте уравнение реакции. б В две пробирки налейте по 2 мл дистиллированной воды и по 2-3 капли раствора фенолфталеина. Затем введите по несколько кристаллов соли в одну - карбоната натрия Nа2СО3, а во вторую - гидрокарбоната натрия NаНСО3. Наблюдайте за появлением окраски. Объясните, почему окраска различна.


Составьте уравнение реакции гидролиза взятых солей. ОПЫТ 2. Свойства карбида кальция опыт проводится под тягой . Поместите в пробирку крупинки карбида кальция немного и добавьте воды. Составьте уравнение реакции. Дайте характеристику различных известных вам карбидов. ОПЫТ 3. Гидролиз солей кремниевой кислоты силикатов


В пробирку налейте 2-Змл силиката натрия или калия и добавьте 1-2 капли раствора фенолфталеина. Объясните причину изменения окраски индикатора. Составьте молекулярное и ионное уравнение реакции гидролиза. ОПЫТ 4. Получение кремниевой кислоты. В пробирку налейте 5мл концентрированного раствора силиката натрия и пропускайте в нее из аппарата Киппа диоксид углерода до появления студнеобразного осадка. Каков состав осадка? Составьте уравнение реакции.


ОПЫТ 5. Получение свинца из его соединений. Налейте в две пробирки по 5-6 капель раствора соли свинца и опустите в одну пластинку цинка, во вторую - хорошо очищенную пластинку алюминия. Отметьте появление кристаллов свинца на поверхности металлов. Напишите уравнение соответствующих реакций. ОПЫТ 6. Отношение свинца к разбавленным кислотам. В три цилиндрические пробирки положите по кусочку свинца и


прилейте по 5-7 капель 2М растворов кислот в одну - соляной, во вторую серной, в третью - азотной. Что наблюдается? Нагрейте пробирки на маленьком пламени горелки. Во всех ли пробирках идет реакция? По охлаждении растворов добавьте к ним 2-3 капли раствора иодида калия. В какой из пробирок выпал желтый осадок иодида свинца? На основании опыта сделайте вывод, в какой кислоте растворяется свинец.


Какой газ при этом выделяется? Напишите уравнение реакций растворения свинца в кислоте и получение иодида свинца. ОПЫТ 7. Качественные реакции на ион Pb2 . Примерно к 1мл 1М раствора РЬ МО3 2 прилейте с небольшим избытком О,2М раствора КI. После выделения осадка слейте с него жидкость, добавьте 2мл разбавленной СН3СООН, затем содержимое кипятите, приливая при этом понемногу воды до тех пор, пока весь осадок не


растворится. При медленном охлаждении пробирки наблюдайте золотистые кристаллы Рb2. Эта реакция получила название реакции золотого дождя. Получившиеся в начале опыта кристаллы PbI2 растворились при кипячении в уксусной кислоте Рb2 2СН3СООН РЬ СН3СОО 2 2НI При охлаждении это равновесие постепенно смещалось влево. Какие условия необходимы для образования крупных кристаллов?


Контрольные вопросы и задачи. 1. Сопоставьте сходные и отличительные черты углерода и кремния. Дайте характеристику прочности связей С-С, С-Н, Si-H. Какого вида химические связи характерны для углерода и кремния? 2. Охарактеризуйте кратко химические свойства германия, олова, свинца и укажите их сходные и отличительные черты. 3. Опишите свойства угольной кислоты и ее солей - карбонатов.


4. Какие кремниевые кислоты вам известны? 5. Что такое силиды? Дайте их характеристику. 6. На каких свойствах основано применение свинца и олова в технике? 7. Назовите распространенные сплавы свинца и олова и укажите их применение. 8. Назовите аналитические реакции на свинец. 3. Какое вещество будет более сильно гидролизоваться - SnCl2 или SnCl4? Мотивируйте ответ. 10. Как изменяются свойства оксидов и гидроксидов в группе германий,


олово, свинец? РАБОТА 21, Свойства элементов VA и VIA.Цель работы изучение химических свойств элементов - азота, фосфора, кислорода и серы. Азот и фосфор являются элементами VA группы периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов находится пять электронов - s2p2, из них три неспаренных р - электрона. Поэтому в нормальном состоянии они проявляют валентность равную трем.


