Document 287156

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
РОССИЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ НЕФТИ И ГАЗА
им. И. М. ГУБКИНА
Рекомендовано
Учебно-методической комиссией
ФХТиЭ
ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ
ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ
Издание третье, дополненное
Москва 2007г
УДК 54
Авторы – коллектив преподавателей кафедры общей и неорганической химии
РГУ нефти и газа им. И.М.Губкина: доц. Аллахведрдиева Д. Т., доц. Болдырева
О. Г., доц. Голубовская Л. П., доц. Дорохин В. П., доц. Зайцев Н. К., доц.
Карташева М. Н., доц. Локтев А. С., проф. Медведева М. Л., доц. Некрасова В.
В., Рудык Е. М., доц. Рыбальченко В. С., доц. Травникова Л. А., асс
Филиппенкова Н. М..
Под редакцией зав. кафедрой проф. Дедова А. Г. и доц. Аллахвердиевой Д. Т.
В каждой работе данного практикума изложен перечень основных
разделов теоретического курса, которые необходимо повторить перед
выполнением работы, приведены вопросы и упражнения для подготовки к
допуску и защите лабораторной
работы, и даны методические указания к
самим лабораторным работам.
Лабораторный практикум предназначен для студентов РГУ нефти и газа им. И.
М. Губкина всех направлений подготовки дипломированных специалистов и
бакалавров,
за
исключением
направления
«Химическая
технология
органических веществ и топлив»
Рецензенты д.х.н. проф. кафедры общей химии МГУ им..
Ломоносова
О. С. Зайцев и к.х.н. доц. кафедры промышленной экологии РГУ
нефти и газа Г. И. Журавлев.
(С)
Российский государственный университет нефти и газа
им. И. М. Губкина, изд.3, 2007
2
ВВЕДЕНИЕ
К выполнению лабораторного практикума допускаются студенты,
изучившие порядок работы в химической лаборатории и прошедшие
инструктаж по технике безопасности.
Подготовка
к
лабораторной
работе
является
одним
из
видов
самостоятельной работы студентов и осуществляется заранее. Для этого
необходимо:
1) предварительно изучить соответствующие разделы теоретического
курса по рекомендованным пособиям в соответствии с разделом I лабораторной
работы;
2) в тетради для лабораторных работ дать ответы на вопросы и решить
задачи, приведенные во разделе II данной работы.
3) внимательно ознакомиться с содержанием предстоящей лабораторной
работы и заранее оформить экспериментальную часть (раздел III лабораторной
работы), оставив место для записей соответствующих наблюдений и выводов
во время проведения лабораторных работ.
4) защитить выполнение лабораторной работы у преподавателя,
предъявив ему оформленную лабораторную работу и ответив на несколько
вопросов по технике проведения лабораторной работы и обоснованности
выполнения отдельных ее параграфов для подтверждения теоретических
разделов курса.
ПОРЯДОК РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ.
Все
лабораторные
работы
выполняются
каждый
студентом
самостоятельно на своем рабочем месте, которое закрепляется за ним на все
время практикума.
При
выполнении
предосторожности,
работ
необходимо
последовательность
3
соблюдать
операций
и
все
меры
количественные
соотношения веществ, указанные в руководстве. Запрещается проводить
эксперименты, не предусмотренные данной лабораторной работой.
Записи в тетради для лабораторных работ должны быть краткими,
четкими и заноситься сразу же после окончания каждого опыта Отчет о
выполненной лабораторной работе должен быть аккуратно оформлен и
содержать следующие сведения:
дату выполнения лабораторной работы,
номер и название работы,
ответы на вопросы и упражнения к данной лабораторной работе,
номера параграфов и названия опытов в экспериментальной части,
рисунки приборов или схемы установок,
уравнения всех химических реакций
необходимые расчеты,
результаты наблюдения,
подробные выводы.
ОСНОВНЫЕ ПРАВИЛА ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ
ВЫПОЛНЕНИИ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ.
ПРИ
1. Все реактивы индивидуального пользования, представляющие собой
разбавленные водные растворы кислот солей и оснований, находятся на
рабочих столах в специальных штативах в склянках с пипетками. Необходимые
для проведения лабораторных работ реактивы общего пользования находятся в
вытяжном
шкафу.
Там
же,
в
специальных
поддонах,
расположены
концентрированные растворы кислот и щелочей, пипетки для отбора
концентрированного раствора из склянки. Нельзя вынимать емкости с
концентрированными растворами кислот и щелочей из поддонов! После
использования реактива склянку следует тотчас же закрыть.
2. При работе с сухими веществами их следует брать специальной
ложечкой или шпателем.
4
3. Если в руководстве не указаны количества веществ, необходимых для
опыта, то брать их следует в минимальном количестве.
4. Если реактив взят в избытке, то его нельзя выливать (высыпать) из
пробирки обратно в склянку.
5. Все работы, связанные с применением или получением ядовитых или
неприятно пахнущих веществ, а также с использованием концентрированных
кислот и щелочей, проводятся в вытяжном шкафу при включенной вытяжной
вентиляции.
6.
Запрещается
выносить
из
лаборатории
реактивы,
посуду
и
оборудование и проводить эксперименты, не предусмотренные в методических
указаниях к данной лабораторной работе.
7. При нагревании растворов в пробирке необходимо пользоваться
специальным держателем. Отверстие пробирки должно быть направлено в
сторону от себя и соседей.
8. Запах газа следует определять осторожно, направляя воздух над
склянкой или пробиркой легким движением руки к себе.
9. При разбавлении серной кислоты следует строго соблюдать правило добавлять кислоту в воду!
10. Попавшую на лицо или руки кислоту необходимо тотчас же смыть
сильной струей воды и на обожженное место наложить повязку из ваты,
смоченной разбавленным раствором питьевой соды.
11. Попавшую на лицо или руки щелочь следует тотчас же смыть сильной
струей воды и положить повязку из ваты, смоченной разбавленным раствором
борной кислоты.
12 Обожженную горячими предметами кожу следует смочить раствором
перманганата калия.
13. Во всех случаях (пункты 10-12) необходимо поставить в известность
преподавателя или дежурного лаборанта.
5
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1.
ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.
Простые вещества. Аллотропия. Сложные вещества. Органические и
неорганические вещества. Основные классы неорганических соединений.
Оксиды, их состав и номенклатура. Солеобразующие и индифферентные
(безразличные)
оксиды.
Оксиды
основные,
кислотные
и
амфотерные.
Химические свойства оксидов. Способы получения.
Кислоты, их состав и номенклатура. Классификация кислот. Основность
кислот. Получение кислот и их характерные свойства.
Основания, их состав и номенклатура. Классификация оснований.
Способы получения и свойства оснований. Щелочи. Амфотерные гидроксиды.
Соли, их состав и номенклатура. Классификация солей. Соли средние,
кислые, основные и двойные. Способы получения солей. Химические свойства
солей.
Условия протекания ионообменных реакций до конца.
Генетическая связь между классами неорганических соединений.
Использование веществ, принадлежащих к основным классам неорганических
соединений, в нефтяной и газовой промышленности.
II. Вопросы и упражнения
1. Приведите по три примера основных, амфотерных, кислотных и
безразличных оксидов. Назовите их. Напишите графические формулы их
молекул.
6
2. Какие гидроксиды соответствуют следующим оксидам: оксид бария, оксид
калия, оксид углерода (IV), оксид фосфора (V). Напишите графические
формулы их молекул. Назовите их.
3. Какие элементы образуют основные оксиды, а какие - кислотные?
Какими химическими свойствами обладают следующие оксиды: K2O,
Cr2O3, CrO3 ? Подтвердите ответ соответствующими уравнениями реакций.
4. Какими химическими свойствами обладают следующие гидроксиды:
Cu(OH)2 ; Zn(OH)2 ; H2SO4? Подтвердите ответ соответствующими уравнениями
реакций.
5. Какими способами получают кислоты и основания? Подтвердите ответ
уравнениями реакций, в результате которых получаются Ba(OH2); Cu(OH)2;
HCl, H2SO4 .
6. Используя следующие вещества CaO, H2O, HCl, Ca(OH)2, SO3, NaOH, Na2CO3
осуществите нижеприведенные превращения:
оксид  основание  основная соль  средняя соль;
оксид  кислота  кислая соль  средняя соль;
гидроксид  оксид  соль
7. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
следующие превращения:
Cu(OH)2  CuO  CuSO4
NaOH → Na2CO3 → NaHCO3 → Na2CO3 → CO2
Zn → ZnO→ Zn(NO3)2→Zn(OH)2→ Na2Zn(OH)4
CaO→ Ca(OH)2 → CaOHCl → CaCl2 → CaSO4 → Ca(HSO4)2
7
III. Экспериментальная часть.
Опыт 1. Изменение окраски раствора индикатора в зависимости от
реакции среды.
В три пробирки налейте приблизительно по 1 мл дистиллированной воды,
разбавленной хлороводородной кислоты и разбавленного раствора гидроксида
натрия. Добавьте в каждую пробирку 1-2 капли метилоранжа, отметьте в
таблице изменение окраски растворов. Опыт повторите ещё 2 раза. Один раз в
каждую пробирку добавьте 1-2 капли лакмуса, второй раз – столько же
фенолфталеина.
Сделайте вывод о изменении окраски индикаторов в зависимости от
среды раствора.
Вода дистиллир.
Раствор кислоты
Раствор щелочи
Метилоранж
Лакмус
Фенолфталеин
* Фенолфталеин в растворах сильных щелочей со временем теряет окраску
Опыт 2. Химические свойства кислот.
а) Взаимодействие хлороводородной (соляной) кислоты и разбавленной серной кислоты с металлами.
Испытайте действие разбавленных растворов соляной и серной кислот на
цинк и медь. В 2 пробирки налейте приблизительно по 1 мл разб. соляной и
серной кислот и опустите туда по 1 грануле цинка. В две другие пробирки
также налейте по 1 мл разбавленных соляной с серной кислот и опустите туда
по небольшому кусочку медной проволоки. Через некоторое время отметьте, в
каких пробирках происходит выделение газа. Дайте объяснение наблюдаемому
различию в действии цинка и меди на разбавленные растворы выбранных
кислот с помощью понятия «активность металла». Обратите внимание на
8
положение цинка и меди относительно водорода в ряду стандартных
электродных потенциалов. Напишите уравнения реакций. К какому типу
относятся эти реакции?
б) Взаимодействие кислот с основными оксидами.
Испытайте действие разбавленной соляной кислоты на оксид кальция.
Что наблюдается? Напишите уравнение реакции.
Примечание: При использовании оксида кальция, находившегося длительное
время на воздухе, можно наблюдать побочную реакцию, протекающую с
выделением газа. С чем это связано?
в) Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации)
Налейте в пробирку 1 мл раствора гидроксида натрия, добавьте 1-2 капли
лакмуса. Отметьте цвет раствора. По каплям добавляйте в пробирку раствор
хлороводородной (соляной) кислоты. Как меняется цвет раствора? При каких
соотношениях объёмов основания и кислоты произошла полная нейтрализация
основания? Напишите уравнение прошедшей реакции.
Опыт 3. Химические свойства оснований.
а) Получение и термическое разложение оснований.
Пользуясь растворами соли меди (II) и гидроксида натрия, получите гидроксид
меди (II). Укажите цвет осадка. Осторожно нагрейте содержимое пробирки в
пламени газовой горелка. Для предупреждения выброса нагревайте верхнюю
часть содержимого пробирки. Что наблюдается? Сделайте вывод о разложении
гидроксида меди (II) при нагревании. Напишите уравнения реакций.
б) Получение и свойства амфотерных гидроксидов.
Налейте в. пробирку несколько капель раствора сульфата цинка.
Осторожно (резкое вдыхание аммиака может привести к потере сознания)
добавьте несколько капель разбавленного раствора гидроксида аммония
9
(водного раствора аммиака). Что образуется? Содержимое пробирки разделите
на две части.
Испытайте отношение гидроксида цинка к раствору соляной кислоты и
избытку раствора гидроксида натрия. Что наблюдается? Напишите уравнения
соответствующих реакций, учитывая, что при растворении гидроксида цинка в
растворе
гидроксида
натрия
образуется
тетрагидроксоцинкат
натрия
Na2Zn(OH)4
Опыт 4 Получение и свойства оксидов.
а) Получение основного оксида.
В металлическую ложечку для сжигания положите магниевой стружки и
нагрейте ее в пламени газовой горелки до воспламенения магния. Осторожно!
Магний горит очень ярко. Напишите уравнение реакции. Отметьте цвет оксида.
Сохраните полученный оксид для следующего опыта.
б) Взаимодействие основного оксида с водой.
Полученный в предыдущем опыте оксид перенесите в пробирку и
добавьте 1-2 мл воды и 2-3 капли фенолфталеина. Как изменилась окраска?
Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида магния с водой.
в) Получение кислотного оксида.
Положите в пробирку кусочек мела и прибавьте несколько капель
раствора соляной кислоты. Что наблюдается? Получите углекислый газ в
аппарате Киппа, в котором протекает аналогичная реакция соляной кислоты с
мрамором. Напишите уравнение реакции. Сделайте заключение о устойчивости
угольной кислоты.
г) Взаимодействие кислотного оксида с водой.
Пропустите ток углекислого газа из аппарата Киппа в пробирку с водой.
Добавьте к содержимому пробирки 2-3 капли раствора индикатора метиловый
красный. Отметьте изменение окраски и объясните причину. Напишите
уравнение реакции взаимодействия углекислого газа с водой. Будет ли
10
происходить изменение окраски, если использовать индикатор метилоранж?
Сделайте заключение о силе угольной кислоты.
Опыт 5 Получение и химические свойства солей.
а) Взаимодействие солей с металлами.
Налейте в одну пробирку раствор сульфата меди (II) и опустите кусочек
цинка. Что наблюдается? Напишите уравнение происходящей реакции. В
другую пробирку налейте раствор сульфата цинка и опустите туда кусочек
медной проволоки. Будет ли взаимодействовать медь с раствором соли цинка?
Обратите внимание на положение меди и цинка в ряду активности металлов.
Сделайте обобщающий вывод о взаимодействии растворов солей с металлами.
б) Получение солей реакцией обмена.
Налейте в пробирку несколько капель раствора хлорида натрия и
добавьте 2-3 капли нитрата серебра. Что является признаком протекания этой
реакции? Напишите уравнение реакции.
в) Получение средней соли и переход её в кислую соль.
Налейте в пробирку
раствор гидроксида кальция (известковой воды) и
пропустите через раствор углекислый газа из аппарата Киппа до помутнения
раствора. Какая соль при этом образовалась? Продолжайте пропускать
углекислый газ через раствор до полного растворения первоначально
выпавшего осадка. Какая соль образуется при пропускании через известковую
воду избытка углекислого газа? Напишите уравнения реакций. К какому типу
солей относятся образовавшиеся соли?
11
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2
ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТА
МЕТАЛЛА.
I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.
Понятие об относительной и абсолютной атомной и молекулярной массе.
Понятия моль, молярная масса, молярный объём. Закон Авогадро и следствия
из него. Нормальные условия. Приведение объёма газа к нормальным
условиям. Объединённое уравнение Гей - Люссака и Бойля – Мариотта.
Понятие о валентности химического элемента.
Понятие об эквиваленте и молярной массы эквивалента простых и
сложных веществ, участвующих в окислительно- восстановительной реакции.
Объём моля эквивалента газообразного вещества (н.у.), участвующего в
окислительно-восстановительном процессе.
Понятие об эквиваленте и молярной массе эквивалента сложного
вещества, участвующего в ионно-обменной реакции. Влияние состава
продуктов реакций ионного обмена на определение эквивалента и молярной
массы эквивалента исходного вещества.
Закон эквивалентов. Математическое выражение закона эквивалентов для
систем «твердое вещество (1) – твердое вещество (2)» «газ(1) – газ (2)»,
«твердое вещество – газ».
II. Вопросы и упражнения.
1. По каким формулам можно вычислить эквивалент и молярную массу
эквивалента вещества, участвующего в ионно-обменных реакциях:
а) оксид алюминия + …..  сульфат алюминия + …
б) серная кислота + …...  сульфат металла + …
в) гидроксид бария + …..  хлорид бария + …
12
г) сульфат хрома (III) + …..  хлорид хрома (III) + …
д) H3PO4 + …  NaH2PO4 + …
е) Cr(OH)3 + …  CrOHCl2 + …
2. По каким формулам можно вычислить эквивалент и молярную массу
эквивалента вещества, участвующего в окислительно- восстановительных
реакциях? Определите, чему равна молярная масса эквивалента метана СН4 и
оксида углерода (II) в реакциях их полного сгорания (до оксида углерода (IV) и
воды.
3. Рассчитайте молярную массу эквивалента железа в реакциях:
а) Fe + …  FeCl2 + …
б) Fe + …  Fe(NO3)3 + …
4. Напишите формулы для расчета объёма моля эквивалента газообразного
вещества и определите объём моля эквивалентов (н.у.) водорода, кислорода и
азота в реакциях:
N2 + О2  NH3
N2 + O2  NO
5. Какой объём водорода выделится при растворении 10г цинка в кислоте при
н.у.?
6. Оксид трехвалентного металла содержит 47% (мас.) кислорода. Определите
формулу оксида.
III. Экспериментальная часть.
Определение молярной массы эквивалента магния.
Оборудование и материалы
Колбы на 250 и 500 мл; стакан на 300 мл; трубки стеклянные и каучуковые;
зажим; резиновые пробки с отверстиями; фильтровальная бумага; калька; весы;
мерный цилиндр на 100 мл; магниевая стружка; серная кислота разбавленная.
13
Порядок выполнения работы.
Работа выполняется обязательно двумя студентами!
Для определения молярной массы эквивалента магния используется прибор,
изображенный на рис. 1.
Прибор состоит из А- колбы объемом 250 мл, Б- колбы объёмом 500 мл, Встакана объёмом 300 мл. Колба А снабжена резиновой пробкой с вставленной в
нее короткой стеклянной трубкой, на которую надет резиновый шланг Е. Для
колбы Б предназначена резиновая пробка с двумя вставленными в неё
стеклянными трубками, на одну из которых надет резиновый шланг Е, а на
другую- резиновый шланг с сифоном Г и зажимом Д.
а) Отмерьте цилиндром и вылейте в колбу А 25 мл разбавленной серной
кислоты, стараясь избежать смачивания горла колбы. При попадании на него
капель кислоты осторожно удалите их фильтровальной бумагой.
б) На кусочке кальки взвесьте на весах приблизительно 0,1 г магниевой
стружки с точностью до 0,001 г.
в) Налейте в колбу Б водопроводной воды до начала горловины колбы.
г) Плотно заткните колбу Б пробкой с двумя трубками.
14
д) Заполните сифон Г водой, для чего наклоните колбу Б над раковиной в
сторону трубки с сифоном и откройте зажим Д. Дайте воде вытеснить весь
воздух из сифона и закройте зажим.
Убедитесь, что вода не капает из сифона и в него не попадают пузырьки
воздуха. Если эти условия не выполняются, обратитесь за помощью к
лаборанту.
е) Ополосните цилиндр водопроводной водой и отмерьте 50 мл воды (по
нижнему краю мениска), вылейте воду в стакан В и опустите туда сифон.
ж) Наклоните горизонтально колбу А, не допуская попадания серной кислоты в
горло колбы и осторожно поместите туда кальку с магниевой стружкой, не
допуская попадания магния в кислоту.
з) Один из выполняющих работу фиксирует колбу Б, не допуская её падения и
готовится открыть зажим Д. Второй, держа колбу А в горизонтальном
положении, плотно закрывает её пробкой с отводной трубкой Е и ставит на
стол, фиксируя руками обе колбы, чтобы избежать их падения. Первый студент
одновременно с этим открывает зажим. Следите за тем, чтобы сифон был все
время погружен в жидкость!
и) Если не весь магний попал в кислоту, необходимо, придерживая колбу Б,
осторожно подвигать колбой А, добившись попадания в кислоту всего магния.
к) Дождитесь полного растворения магния в кислоте (прекращения выделения
пузырьков водорода).
л) Фиксируя сифон погруженным в жидкость, уравняйте поверхность воды в
колбе Б и стакане В, придвинув их друг к другу и осторожно приподняв стакан
или колбу, в зависимости от того, где уровень воды выше. Добившись
совпадения уровней жидкости, дайте команду закрыть зажим. Избегайте
опрокидывания колбы А!
м) Объём воды, вытесненной из колбы Б в стакан В, равен объёму водорода,
выделившемуся в колбе А при реакции магния с серной кислотой. Для
определения объёма вытесненной воды следует вынуть сифон из стакана и
15
перелить воду в мерный цилиндр. Если объём воды больше 100 мл, следует
отмерить цилиндром 100 мл воды из стакана, вылить её в раковину и затем
вылить в цилиндр остатки воды, определив её общий объём. Из полученной
величины следует вычесть 50 мл, которые были налиты в стакан заранее.
Запишите значение полученного объёма Vизмер. Если результат эксперимента не
будет принят преподавателем, опыт следует повторить.
Обработка результатов эксперимента.(Расчетная часть).
Полученное значение объема водорода можно использовать для расчета
массы эквивалента магния только после его приведения к нормальным
условиям. При этом следует учитывать, что давление газов над водой в колбе Б,
уравновешенное атмосферным давлением, определяется выделившимся
водородом и парами воды: P = Pводор. + h
где
P- атмосферное давление, h- давление насыщенного водяного пара при
температуре опыта.
Тогда
(P-h)  Vизмер  273
V0= 
760  (273+t)
где
V0- объём выделившегося водорода при нормальных условиях, мл.
P- атмосферное давление, мм. рт. ст., определенное по барометру.
h- давление насыщенного водяного пара, мм. рт. ст. при температуре опыта,
определенное по табл. 1
t - температура опыта, оС, определенная по термометру в лаборатории.
16
Таблица 1 Давление насыщенного водяного пара при различных
температурах
t, оС
11
12
13
14
P,
мм.рт.ст
9,8
10,5
11,2
12
t, оС
15
16
17
18
P,
мм.рт.ст
12,8
13,6
14,5
15,5
t, оС
19
20
21
22
P,
мм.рт.ст
16,5
17,5
18,7
19,8
t, оС
23
24
25
100
P,
мм.рт.ст.
