общие правила работы в химической лаборатории

Р.К.ГРИДАСОВА, И.В.ЛИНЬКО, О.А.ЕГОРОВА
ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ
ПО ОБЩЕЙ ХИМИИИ
Москва
Издательство Российского университета дружбы народов
2003
5
ОБЩИЕ ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ
1. Перед выполнением лабораторной работы необходимо ознакомиться с её
описанием дома. Записать в тетрадь по соответствующей схеме уравнения реакций в
молекулярном и ионно-молекулярном виде, внешние признаки исходных веществ и
продуктов реакции.
2. Условия опыта и их результаты сразу же записываются в тетрадь (лабораторный
журнал). Пользоваться черновиками категорически запрещено. Оформление работы и
расчеты проводятся в строгом соответствии с образцом.
3. Рабочее место должно быть сухим и чистым, на нем должен быть порядок. Не
относящиеся к работе реактивы, посуда, аппаратура, портфели, сумки должны быть убраны
со стола.
4. Все склянки должны иметь этикетки с названием веществ. Нельзя применять
реактивы без этикеток, так как при реакциях с неизвестными веществами могут
образовываться опасные продукты.
5. Нагретую посуду ставят на керамическую плитку, асбестовую сетку. Нагревание
необходимо проводить осторожно и постепенно. Нельзя нагибаться над реакционным
сосудом и заглядывать в него.
6. Нельзя оставлять без присмотра горящие горелки. После окончания работы газ,
воду и электричество следует выключать.
7. Включать в сеть электронагревательные приборы можно только сухими руками и в
розетку с соответствующим напряжением. Следует помнить, что ток напряжением 220-380 В
опасен для жизни.
8. Нельзя пить воду из химической посуды. Нельзя
пробовать на вкус и вдыхать
химические вещества.
9. Рабочее место после выполнения лабораторной работы должно быть убранным и
сдано дежурному студенту или лаборанту. Бумагу, спички, битое стекло выбрасывают в
корзины.
6
Обращение с реактивами
1. Вся применяемая посуда должна быть тщательно вымыта и, если необходимо,
высушена.
Посуду
моют
ёршиком
моющими
средствами.
Затем
хорошо
моют
водопроводной водой и ополаскивают дистиллированной водой.
2. Сухие вещества берут чистым шпателем или стеклянной лопаткой. Нельзя брать
одним и тем же шпателем разные реактивы. Шпатель следует класть на чистый лист бумаги.
3. Жидкие реактивы следует осторожно наливать из склянок; при
этом склянки
следует держать этикетками вверх так, чтобы ладонь закрыла этикетку.
4. Склянки с растворами реактивов после употребления необходимо сразу закрывать
пробкой, чтобы не перепутать пробки от разных склянок, и ставить на то же место, откуда
они были взяты.
5. Реактивы общего пользования, а также реактивы из вытяжного шкафа нельзя
уносить на свои рабочие места; не следует брать реактивы с соседних столов.
6. При проведении опытов берите небольшое количество реактивов. Реактив, взятый в
избытке, нельзя выливать обратно в склянку, избыток реактива выливают в специальные
склянки (или раковину).
7. Растворы, содержащие соли серебра или ядовитые вещества, следует после опыта
сливать в специально предназначенную посуду.
8. Все опыты, связанные с выделением ядовитых и неприятно пахнущих веществ,
газов, паров, дыма, проводят только в вытяжном шкафу.
9. Работать с концентрированными кислотами и щелочами можно только под тягой.
10. При разбавлении водой концентрированных кислот, концентрированных
растворов щелочей следует приливать их тонкой струей в холодную воду при
одновременном перемешивании стеклянной палочкой.
11. Нельзя выливать растворы концентрированных кислот и щелочей в раковину.
Надо предварительно их нейтрализовать или вылить в специальную посуду в вытяжном
шкафу.
12. При нагревании на горелке жидкостей в пробирках следует держать пробирку
пробиркодержателем отверстием от себя и людей, работающих рядом.
13. Чтобы определить (узнать) по запаху выделяющийся газ, следует нюхать его
осторожно, издали направлять газ движением руки от сосуда к себе.
14. При работе с горячими и легко воспламеняющимися веществами (эфир, ацетон и
т.п.) следует следить за тем, чтобы рядом не было огня.
7
15. Выполнение опыта в пробирке проводится следующим образом. Используют
чистую пробирку. Не закрывать пальцем пробирку. Перемешивание реакционной системы в
пробирке проводят с помощью стеклянной палочки. Не следует класть стеклянную палочку
на лабораторный стол, её опускают в пробирку с дистиллированной водой.
16. При работе с капельницами, закрытыми пробками с пипеткой, следует их брать из
«штатива-вертушки» за капельницу, а не за пробку. Не касаться пипеткой стенок пробирки,
добавляя реагент по каплям из пипетки в пробирку.
17. При необходимости добавить несколько капель кислоты или щелочи в пробирку
следует использовать капельницы. Опускать пипетки в склянки с растворами нельзя.
Противопожарные мероприятия
1. Каждый работающий в лаборатории должен знать, где расположены средства
пожаротушения, и уметь ими пользоваться.
2. При пожаре необходимо отключить все нагревательные приборы и газовые
горелки. Пламя необходимо засыпать песком или закрыть кошмой (асбестовое полотно),
которые имеются в каждой лаборатории, или погасить с помощью огнетушителя.
3. При загорании одежды необходимо закрыть пострадавшего кошмой; облить водой;
дышать через влажную ткань (полотенце и т.п.), закрыв ею нос и рот (дыхательные пути).
4. При утечке газа пользоваться газовыми горелками до устранения неисправности
запрещается.
Первая помощь при ожогах и порезах
1. Работающий в лаборатории должен знать, где находится аптечка первой помощи.
2. При ожогах водяным паром, горячими предметами, брызгами горячей воды и т.д.
смазывают пораженное место 5-10%-ным раствором перманганата калия KMnO4, борным
вазелином.
3. При попадании кислоты или щелочи на руки (одежду) следует смыть их водой, а
затем кислоту нейтрализовать 3%-ным раствором гидрокарбоната натрия NaHCO3, а щелочь
– 5%-ным раствором борной кислоты H3BO3 или 2%-ным раствором уксусной кислоты
CH3COOH.
4. При попадании химических реактивов на лицо или в глаза необходимо сразу
промыть их большим количеством воды, а затем, если необходимо, обратиться за
медицинской помощью.
8
5. При порезах необходимо убедиться, нет ли в ране осколков стекла. При небольших
порезах смазывают йодной настойкой края порезов, останавливают кровотечение, залив рану
10%-ным раствором хлорида железа(III) FeCl3 или 3%-ным раствором пероксида водорода
Н2О2. Затем накладывают стерильную повязку.
Лабораторная работа 1
ОПРЕДЕЛЕНИЕ МАССОВОЙ ДОЛИ (%) ОКСИДА МЕДИ В МАЛАХИТЕ
Основным веществом минерала малахита является (CuOH)2CO3 – карбонат
гидроксомеди(II), который при нагревании разлагается по уравнению:
(CuOH)2CO3(тв)  2 CuO(тв) + H2O(п) + CO2(г)
Если малахит не содержит примесей, то при его разложении образуется только одно
твердое вещество – оксид меди(II), массовую долю в процентах которого можно определить
экспериментально.
Порядок выполнения работы
1. Возьмите из эксикатора прокаленный фарфоровый тигель и взвесьте его на
технохимических весах с точностью до 0,01 г. Номер тигля и его массу (m1) запишите в
тетрадь.
2. Шпателем внесите во взвешенный тигель приблизительно 1 г малахита. Взвесьте
тигель с малахитом (m2).
3. Поставьте тигель в керамический треугольник, помещенный на треножник в
вытяжном шкафу. Прокалите (нагрейте) тигель с веществом в пламени газовой горелки в
течение 10-15 мин.
Рис.1. Оборудование к лабораторной работе 1:
1 – газовая горелка; 2 – треножник; 3 – керамический треугольник;
9
4 – фарфоровый тигель; 5 – тигельные щипцы; 6 – шпатель; 7 – эксикатор.
4. Тигельными щипцами снимите тигель с треугольника и поставьте в эксикатор для
охлаждения до комнатной температуры.
5. Взвесьте охлажденный тигель с оксидом меди(II) (m4)
6. Прокалите тигель с оксидом меди(II) второй раз и охладите в эксикаторе.
7. Взвесьте тигель с оксидом меди(II) после второго прокаливания (m4).
8. Если масса тигля с оксидом меди(II) не изменилась после второго прокаливания
или изменилась очень мало (m4 - m4  0,01 г), то закончите опыт и сделайте расчет. В
случае изменения массы на большую величину, повторите прокаливание до постоянной
массы.
Форма записи и расчет
1. Масса пустого тигля №
m1 =
г
2. Масса тигля с малахитом
m2 = г
3. Масса (навеска) малахита
m3 = г
m3 = m2 – m1
4. Масса тигля с оксидом меди(II)
m4
= г
а) после первого прокаливания
m4 = г
б) после второго прокаливания
m4 = г
m4 = (m4 + m4)/2
5. Масса оксида меди(II)
m5 = г
m5 = m 4 – m1
6. Массовая доля в процентах оксида меди(II)
в малахите, найденная экспериментально
Э
=
%
Э = эксп.(CuO) = m5/m3100%
7. Молярная масса (CuOH)2CO3
M1 =
г/моль
8. Молярная масса оксида меди(II) CuO
M2 =
г/моль
9. Теоретическая массовая доля в процентах оксида
меди(II) в (CuOH)2CO3
T
=
Па
=
%
Т = теор.(CuO) = 2М2/М1100%
10. Абсолютная погрешность (ошибка) опыта
Па = Т - Э
11. Относительная погрешность (ошибка) опыта
По = Па/Т100%
10
По =
%
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. Что такое атомная единица массы (а.е.м.)?
2. Что называется относительной атомной массой элемента?
3. Что называется относительной молекулярной массой простого или сложного
вещества?
4. Какие вещества называются простыми и сложными?
5. Что такое моль?
6. Сколько атомов водорода содержит: а) моль атомов водорода?; б) моль молекул
водорода?; в) моль молекул аммиака?
7. Что называется молярной массой? В каких единицах она измеряется?
8. Напишите выражения для вычисления массовых долей меди, углерода, водорода,
диоксида углерода, воды в карбонате гидроксомеди(II).
9. Как формулируется закон сохранения массы вещества? Объясните, как Вы
применяли этот закон при выполнении лабораторной работы.
10. Назовите оборудование, которое Вы использовали в лабораторной работе.
11. Что называется абсолютной и относительной погрешностью (ошибкой) опыта?
12. Назовите возможные причины отличия определенного Вами значения массовой
доли оксида меди(II) от теоретической величины.
13. Для следующих элементов определены массовые доли: 17,65 % Ca; 24,23 % Mn;
24,67% Fe; 12,33% Si; 21,15% O. Выведите простейшую химическую формулу минерала.
14. Для следующих элементов определены массовые доли: 7,09% Be; 42,52% Al;
30,40% O. Выведите простейшую химическую формулу минерала.
15. Для следующих элементов определены массовые доли: 20,00% Ca; 48,00% Mo;
32,00% O. Выведите простейшую формулу минерала.
16. Для следующих элементов определены массовые доли: 3,78% Li; 14,52% Al;
30,11% Si; 51,61% O. Выведите простейшую формулу минерала.