Атомы азота при переходе в возбужденное состояние могут увеличивать число неспаренных электронов до четырех. В этом случае за счет потери одного электрона образуется электронная конфигурация - s1p3. При возбуждении атомов фосфора увеличение числа непарных электронов происходит за счет использования d - подуровня с образованием электронной конфигурации s1p3d1, поэтому фосфор, в отличие от азота, может проявлять валентность, равную пяти. Характерные степени окисления азота -3 аммиак


NН3 и соли аммония, амид натрия NaNH2 -2 гидразин N2Н4, гидразин-гидрат N2Н4 Н2О 1 оксид азота I N2O 2 оксид азота II NO, 3 соли азотистой кислоты HNO2, особенно NaNO2 4 оксид азота IV NO2 диоксид 5 азотная кислота НNО3 и ее соли, особенно NаNО3, KNO3, NН4NО3 . Характерные степени окисления фосфора -3 фосфин РН3 , 1 гипофосфит натрия NaH2PO2 3 трихлорид фосфора


РС13, фосфористая кислота Н3РО3 5 оксид фосфора V P2O5 или фосфорный ангидрид, фосфорная кислота Н3РO4 и ее соли, особенно NaH2PO4, Na2HPO4 l2H2O, Nа3РO4 12Н2О, Са3 РO4 2. Са Н2РO4 2, СаНРO4, соли пирофосфорных кислот nР2O5 mН2O - полифосфаты, пентахлорид фосфора PCl5, оксохлорид фосфора или хлороокись фосфора РОС13J. Размеры атомов азота и фосфора меньше, а энергия ионизации этих элементов больше, чем углерода и кремния.


В связи с этим азот и фосфор не теряет электроны при химических реакциях и не превращается в элементарные катионы. Таким образом, азот и фосфор являются неметаллами, причем неметаллические свойства у них выражены сильнее чем у углерода и кремния. С водородом азот и фосфор образуют летучие соединения с общей формулой ЭН3 NН3 - аммиак, РН3 - фосфин. Азот и фосфор образуют с металлами химические соединения, в которых они играют роль электроотрицательных элементов. Эти соединения получили названия нитридов и фосфидов.


По типу химической связи между металлами и азотом или фосфором нитриды и фосфиды могут быть разделены на три группы а. солеподобные или ионные, б ковалентные, в металлоподобные. К ионным нитридам и фосфидам относятся соединения азота или фосфора с металлами IВ и IIВ групп периодической системы, например, нитриды - Li3N, Nа3N, Mg3N2, Сu3N, Zn3N2 фосфиды - Li3P, Сu3Р,


Мg3P2, Zn3P2, Сd3Р2. К ковалентным нитридам и фосфидам относятся соединения азота или фосфора с элементами IIIА и IVA групп периодической системы. Например, нитриды - ВN, A1N, Si3N4. фосфиды - ВР, AlP, GaP, ZnP. К металлоподобным нитридам и фосфидам относятся соединения азота и фосфора с металлами. IIIВ - VIIIB групп периодической системы, лантаноидами, актиноидами, т.е. с металлами, атомы которых имеют недостроенные внутренние d- и f- подуровни, например нитриды -


TiN, Cr2N, СrN, Мn3N2, ZnN фосфиды - Тi3Р, TiP, Сr3Р, СrР. Металлоподобные нитриды и фосфиды тугоплавки, обладают высокой твердостью, жаростойкостью, химической стойкостью и металлической электропроводностью. С кислородом азот образует ряд оксидов N2O, NО, N2О3, NO2, N2O4, N2О5. Все оксиды азота химически активны. Из них оксид азота II обладает ярко выраженными восстановительными свойствами.


Все же остальные оксиды азота проявляют преимущественно свойства окислителей. Фосфор образует с кислородом несколько оксидов, но наиболее важное значение имеют два - Р2О3, P2O5. Высшие оксиды азота, начиная с N2О3, являются кислотными и, соединяясь с водой, образуют кислоты - HNO2, HNO3. Оксиды фосфора Р2О3 и P2O5 также проявляют кислотные свойства. Они соединяются с водой и образуют кислоты Н3РО3 фосфористая кислота ,


НРО3 фосфорная метакислота , Н3РO4 фосфорная ортокислота и H4P2O7 двуфосфорная кислота . Группа VIA составляют 0, S, Se, Те и Ро. На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов находится шесть электронов s2p4. Из них непарных только два р - электрона, что и объясняет их окислительное число -2 в нормальном состоянии. Все элементы этой подгруппы являются неметаллами.