21,1
22,4
23,8
760
Поправка на давление водяных паров вводится в связи с тем, что
выделившийся водород в приборе контактирует с водой и общее давление,
вытесняющее воду из прибора складывается из парциальных давлений
водорода и водяного пара.
Найденное значение V0 используется для расчета молярной массы
эквивалента магния согласно закону эквивалентов по формуле:
m(Mg) V0(H2)
 = 
МЭ(Mg) VЭ(H2)
Где m(Mg)- масса магния, вступившего в реакцию;
MЭ(Mg)-молярная масса эквивалента магния;
V(H2)- выделившийся объём водорода (при н.у.);
VЭ(H2)- объем эквивалента водорода.
При расчете обратите внимание на единицы измерения используемых величин!
Вычислите относительную ошибку эксперимента (ε), принимая
17
теоретическое значение молярной массы эквивалента магния за 100%:
MЭ(Mg)(теор.) - MЭ(Mg)(эксп.) 
ε=  ·100%
MЭ(Mg) (теор.)
Укажите возможные источники ошибки при определении молярной массы
эквивалента магния в ходе данной работы.
18
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3
ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ
КОНЦЕНТРАЦИИ
I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.
Растворы жидкие и газообразные. Способы выражения концентрации
раствора: массовая и объемная доля вещества в растворе, процентная
концентрация, молярная, моляльная и нормальная концентрации. Перевод
процентной концентрации вещества в растворе в молярную, моляльную,
нормальную и наоборот (необходимо знать плотность раствора).
II. Вопросы и упражнения.
1. В каком объёме воды (плотность воды = 1 г/мл) следует растворить 50 г соли
для получения 10 % раствора?
2. Смешаны 200 г 20%(масс.) раствора фосфорной кислоты и 400 г 50% (масс.)
раствора той же кислоты. Какова процентная концентрация кислоты в
полученном растворе?
3. Найдите массу воды, необходимую для приготовления 1,5 моляльного
раствора хлорида натрия, если имеется 10 г NaCl.
4. Какую массу раствора с массовой долей карбоната натрия 40% надо прибавить к воде объемом 40 мл для получения раствора с массовой долей
соли 6%?
5*. Какого объема раствор с массовой долей СuSO4, равной 1% ( = 1,02 г/мл),
потребуется для растворения 100 г медного купороса CuSO4 * 5H2O, если надо
получить раствор, в котором массовая доля СuSO4 составляла бы 10% ?
6*. Для приготовления 5%-ного (по массе) раствора MgSO4 взято 400 г
19
MgSO4 *7H2O. Найдите массу полученного раствора.
7. К 100 мл 10%-ного раствора хлорида калия (=1,063 г/мл) прибавили 100
мл воды. Вычислите массовую долю вещества в полученном растворе.
8. К раствору массой 250 г, массовая доля соли в котором составляет 10%,
прилили воду объемом 150 мл. Приняв плотность воды равной 1 г/мл,
определите массовую долю соли в полученном растворе.
9. Сколько мл 0,5 М раствора H2SO4 можно приготовить из 15 мл 2,5 М
раствора?
10 Какой объем 0,1 М раствора H3PO4 можно приготовить из 75 мл 0,75 н.
раствора?
11. Плотность 40%-ного (по массе) раствора HNO3 равна 1,25 г/мл. Рассчитайте молярность, моляльность и нормальность этого раствора.
12 Какой объем 10% (по массе) H2SO4 (=1,07 г/мл) потребуется для
нейтрализации раствора, содержащего 16,0 г NaOH ?
III. Экспериментальная часть
Определение плотности раствора ареометром.
Между плотностью раствора и концентрацией растворенного
1,1
вещества существует непосредственная зависимость. Для
1,2
наиболее часто применяемых кислот, растворимых оснований
и солей эта зависимость установлена и приводится в справочниках в виде таблиц (см. Приложения). Благодаря этому
определение концентрации растворенного вещества в пределах
точности  0,5% может быть проведено путем экспериментального измерения плотности раствора и последующего
нахождения концентрации вещества по табличным данным.
20
1,3
Плотность раствора определяют чаще всего с помощью ареометров.
Ареометр  это стеклянный поплавок, имеющий вверху шкалу,
градуированную в единицах плотности. Исследуемый раствор наливают в
стеклянный цилиндр. Осторожно погружая в него поочередно ареометры,
подбирают такой из них, при котором уровень жидкости находится в пределах
его шкалы. При этом ареометр не должен касаться стенок цилиндра. Показания
шкалы ареометра на уровне мениска жидкости отвечает плотности этой
жидкости.
Если в таблице нет значения плотности, точно соответствующего
показанию ареометра, концентрацию находят интерполяцией. Например,
измеренная плотность раствора карбоната натрия равна 1,070 г/мл. В таблице
имеются значения:
, г/мл
Концентрация, % (масс.)
8
1,0816
6
1,0606
Разность
0,0210
Полученное значение 1,070 г/мл отличается от плотности 6%-ного
раствора на 1,070  1,0606=0,0094 г/мл. Составляем пропорцию:
0,0210 г/мл  2%
0,0094 г/мл  х
х=0,90%
Таким образом, концентрация раствора карбоната натрия с плотностью
1,070 г/мл равна 6 + 0,90=6,90%.
Опыт 1 Приготовление растворов солей из безводных веществ
Получите у преподавателя задание: приготовить раствор соли с заданной
массовой (%) концентрацией растворенного вещества заданного объема.
По заданной концентрации определите плотность раствора, используя таблицу
№ 2б Приложения.
21
Взвесьте на бумаге рассчитанную массу соли. Мерным цилиндром отмерьте
рассчитанный объем воды . Растворите соль в отмеренном количестве воды,
помешивая раствор стеклянной палочкой. Перелейте приготовленный раствор в
мерный цилиндр. С помощью ареометра определите плотность полученного
Вами раствора и по табл. 2б Приложения установите значение массовой
концентрации данной соли. Запишите в журнал все расчеты, измеренную
плотность приготовленного раствора и процентную концентрацию соли в нем,
найденную по таблице. Определите относительную (в %) погрешность в
концентрации
приготовленного
раствора
по
отношению
к
заданной
концентрации.
Для полученного раствора, зная его плотность и массовую долю ( процентную
концентрацию) , рассчитайте его молярность, моляльность и нормальность.
Опыт 2 Приготовление растворов солей из кристаллогидратов.
Получите у преподавателя задание на приготовление раствора заданной
концентрации и заданного объема. Расчет массы растворенного вещества
проводите с учетом воды, содержащейся в кристаллогидрате.
Х = m ( М + 18 n ) / М ,где
Х – масса растворенного кристаллогидрата
m – масса растворенной безводной соли.
М – молекулярная масса безводной соли
n – число моль воды в кристаллогидрате
Массу растворенной безводной соли m рассчитываем по формуле
m = V ρ  / 100 , где
V – заданный объем раствора мл.
ρ – плотность приготовляемого раствора г / мл (берется из
таблице 2б Приложения)
 – заданная концентрация в % .
Приготовление раствора проводится также, как и в опыте 1.
22
Опыт 3* Определение формулы кристаллогидрата по плотности и
концентрации приготовленного из него раствора соли.
По индивидуальному заданию преподавателя приготовьте раствор
сульфата меди, растворив в заданном количестве воды определенное
количество кристаллогидрата CuSO4  n H2O. Ареометром определите
плотность полученного раствора. Используя данные таблицы 2б, рассчитайте
массовую доля сульфата меди в полученном растворе. Зная массовую долю
сульфата меди и плотность раствора, рассчитайте количество молей воды ( n )
в кристаллогидрате сульфата меди ( медном купоросе).
Подобный опыт можно проводить с любым кристаллогидратом, для
растворов солей которых в табл. 2б указаны плотности растворов солей.
Опыт 4 Приготовление раствора заданной концентрации путём
разбавления более концентрированного раствора.
Задание: Приготовить 0,5 л 0,05М серной кислоты из более
концентрированного раствора.
Налейте разбавленную серную кислоту (1015%-ной концентрации) в
стеклянный цилиндр и определите ее плотность ареометром. Какому
содержанию Н2SO4 (в %) соответствует найденная плотность?
(см. таблицу 2а Приложения).
Рассчитайте, какой объем разбавленной серной кислоты нужно взять для
приготовления заданного объема раствора серной кислоты заданной
концентрации . Отмерьте этот объем мензуркой.
В мерную колбу на 500 мл , примерно на 1/4 ее объема , налейте
дистиллированную воду. Перемешивая жидкость круговым движением колбы,
понемногу через воронку перелейте в нее всю кислоту из мензурки.
Ополосните воронку водой, выньте ее и дождитесь охлаждения колбы до
комнатной температуры. Затем, добавляя воду, доведите уровень жидкости в
23
колбе до метки по нижнему мениску. Последние порции воды добавляйте по
каплям пипеткой.
Плотно закройте колбу пробкой, перемешайте несколько раз полученный
раствор, перевертывая колбу дном вверх.
Опыт 5 Приготовление раствора заданной концентрации смешиванием
растворов более высокой и более низкой концентрации
Приготовить заданный объем 5%-ного раствора гидроксида натрия, имея в
своем распоряжении 3%-ный и 10%-ный растворы NaOH.
Выпишите из табл. 2а
Приложения плотности приготовляемого и
исходных растворов NaOH, зная их концентрации (в
%). Рассчитайте
необходимые объемы исходных 3%-ного и 10%-ного раствора.
Способ расчета. Вычислите массу заданного объема 5%-ного раствора
и массу NaOH, содержащегося в нем.
m р-ра=  V
m NaОН = m
р—ра
 / 100
где   плотность раствора;   массовая доля растворенного вещества в %;
m Na OH  масса растворенного вещества; m р-ра  масса раствора; V  объем
раствора, который состоит из суммы двух объемов V1 и V2
V = V1 + V 2
(1)
Масса растворенного вещества ( m Na OH ) состоит из суммы масс Na OH
содержащихся в отмеренных растворах V1 и V 2 .
mNa OH = V1  1  1 / 100 + V2  2  2 / 100
(2)
Решая совместно уравнения 1 и 2 , получите значения объемов V1 и V2
.
Отмерьте вычисленные объемы исходных растворов, слейте в колбу заданного
объема, закройте колбу пробкой и тщательно перемешайте раствор, перевернув
колбу несколько раз вверх дном. Отлейте часть раствора в цилиндр, измерьте
ареометром плотность приготовленного раствора по табл.2а Приложения,
найдите его концентрацию (%). Определите относительную погрешность
величины концентрации приготовленного раствора.
24
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4
ХИМИЧЕСКАЯ КИНТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.
КАТАЛИЗ
I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.
Гомогенные и гетерогенные системы. Определение понятия «скорость
химической реакции». Факторы, влияющие на скорость гомогенной и
гетерогенной химической реакций. Математические выражения уравнений
скоростей гомогенной и гетерогенной реакции. Константа скорости реакции.
Порядок реакции. Энергия активации, зависимость константы скорости
реакции от энергии активации. Катализ. Катализаторы и ингибиторы
Температурный коэффициент реакции
(правило Вант-Гоффа).
Химической равновесие. Константы равновесия гомогенных и гетерогенных
реакций. Причины смещения равновесия ( правило Ле-Шателье).
II. Вопросы и упражнения.
1. Напишите математическое выражение уравнения скоростей реакций:
а)
CH3COOC2H5 (ж) + NaOH (ж) CH3COONa + C2H5OH
б)
CH3OCH3(г) → CH4 + H2 + CO
в)
2A(тв) + В(ж) А2В
г)
СаСО3(тв) → СаО(тв) + СО2(г.)
д)
2А(г) + В(тв) → А2В
Какие из вышеперечисленных реакций относятся к гомогенным, какие – к
гетерогенным?
25
2. Во сколько раз изменятся скорости прямой и обратной реакции в системе:
2А(г.) + В(г.)  А2В(г.), если объем газовой смеси уменьшить в 3 раза?
3. Реакция между веществами А(г) и В(г) протекает по уравнению: 2А + В = С;
[А]0 = 7 моль/л; [В]0 = 6 моль/л; k = 0,4 л2 / моль2  с. Рассчитайте скорость
реакции в начальный момент и при остаточной концентрации вещества В,
равной 50%.
4. Как изменится скорость реакции 2NO (г) + O2(г)  2 NO2(г), если: а) увеличить
давление в системе в 2 раза, б) уменьшить объем системы в 2 раза, в) повысить
концентрацию NO в 2 раза, г) повысить концентрацию О2 в 2 раза?
5. Как изменится скорость реакции 2А(тв) + В(г) А2В при а) повышении
давления в два раза, б) при уменьшении объема системы в 2 раза, в) при
увеличении концентрации В в 2 раза ?
6. Температурный коэффициент реакции равен 3. Во сколько раз увеличится
скорость реакции при увеличении температуры на 20о ?
7. При увеличении температуры на 400, скорость реакции возросла в 39 раз.
Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции.
8. При Т1 = 333 0 К, реакция заканчивается (τ1) = за 30 с. За сколько времени
( τ2 = ?) закончится эта реакция при Т2 = 283 0К, если γ = 3.
9. Чем объясняется повышение скорости реакции при введении в систему
катализатора?
10*. Энергия активации реакции, проходящей без катализатора равна 70
кДж/моль, а с участием катализатора – 50 кДж/моль. Во сколько раз
увеличивается скорость реакции в присутствии катализатора при 400 К?
11. Как повлияет на равновесие следующих реакций
2 СО(г) + О2 (г)  2 СО2 (г)
Н < 0
СаСО3 (тв)  СаО(тв) + СО
Н > 0
N2(г) + 3H2(г)  2 NH3(г)
H < 0
2Mg + O2(г)  2MgO
H < 0
26
а) понижение температуры?
б) понижение давления?
III. Экспериментальная часть.
Опыт 1. Влияние различных факторов на скорость химической реакции
Необходимые реактивы и оборудование: раствор тиосульфата натрия Na2S2O3 0,1 М, раствор H2SO4 - 0,1 М, вода дистиллированная, штатив с пробирками,
термометр, водяная баня, секундомер.
В реакции
Na2S2O3 + H2SO4  Na2SO4 + H2O + SO2 + S
время от начала реакции до начала появления осадка (помутнения) зависит от
концентрации реагирующих веществ и температуры.
Опыт 1а. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих
веществ.
Табл. 1
Объем, мл
Номер
пробирки
Na2S2O3
H2O
Условная
Время
концентрация
появления
Na2S2O3
серы, (), с (1/)
1
1,0
2,0
1
2
2,0
1,0
2
3
3,0
-
3
Скорость
реакции,
В три пробирки налейте реагенты, как показано в табл.1.
В первую пробирку добавьте 1 мл серной кислоты, сразу включите секундомер,
одновременно перемешивая стеклянной палочкой раствор. Как только раствор
начнёт мутнеть, остановите секундомер, замерьте время и запишите его
в таблицу 1.
Повторите то же с пробирками 2 и 3 и заполните табл. 1.
Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации Na2S2O3:
27
по оси абсцисс – концентрация тиосульфата натрия, по оси ординат – скорость
реакции. Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации
тиосульфата натрия.
Опыт 1б Зависимость скорости реакции от температуры
Табл. 2
Номер
опыта
1
2
3
Объем, мл
Пробирка 1 Пробирка 2
H2SO4
Na2S2O3 +
H2O
1 мл
1 мл соли +
2 мл воды
1 мл
1 мл соли +
2 мл воды
1 мл
1 мл соли +
2 мл воды
t,С
Время
до помутнения
, с
Скорость
реакции,
1/
Данные опыта №1 перенесите из табл. №1. Укажите температуру, при которой
проводился опыт (комнатная температура).
Заполните две пробирки №1 и две пробирки № 2 в соответствии с данными
табл.2.
Четыре пробирки и термометр поместите в водяную баню Когда температура в
водяной бане поднимется на 10о , быстро выньте пробирки №1 и №2 и слейте
растворы. Отметьте время до помутнения. Данные (температура опыта и время
до помутнения) занесите в результаты опыта 2. Продолжайте наблюдать за
повышением температуры в водяной бане. Когда она поднимется еще на 10о,
выньте из водяной бани оставшиеся пробирки №1 и №2, быстро слейте
растворы. Отметьте время до помутнения. Данные (температура опыта и время
до помутнения) занесите в результаты опыта 3.
Рассчитайте температурный коэффициент по формуле: V(t2)/V(t1)= γ t(2) – t(1)/10
28
Примечание: расчеты удобно производить, если разность температур в
эксперименте составляет 10 С. Если же Вы не уловили повышение
температуры на 10О, для выполнения расчетов надо будет использовать
логарифмирование.
Постройте график зависимости скорости реакции от температуры.
Опыт 2. Влияние площади поверхности, на которой происходит
взаимодействие, на скорость реакций в гетерогенных системах.
Налейте в 2 пробирки по 2 мл хлороводородной кислоты. Выберете 2
одинаковых по массе кусочка мела (карбоната кальция) и один из них разотрите
в порошок.
В одну пробирку ссыпьте порошок, а в другую киньте кусочек мела. В какой из
пробирок реакция пошла быстрее и почему? Напишите химическое уравнение
прошедшей реакции и математическое уравнение её скорости.
Опыт3*. Влияние катализаторов на скорость реакции.
В 3 пробирки налейте по 3 мл концентрированного раствора перекиси водорода
и прибавить одновременно в одну пробирку – щепотку ( шпателем) оксида
марганца (IV), в другую –такое же количество оксида железа (III), в третью –
оксид кремния (IV).
С одинаковой ли скоростью в 3 пробирках проходит реакция разложения
перекиси водорода Н2О2 Н2О + О2
Выделение кислорода определяется по загоранию тлеющей лучинки, внесенной
в верхнюю часть пробирки.
Какие из испытанных Вами веществ являются катализаторами реакции
разложения перекиси водорода?
29
Опыт4. Химическое равновесие.
Классическим примером обратимой реакции является взаимодействие между
хлоридом железа (III) и роданидом калия KSNC
FeCl3 + 6 KSNC ↔К3Fe(SNC)6 + 3KCl
Образующийся в результате раствор комплексной соли железа (III) карминовокрасного цвета, интенсивность окраски раствора зависит от концентрации
образующейся комплексной соли.
В пробирку налейте 3 мл хлорида железа (III) и по каплям добавляйте роданид
калия до появления окраски раствора, похожей на цвет чая средней заварки.
Полученный раствор разлить на 4 пробирки. В первую добавить 1 мл
концентрированного раствора хлорида железа, во вторую – 1 мл раствора
роданида калия , в третью – насыпать немного (на конце шпателя) твердого
хлорида калия. Сравнить изменения окраски растворов в каждой пробирке с
цветом раствора в четвертой пробирке.
Результаты опытов внести в табл.3
№ пробирки
Добавлено
Изменение
Смещение
окраски раствора равновесия
1
FeCl3
2
KSNC
3
KCl
На основании полученных данных сделайте вывод, как надо изменять
концентрации веществ, чтобы сдвинуть равновесие в нужную сторону.
30
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.
Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации, в каких единицах она
выражается. Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация
воды. рН воды. Связь между рН и рОН водных растворов электролитов.
Активная концентрация ионов (активность) в растворе сильного электролита,
ее зависимость от концентрации ионов, находящихся в растворе и от их
зарядов. Константы диссоциации слабых электролитов. Определение рН
разбавленных растворов сильных кислот и щелочей, слабых кислот и
гидроксида аммония. Влияние разбавления водой на рН растворов кислот и
оснований. Влияние температуры на процесс электролитической диссоциации.
Влияние на равновесие в растворе электролита присутствия растворимого
вещества, содержащего одноименный ион. Влияние на равновесие в растворе
электролита добавления растворимого вещества, не содержащего одноименные
ионы.
Ионно-обменные реакции. Условия прохождения ионно-обменных
реакций до конца. Полные и краткие ионно-молекулярные уравнения реакций.
II. Вопросы и упражнения.
1. Какие электролиты называются сильными, а какие – слабыми?
Перечислите кислоты и основания, являющиеся сильными электролитами.
2. Что такое полное ионно-молекулярной уравнение реакции? Что отражает
краткое ионно-молекулярное уравнение?
Напишите полные и краткие ионно-молекулярные уравнения реакций между:
а) серной кислотой и гидроксидом натрия
б) сероводородной кислотой и гидрокидом натрия
31
Почему краткие ионно-молекулярные уравнения этих реакций различны? Будет
ли одинаковым тепловой эффект этих реакций нейтрализации?
В каких случаях ионно-обменная реакция идет до конца, а в каких – до
состояния
равновесия?
3. Определите, возможно ли протекание до конца реакций между:
а) гидроксидом аммония и хлороводородной (соляной) кислотой
б) сульфатом калия и нитратом натрия
в) хлоридом меди и гидроксидом калия
Ответы подтвердите записью уравнений реакций в молекулярной и ионномолекулярной форме и сравнением Кдис, если это необходимо.
4. Чем определяются амфотерные свойства гидроксидов? Что получатся при
растворении амфотерного гидроксида в щелочи?
Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме реакции растворения
гидроксида цинка в соляной кислоте и в гидроксиде калия.
5. Как влияет на равновесие в растворе электролита добавление вещества,
содержащего одноименный ион? Как изменится концентрация ионов водорода
в растворе уксусной кислоты при добавлении ацетата натрия? Как изменится
концентрация гидроксил-ионов в растворе гидроксида аммония при добавлении
в раствор хлорида аммония?
6. Как влияет на равновесие в растворе электролита добавление вещества, не
содержащего одноименные ионы? Как изменится активная концентрация ионов
водорода в растворе соляной кислоты при добавлении в раствор сульфата
натрия? Как изменится активная концентрация гидроксил-ионов в растворе
гидроксида аммония при добавлении в раствор хлорида калия?
7. Рассчитайте рН 10-3 М растворов хлористоводородной (соляной) кислоты,
фтористоводородной кислоты, гидроксида калия, гидроксида аммония.