17. Для следующих элементов определены массовые доли: 33,78% Cu; 30,44% Fe;
35,78% S. Выведите простейшую химическую формулу минерала.
18. Для следующих элементов определены массовые доли: 24,00% Mg; 28,00% Si;
48,00% O. Выведите простейшую химическую формулу минерала.
19. Для следующих элементов определены массовые доли: 15,60% Fe; 15,32% Mn;
51,42% W; 17,82% O. Выведите простейшую химическую формулу минерала.
20 .Для следующих элементов определены массовые доли: 12,82% Ca; 30,77% Mo;
17,95% Fe; 7,69% C; 30,77% O. Выведите простейшую химическую формулу минерала.
11
21. Для следующих элементов определены массовые доли: 16,90% Mg; 39,44% Fe;
28,00% Si; 33,80% O. Выведите простейшую химическую формулу минерала.
Лабораторная работа 2
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ
Определить энтальпию нейтрализации (Ннейтр.) – это значит определить тепловой
эффект реакции образования одного моля воды из кислоты и основания. При нейтрализации
сильных кислот сильными основаниями взаимодействие определяется сокращенным ионномолекулярным уравнением реакции:
H+ + OH-  H2O(ж);
Н0298 = -57,22 кДж/моль.
Из этого следует, что энтальпия нейтрализации сильных оснований сильными
кислотами не зависит от их природы и равна –57,22 кДж/моль, -H = Qp, где Qp – теплота
нейтрализации при постоянном давлении.
Для реакции нейтрализации слабых кислот и оснований H зависит от природы
электролита. Это связано с затратой энергии на ионизацию молекул слабых электролитов.
Опыты по определению тепловых эффектов химических реакций проводятся в
специальных приборах, называемых калориметрами.
Простейший калориметр (рис.2)
состоит из двух стаканов: внешнего стакана (2) из пластмассы и внутреннего
(калориметрического) стакана (1) из алюминия объемом 0,25 л. Внешний стакан внутри
имеет выступы (3), при этом между внутренними и внешними стенками создается воздушная
прослойка для уменьшения теплообмена с внешней средой. Сверху калориметрический
стакан закрывается крышкой (4) из оргстекла с тремя отверстиями: для воронки (6), мешалки
(7) и термометра (5). В калориметрических установках используются термометры с ценой
деления 0,1 0С (0,05 0С).
Рис.2. Калориметрическая установка:
12
1 – калориметрический стакан; 2 - внешний стакан; 3 – выступ;
4 – крышка; 5 – термометр; 6 – воронка; 7 – мешалка.
Количество
теплоты, которое выделяется
или
поглощается в калориметре,
определяется по формуле:
q = (t2 – t1)C,
где t2 – конечная температура; t1 - начальная температура; C - теплоемкость системы,
состоящей из калориметрического стакана и находящегося в нем раствора.
В данной работе экспериментально определяется количество теплоты (q), которое
выделяется при взаимодействии 75 мл 1 моль/л раствора гидроксида натрия и серной
кислоты, т.е. при образовании 0,075 моль Н2О. Количество теплоты, выделяющейся при
образовании одного моль Н2О равно q/0,075 кДж/моль.
Порядок выполнения работы
1. Взвесьте на технохимических весах сухой калориметрический стакан. Массу
стакана (m1) запишите в тетрадь.
2. Налейте в цилиндр 75 мл 1 моль/л раствора серной кислоты. Измерьте его
температуру. Запишите температуру раствора кислоты (tк).
3. После измерения температуры раствора вымойте термометр водопроводной водой
и высушите фильтровальной бумагой.
4. Налейте в чистый цилиндр 75 мл 1 моль/л раствора гидроксида натрия NaOH.
Опустите в раствор термометр и измерьте температуру раствора щелочи. Запишите
температуру раствора гидроксида натрия (tщ ) (Повторите пункт 3).
5. Соберите калориметрическую установку, как показано на рис.2.
6. В калориметрический стакан через воронку влейте из цилиндра сначала кислоту, а
затем раствор гидроксида натрия. Перемешайте раствор палочкой (мешалкой).
7. По термометру отметьте самую высокую температуру раствора в калориметре,
Запишите эту температуру (t2).
8. Вымойте калориметрическую установку. Сделайте расчеты.
Форма записи и расчета
1. Масса калориметрического стакана
m1 =
г
2. Температура раствора щелочи
tщ =
0
3. Температура раствора кислоты
tк
=
0
4. Исходная температура раствора в калориметре
t1` =
0
C
C
C
13
t1 = (tщ + tк)/2
5. Конечная температура раствора в калориметре
t2 =
6. Масса раствора в калориметре
m2 = г
0
C
m2 = 75(dщ + dк),
где dк – плотность 1 моль/л раствора серной кислоты (г/мл); dщ – плотность 1 моль/л
раствора гидроксида натрия (г/мл). Значения dк и dщ взяты из табл.1.
7. Количество теплоты, выделившейся в калориметре
q =
кДж
q = (t2 - t1)(C1m1 + C2m2)/1000,
где С1 – удельная теплоемкость алюминия, Дж/гград; С1 = 0,88 Дж/гград;
С2 – удельная теплоемкость раствора Дж/гград; С2 = 4,18 Дж/гград.
8. Экспериментальное эначение энтальпии реакции нейтрализации - Н = кДж/моль
- Ннейтрализации = q/0,075 кДж/моль
9. Относительеная погрешность определения
По = (Т – Э)100%/ Т =
Теоретическое значение энтальпии нейтрализации равно –57,22 кДж/моль.
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. Что называется тепловым эффектом химической реакции? В каких единицах
измеряется тепловой эффект реакции? При каких условиях тепловой эффект реакции
численно равен изменению энтальпии?
2. Что называется теплотой образования соединения, энтальпией образования
соединения?
3. Какие условия (температура, давление) называются нормальными и стандартными?
Что такое стандартная энтальпия образования соединения?
4. Чему равны стандартные энтальпии образования простых веществ? Одинаковые ли
значения стандартных энтальпий образования простых веществ? Одинаковые ли значения
стандартных энтальпий образования кислорода и озона, графита и алмаза?
5. Как формулируется закон Гесса?
6. Как вычислить энтальпию реакции, зная стандартную энтальпию образования
участвующих в реакции веществ?
7.
Напишите
ионно-молекулярное
термохимическое
нейтрализации серной кислоты гидроксидом натрия.
14
уравнение
реакции
8. Почему энтальпия нейтрализации одинакова при взаимодействии различных
сильных оснований с сильными кислотами и различна при взаимодействии слабых
электролитов?
Лабораторная работа 3
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
Na2S2O3 + H2SO4  Na2SO4 + SO2 + S + H2O
тиосульфат
натрия
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
Таблица 1
Номер
Объем, мл
стакана
Концентрация
Время появления серы,
Скорость реакции,
Na2S2O3
(), c
(1/)
Na2S2O3
H2O
1
10
20
1
2
20
10
2
3
30
-
3
1.В три стакана налейте цилиндром реагенты, как показано в табл.1.
2. В первый стакан добавьте цилиндром 20 мл H2SO4, сразу включите секундомер,
одновременно перемешивая стеклянной палочкой раствор. Как только появится осадок
(муть), остановите секундомер (зафиксируйте время). Запишите время в таблицу.
3. Повторите то же со стаканами 2 и 3. Заполните таблицу 1.
4. Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации Na2S2O3: по оси
ординат – скорость реакции, по оси абсцисс – концентрацию тиосульфата натрия. Сделайте
вывод о скорости реакции.
Опыт 2.
Зависимость скорости реакции от температуры
1. Налейте в пробирку 1 цилиндром 5 мл 1М H2SO4, а в пробирку 2 налейте 5 мл
Na2S2O3.
2. Обе пробирки и термометр поставьте в стакан с водой и через 1 мин измерьте
температуру воды, запишите её в табл.2
15
3. Содержимое пробирки 1 вылейте в пробирку 2 и, не вынимая её из стакана, сразу
же включите секундомер. Как только появится осадок (муть), фиксируйте время.
4. Нагрейте стакан с водой, измерьте температуру воды. Поставьте в него чистые
пробирки 1 и 2. Повторите пункт 1 и 3.
5. Заполните таблицу 2 и вычислите температурный коэффициент. Сделайте вывод о
зависимости скорости реакции от температуры.
Таблица 2
№
t,
Число мл
oпыта
0
C
Время
Скорость
Температурный
появления
реакции,
коэффициент,
серы,
1/
 = V2/V1
 (сек)
Пробирка 1 Пробирка 2
H2SO4
Na2S2O3
1
5
5
2
5
5
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. Какие системы называются гомогенными, а какие гетерогенными?
2. Что понимается под скоростью химической реакции?
3. От чего зависит скорость гомогенной и гетерогенной реакции?
4. Напишите выражения для вычисления средней скорости реакции и мгновенной
(истинной) скорости реакции.
5. В каких единицах измеряется скорость реакции?
6. Какой физический смысл константы скорости реакции?
7. От чего зависит константа скорости реакции?
8. Может ли изменяться константа скорости в ходе реакции?
9. Какие вещества называются катализаторами?
10. Что такое гомогенный и гетерогенный катализ?
11. Что такое энергия активации?
12. Напишите уравнение Аррениуса и объясните как зависит константа скорости
реакции от энергии активации?
13. Как формулируется правило Вант-Гоффа?
14. Что показывает температурный коэффициент скорости реакции?
16
Лабораторная работа 4
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ГОМОГЕННЫХ СИСТЕМАХ
СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ
Опыт 1.
Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение
химического равновесия в растворе тиоцианата железа(III)
Для получения тиоцианата железа(III), который имеет кроваво-красный цвет, в
пробирке смешайте по 10 капель 0,5 моль/л растворов хлорида железа(III) и тиоцианата
калия KSCN и налейте дистиллированной воды до половины пробирки. Все хорошо
перемешайте. Полученный раствор разделите на три пробирки. В первую добавьте 2-3 капли
насыщенного раствора FeCl3, а во вторую 2-3 капли насыщенного раствора KSCN. Сравните
цвет растворов в первой и во второй пробирках с окраской раствора в третьей (контрольной)
пробирке.
Обработка результатов опыта
1. Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнение реакции
взаимодействия FeCl3 и KSCN с учётом того, что образующийся в результате реакции
Fe(SCN)3 является слабым электролитом.
2. Напишите выражение константы равновесия данной реакции. Укажите, изменение
концентрации каких веществ будет смещать равновесие в растворе тиоцианата железа(III).
3. Объясните, почему изменилась окраска растворов в первой и во второй пробирках.
Укажите стрелкой ( или ) направление смещения равновесия при увеличении
концентрации ионов Fe3+ и SCN-. Условно обозначим увеличение равновесной концентрации
стрелкой вверх () .
Опыт 2.
Влияние одноимённого (общего) иона на смещение равновесия в
растворе слабой кислоты
Налейте в пробирку 4-5 мл 2 моль/л раствора уксусной кислоты и добавьте 2 капли
раствора метилоранжа. Обратите внимание на цвет раствора. Полученный раствор разделите
на две пробирки. В одну из них добавьте немного кристаллического ацетата натрия
CH3COONa и перемешайте стеклянной палочкой. Сравните окраску растворов в обеих
пробирках.
17
Обработка результатов опыта
1. Напишите уравнение ионизации уксусной кислоты и выражение её константы
кислотности.