Соединения серы, селена и теллура с кислородом образованы ковалентными связями. Кислород и сера образуют соединения, в которых атомы кислорода Или серы связаны между собой это пероксиды -О-О- с окислительным числом кислорода -1, надпероксиды O2 с окислительным числом кислорода 1 2, озониды О3 с окислительным числом 1 3. С кислородом сера, селен и теллур образуют два ряда соединений типа


ЭО2 с окислительным числом 4 и ЭО3 с окислительным числом 6. SO2. SeO2, TeO2 проявляют кислотные свойства. Соответствующие им кислоты Н2SО3 и H2SeO3 непрочны, кислота же Н2ТеО3 не выделена и известна только в виде своих солей. Кроме H2S, H2SO3, H2SO4 сера образует несколько кислот, из которых неустойчивая тиосерная Н2S2О3 и сильные окислители - двусерную H2S2O7 и пероксодвуоерную надсерную


H2S2O8. Характерные степени окисления серы -2 H2S и сульфиды, тиосульфат натрия Na2S2O3 5H2O в этом соединении один атом серы имеет степень окисления -2, а другой 6 4 SO2, соли H2SO3 - сульфиты, особенно Nа2SО3 6 серная кислота H2SO4 и сульфаты, двусерная кислота H2S2O7, пероксодвусерная H2S2O6, пероксодисульфаты Na2S2O6 и NН4 2S2O8 . Экспериментальная часть.


ОПЫТ 1. Восстановительные свойства аммиака. В пробирку внесите 3-4 капли перманганата калия и 3-5 капель раствора аммиака с массовой долей NН3 25 . Смесь слегка подогрейте. Что произошло с окраской раствора? Напишите уравнение соответствующей реакции, учитывая, что аммиак окисляется до свободного азота, а осадок представляет собой диоксид марганца МпО2. ОПЫТ 2. Окислительные свойства азотной кислоты.


Разбавленная азотная кислота является очень активным окислителем. Состав продуктов её восстановления зависит от концентрации кислоты и от активности восстановителя. Взаимодействуя с металлами, электродные потенциалы которых положительны, разбавленная азотная кислота восстанавливается до оксида азота При взаимодействии с металлами, потенциалы которых отрицательны, азотная кислота может восстановиться до свободного азота, а если концентрация ионов


NО3 очень мала, то и до иона NH4 В растворах с незначительной концентрацией ионов Н ионы NО3- восстанавливаются до ионов NO2- а Взаимодействие разбавленной азотной кислоты c медью и оловом опыт проводить под тягой . В две пробирки внесите по 3-4 капли разбавленной азотной кислоты плотность 1,12г см3 . В одну из пробирок опустите кусочек медной стружки в другую кусочек олова. В обоих случаях реакция идет с образованием, главным образом, бесцветного газа


NО и нитратов олова II и меди II . Напишите уравнения реакции взаимодействия разбавленной кислоты с оловом и медью. б Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с медью и оловом. В две пробирки поместите по маленькому кусочку меди и олова. Прибавьте к ним по 3-5 капель концентрированной азотной кислоты. Осторожно подогрейте обе пробирки. Отметьте свои наблюдения и напишите соответствующие уравнения реакций,


считая, что нагреванием в обоих случаях азотная кислота восстанавливается до NO2. ОПЫТ 3. Реакция обнаружения иона аммония в растворе. Внесите в пробирку 1мл раствора соли аммония и подействуйте на нее раствором щелочи. Если концентрация соли велика, чувствуется запах выделяющегося аммиака. Убедиться в его выделении можно, подержав влажную розовую лакмусовую бумажку над отверстием пробирки.