(При решении задач следует использовать понятия сильный и слабый
электролит)
32
8. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения
реакций:
а) сульфат железа (II)  сульфид железа (II)  хлорид железа (II)
б) хлорид алюминия  нитрат алюминия  гидроксид алюминия
в) оксид цинка  хлорид цинка  гидроксид цинка
г) сульфат марганца  нитрат марганца  гидроксид марганца
д) гидроксид аммония  хлорид аммония  хлорид свинца
9. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения
реакций, с помощью которых можно доказать амфотерные свойства
гидроксидов хрома (III), олова (II).
III. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ.
Опыт 1. Сравнение химической активности сильных и слабых
электролитов.
а) На универсальную индикаторную бумагу нанесите по 1 капле 2н растворов
соляной и уксусной кислот. Определите рН растворов. Почему они
различаются?
б) В две пробирки поместите по одной грануле цинка. В одну налейте
приблизительно 1 мл уксусной кислоты, в другую – столько же соляной
кислоты. Что Вы наблюдаете? В какой пробирке реакция идет интенсивнее?
Напишите уравнения соответствующих реакций и объясните, почему в одной
пробирке скорость реакции больше, чем в другой.
в) На универсальную индикаторную бумагу нанесите по 1 капле 2н растворов
гидроксида натрия и гидроксида аммония. Определите рН растворов. Почему
они различаются?
г) В две пробирки налейте приблизительно по 1 мл 2н раствора хлорида
кальция. В одну пробирку прилейте столько же 2н раствора гидроксида натрия,
в другую – гидроксида аммония. Что Вы наблюдаете? Объясните причину
различного воздействия на хлорид кальция взятых оснований. Напишите в
33
молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения наблюдаемых Вами
процессов.
д) В две пробирки поместите приблизительно равные кусочки мрамора
(карбоната
кальция). В одну пробирку прилейте 1 мл 2н раствора уксусной кислоты.
В другую – столько же 2н раствора соляной кислоты. В какой пробирке реакция
идет быстрее? Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций и объясните разницу в скоростях реакций.
Опыт 2. Условия протекания ионно-обменных реакций до конца.
а) В две пробирки налейте примерно одинаковые объёмы (по 0,5 мл) объемы
разбавленной соляной кислоты и по одной капле индикатора метилрота. В
первую пробирку добавьте по каплям раствор гидроксида натрия до изменения
окраски раствора, во вторую – раствор гидроксида аммония той же молярной
концентрации тоже до изменения окраски раствора. Почему происходит
изменение окраски? В каком случае на реакцию понадобилось большее
количество основания? Почему? Напишите молекулярные и ионномолекулярные уравнения реакций и объясните, почему рН растворов
различаются.
б) В пробирке слейте одинаковые объемы сульфата меди и гидроксида натрия.
Что Вы наблюдаете? Напишите уравнение прошедшей реакции в молекулярной
и ионно-молекулярной форме.
в) В пробирке к небольшому количеству порошка карбоната кальция добавьте
1 мл 2н азотной кислоты. Что Вы наблюдаете? Напишите уравнение реакции в
молекулярной и ионно-молекулярной форме.
г) Углекислым газом, получаемым в аппарате Киппа, постепенно насыщайте
раствор гидроксида кальция. Что Вы наблюдаете? Почему полученный осадок
постепенно растворяется? Напишите уравнения соответствующих реакций в
молекулярной и ионно-молекулярной форме.
34
д) В одной пробирке к 2н раствору сульфата цинка прилейте по каплям 2н
раствор гидроксида натрия до выпадения осадка. В другую пробирку к 2н
раствору сульфата никеля (II) прилейте также по каплям 2н раствор гидроксида
натрия. Отметьте цвет выпавших осадков. Затем продолжайте приливать
гидроксид натрия в обе пробирки. Почему гидроксид цинка растворяется в
избытке щелочи, а гидроксид никеля не растворяется?
В двух пробирках снова получите осадки гидроксидов цинка и никеля (II). К
полученным осадкам по каплям добавляйте 2н растворы соляной кислоты. Что
Вы наблюдаете?
Какой вывод можно сделать о химических свойствах полученных
гидроксидов?
Опыт 3. Влияние на равновесие в растворе электролита добавление
вещества, содержащего одноименный ион.
Налейте в пробирку 1 – 2 мл уксусной кислоты. Стеклянной палочкой,
смоченной в растворе уксусной кислоты, нанесите каплю раствора на
универсальную индикаторную бумагу. Определите рН раствора. Затем в
пробирку добавьте небольшое количество ( на кончике шпателя ) ацетата
натрия. Тщательно перемешайте до полного растворения внесенного порошка и
стеклянной палочкой перенесите каплю полученного раствора на
универсальную индикаторную бумагу. Определите рН раствора.
Аналогичный опыт проведите с раствором гидроксида аммония,
определяя рН раствора до и после растворения в нем небольшого количества
хлорида аммония.
Объясните причины изменения рН растворов при добавлении в них
солей.
Опыт 4* Определение рН растворов сильной и слабой кислот
потенциометрическим методом. Расчет константы диссоциации слабой
кислоты. Определение активной концентрации иона водорода в растворе
сильной кислоты.
35
Приборы и реактивы: 0,4М растворы уксусной и соляной кислот (по 250 мл),
дистиллированная вода, пипетки на 25 и 10 мл, мерные колбы на 50 мл,
потенциометр, стаканы на 100 мл, фильтровальная бумага.
В мерных колбах на 50 мл приготовьте растворы 0,2М, 0.1Ь и 0,05Ь растворов
кислот. С помощью рН-метра определите рН полученных растворов. (Описания
работы рН-метров должны находится у приборов). Стакан с раствором кислоты
поместите на магнитную мешалку, опустите туда стеклянный электрод и
электрод сравнения, через 2 минуты выключите магнитную мешалку и
запишите показания рН-метра. Измерения проводите, начиная с самого
разбавленного раствора. После каждого измерения осушите электроды
фильтровальной бумагой. Перед тем, как перейти к измерению рН растворов
другой кислоты, промойте электроды дистиллированной водой и осушите
фильтровальной бумагой.
Полученные и рассчитанные данные внесите в таблицу:
Концентра-
Уксусная кислота
Соляная кислота
ция
См
lgCм
рНэксп
[H+]эсп 
Кдис рНэкс [H+]эсп

f
ан
0,05
0,1
0,2
0,4
Для соляной кислоты постройте график рНэсп  -lg CM
Объясните, почему эта зависимость не прямолинейна. В области каких
концентраций она приближается к прямолинейной?
Сравните Кдис уксусной кислоты, рассчитанную по экспериментальным
данным, с табличной величиной.
36
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6
ГИДРОЛИЗ
I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.
Гидролиз. Какие соли подвергаются гидролизу. Молекулярная и ионномолекулярная форма записи уравнений гидролиза солей сильных оснований и
слабых кислот, слабых оснований и сильных кислот, слабых оснований и
слабых кислот. Причина протекания гидролиза растворов солей главным
образом по первой ступени. Константа гидролиза. Степень гидролиза. Влияние
разбавления раствора соли водой и повышения температуры на степень
гидролиза.
II . Вопросы и упражнения
1. Напишите по три формулы солей, растворимых в воде и состоящих из
катиона сильного основания и аниона слабой кислоты, катиона слабого
основания и аниона сильной кислоты, катиона сильного основания и аниона
сильной кислоты, а также три формулы солей, не существующих в водных
растворах.
2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза
карбоната натрия и нитрата меди по первой и второй ступени. Почему
гидролиз солей, образованных катионом многоатомного слабого основания и
анионом сильной кислоты или катионом сильного основания и анионом
многоосновной слабой кислоты, идет в обычных условиях ( без нагревания и не
в сильно разбавленных растворах) только по первой ступени?
37
3. Почему соли, состоящие из катионов сильного основания и анионов
сильной кислоты, не подвергаются гидролизу? Приведите два примера.
4. В таблице растворимости солей в воде указано, что не существует водных
растворов некоторых солей (прочерк в таблице). Почему? Какие реакции
происходят при взаимодействии этих солей с водой? Напишите в молекулярной
и ионно-молекулярной форме реакции гидролиза сульфида алюминия и
сульфита хрома (III).
5. Как вычистить константу гидролиза соли? Какая соль лучше гидролизуется:
карбонат натрия или гидрокарбонат натрия, фосфат натрия или фторид натрия
( молярные концентрации солей одинаковы)?
6. По каким формулам можно рассчитать степень гидролиза соли и рН среды?
7*. Вычислите Кгидр , степень гидролиза (h) и рН 10-3М растворов фосфата
калия и хлорида меди ( для иона CuOH+ Kдис = 1*10-7 ). Активную
концентрацию фосфат-иона и иона меди считать равной молярной
концентрации.
8. Как влияет повышение температуры на степень гидролиза?
9. Как влияет разбавление раствора водой на степень гидролиза?
10. Какую реакцию среды (рН) имеют водные растворы сульфата калия,
бромида бария? Почему?
11.
Что получится при сливании одинаковых объёмов растворов сульфата
алюминия и сульфида натрия одинаковой нормальной концентрации? Какая
при этом получится среда: нейтральная, слабокислая или слабощелочная?
Напишите уравнения реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
III. Экспериментальная часть.
Опыт1. Определение реакции среды растворов солей.
(Можно выполнять либо задание 1а, либо 1б)
38
1а.
Для сравнения реакции среды следует использовать универсальную
индикаторную бумагу. Прежде всего нанесите несколько капель
дистиллированной воды на полоску универсальной индикаторной бумаги и
определите рН среды. Почему дистиллированная вода, находящаяся в
лаборатории, показывает слабокислую реакцию?
Затем также с помощью индикаторной бумаги определите рН одного из
следующих наборов солей:
а) нитрат висмута, сульфат натрия, карбонат натрия
б) нитрат натрия, хлорид аммония, сульфит натрия
в) хлорид натрия, ацетат натрия, сульфат цинка
г) сульфат алюминия, карбонат натрия, хлорид натрия
д) нитрат свинца, сульфат натрия, нитрит натрия
Полученные данные занесите в таблицу1
Таблица 1.
№
Вещество  рН
пробирки
0
Реакция
среды
Н2О дист
1
2
3
Напишите уравнения гидролиза испытуемых солей по первой ступени в
молекулярной и ионно-молекулярной форме и укажите, каким ионом
определяется реакция среды.
1б.
Пронумеруйте 4 пробирки и налейте по 1-2 мл дистиллированной воды и
по 1-2 капли раствора лакмуса.
В пробирки с номерами 1 -3 поместите по 2-3 кристаллика солей,
указанных в
39
задании 1. Перемешайте растворы стеклянной палочкой и сравните их окраску
с окраской раствора в пробирке с дистиллированной водой. Полученные
данные занесите в таблицу 1.
Опыт 2. Влияние температуры на степень гидролиза.
(Можно выполнять либо задание 2а, либо 2б
2а.
На газовой горелке в стакане на 200 мл нагрейте до кипения
приблизительно 100 мл дистиллированной воды и с помощью пипетки
перенесите в стакан несколько капель концентрированного раствора железа
(III).Что Вы наблюдаете? Чем объясняется появление светло-коричневой мути в
воде? Напишите уравнение реакции, происходящей с раствором соли железа
при нагревании.
2б.
Налейте в пробирку 2-3 мл раствора ацетата натрия и 1-2 капли раствора
фенолфталеина. Отметьте цвет раствора. На газовой горелке нагрейте раствор
до кипения .Изменилась ли окраска раствора? Объясните наблюдаемое
явление.
Опыт 3. Смещение равновесия в реакции гидролиза
В пробирку налейте 5-10 капель раствора нитрата висмута и постепенно
разбавляйте его водой до выпадения осадка. Прибавьте в пробирку с выпавшим
осадком несколько капель концентрированной азотной кислоты. Что
происходит с осадком?
Напишите уравнения гидролиза соли (гидролиз идет до конца) в молекулярной
и ионно-молекулярной форме и объясните, почему при добавлении
одноименной кислоты происходит растворение осадка.
Опыт 4. Связь между константой гидролиза Кгидр и степенью гидролиза h
4а.
На 2 полоски универсальной индикаторной бумаги нанесите по 1 капле
растворов карбоната и гидрокарбоната натрия одинаковой молярной
40
концентрации. Определите приблизительно рН растворов. Почему щелочность
среды различная? Напишите уравнения гидролиза этих солей в полной и
краткой ионно-молекулярной форме и рассчитайте Кгидр солей. Как степень
гидролиза h связана с Кгидр ?
4б.
На 2 полоски универсальной индикаторной бумаги нанесите по 1 капле
растворов сульфита натрия и карбоната натрия одинаковой молярной
концентрации. Определите рН растворов. Какой из растворов имеет более
щелочную реакцию? Напишите уравнения гидролиза этих солей в полной и
краткой ионно-молекулярной форме и рассчитайте Кгидр солей. Как степень
гидролиза h связана с Кгидр ?
Опыт 5*. Определение рН раствора соли с помощью рН-метра и
сравнение его с теоретически вычисленным.
Оборудование: любой рН-метр, имеющийся в лаборатории, 0,1 н раствор
карбоната натрия, приготовленный из фиксанала, стакан на 50 мл.
В стакан на 50 мл налить приблизительно 25 мл раствора карбоната
натрия и с помощью рН-метра определить рН раствора. По формулам,
определяющим рН раствора соли сильного основания и слабой кислоты,
рассчитайте предполагаемый рН раствора и сравните его с экспериментально
полученным.
Активная концентрация карбонат-иона =fCM Коэффициент активности f для
карбонат-иона в 0,1 н растворе карбоната натрия равен 0,425.
41
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7
УСЛОВИЯ ВЫПАДЕНИЯ И РАСТВОРНИЯ ОСАДКОВ
I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.
Растворимость (s) и произведение растворимости (ПР). Единицы
измерения s. Связь между растворимостью и произведением растворимости для
нерастворимых веществ типа АВ, А2В, А3В. Условия выпадения в осадок и
растворения этих веществ. Влияние присутствия соединений с одноименным
ионом или без одноименных ионов на растворимость осадков.
II. Вопросы и упражнения.
1.
Дайте определение понятию растворимость s . В каких единицах она
выражается? Как пересчитать растворимость, выраженную в моль/л на
растворимость, выраженную в г/л?
2.
Напишите уравнения, связывающие ПР и s для расчета растворимости
малорастворимых электролитов AgCl Cu2S PbI2 Sb2S3
3.
Напишите математическое выражение для условия выпадения и
растворения осадка АхВу. Какие растворы при этом будут называться
ненасыщенными, насыщенными и пересыщенными ?
4.
В каком из указанных вариантов раствор малорастворимого электролита
типа АВ ненасыщен?
1 [А+] [Вˉ] < ПР; 2 [А+][Вˉ] ═ ПР ; 3[А+] [Вˉ] > ПР .
5*.
Как изменится растворимость малорастворимого электролита при
повышении ионной силы раствора ? Ответ обоснуйте. Как изменится
растворимость Zn( OH )2 при добавлении в раствор хлорида натрия
а) возрастет ; б) уменьшится ; в) останется неизменной ?
6. Произведение растворимости PbSO4 равно 2,2·10ˉ8 . Вычислите :
а) активную концентрацию ионов Pb ²+ и SO4 ²‾, б) растворимость PbSO4 в г/ л.
42
7.
Растворимость Mg( OH )2 при некоторой температуре равна 0,012 г /л.
Определите ПР Mg(OH)2.
8.
Произведения растворимости Ag2SO4 и PbCl2 примерно одинаковы
( 2∙ 10‾5). Какое соотношение между растворимостями ( моль/л ) этих солей
правильно:
1) S (Ag2SO4) > S (PbCl2) ;
2) S (Ag2SO4) < S (PbCl2) ;
3) S (Ag2SO4) = S (PbCl2).
Сколько воды требуется для растворения при 25оС 1 грамма ВаСО3 ?
ПР (ВаСО3)  510-9
ПР сульфата серебра равно 710-5. Образуется ли осадок, если к 0,02М
раствору AgNO3 прибавить равный объем 1М раствора H2SO4 ?
Во сколько раз уменьшится концентрация ионов серебра в насыщенном
растворе AgCI, если прибавить к нему столько соляной кислоты, чтобы
концентрация ионов СI- в растворе стала равной 0,03 моль  л ?
Если к раствору , содержащему ионы Ва 2+ и Са 2+ в одинаковой
концентрации, прибавить по каплям разбавленный раствор Na2SO4 , то какие
осадки и в какой последовательности будут при этом образовываться?
Объясните, почему при действии на растворы солей железа (II) и
марганца (II) сероводородом осадки сульфидов не выпадают , а при действии
сульфидом аммония – выпадают ?
III. Экспериментальная часть.
Опыт 1. Условия выпадения осадка.
1а.
В три пробирки налейте по 1-2 мл растворов сульфата натрия, сульфата
железа (II), сульфата меди. В каждую пробирку очень осторожно по каплям
добавьте хлорид бария до образования осадка. Отметьте цвет осадка
малорастворимого сульфата бария.
43
Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Объясните причину выпадение осадка сульфата бария.
1б.
В три пробирки налейте по 1-2 мл раствора хлорида кальция и добавьте в
каждую по 1-2 мл раствора карбоната натрия. Отметьте цвет осадка карбоната
кальция. В одну пробирку добавьте немного соляной кислоты, во вторуюуксусной, в третью- борную. Объясните наблюдавшиеся явления ( константы
диссоциации уксусной и борной кислот найдите в справочных данных )
Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
Опыт 2. Смещение равновесия в направлении образования менее
растворимых соединений.
В пробирку налейте 1-2 мл раствора хлорида натрия и осторожно по
каплям добавьте раствор нитрата серебра до выпадения осадка. Отметьте цвет
образовавшегося осадка. Затем к содержимому пробирки добавьте
приблизительно 1 мл раствора йодида калия. Перемешайте стеклянной
палочкой содержимое пробирки. Отметьте изменение цвета осадка.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной
форме. Обоснуйте переход малорастворимого соединения в еще менее
растворимое, используя величины произведения растворимости получающихся
осадков.
Опыт 3.Сравнение полноты осаждения ионов различными реактивами.
3а.
Осаждение солей бария
Получите осадок оксалата бария , для чего к 1 мл раствора хлорида бария
прилейте 2 мл оксалата аммония . Полученный раствор отфильтруйте через
бумажный фильтр, вложенный в воронку. Профильтрованный раствор разлейте
в две пробирки. В первую пробирку прилейте осторожно 1-2 капли раствора
оксалата аммония для того, чтобы убедиться в полноте осаждения иона бария
по отношению к ионам оксалата. (C2O42-). Во вторую пробирку добавьте по
44
каплям раствор хромата калия до выпадения осадка Какое вещество выпало в
осадок?
Напишите ионные уравнения протекающих реакций. На основании
величин ПР оксалата и хромата бария объясните образование осадка BaCrO4
после удаления из раствора ионов Ва2+ в виде ВаС2О4 .
3б.
Осаждение солей свинца
Получите осадок хлорида свинца, для чего к 1 мл раствора нитрата
свинца прилейте 2 мл хлорида натрия. Дайте раствору отстояться и затем
отфильтруйте его через бумажный фильтр, вложенный в воронку.
Профильтрованный раствор разлейте в две пробирки. В первую пробирку
прилейте 2-3 капли раствора хлорида натрия для того, чтобы убедиться в
полноте осаждения хлорида свинца, во вторую – 2-3 капли йодида калия. Какая
соль выпадет в осадок во второй пробирке? Напишите ионные уравнения
протекающих реакций. На основании опыта сделайте вывод о сравнении
величин произведений растворимости полученных солей. Сопоставьте свое
заключение с табличными данными.
Опыт 4. Условия растворения осадков.
4а.
Получение и условие растворения малорастворимых оснований при их
взаимодействии с кислотами.
В трех пробирках получите осадки гидроксидов меди, железа (II) и
магния, для чего в каждой пробирке к 1 мл 1н раствора соли металла осторожно
по каплям прилейте раствор гидроксида натрия до образования осадков.
Отметьте цвета осадков. Дайте осадком отстояться и осторожно слейте с них
растворы. К полученным осадкам прилейте по каплям раствор соляной кислоты
до растворения осадков. Отметьте, сколько капель кислоты необходимо
прилить в каждом случае до растворения осадка.
45
Запишите полученные наблюдения и сделайте выводы об условиях
растворения этих осадков, используя значения ПР соответствующих
гидроксидов. Напишите ионно-молекулярные уравнения протекающих
реакций.
4б
Влияние величины ПР на растворение осадков в результате образования
комплексного иона.
В трех пробирках получите осадки AgCI AgBr AgI, для чего возьмите
соответствующие соли галогенидов ( примерно по 4-5 капель ) и осторожно
прилейте к ним по каплям до выпадения осадка раствор нитрата серебра.
Отметьте цвета полученных осадков. Затем к осадкам прилейте по 2-3 капли
концентрированного раствора аммиака. Аккуратно перемешайте содержимое
пробирок стеклянной палочкой. Где осадок растворился быстрее всего, а какое
вещество практически не растворилось ?
Напишите ионно-молекулярные уравнения протекающих реакций,
учитывая ,что образуются комплексные ионы Ag(NH3)2+. Сравнивая величины
ПР для хлорида, бромида и йодида серебра, объясните причину растворения
осадков в аммиаке.
46
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ.
I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.
Природа связи между комплексообразователем и окружающими его
молекулами или ионами ( лигандами) в комплексе. Дентатность лиганда. Монои бидентатные лиганды. Как определяется заряд комплекса. Анионный,
катионный и электронейтральный комплексы. Внешняя и внутренняя сфера
комплексных соединений. Тип связи между внешней и внутренней сферой.
Названия комплексных соединений: анионных, катионных,
электронейтральных.
Основное различие между двойной солью и комплексной. Диссоциация в
воде двойных солей и комплексных соединений. Константа нестойкости
комплексов. Причины образования и разрушения комплексных соединений.
II Вопросы и упражнения.
1.
Приведены примеры комплексных соединений:
а)
K2[ZnCl4]
д)
K2[Zn(OH)4],
б)
[Ni(NH3)6]Cl2
е)
[Cr(NH3)3(H2O)3]Cl3
в)
[Pt(NH3)4Cl2]
ж)
K[AuBr4],
г)
Na3[FeF6]
з)
Cu(NH3)4](OH)2.
Отметьте внутреннюю (координационную) и внешнюю сферы
комплексов, укажите комплексообразователь и лиганды. Какие из соединений
содержат катионный комплекс, какие – анионный и какие комплексы
электронейтральны? Назовите эти соединения.