2. Выпишите из справочника значение константы кислотности уксусной кислоты и
вычислите рН 2 моль/л раствора CH3COOH.
3. Объясните, почему изменилась окраска раствора уксусной кислоты после
добавления ацетата натрия. Укажите стрелкой ( или ) направление смещения равновесия
в растворе уксусной кислоты при увеличении концентрации ацетат-ионов.
Опыт 3.
Влияние одноимённого (общего) иона на смещение равновесия в
растворе слабого основания
Налейте в пробирку 4-5 мл 2 моль/л раствора аммиака NH3 и добавьте 2 капли
фенолфталеина. Обратите внимание на цвет раствора. Полученный раствор разделите на две
пробирки. В одну из них добавьте немного кристаллического хлорида аммония NH4Cl и
перемешайте стеклянной палочкой. Сравните окраску растворов в обеих пробирках.
Обработка результатов опыта
1. Напишите уравнение ионизации раствора аммиака и выражение его константы
основности.
2. Выпишите из справочника значение константы основности аммиака и вычислите
рН с концентрацией 2 моль/л раствора аммиака.
3. Объясните, почему изменилась окраска раствора аммиака после добавления
хлорида аммония. Укажите стрелкой ( или ) направление смещения равновесия в
растворе аммиака при увеличении концентрации иона аммония.
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. Какие реакции называются обратимыми и какие - необратимыми?
2. Какое состояние системы называют химическим равновесием?
3. На основании какого закона выводится выражение константы равновесия и как
читается этот закон?
4. Что показывает константа химического равновесия и от каких факторов она
зависит? Влияет ли присутствие катализатора на константу равновесия?
5. Может ли измениться константа равновесия в ходе реакции?
6. Каких веществ, исходных или конечных, больше в равновесной системе, если
а) К « 1; б) К » 1?
7. Что называется смещением или сдвигом химического равновесия?
8. Как читается принцип смещения химического равновесия (принцип Ле-Шателье)?
18
9. Как можно сместить равновесие в сторону неионизированных молекул в растворе:
а) слабой кислоты; б) слабого основания, используя принцип Ле Шателье.
Лабораторная работа 5
РАВНОВЕСИЕ В ГЕТЕРОГЕННЫХ СИСТЕМАХ
ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ
Задание 1. Изучение условий образования малорастворимых соединений
свинца(II) и их взаимных переходов
Опыт 1.
Получение осадка хлорида свинца(II)
В центрифужную (коническую) пробирку возьмите приблизительно 1 мл 0,5 моль/л
раствора Pb(NO3)2 и 2 мл 0,5 моль/л растворе NaCl. Перемешайте смесь стеклянной
палочкой. Поставьте пробирку в центрифугу и отцентрифугируйте. Центрифугат (раствор
над осадком) декантируйте (слейте) в отдельную пробирку. Центрифугат и осадок сохраните
для следующих опытов.
Обработка результатов опыта
1. Напишите уравнение реакции между нитратом свинца(II) и хлоридом натрия в
молекулярном и ионно-молекулярном виде. Укажите цвет осадка хлорида свинца(II).
Напишите выражение константы равновесия этой реакции.
2. Выпишите из справочника значение произведения растворимости хлорида
свинца(II) Ksp(PbCl2).
3. Вычислите значение константы равновесия реакции образования хлорида свинца.
4. Вычислите концентрации ионов Pb2+ и Cl- после смешивания равных объёмов
0,5 моль/л растворов Pb(NO3)2 и NaCl. Покажите, что условие образования осадка PbCl2
выполняется.
Опыт 2.
Влияние одноимённого иона на растворимость малорастворимого
соединения
Для проверки полноты осаждения PbCl2 в пробирку с центрифугатом добавьте
несколько капель 0,5 моль/л раствора NaCl. Если помутнение раствора не наблюдается, то
осаждение полное.
19
Обработка результатов опыта
1. Вычислите концентрации ионов Pb2+ и Cl- в насыщенном растворе PbCl2.
2. Вычислите концентрацию ионов Pb2+ в растворе, полученном после добавления
1 мл 2 моль/л раствора НCl к 1 мл центрифугата. Сделайте вывод о влиянии одноименного
иона (Cl-) на растворимость PbCl2
Опыт 3.
Влияние температуры на растворимость хлорида свинца(II)
В центрифужную пробирку с осадком PbCl2 (из опыта 1) добавьте 5 мл
дистиллированной воды, перемешайте стеклянной палочкой и нагрейте на водяной бане до
растворения осадка PbCl2.
Запишите в тетрадь вывод о растворимости PbCl2 в горячей воде.
Опыт 4.
Переход хлорида свинца в другие малорастворимые соединения
свинца
Раствор PbCl2 в воде (из опыта 3) разделите на две пробирки. После охлаждения до
комнатной температуры (при этом может выпасть осадок PbCl2) в одну пробирку добавьте
несколько капель 0,5 моль/л раствора йодида калия, а во вторую – несколько капель 0,5
моль/л раствора сульфида натрия. Обратите внимание на цвет образовавшихся осадков.
Обработка результатов опыта
1. Поставьте коэффициенты и напишите в ионно-молекулярной форме уравнения
реакций:
PbCl2 + KI  PbI2 + KCl
PbCl2 + Na2S  PbS + NaCl
Запишите цвет осадков.
2. Выпишите из справочника значения произведений растворимости PbI2 и PbS.
3. Напишите выражения констант равновесия реакций образования PbI2 и PbS и
вычислите их значения.
Задание 2. Изучение условий образования малорастворимых соединений кальция
Опыт 1.
Осаждение оксалата кальция
В центрифужную пробирку возьмите приблизительно по 1 мл 0,5 моль/л раствора
CaCl2 и 0,5 моль/л раствора Na2C2O4. Перемешайте смесь стеклянной палочкой. Поставьте
пробирку в центрифугу и отцентрифугируйте.
Для проверки полноты осаждения СаС2О4 в пробирку добавьте несколько капель
0,5 моль/л раствора Na2C2O4. Если помутнение раствора наблюдается, то добавьте еще
20
несколько капель раствора Na2C2O4, перемешайте раствор. Пробирку сохраните для
следующего опыта.
Обработка результатов опыта
1. Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнение реакции
взаимодействия хлорида кальция с оксалатом натрия. Укажите цвет осадка оксалата кальция.
2. Выпишите из справочника значение произведения растворимости оксалата кальция
Ksp(СаС2О4).
3. Напишите выражение константы равновесия реакции образования CaC2O4 из
Na2C2O4 и CaCl2 и вычислите её значение.
4. Напишите условие образования осадка СаС2О4. Покажите, что в условиях опыта
произведение [Ca2+][C2O42-]  Ksp(CaC2O4).
Опыт 2.
Растворение оксалата кальция
Раствор с осадком СаС2О4 (из опыта 1) перемешайте стеклянной палочкой и
разделите смесь на две центрифужные пробирки. Поставьте пробирки в центрифугу и
отцентрифугируйте. Центрифугат (раствор над осадком) слейте в раковину. К осадку
оксалата кальция в первой пробирке добавьте примерно 1 мл 2 моль/л раствора соляной
кислоты, а во вторую – 1 мл 2 моль/л раствора уксусной кислоты. Перемешайте стеклянной
палочкой. Обратите внимание на растворение осадка в соляной кислоте.
Обработка результатов опыта
1. Поставьте коэффициенты и напишите в ионно-молекулярном виде уравнение
реакции:
CaC2O4 + HCl  H2C2O4 + CaCl2
и выражение константы равновесия.
2. Выпишите из справочника значения Ksp CaC2O4 и констант кислотности H2C2O4 и
CH3COOH.
3. Вычислите значения констант равновесия реакций взаимодействия СаС 2О4 с HCl и
CH3COOH. Объясните, почему оксалат кальция растворяется в соляной, но нерастворяется в
уксусной кислоте. Сделайте вывод, при каком рН следует осаждать СаС2О4.
4. Вычислите концентрации ионов Са2+ и С2О42- в насыщенном водном растворе
оксалата кальция и растворимость оксалата кальция в воде в моль/л и г/л.
Опыт 3.
Осаждение карбоната кальция
В центрифужную пробирку возьмите по 1 мл 0,5 моль/л растворов СаСl2 и (NH4)2CO3,
перемешайте стеклянной палочкой. Обратите внимание на цвет осадка. Пробирку сохраните
для опыта 4.
21
Обработка результатов опыта
1. Поставьте коэффициенты и напишите в ионно-молекулярном виде уравнение
реакции:
CaCl2 + (NH4)2CO3  CaCO3 + NH4Cl
2. Напишите выражение константы равновесия реакции образования осадка СаСО 3 и
вычислите её значение.
3. Напишите условие образования осадка СаСО3. Покажите, что в условиях опыта
[Са2+][СО32-]  Ksp.
Опыт 4.
Растворение карбоната кальция
Раствор с осадком СаСО3 перемешайте палочкой и разделите на 2 центрифужные
пробирки. Поместите в центрифугу и отцентрифугируйте. Центрифугат слейте в раковину. В
первую пробирку с осадком добавьте 1 мл 2 моль/л раствора HCl, во вторую – 1 мл 2 моль/л
раствора уксусной кислоты CH3COOH. Обратите внимание на растворение осадка.
Обработка результатов опыта
1. Поставьте коэффициенты и напишите в ионно-молекулярном виде уравнения
реакций:
CaCO3 + HCl  CaCl2 + H2CO3
CaCO3 + CH3COOH  Ca(CH3COO)2 + H2CO3
2. Выпишите из справочника Ksp(СаСО3), константы кислотности Н2СО3 и СН3СООН.
3. Напишите выражения и вычислите значения констант равновесия этих реакций.
4. Вычислите рН растворения СаСО3 в кислоте. Сделайте вывод, при каком рН
возможно осаждение СаСО3.
5. Вычислите растворимость СаСО3 в воде (моль/л и г/л) и концентрацию ионов
кальция в насыщенном растворе карбоната кальция.
6. Объясните, почему СаСО3 растворяется в СН3СООН и в HCl.
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. Какие системы называются гетерогенными?
2. Какие факторы влияют на растворимость твердых веществ в жидких растворителях
(например, в воде)?
3. Почему процесс растворения твердых веществ может быть экзотермическим,
эндотермическим или не сопровождается тепловым эффектом?
4. Какие растворы называются: а) концентрированными и разбавленными; б)
насыщенными, ненасыщенными и перенасыщенными?
22
5. Могут ли: а) насыщенные растворы быть разбавленными; б) насыщенные растворы
быть концентрированными?
6. Какие соединения считаются малорастворимыми?
7. Какое равновесие существует в насыщенном растворе малорастворимого
соединения на границе раздела фаз?
8. Что называется произведением растворимости Ksp?
9. Для каких веществ применимо понятие “произведение растворимости” и от чего
Кsp зависит?
10. На основании какого закона выводится выражение Ksp?
11. Какая связь между растворимостью и произведением растворимости для:
а) бинарного электролита; б) трехионного электролита?
12. В каких случаях без вычислений можно сравнить растворимость соединений,
пользуясь значениями Ksp?
13. Напишите условия образования и растворения малорастворимых соединений.
14. Как влияет добавление одноименного иона на растворимость малорастворимых
соединений?
15. Объясните, как можно проверить “полноту осаждения”?