Если лакмус не посинеет, пробирку слегка подогреть. При малых концентрациях ионов аммония эта методика может оказаться недостаточно чувствительной. Очень чувствительным реактивом на ион NH4 является тетраиодгидраргират калия реактив Несслера . Он представляет собой щелочной раствор комплексного соединения ртути K2 HgI4 и образует с ионом аммония красно-бурый осадок состава


NHg2I H2O. В пробирку внесите 4-5 капель реактива Несслера и одну каплю раствора соли аммония. Наблюдайте образование красно-бурого осадка. Ионное уравнение реакции ОПЫТ 4. Окислительные и восстановительные свойства сернистой кислоты. а Окисление сульфида натрия. Внесите в пробирку 4-6 капель раствора сульфида натрия, 3-4 капли серной кислоты и несколько кристаллов сульфита натрия.


Размешайте стеклянной палочкой содержимое пробирки для скорейшего растворения сульфита натрия. Отметьте свои наблюдения и напишите уравнение реакции. б Восстановление дихромата калия. Внесите в пробирку 5-6 капель раствора дихромата калия, 3-4 капли серной кислоты и несколько кристаллов сульфита натрия. Отметьте изменение окраски и напишите уравнение реакции.


ОПЫТ 5. Взаимодействие серной кислоты с металлами. Концентрированная серная кислота при нагревании окисляет почти все металлы, причем окислителем является молекула H2SO4. В зависимости от активности металла и температуры среды они восстанавливаются до SO2, S или H2S а В пробирку поместите несколько кусочков медной стружки и налейте 1мл концентрированной серной кислоты осторожно III . Захватив пробирку держателем, нагрейте ее нижнюю часть.


Когда начнется выделение газа, осторожно определите по запаху, что за газ выделяется. Составьте уравнение реакции. б В пробирку поместите несколько кусочков цинка и налейте 1мл концентрированной серной кислоты осторожно III . Захватив держателем пробирку, слегка подогрейте ее нижнюю часть и как только начнется выделение газа, определите его по запаху. Затем нагрейте пробирку и наблюдайте появление желтого осадка вследствие выделения серы.


К отверстию пробирки поднесите фильтровальную бумажку, смоченную раствором соли свинца. О чем свидетельствует почернение бумажки? Составьте уравнение реакции. ОПЫТ 6, Окислительные и восстановительные свойства пероксида водорода. а Окисление иодида. калия. Поместите в пробирку три капли раствора иодида кадия и одну каплю раствора серной кислоты. Добавьте одну каплю раствора пероксида водорода с массовой долей


Н2О2, равной З . Что наблюдается? Напишите уравнение реакции. б Восстановление перманганата калия. Поместите в пробирку 2-4 капли раствора перманганата калия и одну каплю 1Н H2SО4. Добавьте 1-2 капли раствора пероксида водорода с массовой долей Н2О2, равной З . Как изменится цвет раствора? Какой газ выделится? Напишите уравнение реакции. Контрольные вопросы и задачи.


1. Чем объясняется небольшая химическая активность азота в свободном состоянии? 2. Укажите сходные и отличительные черты в химии азота и фосфора. 3. Что такое нитриды? Какие типы нитридов Вам известны? Каково значение нитридов в технике? 4. Дайте характеристику азотной, фосфорной, азотистой кислот по силе и окислительно-восстановительной способности. 5.


Составьте формулы соединений фосфора с алюминием, с серой. 6. Назовите аллотропные модификации серы. Чем отличается аллотропия серы? 7. Чем объясняются диэлектрические свойства серы? 8. Назовите важнейшие области применения серы. 9. Какие соединения называются тиосоединениями? 10. Дайте характеристику сульфидов элементов. 11.


Дайте характеристику свойств тиосерной, двусерной и пероксодвусерной надсерной кислот ПРИЛОЖЕНИЕ. I. Некоторые физические константы константа обозначение значение Авогадро постоянная NA 6.022 1023моль-1 Газовая постоянная R 8,314Дж К-1 96484 Кл моль-1 Фарадея постоянная F 26,8А п моль-1 II. Давление насыщенного водяного пара. Температура 0С