2.
Определите степень окисления и координационное число комплексообра47
зователя в следующих комплексных соединениях и назовите их.
3.
а) K[PtCl4]
ж) H[Co(CN)4(H2O)2]
б) Ca[ZrF6]
з) Cu2[Fe(CN)6]
в) K3[Co(NO2)6]
и) [Cd(NH3)4](OH)2
г) Na3[Ag(S2O3)2]
к) Na2[FeNO(CN)5]
д) [Cr(NH3)4(H2O)2]Br3
л) [PtCl2(NH3)2]
е) [Pt(NH3)5Cl]Cl3
м) [Cr(H2O)4PO4]
Известно, что из раствора комплексной соли CoCl3 * 6NH3 нитрат серебра
осаждает весь хлор, а из раствора CoCl3 * 5NH3 только 2/3 хлора. Исходя из
этого, напишите координационные формулы обоих соединений и уравнения их
диссоциации.
4.
Из каких солей можно получить K3[Fe(CN)6] ? Напишите уравнение
реакции.
5.
Напишите уравнения ступенчатой диссоциации в растворе следующих
соединений и выражение констант нестойкости их комплексных ионов или
электронейтральных комплексных молекул:
6.
a) [Cu(NH3)4]SO4
д) (NH4)2[Fe(SO4)2]
б) [Co(H2O)2(NH3)4Cl]Cl2
е) H[Co(H2O)2(CN)4]
в) Na2[Pt(OH)6]
ж) [Cr(NH3)3H2OCl2]Cl
г) [PtCl2(NH3)2]
з) [Cr(H2O)4PO4]
Какой комплексный ион прочнее и почему? Чем Вы это можете
подтвердить?
а) [Ag(NH3)2]+ или [Ag(CN)2]б) [Zn(NH3)4]2+ или [Cd(NH3)4]2+
7.
Какое основание является более сильным: Cu(OH)2 или
[Cu(NH3)4](OH)2? Какая кислота сильнее: HCN или H[Ag(CN)2]? Дайте
обоснованный ответ.
8.
Чем объяснить, что раствор CdCl2 при действии щелочи дает осадок
Cd(OH)2, а раствор [Cd(NH3)4]Cl2 осадка не образует?
48
9. Укажите основное отличие двойных солей от комплексных. К каким солям
относятся: калийалюминиевые квасцы KAl(SO4)2, кристаллогидрат
CuSO4 5 H2O ?
10.
Что называется константой нестойкости комплексного иона? Пользуясь
таблицей констант нестойкости комплексных ионов в Приложении (табл.10),
расположите в порядке повышения устойчивости следующие ионы:
[Cd(H2O)4]2+, [Cu(CN)4]2-, [Ag(NH3)2]+, [HgI4]2-.
11*.
Что происходит при действии раствора аммиака на Cu(OH)2?
Рассчитайте и сравните концентрации ионов Cu2+ в насыщенном растворе
Cu(OH)2 (ПР=2 * 10-20) и в 0,1М растворе [Cu(NH3)4]2+ (Кн=9,3 * 10-13),
содержащем 0,2 моль/л избыточного NH3.
12.* 0,1М раствор [Ag(NH3)2]NO3 содержит 1 моль избыточного аммиака.
При какой концентрации ионов Cl-, Br- и I- начнется образование
соответствующего малорастворимого галогенида серебра?
III. Экспериментальная часть.
Опыт 1 Диссоциация комплексной соли.
В две пробирки налейте по 1 мл раствора FeCl3, в одну – прибавьте 1мл
раствора NaOH, а в другую – раствора KSCN. Что образуется? На наличие
какого иона в растворе FeCl3 указывают реакции с ионами OH- и SCN- ?
Проведите аналогичные реакции, взяв вместо раствора FeCl3 раствор
K3[Fe(CN)6]. Появляется ли осадок и какого он цвета? Изменяется ли цвет
раствора? Есть ли в растворе этой соли свободные ионы Fe3+?
Напишите уравнение электролитической диссоциации комплексного
соединения К3[Fe(CN)6]3 и молекулярные и ионно-молекулярные реакции
реакций.
49
Опыт 2 Диссоциация двойной соли.
Докажите наличие ионов NH4+, Fe3+ и SO42- в растворе
железоаммонийных квасцов NH4Fe(SO4)2. Для этого следует в три пробирки
налить одинаковые объемы раствора квасцов. В одну из них добавить раствор
роданида калия, в другую –хлорида бария, а в третью пробирку добавить
гидроксида натрия и осторожно нагреть.
Напишите уравнение электролитической диссоциации
железоаммонийных квасцов и краткие ионно-молекулярные уравнения
реакций.
В чем состоит сходство и различие между двойными солями и комплексными
соединениями анионного и катионного типа?
Опыт 3 Образование и диссоциация соединений с комплексным катионом
(аммиакаты d-элементов).
3а.
Сульфат тетраамминмеди (II).
Налейте в пробирку 10-15 капель сульфата меди (II) и по каплям
прибавляйте 25%-ный раствор аммиака, встряхивая пробирку для лучшего
перемешивания содержимого. Наблюдайте выпадение зеленовато-голубоватого
осадка основной соли (CuOH)2SO4. Затем по каплям прибавляйте избыток
раствора NH4OH до растворения осадка. Как меняется при этом цвет раствора и
почему? Присутствие каких ионов обусловливает окраска исходного раствора
и ее изменение?
Напишите уравнение реакции получения комплексной соли, учитывая,
что координационное число Cu2+ равно четырем, и уравнение электролитической диссоциации этой соли в растворе.
Полученный раствор сохранить для опыта 6г.
50
3б.
Комплексные основания никеля и кадмия.
Получите осадки гидроксидов никеля и кадмия, добавляя к растворам их
солей (3-4 капли) равный объем раствора щелочи. Осторожно слейте растворы
с осадков или полоской фильтровальной бумаги удалите жидкую фазу. К
осадкам добавьте по 5-6 капель 25%-ного раствора аммиака. Что происходит?
Напишите уравнения реакций образования гидроксидов никеля (II) и кадмия, их
взаимодействия с аммиаком и уравнения электролитической диссоциации комплексных
оснований (координационное число никеля принять равным шести, а кадмия – четырем).
Какие основания являются более сильными: простые или комплексные? Почему?
3в.
Хлорид диамминсеребра.
Налейте в пробирку 1-2 капли нитрата серебра и столько же раствора
хлорида натрия или калия. Полученный осадок растворите в нескольких каплях
25%-ного раствора аммиака. Составьте уравнение реакций комплексообразо вания, учитывая, что координационное число Ag+ равно двум. Каков состав
образующегося при этом комплексного иона?
Полученный раствор сохраните для опыта 6а.
Опыт 4 Образование и диссоциация соединений с комплексным анионом.
Ацидокомплексы.
4а.
Тетраиодовисмутат калия.
К 2-3 каплям раствора нитрата висмута прибавьте по каплям раствор
иодида калия до выпадения осадка BiI3. Затем добавьте еще несколько капель
насыщенного раствора KI до растворения выпавшего осадка. Каков цвет
полученного раствора? Может ли эта окраска обусловливаться присутствием
ионов K+, I-, Bi+3? Какой из этих ионов может быть комплексообразователем?
4б.
Тетраиодомеркурат калия.
В две пробирки внесите по 2-3 капли раствора нитрата ртути (II). Одну
пробирку оставьте в качестве контрольной, в другую добавьте раствор иодида
калия до полного растворения образующегося вначале оранжевого осадка
51
иодида ртути (II). (Часть полученного раствора комплексной соли сохраните
для опыта 7г).
Испытайте растворы в обеих пробирках на присутствие ионов Hg2+,
добавив в каждую пробирку по 2 капли раствора гидроксида натрия. Из какого
раствора выпадает желтый осадок оксида ртути (II)?
Напишите уравнения реакций образования и диссоциации комплексных
соединений, учитывая, что координационные числа Bi+3 и Hg+2 равны четырем.
4в.
Гидроксосоли.
В три пробирки внесите раздельно по 2-3 капли растворов солей цинка,
хрома (III) и алюминия. В каждую из них добавьте по каплям раствор щелочи
до образования осадка соответствующего гидроксида, а затем добавьте избыток
щелочи до полного растворения осадков с образованием растворимых
гидроксокомплексов, содержащих ионы [Zn(OH)4]2-, [Cr(OH)6]3- и [Al(OH)6]3-.
Напишите уравнения реакций образования и диссоциации комплексных
соединений.
Опыт 5. Комплексные соединения в реакциях обмена.
Качественные реакции на ионы Fe3+ и Fe2+.
К 1-2 каплям раствора хлорида или сульфата железа (III) прибавьте
равный объем раствора гексацианоферрата(II) калия K4[Fe(CN)6] (желтая
кровяная соль). К 1-2 каплям свежеприготовленного (почему?) раствора
сульфата или хлорида железа (II) прибавьте столько же раствора
гексацианоферрата(III) калия K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль).
Отметьте наблюдения и напишите уравнения протекающих реакций,
обратив внимание на то, что реактивом на ион Fe3+ служит цианидный
комплекс [Fe(CN)6]4-, в состав которого входит железо (II), и, наоборот,
реактивом на ион Fe2+ служит комплекс того же состава [Fe(CN)6]3-, но с
центральным ионом железа (III).
52
Опыт 6. Прочность и разрушение комплексных ионов.
Для проведения опытов 6(а-в) используйте раствор хлорида
диамминсеребра [Ag(NH3)2]Cl, полученный в опыте 3в, а для опыта 6г –
сульфат тетраамминмеди [Cu(NH3)4]SO4, полученный в опыте 3а.
6а.
К 3-4 каплям раствора комплексной соли серебра добавьте кусочек
гранулированного цинка. Что наблюдается?
Напишите уравнение реакции образования комплексного аммиаката
цинка, учитывая, что координационное число Zn2+ равно четырем. Объясните,
пользуясь таблицей констант нестойкости комплексных ионов, причину
вытеснения цинком серебра из его аммиачного комплексного иона.
6б.
К 5-6 каплям раствора диаминсеребра добавьте разбавленную азотную
кислоту до выпадения осадка AgCl. Объясните наблюдаемые явления, исходя
из того, что константы нестойкости ионов [Ag(NH3)2]+ и NH4+ соответственно
равны 6,8 * 10-8 и 6,0 * 10-10.
6в.
В две пробирки с 4-5 каплями раствора хлорида диамминсеребра
добавьте: в одну - раствор гидроксида натрия, а в другую – раствор иодида
калия. Что происходит? Напишите уравнение диссоциации комплексного иона
[Ag(NH3)2]+. Дайте объяснение наблюдаемым явлениям, пользуясь уравнением
диссоциации комплексного иона, его константой нестойкости и величиной
произведения растворимости образовавшегося осадка.
6г.
Раствор [Cu(NH3)4]SO4 разделите поровну в две пробирки. В одну
прилейте раствор гидроксида натрия, а в другую – раствор сульфида аммония.
Что наблюдается? Дайте объяснение наблюдаемым явлениям, исходя из
данных о величинах произведений растворимости Cu(OH)2 и CuS и константы
нестойкости иона [Cu(NH3)4]2+.
53
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 9
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.
I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.
Степень окисления. Степень окисления атома в простых и сложных
веществах. Окислительно-восстановительные реакции и их отличие от реакций
ионного обмена. Процесс окисления и процесс восстановления. Окислители и
восстановители. Составление уравнений окислительно-восстановительных
реакций (метод электронного баланса, ионно-электронные уравнения).
Важнейшие окислители и восстановители. Типы окислительновосстановительных реакций.
II. Вопросы и упражнения.
1.
Дайте определения понятиям: степень окисления, окислитель и процесс
окисления; восстановитель и процесс восстановления.
2.
Как связаны электронное строение атомов и ионов с их окислительно-
восстановительными свойствами. Рассмотрите на примерах серы , азота,
галогенов.
3.
Определите степень окисления серы в следующих соединениях: SO2, H2S,
Na2SO3, CS2, H2SO4, As2S5.
Определите степени окисления хрома в соединениях: K2CrO4, Cr2O3,
KCrO2, Cr2(SO4)3, K2Cr2O7, Na3[Cr(OH)6]
Определите степени окисления элементов в ионах: (NO3)-, (NO2)-, (BiO3)-,
(MnO4)-, (MnO4)2-, (NH4)+, (ClO3)4.
Определите, какие процессы относятся к процессам окисления, а какие к
процессам восстановления: S(SO4)2-; SS2-; SnSn4+; KK+; Br22Br-;
2H+H2; H22H-; V2+(VO3)-; Cl-(ClO3)-; (IO3)-I2; (MnO4)-(MnO4)254
5.
Определите, какими свойствами в окислительно-восстановительных
реакциях обладают следующие молекулы ( только окислительными, только
восстановительными или и окислительными и восстановительными): KCrO2,
Cr2(SO4)3, K2Cr2O7 , SO2, H2S, Na2SO3, H2SO4, HCl, HClO4, Cl2, HNO3, NaNO2, Fe
6.
Определите, какие реакции относятся к окислительно-
восстановительным:
a)
H2+Br22HBr;
б)
NH4ClNH3+HCl;
в)
NH4NO3N2O+2H2O;
г)
2K2CrO4+H2SO4K2Cr2O7+K2SO4+H2O;
д)
Fe+SFeS
7.
Для приведенных реакций определите, какие вещества являются
окислителями, а какие восстановителями; укажите тип окислительновосстановительной реакции; составьте уравнения электронного баланса и
подберите коэффициенты:
a)
SO2+Br2+H2O2HBr+H2SO4
б)
Mg+H2SO4MgSO4+H2
в)
Cu+H2SO4CuSO4+SO2+H2O
г)
I2+6KOHKIO3+KI+H2O
д)
KMnO4+KOHK2MnO4+O2+H2O
е)
H2SO3+H2SS+3H2O
ж)
NH4NO2N2+H2O
з)
P+KOH+H2OPH3+3KH2PO4
и)
H2O2H2O+O2
k)
KMnO4+MnSO4+H2OMnO2+K2SO4+H2SO4
8.
Для связывания сероводорода в условиях бурения используют в качестве
реагентов бихромат калия или перманганат калия по реакциям:
a)
H2S+K2Cr2O7+H2SO4S+Cr2(SO4)3+K2SO4+H2O;
55
б)
H2S+KMnO4+H2SO4S+MnSO4+K2SO4+H2O;
в)
H2S+KMnO4S+MnO2+KOH +H2O
г)
H2S+KMnO4+KOHS+K2MnO4+H2O.
д) Составьте уравнения электронного баланса и подберите коэффициенты.
Рассчитайте, какая масса бихромата калия (уравнение (a)) потребуется для
нейтрализации 224 м3 (н. у.) сероводорода.
9.
Какова степень окисления азота в нитрите калия и серы в сульфите
натрия? Каковы окислительно-восстановительные свойства этих соединений в
реакциях
а)
KNO2+ KI+H2SO4I2+NO+K2SO4+H2O;
б)
KNO2+ K2Cr2O7+H2SO4Cr2(SO4)3+KNO3+K2SO4+H2O;
в)
Na2SO3+KМnO4+H2SO4 Na2SO4+MnSO4+K2 SO4 +H2O;
г)
Na2SO3+KI+H2SO4 S+ I2 + Na2SO4+K2 SO4 +H2O
10.
Какие металлы взаимодействуют с соляной кислотой, с разбавленной
серной кислотой? Приведите примеры.
11.
В каких кислотах могут растворяться медь и серебро? Приведите
примеры.
12.
Особенности взаимодействия железа, хрома и алюминия с кислотами-
окислителями (конц. серной кислотой и азотной кислотой разб. и конц.). Как
доказать, что при растворении железа в сильно разбавленной азотной кислоте
получается ион железа (II) ?
III. Экспериментальная часть.
Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции
Опыт 1. Окислительно-восстановительные свойства простых веществ.
В пробирку поместите гранулу алюминия или алюминиевую проволоку и
добавьте 5-7 капель бромной воды (Br2+H2O). Встряхните пробирку и оставьте
56
ее на некоторое время постоять. Отметьте цвет исходного раствора бромной
воды и раствора, полученного в результате реакции. Запишите уравнение
реакции, составьте уравнения электронного баланса, укажите окислитель и
восстановитель, расставьте коэффициенты.
Опыт 2. Восстановительные свойства металлов.
2а.
Взаимодействие металлов с хлороводородной и разбавленной серной
кислотами
Зачистите медную проволоку и железный гвоздь. В две пробирки налейте
небольшое количество разбавленной серной кислоты (или соляной, или
уксусной кислот). В одну пробирку поместите железный гвоздь, а в другую
медную проволоку. Отметьте наблюдаемые явления. В обеих ли проборках
проходит реакция? До какой степени окисления окислиться железо? Докажите
это с помощью качественного реактива на ион Fe+2 K3[Fe(CN)6]. Запишите
уравнение реакции, составьте уравнение электронного баланса, укажите
окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты.
2б.
Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями.
Взаимодействие меди и железа с концентрированной серной кислотой.
В 2 пробирки поместите небольшое количество концентрированной
серной кислоты. В одну поместите хорошо зачищенный железный гвоздь, а в
другую медную проволоку. Отметьте наблюдаемые явления. До какой степени
окисления окислиться железо? Докажите это с помощью качественного
реактива на ион Fe+3 K4[Fe(CN)6]. Запишите уравнение реакций, составьте
уравнения электронного баланса, укажите окислители и восстановители,
расставьте коэффициенты.
Взаимодействие меди и железа с разбавленной и концентрированной
азотной кислотой.
Опыт проводить под тягой! Хорошо зачистите железный гвоздь и
медную проволоку. В 2 пробирки налейте по 2-3 мл концентрированной
57
азотной кислоты и поместите в одну железный гвоздь, а в другую медную
проволоку. В какой пробирке бурно протекающая вначале реакция со временем
прекращается? Почему? Запишите уравнения реакций, составьте уравнения
электронного баланса и подберите коэффициенты.
Тоже самое проделайте, используя разбавленную азотную кислоту. До
какой степени окисления окислиться железо в каждой из проделанных
реакций? Докажите с помощью качественных реактивов K4[Fe(CN)6] (на ионы
Fe+3 ) и K3[Fe(CN)6] (на ионы Fe+2 ).
2в.
Взаимодействие амфотерного металла с раствором щелочи.
В пробирку поместите гранулу цинка и 2-3 мл концентрированного
раствора гидроксида натрия. Наблюдается ли выделение газа? Если не
наблюдается, немного нагрейте пробирку.
Напишите уравнение реакции, составьте уравнения электронного баланса
и подберите коэффициенты.
2г.
Взаимодействие металлов с растворами солей.
В одну пробирку налейте раствор сульфата меди и поместите в раствор
зачищенный железный гвоздь, в другую пробирку налейте раствор сульфата
железа (II) и поместите в этот раствор медную проволоку. Отметьте
наблюдаемые явления. В обеих ли пробирках происходит реакция? Запишите
уравнение реакции, составьте уравнения электронного баланса и подберите
коэффициенты.
Опыт 3. Восстановительные свойства элементов в минимальной степени
окисления.
Опыты проводить под тягой!
3а.
Поместите в пробирку немного кристаллической соли бихромат калия и
добавьте
небольшое
количество
концентрированной
соляной
кислоты.
Осторожно нагрейте пробирку с реакционной смесью. Отметьте наблюдаемые
явления (запах хлора, изменение окраски раствора). Запишите уравнение реакции,
58
составьте
уравнения
электронного
баланса,
укажите
окислитель
и
восстановитель, подберите коэффициенты.
3б.
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора перманганата калия и добавьте
несколько
капель
концентрированного
раствора
аммиака.
Отметьте
наблюдаемые явления. Продуктами реакции являются азот и оксид марганца
(IV). Запишите уравнения реакции, составьте уравнения электронного баланса,
укажите окислитель и восстановитель, подберите коэффициенты.
Опыт 4. Окислительно-восстановительная двойственность пероксида
водорода (перекиси водорода) Н2О2.
Напишите графическую формулу молекулы пероксида водорода.
Определите степени окисления элементов в пероксиде водорода. Почему Н2О2
проявляет окислительно-восстанови-тельную двойственность?
Налейте в одну пробирку иодид калия, а в другую перманганат калия.
Подкислите растворы разбавленной серной кислотой. В обе пробирки добавьте
раствор пероксида водорода. Отметьте наблюдаемые явления. Чем является
пероксид водорода в этих реакциях? Запишите уравнения реакций, учитывая,
что пероксид водорода восстанавливается до воды, а окисляется до кислорода,
составьте уравнения электронного баланса, укажите окислитель и
восстановитель, подберите коэффициенты.
Опыт 5. Влияние характера среды на протекание окислительновосстановительных реакций.
В 3 пробирки налейте раствор перманганата калия. В первую пробирку
добавьте 2 капли разбавленной серной кислоты (кислая среда), во вторую
пробирку добавьте 2 капли дистиллированной воды (нейтральная среда), в
третью добавьте 2 капли разбавленного раствора гидроксида натрия (щелочная
среда). В каждую из пробирок поместите несколько кристалликов сульфита
натрия. Отметьте наблюдаемые явления.
59
Ион MnO4-1 фиолетового цвета, MnO4-2 - зеленого, оксид марганца (IV) MnO2
бурого цвета, а ион Mn+2 бесцветный.
Напишите уравнения наблюдаемых реакций. Для всех уравнений составьте
уравнения электронного баланса и подберите коэффициенты.
Опыт 6 Внутримолекулярные реакции окисления-восстановления.
(Опыты проводятся показательно для всей лаборатории)
6а.
Термическое разложение бихромата аммония.
Поместите небольшое количество кристаллического бихромата аммония
в виде горки на керамическую плитку (фарфоровую чашку или коническую
воронку). Нагрейте в пламени горелки стеклянную палочку и внести ее в
середину подготовленной горки. Палочку подержите несколько секунд до
начала реакции. Отметьте наблюдаемые явления. Составьте уравнения
электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. Подберите
коэффициенты.
6б*
Термическое разложение нитрата калия.
В сухую пробирку поместите немного кристаллической соли нитрата
калия. Нагрейте пробирку и ее содержимое до образования пузырьков газа.