16. Для малорастворимых соединений: AgI,
Ag3PO4, Fe(OH)2, Ca3(PO4)2, Cu2S:
а) напишите выражение произведения растворимости; б) найдите в таблице значение К s для
этих соединений;
в) вычислите растворимость их в воде; г) вычислите концентрацию
каждого иона этих соединений.
17. Какое из двух соединений более растворимо: а) AgCl или AgI ? б) AgCl или
Ag2CrO4? в) CaSO4 или CaCO3? г) Ag2CO3 или AgCl? д) Ca3 ( PO4 )2 или PbS?
18. Через растворы с одинаковыми концентрациями солей
пропускается насыщенный раствор H2S.
MnCl2 и
ZnCl2
Какое вещество будет первым образовывать
осадок? Напишите уравнения реакций, выражения констант равновесия и вычислите их.
19.
Вычислите произведение растворимости малорастворимого соединения, если
растворимость Ni(OH)2 равна 6·10-7 моль/л; растворимость Pb3(PO4)2 равна 1,7· 10-7
моль/л; растворимость Cu2S равна 4,1·10-17 моль/л.
20. Образуется ли осадок CaCO3 при сливании равных объемов 0,1 моль/л растворов
CaCl2 и Na2CO3?
21. Вычислите остаточную концентрацию ионов свинца Pb2+ после осаждения его в
виде осадка PbCl2 и проверки полноты осаждения 1 моль/л раствором HCl.
23
Лабораторная работа 6
РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ СОЛЕЙ
Опыт 1.
Определение рН водных растворов солей
На предметное стекло пинцетом положите кусочек универсальной индикаторной
бумаги и нанесите на него каплю раствора ZnCl2
из капельницы. Сравните цвет
индикаторной бумаги со шкалой рН. Запишите в таблицу значение рН. Проведите
эксперимент с растворами следующих солей: Na3PO4; Na2SO3; NaCl и (NH4)2CO3.
Обработка результатов опыта
1. Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия воды с ионами
солей, образующими слабые электролиты.
2. Напишите выражения констант равновесия данных реакций.
3. Вычислите рН 0,5 моль/л водных растворов солей и сравните их значение с рН,
определеным с помощью индикатора.
Таблица
Результаты определения рН растворов солей
N п/п
Раствор
рН
Уравнение реакции в сокращенном ионно-
Выражение
соли
раствора
молекулярном виде
константы
равновесия
экспер
теор.
……
Опыт 2. Влияние температуры на равновесие в водном растворе
В две пробирки налейте по 1 мл раствора ацетата натрия СН3СООNa и добавьте 1-2
капли фенолфталеина. Нагрейте одну из пробирок на водяной бане и сравните цвет
растворов в обеих пробирках. Охладите пробирку в холодной воде и обратите внимание на
изменение окраски раствора.
24
Обработка результатов опыта
1. Объясните изменение окраски раствора СН3СООNa при его нагревании и
охлаждении Напишите ионно-молекулярное уравнение реакции взаимодействия ацетат-иона
с водой.
2. Вычислите концентрацию ионов водорода и рН 0,5 моль/л водного раствора
СН3СООNa.
Опыт 3. Влияние разбавления на равновесие в растворе соли
В пробирку налейте 1 мл раствора хлорида сурьмы(III) SbCl3 и затем добавьте 2-3 мл
дистиллированной воды. Обратите внимание на образование осадка хлорида оксосурьмы.
Объясните.
Обработка результатов опыта
1. Напишите в ионно-молекулярном виде уравнения реакций ионизации Sb(H2O)23+иона и образования осадка SbOCl.
Sb(H2O)23+ + H2O  SbOH(H2O)2+ + H3O+
SbOH(H2O)2+ + Н2О  Sb(OH)2+ + H3O+
Sb(OH)2+ + Cl-  SbOCl + H2O
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. Объясните поведение средних солей в водных растворах с точки зрения
протолитической теории.
2. Напишите выражение константы равновесия для реакций взаимодействия с
водой: а) анионов солей, образованных слабыми кислотами; б) катионов солей,
образованных слабыми основаниями.
3. Объясните влияние температуры и разбавления на равновесие водного раствора
соли.
4. Что такое степень ионизации слабого электролита в водном растворе и от каких
факторов она зависит?
5. Напишите ионно-молекулярное уравнение реакции взаимодействия солей с водой:
Na2CO3, K2S, K2SO3, Na3PO4, NaCN, NaNO2, AlCl3, FeCl3, CuSO4, Al2(SO4)3, FeSO4,
SbCl3, BiCl3, NH4Cl, NH4NO2, CH3COONH4, (NH4)2S, (NH4)2CO3. Укажите рН водного
раствора этих солей. Напишите выражение константы равновесия реакции для солей и
вычислите ее.
25
6. Какими электролитами образованы следующие соли:
NaCl,
KNO3,
K2SO4,
NaClO4, NaClO3, KI и какое значение рН имеют их водные растворы?
7. Вычислите рН 0,1 М растворов KNO2, K2CO3, Na3PO4, Fe2(SO4)3, ZnCl2.
Лабораторная работа 7
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Опыт 1.
Окислительные свойства перманганат-иона MnO4-
В три пробирки налейте по 1 мл раствора перманганата калия КMnO4. В первую
пробирку добавьте 1 мл 1 моль/л раствора серной кислоты, во вторую - дистиллированной
воды, в третью - концентрированного раствора КОН. Затем во все пробирки добавьте
кристаллического сульфита калия К2SO3 до изменения окраски раствора. Отметьте цвет
раствора в каждой пробирке.
Обработка результатов опыта
1. Поставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:
KMnO4 + К2SO3 + H2SO4  MnSO4 + К2SO4 + H2O
KMnO4 + К2SO3 + H2O  MnO2 + К2SO4 + KOH
KMnO4 + К2SO3 + KOH  K2MnO4 + К2SO4 + H2O
методом ионно-электронного баланса. Укажите под формулами цвет исходных веществ и
продуктов реакции.
2. Вычислите молярные массы эквивалента окислителя и восстановителя в каждой
реакции.
3. Выпишите из справочника значения стандартных электродных потенциалов для
каждой полуреакции. В какой среде ион MnO4- является наиболее сильным окислителем?
4. Вычислите ЭДС и значения констант равновесия для каждой реакции в
стандартных условиях.
Опыт 2.
Окислительные свойства дихромат-иона Cr2O72-
В две пробирки налейте по 1 мл раствора дихромата калия К2Сr2O7. В первую
пробирку добавьте 1 мл 2 моль/л раствора НСl и раствора хлорида олова(II) SnCl2 до
изменения окраски раствора, связанного с восстановлением иона Cr2O72- до Cr3+.
26
Во вторую пробирку добавьте 1 мл концентрированного раствора гидроксида калия
КОН. Обратите внимание на изменение окраски раствора, которое объясняется переходом
дихромат-иона Cr2O72- в щелочной среде в хромат-ион CrO42-:
Cr2O72- + 2OН-  2CrO42- + H2O
Cr2O72- + Н2О  2CrO42- + 2H+
Затем к раствору хромата калия К2СrO4 добавьте кристаллический нитрит калия
КNO2. Происходит ли изменение цвета раствора хромата калия К2СrO4?
Обработка результатов опыта
1.
Поставьте
коэффициенты
в
следующих
уравнениях
окислительно-
восстановительных реакций:
K2Cr2O7 + SnCl2 + HCl  CrCl3 + H2[SnCl6] + KCl + H2O
K2CrO4 + KNO2 + H2O  K[Cr(OH)4] + KNO3 + KOH
методом ионно-электронного баланса, укажите под формулами цвет исходных
веществ и продуктов реакции.
2. Вычислите молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя в каждой
реакции.
3. Выпишите из справочника значения стандартных электродных потенциалов для
каждой полуреакции. Отметьте, в какой среде хромат-ион Cr(VI) является более сильным
окислителем? Какой ион Sn2+ или NO2- является более сильным восстановителем? Какое
вещество является окислителем во второй реакции?
4. Вычислите ЭДС и значения констант равновесия реакций в стандартных условиях.
5. Объясните, почему хромат(VI)-ион в щелочной среде нельзя восстановить нитритионом. Укажите правильное направление второй реакции.
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
2. Что такое окислитель и, что такое восстановитель, и как меняются их степени
окисления в окислительно-восстановительной реакции?
3. Как классифицируются окислительно-восстановительные реакции?
4. Назовите вещества, которые могут быть: а) только восстановителями; б) только
окислителями; в) и окислителями и восстановителями.
5. Какие методы уравнивания окислительно-восстановительных реакций вы знаете?
Какие реакции уравниваются только методом электронного баланса?
6. Как вычисляются молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя?
27
7. Как можно определить возможность протекания окислительно-восстановительной
реакции?
Что называется стандартным электродным потенциалом?
Как записывается
уравнение Нернста?
9. Как вычисляется константа равновесия окислительно-восстановительной реакции?
10. Назовите продукты восстановления в кислой, нейтральной и щелочной
средах: а) перманганат-иона; б) хромат-иона(VI).
Лабораторная работа 8
КООРДИНАЦИОННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Опыт 1.
Получение сульфата тетраамминмеди(II) и его разрушение.
Качественная реакция на ион Cu2+
Налейте в пробирку 2 мл раствора сульфата меди и добавьте по каплям 2 моль/л
раствор аммиака до образования осадка сульфата гидроксомеди(II) Cu4( OH)6SO4. Запишите
цвет образовавшегося осадка. Добавьте концентрированного раствора аммиака до полного
растворения осадка. Запишите цвет раствора сульфата тетраамминмеди(II). Полученный
раствор сульфата тетраамминмеди(II) разделите на две пробирки. В первую пробирку
добавьте 1 моль/л раствор серной кислоты H2SO4, во вторую - раствор сульфида натрия Na2S.
Отметьте изменение цвета раствора в первой пробирке и цвет образовавшегося осадка во
второй пробирке.
Обработка результатов опыта
1. Напишите в ионно-молекулярном виде уравнения выполненных реакций.
4CuSO4 + 6NH3 + 6Н2О  Cu4(OH)6SO4 + 3(NH4)2SO4
(1)
Cu4(OH)6SO4 + 10NH3 + 3(NH4)2SO4  4[Cu(NH3)4]SO4 + 6H2О
(2)
[Cu(NH3)4]SO4 + H2SO4 + H2O  [Cu(H2O)4]SO4 + (NH4)2SO4
(3)
[Cu(NH3)4]SO4 + Na2S + H2O  CuS + Na2SO4 + NH3.H2О
(4)
Поставьте коэффициенты. Под формулами укажите цвет окрашенных исходных
веществ и продуктов реакции.
2. Для каждого ионно-молекулярного уравнения реакции напишите выражение
константы равновесия и вычислите её значение для уравнений (3) и (4).
Опыт 2.
Получение и разрушение хлорида диамминсеребра(I).
Качественная реакция на ион Ag+
В пробирку возьмите 5-6 капель 0,1 моль/л раствора нитрата серебра AgNO3 и
добавьте несколько капель раствора хлорида натрия NaCl. Обратите внимание на цвет осадка
образовавшегося AgCl. К полученному осадку добавьте концентрированного раствора
28
аммиака до растворения осадка. Отметьте цвет раствора хлорида
диамминсеребра(I)
[Ag(NH3)2]Cl.