Давление Температура 0С Давление кПа мм. рт. ст. кПа мм. рт. ст. 13 1,49 11,2 22 2,64 19,8 14 1,58 11,9 23 2,81 21,1 15 1,68 12,6 24 2,99 22,4 16 1,81 13,6 25 3,17 23,8 17 1,93 14,5 26 3,36 25,6 18 2,07 15,5 27 3,56 26,7 19 2,20 16,5 28 3,76 28,1 20 2,33 17,5 29 3,97 29,8 21 2,49 18,7 30 4,21 31,6 III. Константы диссоциации некоторых слабых электролитов t 25 C Вещество Kg Вещество Kg HCOOH K 1,77 10-4 H3BO4 K 5,8 10-10 K 1,8 10-13 K 1,6 10-14 CH3COOH K 1,75 10-5 H2O K 1,8 10-16


HCN K 7,9 10-10 NH4OH K 1,79 10-5 H2CO3 K 4,45 10-7 K 4,8 10-11 Al OH 3 K 1,38 10-9 Zn OH 2 K 4,4 10-5 K 1,5 10-9 HF K 6,61 10-4 Ca OH 2 K 5 10-3 HNO2 K 4 10-4 Fe OH 2 K 1,3 10-4 H2SO3 K 1,7 10-2 K 6,3 10-8 Fe OH 3 K 1,82 10-11 K 1,35 10-12 Cu OH 2 K 3,4 10-7 H2S K 1,1 10-7


Ni OH 2 K 2,5 10-5 H2SiO3 K 1,3 10-10 K 2 10-12 Cr OH 3 K 1 10-10 Ag OH K 1,1 10-4 H3PO4 K 7,5 10-3 K 6,31 10-8 K 1,3 10-12 Pb OH 2 K 9,6 10-4 HAiO2 K 6 10-13 IV. Удельная электрическая проводимость растворов некоторых кислот оснований, солей при 18 С , Ом 1 См-1 С, моль л CH3COOH HCl HNO3 NH4OH KOH


NaOH KCl NaCl 0,001 41 377 375 28,0 234 208 127,3 106,5 0,002 30,2 376 374 20,6 233 206 0,005 20,0 373 371 13,2 230 203 124,4 103,8 0,01 14,3 370 368 9,6 228 200 122,4 102,0 0,02 10,4 367 364 7,1 225 197 0,03 8,35 364 361 5,8 222 194 0,05 6,48 360 357 4,6 219 190 115,8 95,7 0,1 4,60 351 350 3,3 213 183 112 92,0 0,2 3,24 342 340 2,30 206 178 0,3 2,65 336 334 1,83 203 176 0,5 2,01 327 324 1,35 197 172 102,4 80,9 1 1,32 301 310 0,89 184 160 98,3 74,3 3 0,54 215 220 0,364 140,6 108 5 0,285 152,2 156 0,202 105,8 69 10 0,049 64,4 65,4 0,054 44,8 20,2 V. Произведения растворимости труднорастворимых в воде соединений при 25 С Вещество ПР Вещество ПР AgCl 1.56 10-10 NiS 1.1 10-27 AgBr 4.4 10-13 PbCl2 2.12 10-5 AgJ 9.7 10-17 PbJ2 9.8 10-9 Ag2SO4 7.7 10-5 PbSO4 1.6 10-8 Ag2S 1.6 10-49 PbS 3.6 10-29


BaCO3 8.1 10-9 ZnS 7.4 10-27 BaSO4 1.08 10-10 AgOH 1.93 10-8 MgCO3 1.0 10-5 Al OH 3 5.1 10-33 CaCO3 4.8 10-9 Cr OH 3 6.7 10-31 CaSO4 6.1 10-5 Cu OH 2 5.0 10-19 Ca3 PO4 2 1.0 10-25 Fe OH 2 1.65 10-15 CaS 1.2 10-28 Fe OH 3 3.8 10-38 CuS 4.0 10-38 Mg OH 2 5.5 10-12 FeS 3.7 10-19


Ni OH 2 1.6 10-14 Fe2S3 1.0 10-88 Pb OH 2 1.0 10-15 MnS 2.0 10-15 Zn OH 2 1.3 10-17 VI. Константы нестойкости некоторых комплексных ионов при указанных температурах. Комплексные ионы t,oC Кн Комплексные ионы t,oC Кн AgEn 20 2.0 10-5 Fe CN 6 4- 25 1 10-24 AgCl2 - 25 1.76 10-5 Fe CN 6 3- 25 1 10-31 Ag NH3 2 30 9.3 10-8 AgCl4 2- 25 8.5 10-16