Внесите в пробирку небольшую лучинку. Отметьте наблюдаемые явления.
Запишите уравнение реакции. Составьте уравнения электронного баланса,
укажите окислитель и восстановитель. Подберите коэффициенты. Одним из
продуктов разложения нитрата калия является нитрит калия. Для
доказательства растворите кристаллическое вещество, оставшееся в пробирке, в
дистиллированной воде, разделите раствор на 2 части. Растворы подкислите 2
каплями разбавленного раствора серной кислоты. В одну из них добавьте
раствор перманганата калия, в другую несколько кристалликов иодида калия.
Отметьте наблюдаемые явления.
60
Опыт 7. Реакции диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления)
Внесите в пробирку 5-7 капель бромной воды и добавьте к ней по каплям
разбавленного раствора гидроксида натрия до обесцвечивания раствора.
Запишите уравнение реакции, принимая во внимание, что продуктами являются
бромид натрия, гипобромид натрия (NaBrO) и вода. Составьте уравнения
электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. Подберите
коэффициенты.
61
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 10
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.
s-, p- и d- металлы, строение их электронных оболочек. Возможные
степени окисления. Изменение первого потенциала ионизации и стандартного
электродного потенциала металлов по подгруппе и по периоду ( на примере
металлов IV периода ).
Свойства оксидов и гидроксидов s-металлов (Na, Mg, Ca), p- металлов
(Al), d- металлов (Fe, Cu, Zn).
Взаимодействие вышеперечисленных металлов с кислотами
(хлороводородной, серной разб. и концентрированной, азотной разб. и конц.) и
щелочами. Пассивирование алюминия и железа.
Причины способности ионов р- и d- металлов к комплексообразованию
(на примере соединений Al, Zn, Cu).
Влияние степени окисления металла на кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства им соединений ( на примере
соединений железа, хрома м марганца).
Гидролиз солей s-, p- и d- металлов.
s-МЕТАЛЛЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ
II. Вопросы и упражнения для подготовки к лабораторной работе.
1.
Какие металлы относятся к s-металлам? Напишите строение электронных
оболочек атомов Na и Mg. Какие валентности имеют ионы этих металлов?
62
2.
Как изменяются восстановительные свойства элементов I и II главных
подгрупп в периоде (слева направо) и в подгруппе (сверху вниз)? С чем это
связано?
3.
Напишите уравнения реакций взаимодействия натрия, магния и кальция с
кислородом, водородом, хлором, водой.
4.
Какие металлы называются щелочными и щелочноземельными? Какими
свойствами обладают их оксиды и гидроксиды? Напишите уравнения реакций
взаимодействия оксидов натрия, магния и кальция с водой. При каких условиях
оксид магния растворяется в воде?
5.
Какую реакцию среды имеют хлориды натрия, магния и кальция?
Напишите уравнения реакций взаимодействия магния с хлороводородной
кислотой, с разб. и конц. серной кислотой, с азотной кислотой разб. и конц.
При составлении уравнений следует учитывать высокую активность Mg
(Е0 = -2,36 В)
III. Экспериментальная часть.
Опыт 1. Взаимодействие магния с водой.
Кусочек магния поместите в пробирку с 1-2 мл дистиллированной воды.
Отметив отсутствие реакции при комнатной температуре, нагрейте
пробирку над пламенем горелки. Что наблюдается? Дайте пробирке
остыть и добавьте к полученному раствору 1-2 капли фенолфталеина. Как
изменится окраска раствора? Напишите уравнение реакции. Какой газ
выделяется?
Опыт 2. Взаимодействие магния с кислотами.
а)
В пробирку поместите кусочек магния и налейте 1-2 мл разбавленной
серной или хлороводородной кислоты. Что наблюдается? Какой газ
выделяется? Напишите уравнение реакции. Составьте схему электронного
баланса.
63
б)
Опыт проводить под тягой! В пробирку поместите кусочек магния и
налейте 1-2 мл конц. серной кислоты. Что наблюдается? К горлышку пробирки
поднесите кусочек фильтровальной бумаги, смоченной раствором нитрата
свинца. Почернение бумаги указывает на образование черного сульфида свинца
при взаимодействии выделяющегося газа с нитратом свинца, появление белого
пятна – на образование белого сульфита свинца.. Какой газ выделялся?
Напишите уравнение реакции взаимодействия магния с концентрированной
серной кислотой. Составьте схему электронного баланса.
в)
Опыт проводить под тягой! В 2 пробирки поместите по кусочку
магния и налейте в одну пробирку 1-2 мл разб. азотной кислоты, а в другую 1-2 мл конец. азотной кислоты. Что наблюдается? Учитывая, что NO2 – бурый
газ, а NO, N2O, N2 и NH3 – бесцветные газы, и что NH3 имеет специфический
запах, напишите уравнения реакций растворения магния в разбавленной и
концентрированной азотной кислоте. Составьте схемы электронного баланса.
Опыт 3. Получение гидроксида магния и изучение его свойств.
В пробирку налейте 1-2 мл хлорида магния с только же гидроксида
натрия. Полученный осадок разделите на 2 пробирки. В одну пробирку налейте
2 мл хлороводородной кислоты, в другую – столько же гидроксида натрия. В
обеих ли пробирках растворился осадок? Напишите уравнения реакций
получения и растворения гидроксида магния. Какими свойствами он обладает?
Опыт 4. Получение и растворение карбоната кальция.
В пробирку налейте по 1-2 мл хлорида кальция и карбоната натрия.
Какого цвета выпавший осадок? Полученный осадок разделите на 2 пробирки.
В одну добавьте 2 мл хлороводородной кислоты, а в другую пропустите газ СО2
из аппарата Киппа. Что Вы наблюдаете? Напишите уравнения реакций
образования и растворения карбоната кальция. Пробирку, в которой карбонат
кальция растворился при пропускании СО2, нагрейте над газовой горелкой.
Почему снова выпадает осадок? Напишите уравнение реакции.
64
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ
I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.
Жесткость воды – наличием каких ионов в воде она определяется.
Временная, постоянная и общая жесткость. Единицы измерения жесткости.
Способы удаления жесткости воды: временной, постоянной и общей.
II. Вопросы и упражнения
1.
Что такое жесткость воды? Что такое временная жесткость, постоянная
жесткость и общая жесткость воды?
2.
В каких единицах измеряется жесткость воды?
3.
К раствору, содержащему хлориды кальция и магния, добавили раствор,
содержащий карбонат натрия. Напишите уравнения реакций. Удалению какой
жесткости способствуют эти реакции?
4.
При пропускании углекислого газа через растворы солей кальция и
магния наблюдалось выпадение осадков, а при дальнейшем пропускании этого
газа осадки растворялись. Запишите уравнения реакций происходящих
процессов.
5.
Какая вода обладает большей жесткостью: речная, морская или
дождевая?
6.
Что представляет собой накипь в чайнике?
7.
В каком роднике вода должна быть мягче: в роднике, вытекающем из
меловой горы (горы Донбасса) или из гранитной горы (горы Среднего Урала)?
8.
Напишите основные способы устранения временной и постоянной
жесткости воды (способы ее “умягчения“).
9.
В чем заключается процесс уменьшения жесткости воды с помощью
ионообменных смол? Как регенерируют эти смолы?
65
10.
Какую среду (кислую, щелочную или нейтральную) имеет вода, в
которой преобладает временная жесткость и почему? Напишите ионномолекулярные уравнения реакций, подтверждающие Ваш ответ.
11.
Рассчитайте временную жесткость воды, зная, что на реакцию с
гидрокарбонатом, содержащемся в 100 мл этой воды, потребовалось 5 мл 0,1 н
раствора хлороводородной кислоты.
12.
Сколько граммов гидроксида кальция необходимо прибавить к 100 мл
воды, чтобы удалить временную жесткость, равную 2,86 мг-экв/ л ?
III Экспериментальная часть
Опыт 1. Определение временной жесткости воды.
Временная жесткость воды обусловлена присутствием в ней
гидрокарбонатов кальция и магния. При определении временной жесткости
используется косвенный метод (определяют количество не непосредственно
ионов кальция и магния, а гидрокарбонат - ионов ). Для этого используют
метод титрования.
Титрованием называется метод количественного анализа, основанный на
измерении количества реагента, необходимого для взаимодействия с точным
количеством определяемого вещества. Присутствие в воде гидрокарбонатов
кальция и магния обуславливает ее слабощелочную реакцию благодаря
гидролизу этих солей Определяемое вещество – гидрокарбонат-ионы,
находящиеся в воде, реагент – раствор хлороводородной кислоты.
(HCO3)  + H+ = H2CO3
По закону эквивалентов экв (НCl) = экв. (HCO3)
VHCl (мл) * NHCl (моль-экв/л) * 1000= Vводы (мл)* Жводы (ммоль-экв/л)
Т.к. угольная кислота – слабая кислота, при взаимодействии всех
гидрокарбонат-ионов, находящихся в растворе, с ионами водорода кислоты
66
реакция среды из слабощелочной становится слабокислой. Дальнейшее
прибавление кислоты делает раствор более кислым, поэтому в качестве
индикатора, определяющего точку эквивалентности, следует применять
индикаторы, имеющие область перехода окраски в интервале рН 3.0 ÷ 4,6.
ВЫПОЛНЕНИЕ РАБОТЫ. Отмерьте пипеткой указанный преподавателем
объем исследуемой пробы воды (100 – 50 мл) и перенесите её в коническую
колбу для титрования. Добавьте 2-3 капли индикатора метилового оранжевого.
В приготовленную заранее бюретку налейте 0.1 н. (приготовленный из
фиксанала) раствор хлороводородной кислоты.
*Фиксаналы – стеклянные ампулы, содержащие вещества в точно
определенном количестве (обычно 0,1 моль). Предназначены для приготовления
растворов строго определенной концентрации.
Установите уровень жидкости в бюретке на нулевое деление и по каплям
приливайте хлороводородную кислоту в воду до изменения окраски индикатора
от желтой до оранжево-розовой. После добавления каждой порции кислоты
взбалтывая колбу тщательно перемешивайте раствор. Определите объём
израсходованной на титрование кислоты и запишите в таблицу. Титрование
повторите ещё два раза, каждый раз доливая в бюретку кислоты до нулевого
деления и предварительно ополаскивая дистиллированной водой колбочку для
титрования. Расхождение в объеме кислоты при титровании не должно
превышать 0,05 мл. Результаты опытов запишите в таблицу.
Номер
Объём пипетки =
Объём раствора HCI, израсход.
титрования
объём воды V1, мл
на титрование V2, мл
67
Временную жесткость воды (в ммоль экв/ л ) рассчитывают по формуле:
Жесткость временная = NHCI  VHCI  1000 / V1
Где VHCI - среднее арифметическое от трех V2 , полученных при трех
титрованиях.
NHCI – нормальность раствора хлороводородной кислоты.
Опыт 2 Определение общей жесткости воды.
Общая жесткость воды определяется комплексонометрическим методом
титрованием ионов кальция и магния трилоном Б (комплексон III или
динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты).
При титровании трилон Б образует комплекс с двухвалентным металлом
соотношением 1:1
В качестве индикатора используется эриохром черный Т, образующий с
кальцием и магнием менее устойчивый по сравнению с трилоном Б комплекс
красного цвета. При титровании ионы кальция и магния вытесняются из
индикаторного комплекса в результате образования комплекса с трилоном Б и
раствор приобретает окраску самого индикатора, т.е. становится синим.
ВЫПОЛНЕНИЕ РАБОТЫ. Заполните бюретку титрованным раствором
трилона Б (0,02 н.). Отмерьте мерной пипеткой или из бюретки указанный
преподавателем объём анализируемой воды и перенесите её в коническую
колбу для титрования. Добавьте 5 мл буферного раствора (аммиачный буфер)
для поддержания интервала рН 9 ÷ 10 и 2-3 капли индикатора эрихрома
чёрного, после чего раствор окрасится в красный цвет. Раствор перемешайте и
сразу начните титрование комплексоном Б из бюретки. Титрование
продолжайте до перехода окраски в синюю. Титрование повторите три раза и
запишите результаты в таблицу, аналогичную таблице в опыте 1.
Общую жесткость воды (в ммоль экв/л) рассчитывают по формуле:
68
N2  V2  1000
Общая жесткость = 
V1
где V1 - объём анализируемой воды,
N2 -- нормальность трилона Б
V2 - средний объём раствора трилона Б, израсходованного на титрование.
Вычислите постоянную жесткость:
Жесткость постоянная = Жесткость общая – Жесткость карбонатная (временная).
69
р-МЕТАЛЛЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ
II. Вопросы и упражнения для подготовки к лабораторной работе.
1.
Какие из элементов относятся к р-металлам?
Напишите строение электронных оболочек атомов алюминия, олова и висмута
в основном и возбужденном состоянии. Какие степени окисления характерны
для атомов этих металлов? Почему они проявляют металлические свойства?
2.
Какими свойствами обладают гидроксиды Al+3 , Sn+2 , Bi +3 ? Напишите
уравнения реакций, подтверждающие их свойства.
3.
В чем растворяются алюминий, олово, висмут? Напишите уравнения
реакций растворения этих металлов в хлороводородной кислоте, в серной
кислоте разбавленной и концентрированной, в азотной кислота разбавленной и
концентрированной, в растворе гидроксида натрия.
4.
Какие кислоты пассивируют алюминий? Как снять пассивацию металла?
5.
Какую реакцию среды имеют растворы нитратов алюминия и свинца (II)?
Напишите уравнения гидролиза этих солей в молекулярном и ионномолекулярном виде.
III. Экспериментальная часть.
АЛЮМИНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Опыт1. Взаимодействие алюминия с хлороводородной и разбавленными
серной и азотной кислотами.
В 3 пробирки поместите по кусочку алюминия и налейте: в первую
пробирку – раствор хлороводородной кислоты, во вторую – раствор серной
кислоты, в третью – раствор азотной кислоты. Наблюдается ли выделение газа
70
во всех пробирках? Для получения более выраженного эффекта можно немного
нагреть пробирки над газовой горелкой. Обратите внимание на цвет газа,
выделяющегося при взаимодействии алюминия с разб. азотной кислотой. NO2 –
бурый газ, NO, N2O, N2 и NH3 – бесцветные газы , NH3 имеет специфический
запах. Напишите уравнения реакций взаимодействия алюминия с этими
кислотами, составьте схемы электронного баланса.
Опыт 2. Взаимодействие алюминия с раствором щелочи.
В пробирку поместите кусочек алюминия и добавьте 1-2 мл раствора
гидроксида натрия. Если выделение газа идет медленно, слегка нагрейте
пробирку над газовой горелкой. Напишите уравнение реакции взаимодействия
алюминия с раствором гидроксида натрия, учитывая, что образуется
комплексный ион [Al(OH)4]-1. Что является окислителем в этой реакции? Зачем
необходимо нагревание раствора?
Опыт 3. Пассивирование алюминия.
Коллективный опыт! Кусочек алюминиевой фольги или проволоки опустите
в
пробирку
с
концентрированной
азотной
кислотой.
Даже
если
в
первоначальный момент реакция идет, она быстро прекращается. Через 2-3
минуты выньте алюминиевую фольгу из раствора, промойте дистиллированной
водой и опустите в пробирку с хлороводородной кислотой. Пойдет ли реакция?
Отметьте пассивирующее действие концентрированной азотной кислоты на
алюминий.
Опыт 4. Взаимодействие алюминия с растворами солей.
В 2 пробирки поместите по кусочку алюминия. В одну пробирку налейте
1-2 мл раствора сульфата меди, в другую – столько же раствора хлорида меди.
В какой пробирке реакция идет быстрее? Напишите уравнения реакций.
Отметьте активизирующее действие хлорид-ионов на разрушение защитной
пленки оксида алюминия.
71
Опыт 5. Получение гидроксида алюминия и изучение его свойств.
В 2 пробирки налейте по 1-2 мл раствора соли алюминия и осторожно по
каплям приливайте раствор гидроксида натрия до образования осадка. Какой
осадок при этом получается? В первую пробирку прилейте раствор
хлороводородной кислоты до растворения осадка, во вторую пробирку –
раствор гидроксида натрия также до растворения осадка. Напишите уравнения
соответствующих реакций в молекулярной и ионно-молекулярной форме.
Опыт 6. Гидролиз солей алюминия.
В пробирку с 1-2 мл воды добавьте 1-2 капли лакмуса и 5-6 крупинок
сульфата алюминия. Отметьте изменение цвета раствора лакмуса и напишите
уравнение реакции гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной форме.
МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП (d-МЕТАЛЛЫ)
II. Вопросы и упражнения для подготовки к лабораторной работе.
1.
Напишите электронные формулы атомов марганца, железа, меди и цинка
в основном и возбужденном состоянии. Какие минимальную и максимальную
валентность проявляют атомы этих элементов?
2.
Какой из гидроксидов: Zn(OH)2 или Cd(OH)2 имеет амфотерные
свойства? Почему? Напишите уравнения реакций, доказывающие амфотерные
свойства гидроксида цинка, учитывая, что при взаимодействии со щелочью
получается комплексный ион [Zn(OH)4]-2.
3.
Какое из перечисленных соединений: MnCl2 , KМnO4, MnO2 , K2MnO4
проявляет только окислительные свойства? Почему?
4.
Качественные реакции на ионы Fe+2 и Fe +3. Напишите уравнения
реакций и цвет раствора или осадков, указывающих на наличие
соответствующего иона.
72
5.
В каких кислотах растворяется железо? Какие ионы железа при этом
образуются?
6.
Какие кислоты пассивируют железо?
7.
Пользуясь рядом стандартных потенциалов металлов, объясните, могут
ли в стандартных условиях медь и серебро вытеснять водород из растворов
хлороводородной и разбавленной серной кислот. В какой разбавленной кислоте
растворяется медь? Напишите уравнение соответствующей реакции.
8.
Почему ионы d-металлов склонны к комплексообразованию? Напишите
уравнения реакций растворения гидроксида меди в аммиаке с образованием
комплексного иона [Cu(NH3)4]+2
9.
Почему влажный гидроксид железа (II) на воздухе превращается в
гидроксид железа (III)? Напишите уравнение соответствующей реакции.
III. Экспериментальная часть.
ЖЕЛЕЗО И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Опыт 1. Качественные реакции на ионы Fe+2 и Fe +3.
1а)
Налейте в пробирку 1мл соли Fe +3 и добавляйте по каплям раствор
роданида калия KCNS. Как будет меняться цвет раствора? Напишите уравнение
реакции образования комплексного иона [Fe(CNS)6]-3.
1б)
Налейте в пробирку 1 мл соли Fe +3 и добавляйте по каплям раствор
K4[Fe(CN)6]. Какова степень окисления иона железа внутри комплекса? Какого
цвета осадок образуется ? Этот осадок называется “берлинская лазурь”.
Напишите уравнение реакции образования осадка берлинской лазури. Синий
цвет определяется сочетанием ионов Fe+2 и Fe +3 в образующейся комплексной
соли.
1в)
Налейте в пробирку 1 мл соли Fe +2 и добавляйте по каплям раствор
K3[Fe(CN)6]. Какова степень окисления иона железа внутри комплекса? Какого
цвета осадок образуется ? Этот осадок называется “турнбулева синь”.
73
Напишите уравнение реакции образования осадка турнбулевой сини. Синий
цвет определяется сочетанием ионов Fe+2 и Fe +3 в образующейся комплексной
соли.
Опыт 2. Взаимодействие железа с кислотами.
2а)
Поместите в пробирку немного железных опилок и залейте их 1-2 мл
разбавленной хлороводородной или серной кислотой. Что Вы наблюдаете?
Какой ион железа получается при растворении железа в хлороводородной или
серной разбавленной кислоте? Для ответа на этот вопрос добавьте в пробирку
несколько капель K3[Fe(CN)6]. Напишите уравнение реакции растворения
железа в хлороводородной или разбавленной серной кислоте. Составьте схему
электронного баланса.
2б)
Поместите в пробирку немного железных опилок и залейте их 1-2 мл
концентрированной серной кислоты. Если реакция не идет , немного нагрейте
пробирку над газовой горелкой. Чтобы определить, какой газ выделяется,
поднесите к горлышку пробирка кусочек фильтровальной бумаги, смоченной
раствором нитрата свинца. Появление черного пятна на фильтровальной бумаге
укажет на выделение сероводорода, белого пятна – на выделение SO2. Какой
ион железа получается при растворении железа в концентрированной серной
кислоте? Для доказательства используйте реактивы, предложенные в опыте 1а)
или опыте 1б). Напишите уравнение реакции растворения железа в
концентрированной серной кислоте. Составьте схему электронного баланса.
2в)
Опыт проводить под тягой! Поместите в пробирку немного железных
опилок и залейте их 1-2 мл разбавленной азотной кислотой. Если реакция идет
медленно, немного нагрейте пробирку над газовой горелкой. Какой газ
выделяется? Обратите внимание на цвет газа, выделяющегося при
взаимодействии железа с разб. азотной кислотой: NO2 – бурый газ, NO, N2O, N2
и NH3 – бесцветные газы , NH3 имеет специфический запах. Какой ион железа
74
получается при растворении железа в разбавленной азотной кислоте? Для
доказательства используйте реактивы, предложенные в опыте 1а) или опыте 1
б). Напишите уравнение реакции растворения железа в разбавленной азотной
кислоте. Составьте схему электронного баланса.
2г) Опыт проводить под тягой! Поместите в пробирку немного железных
опилок и залейте их 1-2 мл концентрированной азотной кислотой. Если реакция
не идет, немного нагрейте пробирку над газовой горелкой. Какой газ
выделяется? Обратите внимание на цвет газа, выделяющегося при
взаимодействии железа с разб. азотной кислотой: NO2 – бурый газ, NO, N2O,
N2 и NH3 – бесцветные газы , NH3 имеет специфический запах. Какой ион
железа получается при растворении железа в концентрированной азотной
кислоте при нагревании? Для доказательства используйте реактивы,
предложенные в опыте 1а) или опыте 1б). Напишите уравнение реакции
растворения железа в разбавленной азотной кислоте. Составьте схему
электронного баланса.