К полученному раствору
[Ag(NH3)2]Cl прибавьте несколько капель раствора
фенолфталеина и по каплям добавляйте концентрированный раствор азотной кислоты до
исчезновения малинового цвета индикатора. Обратите внимание на помутнение раствора,
обусловленное образованием хлорида серебра.
Обработка результатов опыта
1. Поставьте коэффициенты. Напишите в ионно-молекулярном виде уравнения
реакций:
AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3
AgCl + NH3.  [Ag(NH3)2]Cl
[Ag(NH3)2]Cl + HNO3  AgCl + NH4NО3
Укажите признаки реакций.
2. Напишите выражения констант равновесия этих реакций и вычислите их значения.
Опыт 3.
Получение тетрагидроксохромата(III) натрия и его окисление в
оксохромат(VI) натрия. Качественная реакция на ион Cr3+
Налейте в пробирку 1 мл 0,5 моль/л раствора хлорида хрома(III) CrCl 3 и добавьте по
каплям 2 моль/л раствор гидроксида натрия NaOH до образования осадка гидроксида хрома
Сr(OH)3. Обратите внимание на цвет осадка. Затем прилейте в пробирку раствор гидроксида
натрия NaOH до полного растворения осадка с образованием тетрагидроксохромата(III)
натрия.
К раствору тетрагидроксохромата(III) натрия добавьте несколько капель 10%
раствора пероксида водорода Н2О2. Пробирку нагрейте на водяной бане до изменения
зеленой окраски раствора в желтую, характерную для CrO42--иона.
Обработка результатов опыта
1. Поставьте коэффициенты и напишите в ионно-молекулярном виде уравнения
реакций:
CrCl3 + NaOH  Cr(OH)3 + NaCl
Cr(OH)3 + NaOH  Na[Cr(OH)4]
Укажите цвет окрашенных исходных соединений и продуктов реакции.
2. Уравняйте методом ионно-электронного баланса уравнение реакции:
Na[Cr(OH)4] + H2O2 + NaOH  Na2CrO4 + H2O
29
3. Для всех реакций напишите выражения констант равновесия и вычислите их
значения.
Опыт 4.
Получение тригидроксостанната(II) натрия и его окисление в
гексагидроксостаннат(IV) натрия. Качественная реакция на ион Sn 2+
Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида олова(II) SnCl2, добавьте по каплям 2
моль/л раствор гидроксида натрия NaOH до образования осадка гидроксида олова Sn(OH) 2.
Обратите внимание на цвет осадка. Затем прилейте в пробирку раствор гидроксида натрия
NaOH до полного растворения осадка.
К этому раствору тригидроксостанната(II) натрия добавьте несколько капель раствора
нитрата висмута(III) Bi(NO3)3 и перемешайте. Отметьте образование металлического висмута
черного цвета.
Обработка результатов опыта
1. Поставьте коэффициенты и напишите в ионно-молекулярном виде уравнения
реакций:
SnCl2 + NaOH  Sn(OH)2 + NaCl
Sn(OH)2 + NaOH  Na[Sn(OH)3]
Напишите выражения констант равновесия и вычислите их значения.
2. Уравняйте методом ионно-электронного баланса уравнение реакции:
Na[Sn(OH)3] + Bi(NO3)3 + NaOH  Na2[Sn(OH)6] + Bi + NaNO3
Вычислите константу равновесия.
Опыт 5. Получение гексатиоцианоферрата(III) калия.
Качественная реакция на ион Fe3+
Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида железа(III) FeCl3 и добавьте по каплям
насыщенного раствора тиоцианата калия КSCN. Обратите внимание на цвет раствора
гексатиоцианоферрата(III) калия. К полученному раствору добавьте кристаллического
фторида аммония NH4F до обесцвечивания раствора.
Обработка результатов опыта
1. Поставьте коэффициенты и напишите в ионно-молекулярном виде уравнения
реакций:
FeCl3 + KSCN  K3[Fe(SCN)6] + KCl
K3[Fe(SCN)6] + NH4F  K3[FeF6] + NH4SCN
Укажите цвет окрашенных исходных веществ и продуктов реакции.
2. Напишите выражения констант равновесия и вычислите их значения.
30
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. Какие соединения называются координационными?
2. Назовите составные части координационного соединения (внутренняя и внешняя
сфера, комплексообразователь, лиганды), укажите их заряды и координационное число
комплексообразователя
[Fe(H2O)3(SCN)3];
в
следующих
координационных
K[Fe(H2O)2(SCN)4];
K3[Fe(SCN)6];
соединениях:
[Pt(NH3)4]Cl2;
[Fe(H2O)6]Cl3;
[Pt(NH3)2Cl2];
[Pt(NH3)4][PtCl4]; K2[PtCl4]; Na[Sn(OH)4]; H2[SiF6]; H[AuCl4]; [Ag(NH3)2]Cl, Na2[Sn(OH)6].
3. Какие типы кооординационных соединений Вы знаете?
4. Что такое дентатность лиганда? Всегда ли совпадает заряд и дентатность ацидолигандов?
5. От каких факторов зависит координационное число комплексообразователя? Как
связаны заряд комплексообразователя и его координационное число?
6. Какой тип связи между: а) комплексообразователем и лигандами; б) внешней и
внутренней сферой координационного соединения?
7. Как диссоциирует в растворе комплексные соединения различных типов?
8. Что такое константа нестойкости комплексного иона? Какая связь между
устойчивостью (прочностью) комплекса и его константой нестойкости? Что такое константа
образования комплексного иона?
9. Какими способами можно получить: а) гидроксокомплексы: б) амминокомплексы;
в) ацидокомплексы?
10. Возможны ли следующие превращения? а) [Fe(SCN)6]3- в [FeF6]3-; б) [Fe(SCN)5]2в [FeF6]3-; в) [Fe(SCN)3]3- в [FeF6 ]3-; в) [CdCl3]- в [ Cd(OH)4]2-; г) [CdCl3]- в [Cd(NH3)4]2+.
11. Вычислите молярную растворимость: а) AgI в 0,01 M растворе KCN; б) AgI в
0,01 M растворе Na2S2O3.
12.
Вычислите концентрацию комплексообразователя в растворе: а) 0,1 моль/л
[Ag(NH3)2]Cl; б) 0,01 моль/л [Cu(NH3)4]SO4.
13.
Образуется
ли
осадок
при
смешивании
равных
объемов
следующих
растворов: а) 0,01 моль/л KI и 0,01 моль/л K [Ag (CN )2 ]; б) 0,02 моль/л NaCl и 0,02
моль/л [Ag(NH3)2]NO3.
14. Какое более устойчивое координационное соединение: а) [Co(NH3)6]Cl2
или [Ni(NH3)6]Cl2; б)
[Fe(SCN)6]Cl3 или K2[Co(SCN)4]; в) Na[Pb(OH)3] или Na2[Zn(OH)4].
31
Лабораторная работа 9
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Опыт 1.
Взаимодействие металлов с разбавленной серной кислотой
Налейте в четыре пробирки по 2-3 мл 1 моль/л раствора серной кислоты H2SO4.
Опустите в первую пробирку кусочек магния, во вторую – цинка, в третью - железа
(скрепки), в четвертую - меди (проволока, стружка). Обратите внимание, во всех ли
пробирках идет реакция, а также на различие в скорости выделения газа.
Обработка результатов опыта
1. Напишите уравнения реакций взаимодействия металлов с разбавленной серной
кислотой. Уравняйте их методом электронного баланса.
2. Вычислите ЭДС и константы равновесия реакций в стандартных условиях и в
условиях опыта.
3. Расположите металлы в ряд по убыванию их восстановительной способности.
Опыт 2.
Взаимодействие металлов с разбавленной азотной кислотой
Налейте в три пробирки по 2-3 мл 2 моль/л раствора азотной кислоты. Опустите в
первую пробирку кусочек цинка, во вторую - железа, в третью - меди.
Обратите внимание на скорость реакции взаимодействия металлов с кислотой и цвет
выделяющегося газа. Пробирку с медью нагрейте в пламени газовой горелки.
Обработка результатов опыта
1. Напишите уравнения реакций и уравняйте их ионно-электронным методом.
2. Вычислите ЭДС и константы равновесия реакций в стандартных условиях.
Опыт 3.
Вытеснение одних металлов другими из растворов их солей
3.1. Вытеснение меди из раствора сульфата меди(II)
Налейте в три пробирки по 2-3 мл раствора сульфата меди(II). Опустите в первую
пробирку кусочек магния, во вторую – цинка, в третью - железа (скрепка или зачищенный
наждачной бумагой гвоздь). Что происходит на поверхности металлов?
3.2. Вытеснение железа из раствора сульфата железа(II)
32
Налейте в три пробирки по 2-3 мл раствора сульфата железа(II). Опустите в первую
пробирку кусочек магния, во вторую – цинка, в третью - меди. Что происходит в каждой из
пробирок?
Обработка результатов опыта
1. Напишите уравнения реакций. Укажите признаки реакций.
2. Вычислите ЭДС и константы равновесия реакций в стандартных условиях.
Опыт 4.
Электрохимическая коррозия
Налейте в три центрифужные пробирки по 3-4 мл 1 моль/л раствора серной кислоты.
В первую пробирку опустите кусочек цинка, во вторую - кусочек цинка, соединенный с
железной проволокой, в третью пробирку - кусочек цинка, соединенный с медной
проволокой, поверхность которой предварительно зачищена наждачной бумагой.
Обратите внимание на скорость выделения водорода во всех трех пробирках. С
поверхности какого металла выделяется водород во второй и третьей пробирках.
Обработка результатов опыта
1. Напишите уравнения реакций взаимодействия цинка с разбавленной серной
кислотой.
2.
Напишите
уравнения
реакций,
происходящих
на
аноде
и
катоде
при
электрохимической коррозии цинка в кислой среде, находящегося в контакте с: а) медью; б)
железом.
3. Вычислите ЭДС гальванических элементов цинк-медь и цинк-железо в
стандартных условиях.
4. Пользуясь значениями ЭДС гальванических элементов, объясните отличия в
скорости химической и электрохимической коррозии цинка. В каком случае скорость
коррозии Zn будет больше?
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. Какие простые вещества называются металлами?
2. Что такое металлическая связь?
3.
Где
в
периодической
системе
элементов
Д.И.Менделеева
расположены
металлические элементы?
4. Какие физические свойства характерны для металлов?
5. Какие типы химических реакций характерны для атомов металлов и ионов
металлов?
33
6. Как изменяется химическая активность металлов в группах и периодах
периодической системы Д.И.Менделеева?
7. Что характеризует ряд напряжений металлов?
8. Какие металлы реагируют с: а) водой; б) водными растворами щелочей; в) соляной
кислотой; г) разбавленной серной кислотой; д) концентрированной серной кислотой; е)
разбавленной и концентрированной азотной кислотой?
9. Что называется пассивацией металлов? Приведите примеры.
10. Что такое гальванический элемент?
11. Как вычисляется ЭДС гальванического элемента?
12. Какой металл будет анодом и какой катодом при стандартных условиях в
гальваническом элементе, состоящем из: а) цинка и никеля; б) алюминия и серебра; в) меди и
золота?
13. Какой процесс называется коррозией?
14. Какая коррозия называется химической? Приведите примеры.
15. Какая коррозия называется электрохимической? Приведите примеры. Что такое
биокоррозия?
16. Какие вещества называются деполяризаторами?
17. В каких условиях происходит водородная и кислородная деполяризация?