AgBr2 - 25 7.8 10-8 Ag NH3 4 2 22 5.3 10-20 AgEDTA 3- 20 4.8 10-8 AgBr4 2- 25 1 10-21 Ag S2O3 2 3- 20 2.5 10-14 HgJ4 2- 25 1.48 10-30 Ag CN 2 - 18 8 10-22 Hg CN 4 2- 25 4 10-42 CaEDTA 2- 20 2.58 10-11 MgEDTA 2- 20 2.4 10-9 Ca NH3 4 2 25 7.56 10-8 Ni NH3 4 2 25 1.12 10-8 CaEDTA 2- 20 3.3 10-17 Ni CN 4 2- 25 1.8 10-14 Ca CN 4 2- 25 1.41 10-19


Ni En 2 2- 25 8.32 10-15 Co NH3 4 2 30 2.8 10-6 NiEDTA 2- 20 3.54 10-19 Co En 2 2 25 2.19 10-11 PbBr4 2- 25 1 10-3 Cu P2O7 2 6- 25 1.0 10-9 PbJ3 - 25 2.22 10-5 Cu NH3 4 2 30 2.14 10-13 Pb P2O7 2 6- 25 4.74 10-6 CuEDTA 2- 20 1.6 10-19 Zn P2O7 2 6- 25 3.4 10-7 Cu En 2 2 25 7.41 10-21 Zn NH3 4 2 30 3.46 10-10 Cu CN 4 2- 25 9.6 10-29


Zn OH 4 2- 25 8.5 10-12 CoEDTA 2- 20 7.9 10-14 ZnEDTA 2- 20 3.2 10-17 Zn CN 4 2- 18 1.3 10-17 Примечание - атилендиамин - этилендиаминтетрауксусная кислота VII. Термодинамические константы некоторых веществ. Вещество ?Gо298 КДж моль ?Hо298 КДж моль ?Sо298 КДж моль K ?Hо298350p КДж моль Ag 0 0 47,69 -30,56 Ag2O -10,82 -30,56 121,81


AgCl -109,7 -127,07 96,07 AgBr -94,9 -99,16 107,1 AgJ -66,3 -64,2 144,2 Al 0 0 28,31 -1674 Al2O3 -1580 -1674 50,94 Al OH 3 -1139,7 -1605,5 85,35 Al2 SO4 3 -3434,0 239,2 BaO -528,4 -557,9 70,29 Ba OH 2 -946,1 103,8 BaCO3 -1139 -1202 112,1 BaSO4 -352 -1465 131,8 Br2 3,14 30,92 245,35 Br 0 0 152,3 C графит 0 0 5,74 -396,3


С алмаз 2,866 1,897 2,38 -394,1 СО г -138,1 -110,5 197,4 -364,6 СО2 г -394,1 -396,3 213,6 -890,31 CA4 г -50,6 -74,85 186,19 -156,1 CCl4 г 63,95 -106,7 309,7 -1299,63 C2H2 г 209,2 226,75 200,8 -1410,97 C2H4 г 68,2 52,28 219,4 -1559,88 C2H6 г -32,9 -84,67 229,5 -2220,0 C3H8 г -107,15 -104 269,9 -1909,6 C3H6 г 62,7 20,42 226,9 2878,4


C4H10 г -17,15 -124,7 310,0 -2542,5 C4H8 г 71,5 1,17 307,4 -3301,6 C6H6 г 129,7 82,93 269,2 -3267,7 C6H6 ж 124,5 49,0 173,2 -726,6 CH3OH ж -166,1 -238,6 126,8 -1336,9 Вещество ?Gо298 КДж моль ?Hо298 КДж моль ?Sо298 КДж моль K ?Hо298350p КДж моль C2H5OH ж 174,8 -277,6 160,4 -1075 CS2 г 65,06 115,3 237,8 -635,1