Опыт 3. Пассивирование железа
Коллективный опыт. (Опыт проводить под тягой) В стакан на 50 мл
с концентрированной азотной кислотой опустите хорошо зачищенный стальной
гвоздь. Наблюдайте быстрое прекращение бурного вначале взаимодействия
железа с концентрированной кислотой (происходит пассивирование железа).
Слегка ударьте гвоздем по стенке стакана. Что Вы наблюдаете? Каким образом
можно нарушить пассивирование поверхности стали?
Опыт 4. Восстановительные свойства гидроксида железа (II).
В пробирку налейте 1-2 мл соли железа (II) и столько же раствора
гидроксида натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. В течении 1-2 минут
наблюдайте за изменением цвета осадка, периодически помешивая его
стеклянной палочкой для лучшего соприкосновения с воздухом. Напишите
уравнения реакций образования гидроксида железа (II) и окисление его под
действием кислорода в гидроксид железа (III)
75
Опыт 5. Окислительные свойства железа (II)
К подкисленному хлороводородной кислотой раствору хлорида железа
(III) прилейте свежеприготовленный раствор сульфита натрия. Наблюдайте
изменение цвета раствора при нагревании. Напишите уравнение реакции.
Составьте схему электронного баланса.
Опыт 6. Гидролиз солей железа (II) и (III)
В 2 пробирки налейте по 1-2 мл дистиллированной воды и по 1-2 капли
лакмуса. В одну пробирку поместите несколько крупинок сульфата железа (II) ,
в другую – столько же хлорида железа (III). Как изменится цвет раствора
лакмуса? Какую реакцию имеют растворы этих солей? Напишите уравнения
реакций гидролиза этих солей в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
ЦИНК И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Опыт 7 Отношение цинка к кислотам.
В 4 пробирки поместите по грануле цинка и добавьте по 1 – 2 мл в
первую пробирку разбавленной серной кислотой, во вторую –
концентрированной серной кислотой, в третью – разбавленной азотной
кислоты, в четвертую – концентрированной азотной кислоты. В тех случаях,
когда при комнатной температуре реакция не наблюдается, немного подогрейте
пробирку. Обратите внимание на цвет газов, получающихся при растворении
цинка в этих кислотах. Используя качественные реакции для определения
выделившегося газа, указанные в опыте 2, напишите уравнения реакций
растворения цинка в этих кислотах.
Опыт 8. Отношение цинка к растворам щелочей.
В пробирку поместите гранулу цинка и добавьте 1-2 мл раствора щелочи.
Если выделение газа идет медленно, слегка нагрейте пробирку над газовой
горелкой. Напишите уравнение реакции взаимодействия цинка с раствором
76
гидроксида натрия, учитывая, что образуется комплексный ион [Zn(OH)4]-2. Что
является окислителем в этой реакции? Зачем необходимо нагревание раствора?
Опыт 9. Получение и свойства гидроксида цинка.
В 3 пробирки налейте по 1-2 мл раствора соли цинка и осторожно по каплям
приливайте раствор гидроксида натрия до образования осадка. Какой осадок
при этом получается? В первую пробирку прилейте раствор хлороводородной
кислоты до растворения осадка, во вторую пробирку –раствор гидроксида
натрия до растворения осадка, в третью –концентрированный раствор аммиака
также до растворения осадка. Напишите уравнения соответствующих реакций в
молекулярной и ионно-молекулярной форме. Какие комплексные ионы
получились при растворении гидроксида цинка в щелочи и растворе аммиака?
Опыт 10. Гидролиз солей цинка.
В пробирку с 1-2 мл воды добавьте 1-2 капли лакмуса и 5-6 крупинок
сульфата цинка. Отметьте изменение цвета раствора лакмуса и напишите
уравнение реакции гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной форме.
МЕДЬ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ
Опыт 11. Взаимодействие меди с кислотами.
В 4 пробирки поместите по кусочку медной проволоки и добавьте по 1-2
мл в первую пробирку –разбавленной серной кислоты, во вторую –
концентрированной серной кислоты, в третью – разбавленной азотной кислоты,
в четвертую – концентрированной азотной кислоты. В тех случаях, когда при
комнатной температуре реакция не наблюдается, немного подогрейте
пробирку. Во всех ли пробирках идет реакция? Обратите внимание на цвет
газов, получающихся при растворении меди в этих кислотах. Используя
77
качественные реакции для определения выделившегося газа, указанные в опыте
2, напишите уравнения реакций взаимодействия меди с этими кислотами.
Опыт 12. Получение и свойства гидроксида меди (II)
В 3 пробирки налейте по 1-2 мл раствора соли меди и осторожно по
каплям приливайте раствор гидроксида натрия до образования осадка. Какой
осадок при этом получается? В первую пробирку прилейте раствор
хлороводородной кислоты, во вторую пробирку –раствор гидроксида натрия, в
третью –концентрированный раствор аммиака. Во всех ли случаях произошло
растворение гидроксида меди? Напишите уравнения соответствующих реакций
в молекулярной и ионно-молекулярной форме. Какой вывод можно сделать о
свойствах гидроксида меди? Какой комплексный ион получился при
растворении гидроксида меди в растворе аммиака?
Опыт 13 Гидролиз солей меди.
В пробирку с 1-2 мл воды добавьте 1-2 капли лакмуса и 5-6 крупинок
сульфата меди. Отметьте изменение цвета раствора лакмуса и напишите
уравнение реакции гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной форме.
78
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 12
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ
И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе
Положение неметаллов в Периодической системе элементов Менделеева.
Строение внешних электронных оболочек атомов неметаллов. Изменение
величин сродства к электрону и электроотрицательности неметаллов по
периоду и по подгруппе. Минимальные и максимальные степени окисления
атомов неметаллов ( углерода, азота, фосфора, кислорода, серы, фтора, хлора).
Свойства аммиака, пероксида водорода, сероводорода, хлороводорода и их
водных растворов в ионно-обменных и окислительно-восстановительных
реакциях. Окислительно- восстановительные свойства кислородосодержащих
кислот и их солей ( азотной и азотистой кислот, серной и сернистой кислот).
СОЕДИНЕНИЯ УГЛЕРОДА (IV)
II. Вопросы и упражнения
1.
Напишите строение электронной оболочки углерода в основном и
возбужденном состоянии. Какие валентности может иметь углерод?
2.
Какими свойствами в ионно-обменных реакциях обладают оксиды
углерода?
3.
Напишите уравнения реакций, протекающих при пропускании оксида
углерода (IV) через раствор гидроксида кальция.
4.
Напишите уравнение реакции, позволяющей определить наличие
карбонат – иона в растворе.
79
III. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ.
Опыт 1. Получение оксида углерода (IV) и угольной кислоты.
В пробирку, наполовину заполненную дистиллированной водой, добавьте
несколько капель лакмуса и пропустите газ, полученный в аппарате Киппа, в
котором происходит взаимодействие кусочков мрамора с хлороводородной
кислотой. Как изменился цвет раствора? Почему
Напишите уравнения реакций, которые происходят при взаимодействии
мрамора ( карбоната кальция ) с хлороводородной кислотой и при растворении
полученного газа в воде.
Опыт 2. Соли угольной кислоты.
2а)
Получение карбоната и гидрокарбоната кальция.
В пробирку налейте 4-5 мл раствора гидроксида кальция (известковой
воды) и опустите в неё газоотводную трубку из аппарата Киппа,
подготовленного для получения оксида углерода (IV). Пропускайте газ через
раствор до выпадения осадка. Отметьте цвет осадка. Продолжайте пропускать
СО2 до полного растворения осадка. Какая соль получилась? Нагрейте
пробирку над газовой горелкой. Наблюдается ли опять выделение осадка?
Напишите уравнения реакций образования карбоната кальция, его перехода в
гидрокарбонат и последующего перехода опять в карбонат кальция
2б)
Получение малорастворимых карбонатов стронция и бария.
В 2 пробирки налейте по 1-2 мл раствора карбоната натрия и прилейте в
одну пробирку 1-2 мл соли бария, в другую – столько же соли стронция. Какого
цвета осадки Вы получили? К полученным осадкам прилейте по 2-3 мл
раствора уксусной кислоты. Что Вы наблюдаете? Почему полученные
карбонаты растворились в уксусной кислоте?
Напишите уравнения реакций образования и растворения осадков.
80
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ АЗОТА
II. Вопросы и упражнения.
1.
Напишите строение электронных оболочек атомов азота и фосфора в
основном и возбужденном состоянии. Почему у азота и фосфора максимальная
валентность разная, а максимальная степень окисления одинаковая?
2.
Назовите наиболее характерные соединения азота со степенями
окисления азота -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.
3.
Какими свойствами обладает водный раствор аммиака в ионно-обменных
и окислительно-восстановительных реакциях?
Закончите следующие уравнения реакций:
a)
NH3 + H2O 
б)
NH4OH + HCl 
в)
NH4OH + FeCl2 
г)
NH3 + KMnO4  N 2 + MnO2 +………
д)
NH3 + Cu(OH)2
4.
Какими свойствами обладает азотистая кислота и ее соли в окислительно-
восстановительных реакциях?
Закончите следующие уравнения реакций:
a)
NaNO2 + KJ + H2SO4  NO +
б)
NaNO2 + KMnO4 + H2SO4  MnSO4 + ……..
5.
Какими свойствами обладает азотная кислота в окислительно-
восстановительных реакциях? Какая кислота - концентрированная или
разбавленная обладает более сильными окислительными свойствами? От каких
факторов зависит, какие продукты восстановления получаются при
взаимодействии азотной кислоты с металлами?
Закончите следующие уравнения реакций:
а)
Zn + HNO3 разб. 
б)
Zn HNO3 конц. 
81
в)
Cu + HNO3 разб. 
г)
Cu + HNO3 конц. 
III.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ.
Опыт 1. Свойства аммиака
1а) Налейте в пробирку 1-2 мл водного раствора аммиака и добавьте в нее 1-2
капли лакмуса. В какой цвет окрасится раствор? Какими свойствами обладает
NH4OH ?
Напишите уравнение диссоциации гидроксида аммония.
1б)
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора сульфата меди и добавляйте по
каплям концентрированный раствор аммиака. Полученный вначале осадок
постепенно должен раствориться.
Напишите уравнения реакций образования и растворения осадка. Какие
свойства аммиака объясняют растворение осадка?
1в)
В пробирку налейте 1-2 мл раствора KMnO4 и столько же
концентрированного раствора аммиака. Смесь слегка подогрейте над газовой
горелкой. Что произошло с окраской раствора?
Напишите уравнение реакции, учитывая, что образовался азот и осадок
MnO2. Составьте схему электронного баланса и укажите, какие свойства
проявляет аммиак в этой реакции.
Опыт 2. Окислительные и восстановительные свойства солей азотистой
кислоты.
2а)
Налейте в пробирку 1-2 мл йодида калия, подкислите раствор 1-2
каплями серной кислоты и прилейте 2-3 мл раствора нитрита натрия. Обратите
внимание на изменение цвета раствора. Долейте в пробирку 2-3 капли бензола
и перемешайте раствор. Фиолетовая окраска бензольного кольца указывает на
выделение в результате реакции йода.
Напишите уравнение реакции. Составьте схему электронного баланса.
Какие свойства проявляет нитрит-ион в этой реакции?
82
2б)
В пробирку налейте 1-2 мл перманганата калия KMnO4, подкислите
раствор 2-3 каплями серной кислоты и прилейте 2-3 мл нитрита натрия. Как
изменился цвет раствора?
Напишите уравнение реакции, учитывая, что одним из продуктов реакции
является бесцветный сульфат марганца (II).
Опыт 3. Окислительные свойства азотной кислоты.
3а)
Взаимодействие разбавленной азотной кислоты с магнием и медью.
В две пробирки налейте по 2-3 мл разбавленной азотной кислоты. В одну
пробирку опустите кусочек медной проволоки, а в другую – магниевую
стружку. В обоих случаях реакция идет с образованием соли металла и
выделением газа – продукта восстановления азота. При составлении реакций
следует учитывать, что при растворении неактивных металлов в разбавленной
азотной кислоте главным образом выделяется бесцветный газ NO, а очень
активных – NH4NO3.
3б)
Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с магнием и медью.
В две пробирки налейте по 2-3 мл концентрированной азотной кислоты.
В оду пробирку опустите кусочек медной проволоки, а в другую – магниевую
стружку. В обоих случаях реакция идет с образованием соли металла и
выделением газа – продукта восстановления азота. При составлении реакций
следует учитывать, что при растворении неактивных металлов в
концентрированной азотной кислоте главным образом выделяется бурый газ
NO2, а активных – NO
83
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА.
II. Вопросы и упражнения.
1
Нарисуйте графическую формулу молекулы пероксида водорода. Какую
степень окисления имеет пероксид-ион [O2]?
2.
Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях может
проявлять пероксид-ион?
В каких из перечисленных реакций пероксид водорода является окислителем, а
в каких – восстановителем? Составьте схемы электронного баланса, расставьте
коэффициенты
a)
I2 + H2O2  HIO3 + H2O
б)
PbO2 + H2O2  Pb(OH)2 + O2
в)
KClO3 + H2O2  KCl + O2 + H2O
г)
KMnO4 + H2O 2  MnO2 + KOH + O2 + H2O
III. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ.
Опыт 1. Окислительные и восстановительные свойства пероксида натрия.
Налейте в одну пробирку 1-2 мл сульфата хрома (III) , в другую –1-2 мл
перманганата калия KMnO4 , затем в обе пробирки внесите небольшое
количество пероксида натрия Na2O2 или 2-3 мл концентрированного раствора
пероксида водорода. Обратите внимание на изменение цвета обоих растворов.
В какой пробирке выделялся газ?
Напишите уравнения реакций, составьте схемы электронного
баланса, расставьте коэффициенты и укажите, какие свойства пероксид-иона
проявляются в каждой реакции.
84
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЕРЫ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЙ
II. Вопросы и упражнения
1.
Напишите электронные формулы атома серы, сульфид - иона, атома серы
в степени окисления +4 и +6
2.
Какие химические свойства проявляет сера в окислительно-
восстановительных процессах? Напишите уравнения реакций взаимодействия
серы с водородом, металлом, кислородом, концентрированной серной
кислотой, с концентрированным раствором щелочи при нагревании.
3*.
Напишите графические формулы персульфидов Na2S2 и пирита FeS2.
Учитывая степень окисления серы в этих соединениях, допишите уравнения
реакций
4.
а)
Na2S2 → S + …
б)
FeS2 + O 2 → Fe2 O3 +……
( обжиг пирита)
Какие свойства в ионно-обменных реакциях проявляет сероводородная
кислота? Допишите уравнения следующих реакций в молекулярной и ионномолекулярной формах:
5.
а)
H2 S + NaOH →
б)
H2 S + Pb(NO3)2 →
в)
Na2S + H2O →
Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляют
сероводородная кислота и ее соли? Допишите уравнения реакций и составите
схемы электронного баланса:
6.
а)
H2S + O2 →
б)
Na2S + H2SO4(конц0 →
в)
Na2S + K2Cr2O7 + HCl(среда) → CrCl3 + …….
Какие свойства в ионно-обменных реакциях проявляют оксид серы(IV) и
соли сернистой кислоты? Напишите следующие реакции в молекулярной и
ионно-молекулярной формах:
85
7.
а)
SO2 + H2O →
б)
Na2SO3 + HCl →
в)
Na2SO3 +CaCl2 →
г)
Na2SO3 + H2O →
Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляют
оксид серы (IV) и соли сернистой кислоты? Допишите уравнения реакций и
составите схемы электронного баланса:
8.
а)
SO2 + O2 + H2O →
б)
SO2 + KMnO4 + HCl(среда) → MnCl2 + ……
в)
Na2SO 3 + Na2S + H2O →
Какие из ниже перечисленных реакций можно использовать для
обнаружения в растворе сульфат-иона:
9.
а)
H2SO4 + KCl →
б)
H2SO4 + BaCl2 →
в)
Na2SO4 + Pb(NO3)2 →
Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет
концентрированная серная кислота? Допишите уравнения реакций и составите
схемы электронного баланса:
10.
а)
Н2SO4(конц) + MnSO4 → KMnO4 + …..
б)
H2SO4(конц) + C6H12O6 (глюкоза) →
В чем состоит принципиальное различие в механизме взаимодействия
разбавленной и концентрированной серной кислоты с металлами? Напишите
соответствующие уравнения реакций и схемы электронного баланса.
11.
а)
Н2SO4(разб) + Zn 
б)
Н2SO4(конц) +Zn 
в)
Н2SO4(разб) +Cu 
г)
Н2SO4(конц) +Cu 
Напишите графическую формулу тиосульфата натрия; укажите степени
окисления атомов серы; дайте объяснение, какую роль играет тиосульфат
86
натрия в окислительно-восстановительных реакциях. Напишите реакцию
взаимодействия тиосульфата натрия с разбавленной серной кислотой.
III. Экспериментальая часть.
Реакции S2Опыт 1. Нерастворимые сульфиды.
Нанесите на полоску фильтровальной бумаги по капле растворов сульфата
цинка, хлорида кадмия, нитрата ртути, нитрата никеля. Нанесите на те же
участки фильтровальной бумаги по капле раствора сульфида натрия.
Отметьте цвета получившихся осадков, напишите уравнения реакций в
молекулярной и ионно-молекулярной формах.
Опыт 2. Восстановительные свойства сульфидов.
В две пробирки налейте по 1 мл сульфида натрия. В одну пробирку
добавьте 1 мл бромной воды (Br2), в другую – столько же йодной воды (I2). Что
Вы наблюдаете?
Напишите уравнения реакций.
Реакции S0
Опыт 3. Реакция самоокисления-самовосстановления
(диспрпорционирования)
Слейте в пробирке по несколько капель растворов тиосульфата натрия и
разбавленной серной кислоты. Подождите несколько минут до выпадения
желтого осадка серы. Прилейте в пробирку 2-3 мл концентрированного
раствора гидроксида натрия. Нагрейте до растворения осадка.
Напишите уравнения реакций, учитывая, что растворение серы
происходит в результате образования полисульфид-иона [S2}-2 и иона SO3-2
87
Реакции S4+
Опыт 4. Качественная реакция на сульфит-ион.
Слейте в пробирке по 1 мл свежеприготовленного раствора сульфита
натрия и нитрата свинца. Отметьте цвет выпавшего осадка. Добавьте в
пробирку 1-2 мл концентрированного раствора соляной кислоты. Что
происходит? Напишите уравнения реакций.
Опыт 5. Обесцвечивающие свойства сернистой кислоты.
В пробирке слейте по 1 мл фуксина ( органический краситель) и сульфита
натрия. Добавьте в пробирку 1 мл разбавленной соляной или серной кислоты до
обесцвечивания раствора. Нагрейте на горелке пробирку. Что Вы наблюдаете?
Учитывая, что при взаимодействии сульфита натрия с кислотой выделяется
оксид серы (IV), объясните суть проходивших процессов.
Реакции S6+
Опыт 6. Действие разбавленной серной кислоты на металлы.
В 4 пробирки поместите по 1 грануле меди, цинка, магния и железа. Во все
пробирки налейте по 2-3 мл разбавленной серной кислоты. Что Вы наблюдаете?
Исходя из положения металлов в электрохимическом ряду напряжения
металлов, сделайте вывод о возможности взаимодействия этих металлов с
разбавленной серной кислотой.
Напишите
уравнения
соответствующих
реакций.
Составьте
схемы
электронного баланса. Какой ион в разбавленном растворе серной кислоты
является окислителем?
Опыт 7. Действие концентрированной серной кислоты на металлы.
В 4 пробирки поместите по грануле меди, цинка, магния и железа. Во все
пробирки налейте по 1-2 мл концентрированной серной кислоты. Для
определения, какой газ выделяется, на полоски фильтровальной бумаги
нанесите по 2 капле нитрата свинца и поднесите фильтровальную бумагу к
краю пробирки. Если газ выделяется не обильно, нагрейте немного пробирку.
88
Каков цвет появившихся осадков на фильтровальной бумаге? Белый цвет имеет
сульфит свинца, черный – сульфид свинца.
Напишите уравнения реакций и составьте схемы электронного баланса.
Какой ион в концентрированной серной кислоте является окислителем?
Опыт 8. Дегидратирующие свойства серной кислоты.
Стеклянной палочкой, смоченной концентрированным раствором серной
кислоты, напишите что-нибудь на полоске фильтровальной бумаги. Что Вы
наблюдаете? Объясните наблюдаемое явление, имея в виду, что общая формула
клетчатки (С6Н12О6)х , а почернение бумаги объясняется образованием
углерода.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ГАЛОГЕНОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
II. Вопросы и упражнения для подготовки к лабораторной работе.
1.
Напишите строение электронной оболочки атомов фтора и хлора. Какие
валентности могут проявлять атомы этих элементов в соединениях?
2.
Почему молекулы всех галогенов двухатомны?
3.
Напишите химические формулы кислот, содержащих хлор в степенях
окисления 1-, 1+, 3+, 5+ и 7+. Назовите эти кислоты и их анионы. Как
изменяются кислотные и окислительно-восстановительные свойства этих
кислот и их солей?
4.
Как изменяются окислительные свойства галогенов по подгруппе сверху
вниз? Почему? Какие из ниже перечисленных реакций возможны:
5.
а)
KCl + I2 
б)
KI + Cl2 
Почему хлор, бром и йод могут принимать участие в реакциях
самоокисления-сомовосстановления, фтор – нет? Допишите следующие
уравнения реакций:
89
6.
а)
Cl2 + H2O 
б)
Cl2 + NaOH 
Можно ли применять для осушения HCl и Cl2 концентрированную
H2SO4 или твердый NaOH?
7.
Какие металлы могут растворяться в хлороводородной кислоте?
Приведите примеры.
8.
Какую реакцию имеют водные растворы хлорида калия KCl и
гипохлорита калия KClO ? Ответ подтвердите уравнениями реакций гидролиза
этих солей.
Ш. Экспериментальная часть.
Опыт 1. Окислительные свойства галогенов.