18. Какие вещества называются стимуляторами, а какие ингибиторами коррозии?
Приведите примеры стимуляторов и ингибиторов коррозии.
19. Какие вам известны способы защиты от коррозии?
20.
Объясните,
возможно ли взаимодействие
с
1 моль/л
раствором
HCl
следующих металлов: Li, K, Ca, Al, Sb, Mn, Zn, Fe, Cu, Co. Если возможно, напишите
уравнение реакции, укажите
окислитель, восстановитель, вычислите
ЭДС реакции и
константу равновесия.
21. Объясните, возможно ли взаимодействие
с 1 моль/л раствором H2SO4
следующих металлов: Na, Mg, Sn, Pb, Cr, Cd, Ni, Cu, Ag. Если возможно, напишите
уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель, вычислите ЭДС реакции и
константу равновесия.
22.
Закончите уравнения реакций, если они имеют место. Сделайте
баланс.
Вычислите ЭДС реакции и константу равновесия. Укажите окислитель и восстановитель.
а) Zn + HNO3 (разбавленная); б) Mn + HNO3; в) Re + HNO3; г) Au + HNO3 + HCl;
д) Pt
34
+ HNO3 + HCl; е) Sn + HNO3 + HCl; ё) P
+ HNO3 + HCl; ж) Si
+ HNO3 + HF.
Лабораторная работа 10
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СУЛЬФИДОВ И СУЛЬФАТОВ
Опыт 1.
Получение и свойства малорастворимых сульфидов
1.1. Получение сульфидов
Налейте в четыре пробирки по 4 мл растворов следующих солей: ZnSO4, CdCl2,
Pb(NO3)2 и SbCl3.
В каждую пробирку добавьте по каплям раствор сульфида натрия Na2S. Запишите
цвет образовавшихся сульфидов.
Отметьте, что реакции взаимодействия ионов Cd2+ и Sb3+ c cульфид-ионом являются
качественными реакциями.
1.2. Растворение сульфидов
Проверьте растворимость полученных Вами сульфидов цинка, кадмия, свинца и
сурьмы: а) в избытке сульфида натрия Na2S; б) в 2 моль/л растворе соляной кислоты НСl; в)
в концентрированном растворе соляной кислоты; г) в 2 моль/л растворе азотной кислоты
HNO3; д) в концентрированной азотной кислоте; е) в концентрированной щелочи.
Для проверки растворимости разделите осадок соответствующего сульфида на 6
пробирок и добавьте реагент в каждую пробирку. Полученные результаты запишите в
таблицу (покажите растворение знаком “+”).
Таблица
2 моль/л НCl конц. HCl
2 моль/л HNO3
конц. HNO3
изб. Na2S конц.NaOH
ZnS
CdS
PbS
Sb2S3
Обработка результатов опыта
35
1. Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций
растворения полученных Вами сульфатов и сульфидов в НСl, Na 2S и NaOH. Напишите
выражения констант равновесия и вычислите их значения.
2. Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций растворения
сульфидов в НNO3 и уравняйте их методом ионно-электронного баланса. Вычислите
константы равновесия.
3. Объясните, почему в азотной кислоте можно растворить сульфиды, нерастворимые
в соляной кислоте.
Опыт 2.
Получение и свойства малорастворимых сульфатов
2.1. Получение сульфатов
Налейте в две пробирки по 1-2 мл раствора хлорида бария и нитрата свинца. В
каждую пробирку добавьте раствор сульфата натрия Na2SO4 или 2 моль/л раствор серной
кислоты Н2SO4. Запишите цвет образовавшихся сульфатов. Реакция взаимодействия ионов
Ва2+ и SO42- является качественной реакций.
2.2. Растворение сульфатов.
Проверьте растворимость полученных Вами сульфатов бария и свинца в: а) 2 моль/л
растворе НCl; б) 2 моль/л растворе NaOH; в) 0,5 моль/л растворе СН3СООNН4. Полученные
результаты запишите в таблицу (покажите растворение знаком “+”).
Таблица
2 моль/л HCl
2 моль/л NaOH
0,5 моль/л СH3COONH4
BaSO4
PbSO4
Обработка результатов опыта
1. Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций
получения и растворения сульфатов.
2. Напишите выражения констант равновесия реакций и вычислите их значения.
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. Какие Вам известны сульфидные и сульфатные минералы?
2. Сульфиды и сульфаты каких металлов хорошо растворимы в воде?
3. Какую реакцию среды (кислую, нейтральную или щелочную) имеют водные
растворы сульфидов и сульфатов щелочных металлов?
36
4. Как изменяются свойства сульфидов элементов в периодах периодической системы
Д.И.Менделеева? Приведите примеры сульфидов, имеющих основной, амфотерный и
кислотный характер.
5. Как ведут основные, амфотерные и кислотные сульфиды в воде? Напишите
уравнения реакций.
6. Как можно получить малорастворимые сульфиды и сульфаты? Приведите примеры.
7. Какими реакциями можно доказать присутствие в растворе сульфид- и сульфатионов?
8. Какие Вам известны способы перевода в растворимое состояние нерастворимых в
воде сульфатов, основных, амфотерных и кислотных сульфидов? Напишите уравнения.
РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Н.В. Коровин Общая химия. - М.: Высшая школа, 2000. -702с.
2. Р.К. Гридасова, И.В. Линько Конспект лекций по курсу “Общая и аналитическая
химия”. -М., Изд-во РУДН, 1994, -85с.
3. Методические указания по изучению темы «Химическое равновесие». Для
студенческих
нехимических
специальностей/
Авт.кол.;
Р.К.Гридасова,
В.И.Ивлиева,
О.В.Ковальчукова. –М., Изд-во РУДН, 2000. –75с.
4. Методические указания по изучению темы “Химическое равновесие”: для
студентов инженерного факультета/Авт.кол.: Одинец З.К., Гридасова Р.К., Сусанина Т.Н.,
Козьмина Э.Я., Ковальчукова О.В. -М., УДН, 1987. -43с.
5. Коррозия. Учебно-методическое пособие по курсу «Химия». Для студентов I курса
специальностей «Строительство», «Геология», «Экология». –М., Изд-во РУДН, 2000. –28с.
6. Методические указания по изучению темы “Окислительно-восстановительные
реакции” для студентов инженерного факультета/Авт.кол.: Одинец З.К., Гридасова Р.К.,
Сусанина Т.Н., Козьмина Э.Я. -М., УДН, 1984, 1988, -38с.
37
ПРИЛОЖ ЕНИЯ
Таблица 1
Плотность водных растворов серной кислоты (15 0С) и гидроксида натрия (20 0С)
Плотность
Содержание
Содержание
(d), г/см3
моль/л
%
моль/л
%
1,000
0,009
0,09
0,040
0,159
1,030
0,476
4,49
0,731
2,84
1,035
0,554
5,23
0,851
3,29
1,040
0,632
5,96
0,971
3,74
1,045
0,711
6,67
1,097
4,20
1,060
0,948
8,77
1,474
5,56
1,065
1,030
9,47
1,602
6,02
1,080
1,278
11,60
1,992
7,38
1,090
1,444
12,99
2,257
8,28
1,095
1,527
13,67
2,391
8,74
1,120
1,943
17,07
3,082
11,01
1,125
2,026
17,66
3,224
11,46
Таблица 2
Степень гидролиза солей в 0,1моль/л растворе при 250С
38
Соль
Степень гидролиза, %
Соль
Степень гидролиза, %
NH4Cl
0,007
NaH2PO4
0,0004
CH3COONH4
0,5
Na2CO3
4,0
(NH4)2S
99,0
NaHCO3
0,005
NH4HS
7,0
Na2S
99,0
Na2B4O7
0,5
NaHS
0,10
Na2SO3
0,13
NaClO
0,18
NaHSO3
0,0002
KCN
1,2
Na3PO4
34,0
Al2(SO4)3
3,5
Na2HPO4
0,13
Al(CH3COO)3
40,0
Таблица 3
Значение коэффициентов активности ионов при различной ионной силе
Ионная
Коэффициент активности
cила
однозарядные ионы
двухзарядные ионы
трехзарядные ионы
0,0001
0,99
0,99
0,90
0,0002
0,98
0,94
0,87
0,0005
0,97
0,90
0,80
0,001
0,96
0,86
0,73
0,002
0,95
0,81
0,64
0,005
0,92
0,72
0,51
0,01
0,89
0,63
0,39
0,02
0,87
0,57
0,28
0,05
0,81
0,44
0,15
0,1
0,78
0,33
0,08
0,2
0,70
0,24
0,04
0,3
0,66
-
-
0,5
0,62
-
Таблица 4
Константы кислотности и основности некоторых слабых кислот и оснований
Название кислоты
Азотистая кислота
Вода
Формула
Ступень ионизации
К
HNO2
5,1.10-4
H2O
1,8.10-16
39
Борная(орто) кислота
Борная(тетра) кислота
Бромноватистая кислота
Вольфрамовая кислота
Иодноватистая кислота
Название кислоты
Кремниевая кислота
Молибденовая кислота
H3BO3
H2B4O7
I
7,1.10-10
II
1,8.10-13
III
1,6.10-14
I
1,8.10-4
II
2,0.10-8
2,2.10-9
HBrO
H2WO4
I
6,3.10-3
II
2,0.10-4
2,3.10-11
HIO
Формула
Ступень ионизации
К
H2SiO3
I
2,2.10-10
II
1,6.10-12
I
2,9.10-3
II
1,4.10-4
H2MoO4
Муравьиная кислота
HCOOH
1,8.10-4
Пероксид водорода
H2O2
2,6.10-12
Селенистая кислота
H2SeO3
Селенистоводородная кислота
Серная кислота
Сернистая кислота
Сероводородная кислота
Синильная кислота
Угольная кислота
Уксусная кислота
Фосфорная кислота
40
H2Se
H2SO4
H2SO3
H2S
I
1,8.10-3
II
3,2.10-9
I
1,3.10-4
II
1,0.10-11
I
1,0.10+3
II
1,15.10-2
I
1,6.10-2
II
6,3.10-8
I
1,0.10-7
II
1,3.10-14
5,0.10-10
HCN
H2CO3
I
4,4.10-7
II
4,7.10-11
1,7.10-5
CH3COOH
H3PO4
I
7,5.10-3
II
6,3.10-8
III
1,3.10-12
Фтористоводородная кислота
Хлорноватистая кислота
Хромовая кислота
6,2.10-4
HClO
2,95.10-8
I
1,6.10-1
II
3,2.10-7
I
5,9.10-2
II
6,4.10-5
Ступень ионизации
К
H2CrO4
Щавелевая кислота
H2C2O4
Название основания
Формула
Аммиак
1,8.10-5
NH3
Гидроксид алюминия
Название основания
Гидроксид железа(II)
-«-
HF
железа(III)
Al(OH)3
III
1,4.10-9
Формула
Ступень ионизации
К
Fe(OH)2
II
1,3.10-4
Fe(OH)3
II
1,8.10-11
III
1,3.10-12
- «-
кальция
Ca(OH)2
II
3,1.10-2
-«-
марганца(II)
Mn(OH)2
II
5,0.10-4
-«-
меди
Cu(OH)2
II
1,0.10-6
-«-
свинца
Pb(OH)2
I
9,6.10-4
II
3,0.10-8
-«-
хрома
Cr(OH)3
III
1,6.10-8
-«-
цинка
Zn(OH)2
I
1,4.10-5
II
2,0.10-9
Таблица 5
Произведение растворимости некоторых малорастворимых соединений
Соединение
КSP
Соединение
КSP
AgSCN
1,1.10-12
Cu2S
2,5.10-48
AgBr
5,3.10-13
CuCrO4
3,6.10-6
AgVO3
5,0.10-7
FeC2O4
2,0.10-7
Ag2WO4
5,5.10-12
FeCO3
3,5.10-11
Ag2MoO4
2,8.10-12
FePO4
1,3.10-22
Ag2CO3
1,2.10-12
Fe(OH)2
1,0.10-15
Ag2C2O4
3,5.10-11
Fe(OH)3
3,2.10-38
Ag3PO4
1,3.10-20
FeS
5,0.10-18
41
AgI
8,3.10-17
FeS2
6,3.10-31
Ag2SO4
1,6.10-5
Hg2Cl2
1,3.10-18
Ag2S
6,3.10-50
HgS красн.