Ca к 0 0 41,62 CaO к -604,2 -635,1 39,70 Ca OH 2 к -896,7 -986,2 76,98 CaCO3 к -1128,8 -1206 92,90 CaCl2 к -750,2 -785,8 113,8 CaSO4 к -1318,3 -1424 106,7 Cd к 0 0 51,76 -60,9 CdO к -125,0 -256,1 54,8 Cd OH 2 к -475,5 -553,2 95,4 CdCl2 к -342,6 -389,0 115,3 Cl2 г 0 0 223,0 Cr к 0 0 23,76 -11,41 Cr2O3 к -1058 -1141 81,1


CrO3 к -505,8 -594,5 72,0 Cr OH 3 к -902,5 -1033,9 80,30 Вещество ?Gо298 КДж моль ?Hо298 КДж моль ?Sо298 КДж моль K ?Hо298350p КДж моль Cu к 0 0 33,30 -165,0 CuO к -127 -165,0 42,64 Cu OH 2 к -359,4 -448,5 79,50 CuSO4 -661,9 -771,1 113,3 F2 г 0 0 202,9 Fe к 0 0 27,15 -821,3 FeO к -244,3 -263,7 58,78


Fe2O3 к -741,5 -821,32 89,96 Fe OH 2 к -483,5 -568,0 79,5 Fe OH 3 к -699,6 -824,2 96,2 H2 г 0 0 130,6 -241,84 H2O к -291,85 44,1 Вещество ?Gо298 КДж моль ?Hо298 КДж моль ?Sо298 КДж моль K ?Hо298350p КДж моль H2O ж -237,2 -285,84 70,1 H2O г -228,4 -241,84 188,8 H2S г -33,3 -20,15 205,64


HF г -296,6 -270,7 173,5 HCl г -95,27 -92,3 186,7 HB г -53,5 -35,98 198,5 HJ г 1,3 25,4 206,3 HNO3 ж -110,4 -173,2 156,16 H3PO4 к -1129 -1283,6 176,15 H2SO4 ж -690,3 -805,0 156,9 J2 г 19,37 62,24 260,6 J2 к 0 0 116,7 KOH к -425,9 59,41 LiOH к -443,9 -487,8 42,70 Mg к 0 0 32,55 -601,2 MgO к -569,4 -601,2 26,94 Mg


OH 2 к -833,8 -824,7 63,14 MgCO3 к -102,9 -1096 65,69 MgSO4 к -1173,7 -1279 91,63 MnO2 к -466,1 -519,4 53,14 Mn OH 2 к -616,4 -693,7 88,28 MnCl2 к -441,4 -468,6 117,15 N2 г 0 0 191,5 NH3 г -16,7 -46,9 192,5 N2H4 г 149,2 50,4 121,3 NH4OH р -254,2 -361,2 165,4 NH4Cl к -203,9 -315,4 94,56


NH4 2SO4 к -900,3 -1179,3 220,3 NO г 86,7 90,37 210,6 Вещество ?Gо298 КДж моль ?Hо298 КДж моль ?Sо298 КДж моль K ?Hо298350p КДж моль NO2 г 51,8 33,50 240,45 N2O4 г 98,28 9,66 304,3 NaF к -543,5 -570,3 51,3 NaCl к -384,9 -410 72,8 NaBr к -347,7 -359,8 83,7 NaJ к -284,5 -287,9 92,2 NaOH к -381,1 -427,8 64,18


Na2SO4 к -1267 -1384 149,4 Na2CO3 к -1048 -1129 136,0 Ni к 0 0 29,86 NiO к -216,5 -239,5 38,0 Ni OH 2 к -453,1 -538,0 79,5 O г 231,7 249,18 169,95 O2 г 0 0 205,0 O3 г 163,4 142,3 238,8 PH3 г 12,5 Pb к 0 0 64,9 PbBr2 к -260,4 -277,0 161,4 PbCl2 к -314,0 -359,1 136,4 PbJ2 к -173,8 -175,1 176,4


PbS к -92,7 -94,8 92,2 PbSO4 к -811,2 -918,1 147,28 PbO к -188,5 -217,8 69,45 PbO2 к -219,0 -276,6 76,44 SO2 г -300,4 -296,9 248,1 SO3 г -370,4 -395,2 256,23 SiO2 -кварца -847,2 -853,3 42,09 Zn к 0 0 41,59 ZnO к -318,2 -349,0 43,5 Zn OH к 2 -554,4 -642,2 84,9 ZnS к -239,8 -201 57,7