1а)
В 3 пробирки налейте по 1-2 мл: в первую –бромида калия, во вторую и
третью – йодида калия. Во все три пробирки добавьте 1-2 капли бензола. В две
пробирки с растворами бромида и йодида калия добавьте по 1-2 мл хлорной
воды, в третью пробирку с раствором йодида калия прилейте 1-2 мл бромной
воды. Перемешайте растворы стеклянной палочкой. Как изменится цвет
бензольного кольца в каждой пробирке? По окраске бензольного кольца
определите, какой галоген выделяется в свободном состоянии в каждом случае.
Напишите уравнения реакций. Как меняется окислительная способность
галогенов от хлора к йоду? Сравните Ваш вывод со значениями окислительновосстановительных потенциалов галогенов.
1б)
В три пробирки налейте по 1-2 мл: в первую – хлорной воды, во вторую
– бромной воды и в третью – йодной воды. В каждую пробирку добавьте по 1
мл сульфида натрия. Помутнение растворов связано с выделением серы.
Напишите уравнения реакций. Составьте схемы электронного баланса.
В какой пробирке реакция прошла наиболее интенсивно? Почему?
90
Опыт2. Реакции обнаружения галогенид-ионов.
В три пробирки налейте по 1-2 мл растворов : в первую – хлорида натрия, во
вторую – бромида калия и в третью – йодида калия. Во все три пробирки
добавьте по 2-3 капли нитрата серебра. Какого цвета получены осадки?
Напишите уравнения реакций.
Опыт3. Окислительные свойства солей хлорноватой кислоты.
В пробирке к 1-2 мл хлората калия долить такой же объем йодида калия.
Проходит ли реакция? Добавить в пробирку 3-4 капли разбавленной серной
кислоты. Произошло ли изменение цвета раствора в пробирке?
Напишите уравнения реакций, учитывая, что окислительными
свойствами в растворе обладает кислота HClO3 , не ее анион ClO31-.
Опыт 4. Взаимодействие галогеноводородных кислот с металлами.
В 2 пробирки налейте по 1-2 мл хлороводородной кислоты и поместите в
одну пробирку гранулу цинка , а в другую – кусочек медной проволокию В
какой пробирке проходит реакция? Какой газ выделяется?
Напишите уравнение реакции.
91
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 12
ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ
I. Разделы теоретического курса для подготовки к лабораторной работе.
Особенности химической связи в металле. Возникновение скачка
потенциала на границе раздела: металл-электролит. Анодный и катодный
процессы. Электродный потенциал. Стандартный электродный потенциал. Ряд
стандартных электродных потенциалов и ряд активностей металлов.
Гальванический элемент. Равновесный (обратимый) электродный потенциал.
Уравнение Нернста. Концентрационный элемент. Неравновесный
(необратимый) электродный потенциал. Представление о коррозионном
процессе.
II. Вопросы и упражнения
1.
Почему растворение металла в электролите связано с процессом
окисления?
2.
Что такое электродный потенциал? Какой: термодинамической или
кинетической характеристикой системы «металл – электролит» он является?
3.
Что такое «анодный процесс»? Напишите уравнения анодного процесса
при растворении а) меди, б) цинка, в) серебра.
4.
Что такое «катодный процесс»? Напишите уравнения катодного процесса
при контакте а) меди с раствором сульфата меди, б) цинка с раствором хлорида
цинка, в) серебра раствором нитрата серебра.
5.
Что такое «стандартный электродный потенциал»? Почему ряд
стандартных электродных потенциалов тождественен ряду активностей
металлов?
92
6.
Какой металл является анодом и какой катодом в гальванических
элементах а) Zn/Zn(NO3)2 // AgNO3/Ag; б) Mg/MgSO4 // CuSO4/Cu? В каком
направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи каждого из этих
элементов? Напишите уравнения электродных процессов, превалирующих на
каждом из элементов.
7.
Вычислите значение электродного потенциала серебра в растворе нитрата
серебра с активностью собственных ионов 10-5 моль/л.
8.
Гальванический элемент составлен из стандартного цинкового электрода
и хромового электрода, погруженных в раствор , содержащий ионы Cr+3 . При
какой концентрации ионов хрома ЭДС этого элемента будет равна нулю?
9.
Чем отличается равновесный (обратимый) потенциал металла от
неравновесного (необратимого)? Напишите уравнения анодного и катодного
процессов при растворении цинка а) в растворе нитрата цинка; б) в растворе
соляной кислоты, г) в растворе хлорида натрия.
III. Экспериментальная часть
Приборы и реактивы. Потенциометр, электролитические ячейки, стакан на 50
мл, хлорсеребряный электрод сравнения, рабочие электроды: цинковый,
медный и железный. Растворы хлорида калия (1М), соли железа (II), сульфата
меди и сульфата цинка (1 М, 10-1 М, 10-2 М, 10-3 М), раствор гексацианоферрата
(III) калия.
Рис. 1 Схема установки для измерения потенциала.
1 - электрохимическая ячейка с электролитом;
2 – исследуемый металл (рабочий электрод);
3 – потенциометр;
4 – электрод сравнения;
5 – стаканчик с раствором хлорида калия
93
Рис.2 Схема химического гальванического элемента
1 – электрохимическая ячейка с раствором
хлорида калия; 2 – железный электрод;
3 соединительный провод; 4 – цинковый
(медный) электрод; 5 – ячейка с раствором
сульфата цинка (сульфата меди);
6 – стаканчик с раствором хлорида калия
Выполнение работы.
Опыт 1. Изучение характера поведения металла при работе гальванических
элементов.
1а)
Стержень цинкового электрода зачистите наждачной бумагой, промойте
водой и высушите фильтровальной бумагой. Вставьте стержень электрода в
одну из ячеек и заполните ее 1М раствором сульфата цинка таким образом,
чтобы в носике ячейки не осталось пузырьков воздуха. В небольшой
химический стакан налейте раствор хлорида калия. Установите ячейку в
штативе рядом со стаканчиком с хлоридом калия, погрузив носик ячейки в
раствор KCl (рис.1). В этот же стаканчик погрузите носик хлорсеребряного
электрода сравнения. Подключите электрод сравнения и рабочий электрод к
потенциометру и через 3 - 5 минут после подключения определите потенциал
цинкового электрода по отношению к хлорсеребряному электроду сравнения.
Действуя аналогично, определите потенциалы железного электрода в 3%
растворе хлорида калия и медного электрода в 1М растворе сульфата меди.
94
Какой металл выступает в роли анода, а какой – в роли катода в каждом из
опытов?
Напишите уравнения полуреакций, проходящих на аноде и катоде в этих
опытах.
1б)
Составьте гальванический элемент из цинкового электрода в растворе
своей соли и железного электрода в растворе хлорида натрия, соединив между
собой их клеммы (рис. 2). Дайте элементу поработать 10 - 15 минут, после чего
разберите элемент. Из ячейки, где находился железный электрод, перелейте
часть электролита (около 5 мл) в стаканчик. Добавьте туда же 1 микрошпатель
сухой соли гексацианоферрата (III) калия. Что наблюдается?
Повторите эксперимент, предварительно тщательно зачистив железный
электрод и ополоснув дистиллированной водой и залив в ячейку свежий
раствор хлорида натрия, а цинковый электрод заменив на медный, опущенный
в раствор своей соли. Дайте элементу поработать 10 - 15 минут, после чего
разберите элемент. Из ячейки, где находился железный электрод, перелейте
часть электролита (около 5 мл) в стаканчик. Добавьте туда же 1 микрошпатель
сухой соли гексацианоферрата (III) калия. Что наблюдается в новом
эксперименте?
Чем вы можете объяснить, что эффекты, которые вы наблюдали при
добавлении раствора гексацианоферрата (III) калия в первом и во втором
случае, не совпадали?
Какой металл выступает в роли анода, а какой – в роли катода в каждом
из опытов? Напишите уравнения полуреакций, проходящих на аноде и катоде в
обоих экспериментах.
95
Опыт 2. Определение природы электродных потенциалов некоторых
металлов и прогнозирование их поведения в растворах электролитов.
Пользуясь методикой, описанной выше, определите потенциалы меди в
растворах сульфата меди с концентрацией 1М,. 10-1М,. 10-2М, 10-3М, начиная с
наиболее разбавленного раствора . В качестве электрода сравнения используйте
хлорсеребряный электрод. Определите потенциалы железа в растворах соли
железа (II) концентрацией 1М,. 10-1М,. 10-2М, 10-3М по отношению к
хлорсеребряному электроду. Все полученные значения занесите в таблицу.
Переведите значения потенциалов металлов, определенных по
отношению к хлорсеребряному электроду (Еэксп. ХСЭ), в потенциал металла,
определенный по отношению к нормальному водородному электроду (Еэксп.НВЭ).
Пользуясь данными табл.12 Приложения, определите активность ионов
металла в каждом из рабочих растворов и полученные значения внесите в
таблицу. Для вычисления значения активности ионов в растворе используйте
формулу:
aMe = cMe ……….(1)
где: aMe – активность ионов металла, моль/л;
cMe - концентрация ионов металла, моль/л;
 - коэффициент активности соли (см. табл. 12 Приложения).
Пользуясь уравнением Нернста, определите значение равновесного потенциала меди и железа в каждом из
растворов.
E (Me/Me+n)= E0 (Me/Me+n)+ (RT/nF) ln a(Me+n) ………(2)
где: E (Me/Me+n) - равновесный потенциал металла, В
E0 (Me/Me+n) - стандартный потенциал металла, В
R - универсальная газовая постоянная, R=8,31 Дж/мольК
T – абсолютная температура эксперимента, К
n – число электронов, принимающих участие в реакции окисления
металла
F – постоянная Фарадея, F = 96500 Кулон
96
a (Ме+n) – активность ионов металла в растворе электролита
Для обычной при электрохимических измерениях температуры (250С =
298 К), после подстановки численных значений постоянных уравнение Нернста
принимает вид:
E (Me/Me+n)= E0 (Me/Me+n) + (0,059/n) lg a (Me+n)……….(3)
Полученные результаты внесите в таблицу (Ерасч.).
Таблица. Данные для идентификации природы электродного потенциала:
Концен-
Рабочий электрод
трация
Cu2+/ Cu
электро-
Актив-
лита,
ность
ность ионов
моль/л
ионов
Fe2+, моль/л
Fe2+/ Fe
Ерасч, В
Еэкс/ХС'Э, В
Еэкс/НВЭ, В
Актив-
Ерасч, В
Еэкс/ХСЗ,
Еэкс/НВЭ, В
В
Cu2+,
моль/л
1
10-1
10-2
10-3
Постройте на миллиметровой бумаге отдельно для меди и для железа
зависимости а) экспериментально полученных значений потенциала металла
по отношению к НВЭ от lg CM ионов металла в растворе электролита,
б) значений потенциала, полученных расчетным путем по уравнению Нернста,
от lg CM ионов металла в растворе электролита. Сопоставьте полученные
зависимости. Сделайте вывод относительно природы измеренных потенциалов
( равновесный или неравновесный потенциал) меди и железа, находящихся в
растворах своих солей разной концентрации.
97
IV. Вопросы и упражнения для защиты лабораторной работы
1.
Какова была цель каждого из проделанных опытов?
2.
Почему в первом опыте вы наблюдали изменение цвета раствора
электролита при добавлении в него гексацианоферрата (III) калия только в
одном случае?
3.
Почему во втором опыте расчетная и экспериментальная кривые,
полученные для меди, практически совпадают, а для железа – нет?
4.
Напишите уравнения анодного и катодного процессов, протекающих на
меди в растворе сульфата меди и на железе в растворе соли железа (II). В чем
принципиальное отличие природы электродных потенциалов,
устанавливающихся на меди и на железе?
5.
Пользуясь уравнением Нернста объясните, как влияет концентрация
собственных ионов металла в растворе электролита на вероятность разрушения
металла в этом растворе.
6.
Укажите направление переноса зарядов ( электронов и ионов) по внешней
и внутренней цепи гальванического элемента.
98
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 13
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ.
I. Разделы курса, необходимые для подготовки к лабораторной работе.
Коррозия металлов. Классификация коррозионных процессов. Химическая и
электрохимическая коррозия. Причины электрохимической неоднородности
поверхности металла. Анодные и катодные процессы при коррозии металлов.
Коррозия с кислородной и водородной деполяризацией. Влияние внешних и
внутренних факторов на скорость коррозии. Пассивность металла.
Защита металлов от коррозии. Легирование, защитные покрытия, изменение
свойств
коррозионной
среды,
ингибиторы
коррозии.
Современные
конструкционные материалы. Электрохимическая защита.
II. Вопросы и упражнения.
1.
Что такое коррозия металлов?
2.
По каким признакам можно классифицировать все коррозионные
процессы?
3.
Как различаются коррозионные процессы по механизму протекания?
4.
Какие факторы могут вызвать электрохимическую неоднородность
поверхности металла ?
5.
Какой анодный процесс происходит при коррозии металлов?
6.
Какие процессы могут протекать на катодных участках корродирующей
поверхности металла?
7.
Что такое поляризация электродов?
8.
Какие виды поляризации известны?
9.
Что такое процесс деполяризации?
10.
Почему в аэрированной воде происходит усиление коррозии железа?
11.
Почему ускоряют коррозию: а) сероводород, б) морская вода?
99
12.
Какие методы защиты металлов от коррозии известны?
13.
В чем сущность протекторной защиты металлов от коррозии?
14.
В чем сущность катодной защиты металлов?
III. Экспериментальная часть
Опыт 1. Изучение явления поляризации
(опыт проводится под контролем лаборанта)
Соберите установку для изучения электрохимической неоднородности модели
металлических конструкций. Для этого стальную пластинку с алюминиевой и
медной заклепками и хлорсеребряный электрод сравнения подключите к
соответствующим клеммам катодного вольтметра. Погрузите электроды в
ячейку с 3% раствором хлорида натрия.
Рис. 1. Схема установки для изучения электрохимической неоднородности
модели металлической конструкции
I - модель металлической конструкции (стальная пластина с медной и
алюминиевой заклепками); 2 - хлорсеребряный электрод сравнения; 3 катодный вольтметр; 4 - медная заклепка; 5 - алюминиевая заклепка; 6 - ячейка
с раствором электролита.
С помощью катодного вольтметра, поочередно прикасаясь кончиком
электрода сравнения к стальной пластине и медной и алюминиевой заклепкам,
100
определите величины нестационарных неравновесных электродных
потенциалов на поверхности стали, меди и алюминия по отношению к ХСЭ
(ХСЭ/НВЭ = 0,201 В). Занесите полученные результаты в таблицу
Материал
экс/ХСЭ
эксп/НВЭ
о
=
Вывод
 о - эксп/НВЭ
Сталь*
Алюминий
Медь
Стандартный потенциал стали принять равным потенциалу железа.
*
Пересчитайте полученные результаты на НВШ и занесите их в таблицу. В
эту же таблицу внесите значения стандартных потенциалов для каждого
металла. Определите характер поляризации каждого металла (катодная или
анодная). Сделайте вывод о роли каждого металла в рассматриваемом
гальваническом элементе.
Опыт 2. Коррозия под каплей электролита
На хорошо зачищенную стальную пластинку нанесите крупную каплю
заранее приготовленного раствора, представляющего собой смесь 3%-го
раствора хлорида натрия, раствора гексацианоферрата(III) калия (красная
кровяная соль) K3[Fe(CN)6] и раствора фенолфталеина. Через 5-10 минут
наблюдайте появление синей окраски в центре капли и розовой окраски по
периферии капли. Зная, что при взаимодействии ионов железа Fe2+ с ионами
[Fe(CN)6]3- образуется гексацианоферррат(III) железа(II) Fe3[Fe(CN)6]2
(турнбулева синь), а розовая окраска фенолфталеина указывает на повышенную
концентрацию в растворе ионов OH, охарактеризуйте процессы, протекающие
на поверхности металла в центре капли и на ее периферии.
Какой из участков поверхности металла под каплей электролита будет
характеризоваться меньшей величиной электродного потенциала? Нарисуйте
схему процесса коррозии металла под каплей электролита, вызванной
101
неравномерной аэрацией, и напишите уравнения анодного и катодного
процессов.
Опыт 3. Защитное действие оксидных пленок на поверхности металла
3а) Пассивация железа в концентрированной азотной кислоте
(коллективный опыт, выполняется в вытяжном шкафу. )
Зачищенный и обезжиренный железный стержень опускают в умеренно
разбавленный раствор азотной кислоты. Наблюдают активное растворение
железа в кислоте и бурное выделение оксида азота (IV). Осторожно! Оксид
азота (IV)- ядовит! Этот же стержень промывают водой и погружают в
концентрированный раствор азотной кислоты. Начавшееся взаимодействие
железа и кислоты прекращается вследствие образования на поверхности
металла защитной оксидной пленки.
Напишите уравнения реакции растворения железа в разбавленной
азотной кислоте.
3б)
Активация алюминия в растворе соляной кислоты
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора сульфата меди (II) и опустите в нее
на 1-2 минуты алюминиевую проволоку или свернутый в комочек кусочек
алюминиевой фольги. Отметьте, что выделение меди происходит в виде
отдельных точек лишь на некоторых участках металлической поверхности.
Такую же проволоку или комочек алюминиевой фольги поместите в
пробирку с разбавленным раствором соляной кислоты.
После этого алюминий промойте дистиллированной водой и опустите в
раствор сульфата меди (II). Наблюдайте выделение меди на проволоке в виде
сплошного слоя.
Чем можно объяснить наблюдаемое явление? Напишите уравнения
соответствующих реакций.
102
Опыт 4. Протекторная защита
В две пробирки налейте по 1-2 мл 2 н. серной кислоты и добавьте в
каждую по 2-3 капли раствора гексацианоферрата (III) калия. В одну пробирку
поместите стальную скрепку с зажатым в ней кусочком цинка, а в другую стальную скрепку с кусочком олова. Наблюдайте окрашивание раствора в
первой пробирке в желтоватый цвет, вследствие образования
труднорастворимого комплексного соединения цинка Zn3[Fe(CN)6]2, а в другой
- в синий цвет, вследствие образования труднорастворимой комплексного
соединения железа Fe3[Fe(CN)6]2.
Сравните величины стандартных электродных потенциалов для железа,
олова и цинка. Составьте схемы гальванических элементов железо - цинк и
железо - олово в растворе серной кислоты. Напишите уравнения процессов,
происходящих на катоде и аноде в кислой среде для данных гальванических
элементов. Напишите уравнения реакций получения окрашенных
гексацианоферратов.
По результатам проведенного эксперимента сделайте вывод: какой из
металлов - олово или цинк - может быть использован в качестве протектора для
защиты железа от коррозии.
103
Опыт 5. Влияние ингибиторов на процесс коррозии.
В две пробирки налейте 1-2 мл 1 н. раствора соляной кислоты и в одну из
них добавьте 2-3 капли ингибитора коррозии. В каждую пробирку добавьте по
кусочку цинка. Через 2-3 минуты сравните интенсивность реакции в каждой
пробирке.
Объясните эффект и напишите уравнение реакции растворения цинка в
кислоте. Что такое ингибиторы коррозии? Каков их механизм действия?
104
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1
Названия важнейших кислот и их солей
Кислота
HAlO2
HBO2
H3BO3
H2B4O7
HBr
HCOOH
CH3COOH
HCN
H2CO3
H2C2O4
HCl
HOCl
HClO2
HClO3
HClO4
HF
HCrO2
H2CrO4
H2Cr2O7
HI
HMnO4
H2MnO4
HNO2
HNO3
H3PO4
H2S
HSCN
H2SO3
H2SO4
H2S2O3
H2Se
H2SeO3
H2SiO3
Названия
Кислоты
соли
Метаалюминиевая
Метаалюминат
Метаборная
Метаборат
Ортоборная
Ортоборат
Четырехборная
Тетраборат
Бромоводородная
Бромид
Муравьиная
Формиат
Уксусная
Ацетат
Циановодородная
Цианид
Угольная
Карбонат
Щавелевая
Оксалат
Хлороводородная
Хлорид
(соляная)
Хлорноватистая
Гипохлорит
Хлористая
Хлорит
Хлорноватая
Хлорат
Хлорная
Перхлорат
Фтороводородная
Фторид
Метахромистая
Метахромит
Хромовая
Хромат
Двухромовая
Дихромат
Иодоводородная
Иодид
Марганцовая
Перманганат
Марганцовистая
Манганат
Азотистая
Нитрит
Азотная
Нитрат
Ортофосфорная
Ортофосфат
Сероводородная
Сульфид
Родановодородная
Роданид
Сернистая
Сульфит
Серная
Сульфат
Тиосерная
Тиосульфат
Селеноводородная
Селенид
Селенистая
Селенит
Кремневая
Силикат
105
Таблица 2а
Плотности растворов некоторых кислот, щелочей и аммиака при 20°С (г/мл).
  массовая доля, %.
,% H2SO4
HNO3
HCl
KOH
NaOH
NH3
2
4
6
8
10
12
14
16
18
20
22
24
26
28
32
36
40
44
48
52
56
60
64
68
72
76
80
84
88
92
98
100
1,011
1,022
1,033
1,044
1,056
1,068
1,080
1,093
1,106
1,119
1,132
1,145
1,158
1,171
1,198
1,225
1,251
1,277
1,303
1,328
1,351
1,373
1,394
1,412
1,429
1,445
1,460
1,474
1,486
1,496
1,510
1,522
1,009
1,019
1,029
1,039
1,049
1,059
1,069
1,079
1,083
1,100
1,110
1,121
1,132
1,142
1,163
1,183
1,016
1,033
1,048
1,065
1,082
1,100
1,118
1,137
1,156
1,176
1,196
1,217
1,240
1,263
1,310
1,358
1,411
1,460
1,511
1,564
1,616
1,023
1,046
1,069
1,092
1,115
1,137
1,159
1,181
1,213
1,225
1,247
1,268
1,286
1,310
1,352
1,395
1,437
1,478
1,519
1,560
1,601
1,643
0,992
0,983
0,973
0,967
0,960
0,953
0,946
0,939
0,932
0,926
0,919
0,913
0,908
0,903
0,893
0,884
1,013
1,027
1,040
1,055
1,069
1,083
1,098
1,112
1,127
1,143
1,158
1,174
1,190
1,205
1,238
1,273
1,307
1,342
1,380
1,419
1,460
1,503
1,547
1,594
1,640
1,687
1,732
1,776
1,808
1,830
1,841
1,838
106
Таблица 2б
Плотности водных растворов некоторых солей при 20°С (г/мл).