4,0.10-53
AgCl
1,8.10-10
HgS черн.
1,6.10-52
Ag2CrO4
1,1.10-12
K2NaCo(NO2)6
2,2.10-11
As2S3
2,0.10-23
K3Co(NO2)6
4,3.10-10
Al(OH)3
1,0.10-32
Mg(OH)2
6,0.10-10
AlPO4
5,75.10-19
MgNH4PO4
2,5.10-13
BaF2
1,1.10-6
MgCO3
8,8.10-5
BaSO4
1,1.10-10
Mg3(PO4)2
1,0.10-13
BaCO3
5,1.10-9
MgNH4PO4
2,5.10-13
BaC2O4
1,1.10-7
MnCO3
2,0.10-11
Ba3(PO4)2
6,0.10-39
MnS зелен.
2,5.10-13
BaCrO4
1,2.10-10
MnS телесн.
2,5.10-10
BaMoO4
4,0.10-8
Mn(OH)2
1,9.10-13
Be(OH)2
6,3.10-22
MnC2O4
5,0.10-6
Bi2S3
1,0.10-97
MnNH4PO4
1,0.10-12
BiOCl
7,0.10-9
Ni(C4H7O2N2)2
2,3.10-25
CaF2
4,0.10-11
Ni(OH)2
2,0.10-15
CaCO3
4,8.10-9
NiCO3
1,7.10-7
CaC2O4
2,6.10-9
NiS
1,0.10-24
CaSO4
9,1.10-6
NiC2O4
4,0.10-10
Ca3(PO4)2
2,0.10-29
PbS
2,5.10-27
Ca(OH)2
5,5.10-6
PbSO4
1,6.10-8
CaCrO4
7,1.10-4
PbI2
1,1.10-9
CaWO4
9,0.10-9
PbCrO4
1,8.10-14
CdCO3
1,0.10-12
PbS2O3
4,0.10-7
CdS
7,93.10-27
PbCO3
7,5.10-14
Cd(OH)2
2,2.10-14
PbCl2
1,6.10-5
CoCO3
1,0.10-10
Pb(OH)2
5,0.10-16
Co(OH)2
6,3.10-15
Sb2S3
1,0.10-30
Co(OH)3
4,0.10-45
Sb2O3 (Sb3+, 3 OH-)
4,0.10-42
42
CoS
4,0.10-21
SbO(OH)
1,0.10-17
Cr(OH)3
6,3.10-31
SnS
1,0.10-27
CrPO4
1,0.10-17
Sn(OH)2
6,3.10-27
CuI
1,1.10-12
ZnCO3
1,5.10-11
CuCO3
2,5.10-10
Zn(OH)2
7,1.10-18
Cu(OH)2
2,2.10-20
ZnS сфалерит
1,6.10-24
(CuOH)2CO3
1,7.10-34
ZnS вюрцит
2,5.10-22
CuS
6,3.10-36
Zn3(PO4)2
9,1.10-33
CuCl
1,1.10-6
Таблица 6
Стандартные электродные потенциалы (Е ) некоторых окислительно-восстановительных
0
систем по отношению к стандартному водородному электроду
Элемент
Азот
Алюминий
Бор
Бром
Электродный процесс
Ео, В
NO3- + 4H+ + 3ē  NO + 2H2O
+0,96
NO3- + 3H+ + 2ē  HNO2 + H2O
+0,94
NO3- + 10H+ + 8ē  NH4+ + 3H2O
+0,87
NO3- + 7H+ + 8ē  NH4OH + 9OH-
-0,12
NO3- + 2H+ + ē  NO2 + H2O
+0,78
NO3- + H2O + 2ē  NO2- + 2OH-
-0,01
HNO2 + H+ + ē  NO + H2O
+0,99
2HNO2 + 4H+ + 4ē  N2O + 3H2O
+1,30
NO3- + 2H+ + 2ē  NO2- + H2O
+0,84
2NO3- + 10H+ + 8ē  N2О + 5H2O
+1,12
Al3+ + 3ē  Al
-1,66
AlO2- + 2H2O + 3ē  Al + 4OH-
-2,35
[Al(OH)4]- + 3ē  Alтв + 4OH-
-2,35
H3BO3 + 3H+ + 3ē  B +3H2O
-0,70
Br2 + 2ē  2Br-
+1,09
HBrO + H+ + 2ē  Br- + H2O
+1,35
BrO- + H2O + 2ē  Br- + 2OH-
+0,76
2BrO3- + 12H+ + 10ē  Br2 + 6H2O
+1,52
43
Висмут
Водород
Элемент
BrO3- + 6H+ + 6ē  Br- + 3H2O
+1,44
2BrO3- + 6H2O + 10ē  Br2 + 12OH-
+0,50
BrO3- + 3H2O + 6ē  Br- + 6OH-
+0,60
BiO+ + 2H+ + 3ē  Bi + H2O
+0,32
Bi3+ + 3ē  Bi
+0,22
BiCl4- + 3ē  Bi + 4Cl-
+0,16
NaBiO3 + 4H+ + 2ē  BiO+ + Na+ + 2H2O
+1,80
2Н+ + 2ē  Н2
0,00
2Н2О + 2ē  Н2 + 2ОН-
-0,83
Электродный процесс
Ео, В
Водород
H2 + 2ē  2H-
-2,25
Вольфрам
WO42- + 4H2O + 6ē  W + 8OH-
-1,10
WO42- + 8H+ + 6ē  W + 4H2O
+0,05
Fe2+ + 2ē  Fe
-0,44
Fe3+ + ē  Fe2+
+0,77
Fe(CN)63- + ē  Fe(CN)64-
+0,36
Fe(OH)3 + ē  Fe(OH)2 + OH-
-0,56
Fe3O4 + 8H+ + 2ē  3Fe2+ + 4H2O
+1,21
Au3+ + 3ē  Au
+1,50
[AuCl]4- + 3ē  Au + 4Cl-
+1,00
I2 + 2ē  2I-
+0,54
2HIO + 2H+ + 2ē  I2 + 2H2O
+1,45
IO3- + 6H+ + 6ē  I- + 3H2O
+1,09
2IO- + 2H2O + 2ē  I2 + 4OH-
+0,45
IO3- + 3H2O + 6ē  I- + 6OH-
+0,26
2IO3- + 12H+ + 10ē  I2 + 6H2O
+1,20
2IO3- + 6H2O +10ē  I2 + 12OH-
+0,21
H2O2 + 2ē  2OH-
+0,87
H2O2 + 2H+ + 2ē  2H2O
+1,77
O2 + 4H+ + 4ē  2H2O
+1,23
O2 + 2H2O + 4ē  4OH-
+0,40
Железо
Золото
Иод
Кислород
44
O2 + 2H+ + 2ē  H2O2
+0,68
O2 + 2H2O + 2ē  H2O2 + 2OH-
-0,10
O3 + 2H+ + 2ē  H2O + O2
+2,07
Кобальт
Co(OH)3 + ē  Co(OH)2 + OH-
+0,20
Кремний
SiO32- + 3H2O + 4ē  Si + 6OH-
-1,73
[SiF6]2- + 4ē  Si + 6F-
-1,20
Mn2+ + 2ē  Mn
-1,19
MnO4- + 8H+ + 5ē  Mn2+ + 4H2O
+1,51
MnO4- + ē  MnO42-
+0,56
Марганец
Элемент
Электродный процесс
Ео, В
MnO4- + 2H2O + 3ē  MnO2 + 4OH-
+0,60
MnO4- + 4H+ + 3ē  MnO2 + 2H2O
+1,69
MnO2 + 4H+ + 2ē  Mn2+ + 2H2O
+1,23
MnO42- + 4H+ + 2ē  MnO2 + 2H2O
+2,26
MnO42- + 2H2O + 2ē  MnO2 + 4OH-
+0,60
MnO2 + 2H2O + 2ē  Mn(OH)2 + 2OH-
-0,05
Mn4+ + 2ē  Mn2+
+1,57
MnO2 + 2H2O + 2ē  Mn2+ + 4OH-
+1,23
Cu2+ + 2ē  Cu
+0,34
Cu2+ + ē  Cu+
+0,15
Cu2+ + I- + ē  CuI
+0,88
Cu2+ + Cl- + ē  CuCl
+0,54
Молибден
MoO42- + 4H2O + 6ē  Mo + 8OH-
-1,05
Никель
Ni2+ + 2ē  Ni
-0,23
Ni(OH)3 + ē  Ni(OH)2 + OH-
+0,49
Sn2+ + 2ē  Sn
-0,14
Sn4++ 2ē  Sn2+
+0,15
Sn(OH)62- + 2ē  Sn(OH)3- + 3OH-
-0,90
[PtCl4]2- + 2ē  Pt + 4Cl-
+0,73
[PtCl6]2- + 2ē  PtCl42- + 2Cl-
+0,72
ReO4- + 8H+ + 7ē  Re + 4H2O
+0,37
Марганец
Медь
Олово
Платина
Рений
45
Ртуть
Свинец
Сера
Hg2+ + 2ē  Hg
+0,85
2Hg2+ + 2ē  Hg22+
+0,91
Pb2+ + 2ē  Pb
-0,13
Pb4+ + 2ē  Pb2+
+1,69
PbO2 + 4H+ + 2ē  Pb2++ 2H2O
+1,46
PbO2 + 4H+ + SO42-  PbSO4 + 2H2O
+1,69
SO42- + 10H+ + 8ē  H2S + 4H2O
+0,31
S + 2ē  S2-
-0,48
S + 2H+ + 2ē  H2S
+0,14
Электродный процесс
Ео, В
SO42- + 4H+ + 2ē  H2SO3 + H2O
+0,17
SO42- + 8H+ + 6ē  S + 4H2O
+0,36
SO42- + 4H2O + 6ē  S + 8OH-
-0,75
SO42- + 2H+ + 2ē  SO32- + H2O
+0,22
SO42- + 8H+ + 6ē  S + 4H2O
+0,15
SO32- + 3H2O + 6ē  S2- + 6OH-
-0,61
S4O62- + 2ē  2S2O32-
+0,09
S2O82- + 2ē  2SO42-
+2,00
SO42- + 4H2O + 8ē  S2- + 8OH-
-0,68
SO42- + H2O + 2ē  SO32- + 2OH-
-0,93
2SO42- + 10H+ + 8ē  S2O32- + 5H2O
+0,29
SbO2- + 2H2O + 3ē  Sb + 4OH-
-0,68
SbO+ + 2H+ + 3ē  Sb + H2O
+0,21
SbO2- + 4H+ + 3ē  Sb + 2H2O
+0,45
Sb2O5 + 6H+ + 4ē  2SbO+ + 3H2O
+0,58
SbO3- + 3H+ + 2ē  HSbO2 + H2O
+0,67
SbO3- + H2O + 2ē  SbO2- + 2OH-
-0,43
Титан
TiF62- + 4ē  Ti + 6F-
-1,24
Хлор
Cl2+ 2ē  2Cl-
+1,36
2HClO + 2H+ + 2ē  Cl2 + 2H2O
+1,63
2ClO3- + 12H+ +10ē  Cl2 + 6H2O
+1,47
Элемент
Сера
Сурьма
46
Хром
ClO3- + 3H2O + 6ē  Cl- + 6OH-
+0,62
ClO3- + 6H+ + 6ē  Cl- + 3H2O
+1,45
2ClO- + 2H2O + 2ē  Cl2 + 4OH-
+0,40
ClO- + H2O + 2ē  Cl- + 2OH-
+0,89
ClO3- + H2O + 2ē  ClO2- + 2OH-
+0,33
ClO4- + H2O + 2ē  ClO3- + 2OH-
+0,36
ClO2- + H2O + 2ē  ClO- + 2OH-
+0,66
Cr3+ + ē  Cr2+
-0,41
Cr2O72- + 14H+ + 6ē  2Cr3+ + 7H2O
+1,33
Элемент
Ео, В
Электродный процесс
Хром
CrO42- + 4H2O + 3ē  Cr(OH)4- + 4OH-
-0,12
Цинк
Zn(OH)42- + 2ē  Zn + 4OH-
-1,22
Фосфор
H3PO4 + 5H+ + 5ē  P + 4H2O
-0,41
Углерод
2CO2 + 2H+ + 2ē  H2C2O4
-0,49
CO32- + 6H+ + 4ē  C + 3H2O
+0,48
Tc2+ + 2ē  Tc0
+0,4
TcO42- + 8H+ + 5ē  Tc2+ + 4H2O
+0,5
Технеций
Таблица 7
Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
Элемент
Комплексный
Кнест.