ZnSO4 к -870,7 -978,2 124,6 VIII. Соотношения между единицами энергии. ЭРГ Дж Кал Вт г эВ ЭРГ 1 10-7 2,39 10-8 2,78 10-11 6,24 1011 Дж 107 1 0,239 2,78 10-4 6,25 1018 Кал 4,184 107 4,184 1 1,16 103 2,61 1019 Вт г 3,6 103 3,6 103 861 1 2,24 10-23 эВ 1,60 10-12 1,60 10-19 3,83 10-20 4,45 10-23 1 IX. Соотношения между некоторыми внесистемными единицами и


СИ. Величина Единицы Эквивалент в СИ Длинна Микрон или микрометр мкм 1 10-5м Ангстрем оА 1 10-10м Давление Атмосфера атм 1,013 105 Па Миллиметр ртутного столба мм. рт. ст. 133,322 Па Энергия, работа, количество теплоты Электронвольт эВ 1,60 10-19 Дж Калория Кл 4,184 Дж Килокалория Ккал 4184 Дж Температура оС оС 273,16


К Растворимость солей, кислот и оснований в воде. Литература 1. Фролов В.В. Химия - М Высшая математика, 1979 2. Глинка И.А. Общая химия - М Химия, 1975-1985 3. Ахметов Н.С. Неорганическая химия - М Высшая школа, 1976 4. Общая химия Под ред. Соколовой Е.М М издательство МГУ1980. 5. Карапетьянц


М.Х Дракин С.И. Общая и неорганическая химия - М Химия, 1981 6. Курс общей химии Под ред. Н.В. Коровина - М Высшая школа,1981 7. Ахметов Н.С Азизов М.К Вадыгина Л.И. Лабораторные и семинарские занятия по неорганической химии - М Высшая школа, 1979 8. Хомченко Г.П. Практикум по общей и неорганической химии с применением полумикрометода


Учебное пособие для ВУЗов - М Высшая школа, 1980 9. Практикум по общей химии Под ред. Е.М. Соколовой, О.С. Зайцева Издательство МГУ, 1981 10. Левант Г.Е Райцин Г.А. Практикум по общей химии - М Высшая школа, 1971 11. Коровин Н.В Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по химии-


М Высшая школа, 1986.



Не сдавайте скачаную работу преподавателю!
Данный реферат Вы можете использовать для подготовки курсовых проектов.

Доработать Узнать цену написания по вашей теме
Поделись с друзьями, за репост + 100 мильонов к студенческой карме :

Пишем реферат самостоятельно:
! Как писать рефераты
Практические рекомендации по написанию студенческих рефератов.
! План реферата Краткий список разделов, отражающий структура и порядок работы над будующим рефератом.
! Введение реферата Вводная часть работы, в которой отражается цель и обозначается список задач.
! Заключение реферата В заключении подводятся итоги, описывается была ли достигнута поставленная цель, каковы результаты.
! Оформление рефератов Методические рекомендации по грамотному оформлению работы по ГОСТ.

Читайте также:
Виды рефератов Какими бывают рефераты по своему назначению и структуре.

Сейчас смотрят :

Реферат Разработка мероприятий по повышению конкурентоспособности ООО "Рекламное агентство"
Реферат Игра в мяч у древних народов
Реферат Идентификационная экспертиза вина
Реферат Значение организации Русская Троица 2
Реферат Значение и последовательность экзерсиса
Реферат Изучение торгового ассортимента безалкогольной продукции
Реферат Искусство периода феодальной раздробленности и объединения Русских земель XIVXV века
Реферат Измененные состояния сознания в культурах народов мира
Реферат Из истории русского пейзажа
Реферат Изобразительное искусство Средней Италии в период Высокого Возрождения
Реферат Искусство в период складывания и расцвета феодализма на Руси X -XVII вв
Реферат Изучение ассортимента, качество конфет
Реферат Искусство парсуны XVII в 3
Реферат Изобразительное искусство Нидерландов в XVI веке
Реферат Изобразительное искусство и архитектура Италии эпохи Возрождения ХIVХV вв