Элемент
Комплексный
ион
Алюминий [Al(OH)4]-
Кнест.
Ион
1,0.10-33
Платина
[PtCl4]2-
1,0.10-16
[AlF4]-
2,9.10-19
[PtCl3]-
3,3.10-15
[AlF5]2-
6,3.10-21
[PdCl3]-
1,2.10-13
[AlF6]3-
2,1.10-21
[PdCl4]2-
3,2.10-16
Аммоний
[NH4]+
5,4.10-10
Ртуть
[HgCl4]2-
6,0.10-16
Бериллий
[Be(OH)4]-
1.10-15
Свинец
[Pb(OH)3]-
1,0.10-29
Висмут
[BiCl4]-
1,7.10-4
[PbCl4]2-
1,0.10-1
[BiCl6]3-
3,8.10-7
[PbCl3]-
1,4.10-2
[FeF6]3-
7,9.10-17
[Pb(CH3COO)4]2-
2,6.10-9
Железо
47
Элемент
[Fe(CN)6]3-
1,0.10-31
[Pb(CH3COO)3]-
3,3.10-7
[Fe(CN)6]4-
1,0.10-24
[Pb(S2O3)2]2-
7,4.10-6
[Fe(SCN)3]
2,3.10-5
[Pb(S2O3)3]4-
1,9.10-7
[Fe(SCN)5]2-
3,0.10-5
[Ag(S2O3)2]-
1,5.10-9
[Fe(C2O4)3]3-
6,3.10-21
[Ag(CN)2]-
1,0.10-21
[Fe(CH3COO)3]-
5,0.10-9
[Ag(NH3)2]+
9,3.10-8
[FeF5]2-
7,9.10-17
[AgCl2]-
9,1.10-6
[FeF4]-
1,8.10-16
[Ag(S2O3)2]3-
3,4.10-14
[Fe(SCN)6]3-
6,0.10-4
[ScF4]-
1,5.10-21
Комплексный
Кнест.
Серебро
Скандий
Элемент
Комплексный
ион
Ион
2SbS2Sb2S3+S2-
1,3.10-1
[Sb(OH)4]-
1,0.10-38
[Cr(OH)4]-
1,0.10-30
[Cr(C2O4)3]3-
3,6.10-16
[Zn(S2O3)2]2-
2,5.10-5
7,8.10-6
[Zn(NH3)4]2+
3,5.10-10
1,95
[Zn(OH)4]2-
3,6.10-16
Золото
[AuCl4]-
5,0.10-22
Кадмий
[Cd(OH)4]2-
3,8.10-9
[CdCl3]-
3,4.10-3
[CdCl4]2-
2,0.10-2
[Cd(NH3)4]2+
2,8.10-7
[Co(NH3)6]2+
[Co(SCN)4]2-
Кобальт
Кнест.
Сурьма
Хром
Цинк
[Co(OH)3]-
3,0.10-20
[ZnCl3]-
0,71
Никель
[Ni(NH3)6]2+
1,9.10-9
[ZnCl4]2-
10,0
Олово
[Sn(OH)3]-
4,0.10-26
[Sn(OH)6]2-
Медь
[Cu(NH3)4] 2+
2,1.10-13
1,0.10-63
[Cu(S2O3)2]3-
5,4.10-3
[SnCl6]2-
1,5.10-7
[CuCl4]2-
6,6.10-6
[SnCl4]2-
3,3.10-2
[Cu(OH)4]2-
6,6.10-57
[SnCl3]-
1,0.10-2
[Cu(S2O3)2]2-
5,1.10-13
SnS32-SnS2+S2-
9,1.10-6
Таблица 8
Электрохимический ряд напряжений металлов Ео
С(Мen+) = 1 моль/л; t = 25оС
48
Меn+/Ме
Eo, B
Меn+/Ме
Eo, B
Меn+/Ме
Eo, B
Li+/Li
-3,04
Al3+/Al
-1,66
Fe3+/Fe
-0,04
Cs+/Cs
-3,02
Mn2+/Mn
-1,18
2H+/H2
0,00
Rb+/Rb
-2,92
Zn2+/Zn
-0,76
Sn4+/Sn
+0,01
K+/K
-2,90
Cr3+/Cr
-0,74
Sb3+/Sb
+0,21
Ba2+/Ba
-2,89
Fe2+/Fe
-0,44
Bi3+/Bi
+0,23
Sr2+/Sr
-2,87
Cd2+/Cd
-0,40
Cu2+/Cu
+0,34
Ca2+/Ca
-2,79
Co2+/Co
-0,28
Cu+/Cu
+0,52
Na+/Na
-2,71
Ni2+/Ni
-0,25
Co3+/Co
+0,43
Mg2+/Mg
-2,38
Sn2+/Sn
-0,14
Ag+/Ag
+0,80
Be2+/Be
-1,85
Pb2+/Pb
-0,13
Hg2+/Hg
+0,85
Сотые доли рН
,00
,01
,02
,03
рН
Десятые доли
Таблица 9
Пересчет водородного показателя (рН) на активность ионов водорода (аН+) и обратно
,04
,05
,06
,07
,08
,09
Значения аН+
1,000
0,977
0,955
0,933
0,912
0,891
0,871
0,851
0,832
0,813
,1
0,794
0,766
0,759
0,741
0,725
0,708
0,692
0,676
0,661
0,646
,2
0,631
0,617
0,603
0,589
0,575
0,562
0,550
0,537
0,525
0,513
,3
0,501
0,490
0,479
0,468
0,457
0,447
0,437
0,427
0,417
0,407
,4
0,398
0,389
0,380
0,372
0,363
0,355
0,347
0,339
0,331
0,324
,5
0,316
0,309
0,302
0,295
0,288
0,282
0,275
0,269
0,263
0,257
,6
0,251
0,245
0,240
0,234
0,229
0,224
0,219
0,214
0,209
0,204
,7
0,200
0,195
0,191
0,186
0,182
0,178
0,174
0,170
0,166
0,162
,8
0,158
0,155
0,151
0,148
0,145
0,141
0,138
0,135
0,132
0,129
,9
0,126
0,123
0,120
0,117
0,115
0,112
0,110
0,107
0,105
0,102
Для вычисления аН+ по известному рН находят в первом вертикальном столбце первый
знак мантиссы значения рН и в первой горизонтальной строке второй знак этой мантиссы. Затем
в точке пересечения линий, идущих от найденных цифр, получают значение а Н+, которое надо
еще умножить на 10 в степени, равной характеристике рН, взятой с отрицательным знаком.
Например, рН = 6,27; аН+ = 0,537 .10-6.
Для вычисления рН по известному значению аН+ пересчитывают значение аН+ так, чтобы
она выражалась числом, начинающимся с 0 и умноженным на 10 в некоторой отрицательной
степени. Затем это число (или близкое к нему) находят в середине таблицы и, двигаясь от него
49
влево и вверх, получают два знака после запятой в значении рН. Характеристика рН будет равна
той степени, в которую. Возведено 10 в числе аН+, но с положительным знаком. Например, аН+ =
2,41.10-7 = 0,241.10-6; рН = 6,62.
СОДЕРЖАНИЕ
стр.
Общие правила работы в химической лаборатории...........................................5
Обращение с реактивами...................................…...............................................5
Противопожарные мероприятия..........................................................................7
Первая помощь при ожогах и порезах.................. ..............................................7
Лабораторная работа 1. Определение массовой доли (%) оксида
меди в малахите.................................................…8
Лабораторная работа 2. Определение энтальпии нейтрализации...............11
Лабораторная работа 3. Скорость химической реакции........................... .14
Лабораторная работа 4. Химическое равновесие в гомогенных системах.
Смещение химического равновесия....................16
Лабораторная работа 5. Равновесие в гетерогенных системах.
Произведение растворимости...............................18
Лабораторная работа 6. Равновесие в водных растворах солей................23
Лабораторная работа 7.
Окислительно-восстановительные реакции.......25
Лабораторная работа 8. Координационные соединения........................... .27
Лабораторная работа 9. Химические свойства металлов............................31
Лабораторная работа 10. Химические свойства сульфидов и сульфатов...34
РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА..............................................................36
50
П р и л о ж е н и я
Таблица 1. Плотность водных растворов серной кислоты (150С) и
гидроксида натрия (200С).................................................................37
Таблица 2. Значение коэффициентов активности ионов при различной
ионной силе......................................................................................…37
Таблица 3. Степень гидролиза солей в 0,1 моль/л растворе при 25 0С............38
Таблица 4. Константы кислотности и основности некоторых слабых
кислот и оснований. ….……………………………………..............38
Таблица 5. Произведение растворимости некоторых малорастворимых
соединений..…................................................................................….40
Таблица 6. Стандартные электродные потенциалы (Е0) некоторых
окислительно-восстановительных систем по отношению к
стандартному водородному электроду........................................…42
Таблица 7. Константы нестойкости некоторых комплексных ионов.......…46
Таблица 8. Электрохимический ряд напряжений металлов Е 0
С(Меn+) = 1 моль/л; t = 250С.......................................................….47
Таблица 9. Пересчет водородного показателя (рН) на активность ионов
водорода (аН+) и обратно………………………………………………..48
51
52