  массовая доля, %
NaCl
,%
1
2
4
6
8
10
12
14
16
18
20
22
24
, г/мл
1,005
1,012
1,027
1,041
1,056
1,071
1,086
1,101
1,116
1,132
1,148
1,164
1,180
MnCl2
,% , г/мл
1
1,006
2
1,015
4
1,032
6
1,049
8
1,067
10
1,086
12
1,104
14
1,123
16
1,143
18
1,163
20
1,184
22
1,206
24
1,251
CuSO4
,%
1
2
4
6
8
10
12
14
16
18
KCl
, г/мл ,%
1,009
1
1,019
2
1,040
4
1,062
6
1,084
8
1,107
10
1,131
12
1,155
14
1,180
16
1,206
18
20
22
24
MnSO4
,%
, г/мл
1
1,009
2
1,019
4
1,038
6
1,059
8
1,081
10
1,102
12
1,125
14
1,148
16
1,171
18
1,196
20
1,220
22
1,246
24
1,272
MgCl2
, г/мл ,% , г/мл
1,004 2
1,051
1,011 8
1,065
1,023 14
1,119
1,036 20
1,175
1,050 26
1,235
1,063 32
1,297
1,076
1,090
1,104
1,118
1,132
1,147
1,162
Na2CO3
,% , г/мл
0,2 1,000
2,1 1,020
4
1,040
6
1,060
7,9 1,080
9,8 1,100
11,6 1,120
13,5 1,140
15,2 1,160
16.9 1,180
17.7 1,190
107
Ni(NO3)2
,% , г/мл
1
1,007
2
1,016
4
1,033
6
1,051
10
1,088
12
1,108
14
1,128
16
1,148
18
1,169
20
1,191
25
1,249
30
1,311
MgSO4
,% , г/мл
2
1,018
4
1,039
6
1,060
8
1,081
10
1,103
12
1,125
14
1,148
16
1,171
18
1,195
20
1,219
22
1,245
24
1,270
26
1,296
CaCl2
,% , г/мл
1
1,007
2
1,015
4
1,031
6
1,049
8
1,066
10
1,083
12
1,102
14
1,120
16
1,139
18
1,158
20
1,177
25
1,228
28
1,260
Таблица 3
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов
в водных растворах при 25°C
Электролит
К
Электролит
К
Азидоводород HN3
2,6*105
Сероводород H2S
Азотистая кислота HNO2
4*104
Аммония гидроксид NH4OH
1,8*105
Борная кислота H3BO3
К1
5,8*1010
Бромноватистая кислота HOBr
Водород перекиси H2O2
К1
Кремневая кислота H2SiO3 К1
К2
Муравьиная кислота HCOOH
2,1*109
2,6*1012
2,2*1010
1,6*1012
1,8*104
К1
К2
Теллуристая кислота H2TeO3 К1
К2
Теллуроводород H2Te
К1
К2
Угольная кислота H2CO3
К1
К2
Уксусная кислота CH3COOH
Хлорноватистая кислота HOCl
Хлоруксусная кислота CH2ClCOOH
6*108
1*1014
3*103
2*108
1*103
1*1011
4,5*107
4,7*1011
1,8*105
5*108
1,4*103
Фосфорная кислота H3PO4
Селенистая кислота H2SeO3 К1
К2
Селеноводород H2Se
К1
К2
Серная кислота H2SO4
К2
3,5*103
5*108
1,7*104
1*1011
1,2*102
Фтороводород HF
7,5*103
6,3*108
1,3*1012
6,6*104
Циановодород HCN
7,9*1010
Сернистая кислота H2SO3
1,6*102
6,3*108
К1
К2
Щавелевая кислота H2C2O4
108
К1
К2
К3
К1
К2
5,4*102
5,4*105
Таблица 4
Области перехода некоторых индикаторов
Название индикатора
Тимоловый синий
Метиловый оранжевый
Метиловый красный
Лакмус
Тимоловый синий
Фенолфталеин
Ализарин желтый
Тропеолин 0
Индигокармин
Область
перехода,
единицы рН
1,22,8
3,14,4
4,46,2
5,08,0
8,09,6
8,210,0
10,112,1
11,013,0
12,014,0
Изменение окраски
Красная  желтая
Красная  оранжево-желтая
Красная  желтая
Красная  синяя
Желтая  синяя
Бесцветная  малиновая
Желтая  лиловая
Желтая  оранжево-коричневая
Голубая  желтая
Таблица 5
Степень гидролиза солей в 0,1 М растворах при 25 °C
Соль
NH4Cl
CH3COONH4
(NH4)2S
NH4HS
Na2B4O7
Na2SO3
NaHSO3
CH3COONa
Na3PO4
Na2HPO4
Степень
гидролиза, %
0,007
0,5
99,0
7,0
0,5
0,13
0,0002
0,007
34
0,13
Соль
NaH2PO4
Na2CO3
NaHCO3
Na2S
NaHS
NaClO
KCN
Al2(SO4)3
Al(CH3COO)3
Fe(CH3COO)3
109
Степень
гидролиза, %
0,0004
4,0
0,005
99,0
0,010
0,18
1,2
3,5
40,0
32,0
Таблица 6
Произведения растворимости некоторых малорастворимых
электролитов при 25°C
Электролит
AgBr
AgCl
Ag2CO3
Ag2CrO4
AgI
Ag2S
Ag2SO4
AgCN
AgSCN
BaCO3
BaC2O4
BaCrO4
BaSO4
CaCO3
CaC2O4
CaF2
CaSO4
Ca3(PO4)2
Cd(OH)2
CdS
Cu(OH)2
Zn(OH)2
ZnS
CuC2O4
CuS
ПР
Электролит
6*1013
1,8*1010
8,2*1012
4*1012
1,1*1016
6*1050
2*105
7*1015
1,1*1012
5*109
2*107
1,6*1010
1,1*1010
5*109
2*109
4*1011
1,3*104
1*1029
2*1014
7,9*1027
2,2*1020
1*1017
1,6*1024
2,5*1022
6*1036
Co(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3
FeCO3
FeS
HgS
MgS
MgCO3
MnS
Mn(OH)2
NiCO3
Ni(OH)2
PbBr2
PbCl2
PbCO3
PbCrO4
PbI2
PbS
PbSO4
Pb(OH)2
SnS
SrCO3
SrC2O4
SrSO4
Mg(OH)2
110
ПР
2*1015
1*1015
3,8*1038
2,5*1011
5*1018
1,6*1052
2*1015
1*105
2,5*1010
2*1013
1,3*107
1*1015
9,1*106
2*105
7,5*1014
1,8*1014
8*109
1*1027
1,6*108
2*1016
1*1026
1,1*1010
5,6*108
3,2*107
2*105
Таблица 7. Приближенные коэффициенты активности ионов металлов
в растворах электролитов при 250С
Электролит
CuSO4
ZnSO4
FeSO4
CuCl2
ZnCl2
FeCl2
Таблица 8.
Электрод
Li/Li+
K/K+
Ba/Ba2+
Ca/Ca2+
Na/Na+
La/La3+
Mg/Mg2+
Ti/Ti2+
Al/Al3+
Mn/Mn2+
Nb/Nb3+
Ион Ме2+
Концентрация электролита, мол / л
10
10-2
10-1
1
0,761
0,405
0,168
0,046
0,761
0,405
0,168
0,046
0,761
0,405
0,168
0,046
0,787
0,507
0,196
0,054
0,787
0,507
0,196
0,054
0,787
0,507
0,196
0,054
-3
Cu2+
Zn2+
Fe2+
Cu2+
Zn2+
Fe2+
Стандартные электродные потенциалы металлов при 250С
Е0298, В
-3,02
-2,92
-2,90
-2,87
-2,71
-2,37
-2,34
-1,75
-1,67
-1,05
-1,1
Электрод
Zn/Zn2+
Cr/Cr3+
Fe/Fe2+
Cd/Cd2+
Co/Co2+
Ni/Ni2+
Mo/Mo3+
Sn/Sn2+
Pb/Pb2+
Fe/Fe3+
(H2/ 2H+ )
111
Е0298, В
-0,76
-0,71
-0,44
-0,40
-0,28
-0,25
-0,20
-0,14
-0,13
-0,04
0,00
Электрод
Sb/Sb3+
Bi/Bi3+
Sb/Sb3+
Cu/Cu2+
Co/Co3+
Ru/Ru2+
Ag/Ag+
Hg/Hg2+
Pd/Pd2+
Pt/Pt2+
Au/Au3+
Е0298, В
0,24
0,2
0,24
0,34
0,40
0,45
0,80
0,85
0,98
1,2
1,50
Таблица 9
Стандартные электродные потенциалы Е° некоторых электродных
процессов в водных растворах при 25°C
Элемент
Электродный процесс
Ag
Ag(CN)2 + e = Ag + 2CN
Ag+ + e = Ag
Al
AlO2 + 2H2O + 3e =Al + 4OH
Al3+ + 3e = Al
Au
Au(CN)2 + e = Au + 2CN
Au3+ + 3e = Au
Au+ + e = Au
Ba
Ba2+ + 2e = Ba
Bi
Bi3+ + 3e = Bi
Br2 + 2e = 2Br
HOBr + H+ + 2e = Br + H2O
Ca
Ca2+ + 2e = Ca
Сd
Cd2+ + 2e = Cd
Cl
Cl2 + 2e = 2Cl
HOCl + H+ + 2e = Cl + H2O
Co
Co2+ + 2e = Co
Co3+ + e = Co2+
Cr
Cr3+ + 3e = Cr
CrO42 + 4 H2O + 3e = Cr(OH)3+ 5OH
Cr2O72 + 14 H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O
Cu
Cu(CN)2 + e = Cu + 2CN
Cu2+ + e = Cu+
Cu2+ + 2e = Cu
Cu+ + e = Cu
F
F2 + 2e = 2F
Fe
Fe2+ + 2e = Fe
Fe3+ + 3e = Fe
Fe(CN)63 + e = Fe(CN)64
Fe3+ + e = Fe2+
H
H2 + 2e = 2H
2H+ + 2e = H2
Hg
Hg22+ + 2e = 2Hg
Hg2+ + 2e = Hg
112
Е°,В
0,29
0,80
2,35
1,66
0,61
1,50
1,69
2,90
0,21
1,07
1,34
2,87
0,40
1,36
1,49
0,28
1,81
0,74
0,13
1,33
0,43
0,15
0,34
0,52
2,87
0,44
0,04
0,36
0,77
2,25
0,00
0,79
0,85
I
K
Li
Mg
Mn
N
Na
Ni
O
P
Pb
Pt
S
Se
Sn
Te
Zn
2Hg2+ + 2e = Hg22+
0,92
I2 + 2e = 2I
2IO3 + 12 H+ + 10e = I2 + 6H2O
2HOI + 2H+ + 2e = I2 + 2H2O
K+ + e = K
Li+ + e = Li
Mg2+ + 2e = Mg
MnO4 + e = MnO42
MnO4 + 10 H2O + 3e = MnO2 + 4OH
MnO2 + 4H+ + 2e = Mn2+ + 2H2O
MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
NO3 + 2 H+ + e = NO2 + H2O
NO3 +10 H+ + 8 e = NH4+ + 3 H2O
NO3 + 4 H+ + 3 e = NO + 2 H2O
Na+ + e = Na
Ni2+ + 2e = Ni
O2 + 2H2O + 4e = 4OH
O2 + 2 H+ + 2e = H2O2
O2 + 4 H+ + 4e = 2H2O
H2O2 + 2H+ + 2e = 2H2O
H3PO4 + 2H+ + 2e = H3PO3 + 2H2O
Pb2+ + 2e = Pb
Pb4+ + 2e = Pb2+
Pt2+ + 2e = Pt
S + 2H+ + 2e = H2S
S2O82 + 2e = 2SO42
Se + 2H+ + 2e = H2Se
Sn2+ + 2e = Sn
Sn4+ + 2e = Sn2+
Te + 2H+ + 2e = H2Te
ZnO22 + 2H2O + 2e = Zn + 4OH
Zn2+ + 2e = Zn
0,54
1,19
1,45
2,92
3,04
2,36
0,56
0,60
1,23
1,51
0,78
0,87
0,96
2,71
0,25
0,40
0,68
1,23
1,78
0,28
0,13
1,69
1,19
0,17
2,01
0,40
0,14
0,15
0,72
1,22
0,76
113
Таблица 10 Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
Комплексный ион
Кнест
Комплексный ион
Кнест
Ag(CN)2
Ag(NH3)2+
Ag(S2O3)23
AgI2
CdCl42
CdI42
Cd(CN)42
Cd(NH3)42+
Cd(NH3)62+
Co(NH3)63+
Cu(NH3)42+
Cu(CN)42
1*1021
7*108
1*1013
1*1012
9*103
8*107
1*1017
8*108
8*106
6*1036
2*1013
5*1028
Fe(CN)64
Fe(CN)63
Fe(SCN)2+
HgBr42
HgCl42
HgI42
Hg(SCN)42
Ni(CN)42
Ni(NH3)62+
Zn(CN)42
Zn(NH3)42+
Zn(OH)42
1*1037
1*1044
1*103
1*1021
8*1016
1*1030
1*1022
3*1016
2*109
2*1017
4*1010
1*1017
Таблица 11 Относительная электроотрицательность элементов по
Полингу
I
H
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
2,2
Li
Be
1,0
Na
B
1,5
Mg
0,9
K
Al
1,2
Rb
1,0
Zn
1,7
0,8
Ag
1,9
Cs
1,0
Cd
1,7
Ba
0,8
Au
2,5
0,9
Hg
2,0
Si
Ga
In
O
3,0
P
1,9
Ti
1,5
Ge
1,8
Y
1,2
Sr
N
2,5
1,6
Sc
1,4
Ca
0,8
Cu
1,9
C
2,0
S
2,2
V
1,6
As
2.0
Zr
1,3
Sn
1,8
2,0
La - Lu
Hf
1,0 - 1,2
Tl
Pb
2,0
2,3
Cl
Se
Sb
2,0
Ta
2,0
Fe Co Ni
1,8 1,9 1,9
3,0
Tc
-
Ru Rh Pd
- 2,3 2,2
I
W
2,3
Po
3,1
Mn
1,6
Br
2,6
Mo
2,2
Te
Bi
4,0
2,6
Cr
1,7
2,2
Nb
114
F
3,5
2,7
Re
At
Os Ir Pt
- 2,2 2,3
Таблица 12
Растворимость некоторых солей и оснований в воде
Анион
+
Li
Na
F
Cl
Br
I
NO3
NO2
S2
SO32
SO42
CO32
SiO32
CrO42
PO43
CH3COO
OH
М
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Р
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
+
K
+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
NH4
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
?
Р
?
Р
Р
+
Ca
2+
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Н
М
Н
Н
Р
Н
Р
М
К
А
Т
И
О
Н
2+
2+
2+
2+
2+
Mg
Ba
Zn
Cu
Hg
Sn2+
Н
Р
Р
Р
Р
Р

Р
Р
М
Н
Н
М
Р
Н
М
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
?
Н
М
Р
Н
Н
Н
Н
Р
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Р
Н
?
Н
Н
?
Н
Р
Р
М
Р
?
Н
?

?
?
Н
?
Р
Н
Р
М

?
Н
?
Р
?
?

Н

Н
Ag+
Р
Н
Н
Н
Р
М
Н
Н
М
Н
?
Н
Н
Р

Pb2+ Mn2+ Al3+
Н
М
М
Н
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Р
Н
Р
Р
Р
Р
Р
?
Н
?
Р
Н
Н
Н
М
?
Н
М
Р
Р
Р
Р
?

?
Р
?
?
?
Н
?
Н
Fe2+
Fe3+
Sr2+
Cr3+
Н
Р
Р
?
Р
?
Н
Н
Р
Н
Н
?
Н
?
Н
Р
Р
Р
?
Р
?

?
Р
?
?
?
Н
?
Н
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Р
М
Н
Р
Р
?
Р
?
Н
?
Р
?
?
?
Н
?
Н
Р- соль в воде растворима  1 г/ 100 г Н2О
М- малорастворима (1  0.1) г/ 100 г Н2О
Н- практически нерастворима  0,1 г / 100 г Н2О
“” - соль в растворе не существует или разлагается водой.
? – нет достоверных данных о существовании соединений
115
Оглавление
ВВЕДЕНИЕ…………………………………………………………………………………
3
Порядок работы в химической лаборатории……………………………………………..
3
Основные правила техники безопасности при выполнении
лабораторных работ……………………………………………………………..………….
4
О Б Щ А Я Х И М И Я.
Работа 1.
Важнейшие классы неорганических соединений.……………………….
6
Вопросы и упражнения…………………………………………………………………….
6
Опыт 1. Химические свойства кислот…………………………………………………….
8
Опыт 2. Химические свойства оснований……………………………………….………..
9
Опыт 3. Получение и свойства оксидов…………………………………………………..
9
Опыт 4. Получение и химические свойства солей……………………………………….
10
Работа 2.
12
Определение молярной массы эквивалента металла.…………………..
Вопросы и упражнения…………………………………………………………………….
12
Опыт 1. Определение молярной массы эквивалента магния……………………………
13
Работа 3.
Приготовление раствора заданной концентрации. …………………….
19
Вопросы и упражнения…………………………………………………………………….
19
Опыт 1. Приготовление растворов солей из безводных твердых веществ……………..
21
Опыт 2. Приготовление растворов солей из кристаллогидратов……………………….
22
Опыт 3. Определение формулы кристаллогидрата по концентрации приготовленного
из него раствора……………………………………………………………………
23
Опыт 4. Приготовление раствора серной кислоты заданной концентрации
разбавлением концентрированного раствора
23
Опыт 5. Приготовление раствора заданной концентрации смешиванием двух
растворов………………………………………………………………………….
Работа 4.
24
Химическая кинетика и химическое равновесие. ……………….……..
25
Вопросы и упражнения…………………………………………………………………….
25
Опыт 1. Влияние различных факторов на скорость химической реакции……………..
27
Опыт 1а. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих
веществ……………………………………………………………………………
27
Опыт 1б. Зависимость скорости реакции от температуры………………………………
28
Опыт 2. Скорость реакции в гетерогенных системах……………………………………
29
Опыт 3. Влияние катализаторов на скорость реакции…………………………..……….
29
Опыт 4. Химическое равновесие………………………………………………………….
30
Работа 5
Электролитическая диссоциация. …………………………………………
31
Вопросы и упражнения…………………………………………………………………….
31
Опыт 1. Сравнение химической активности сильных и слабых электролитов…………
33
Опыт 2. Условия протекания ионно-обменных реакций до конца………………………
34
Опыи 3. Влияние на равновесие в растворе электролита, содержащего одноименный
ион………………………………………………………………………………….
35
Опыт 4*. Определение рН растворов сильных с слабых кислот потенциометрическим
методом……………………….……………………………………………………
Работа 6.
35
Гидролиз. ……………………………………………………………………..
37
Вопросы и упражнения…………………………………………………………………….
37
Опыт 1. Определение реакции среды растворов солей………………………………….
38
Опыт 2. Влияние температуры на степень гидролиза……………………………………
40
Опыт 3. Смещение равновесия в реакции гидролиза……………………………………
40
Опыт 4 Связь между константой гидролиза и степенью гидролиза……………………
40
Опыт 5*. Определение рН раствора соли с помощью рН-метра и сравнение его
с теоретически вычисленным…………………………………………………..
Работа 7.
41
Условия выпадения и растворения осадков. ……………………………
42
Вопросы и упражнения…………………………………………………………………….
42
Опыт1. Условия выпадения осадка………………………………………………………..
43
Опыт 2. Смещение равновесия в направлении образования менее растворимых
соединений………………………………………………………………………..
44
Опыт 3. Сравнение полноты осаждения ионов различными реактивами………………
44
Опыт 4. Условия растворения осадков……………………………………………………
46
Работа 8.
Комплексные соединения. …………………………………………………
47
Вопросы и упражнения…………………………………………………………………….
47
Опыт 1. Диссоциация комплексной соли…………………………………………………
49
Опыт 2. Диссоциация двойной соли………………………………………………………
50
Опыт 3. Образование и диссоциация соединений с комплексным катионом………….
50
Опыт 4. Образование и диссоциация соединений с комплексным анионом…………..
51
117
Опыт 5. Комплексные соединения в реакциях обмена………………………………….
52
Опыт 6. Прочность и разрушение комплексных ионов…………………………………
53
Работа 9.
Окислительно-восстановительные реакции. …………………………..
55
Вопросы и упражнения……………………………………………………………………
54
Опыт 1. Окислительно-восстановительные свойства простых веществ……………….
56
Опыт 2. Восстановительные свойства металлов…………………………………………
57
Опыт 3. Восстановительные свойства элементов в минимальной степени окисления..
58
Опыт 4. Окислительно-восстановительная двойственность…………………………….
59
Опыт 5. Влияние характера среды на протекание окислительно-восстановительных
реакций……………………………………………………………………………
59
Опыт 6. Внутримолекулярные реакции окисления-восстановления……………………
60
Опыт 7. Реакции диспропорционирования……………………………………………….
61
Н Е О Р Г А Н И Ч Е С К А Я Х И М И Я.
Работа 10. Химические свойства металлов и их соединений. ………………………
62
s-МЕТАЛЛЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ……………………………………………..
Вопросы и упражнения………………………………………………………………………
62
Опыт 1. Взаимодействие магния с водой…………………………………………………..
63
Опыт 2. Взаимодействия магния с кислотами……………………………………………..
63
Опыт 3. Получение гидроксида магния и изучение его свойств…………………………
64
Опыт 4. Получение и растворение карбоната кальция……………………………………
64
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ.
65
Вопросы и упражнения………………………………………………………………………
65
Опыт 1. Определение временной жесткости воды…………………………………………
66
Опыт 2. Определение общей жесткости воды……………………………………………...
68
р-МЕТАЛЛЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ.
Вопросы и упражнения………………………………………………………………………
70
Опыт 1. Взаимодействие алюминия с хлороводородной и разбавленными серной и
азотной кислотами………………………………………………………………….
70
Опыт 2. Взаимодействие алюминия с раствором щелочи…………………………………
71
Опыт 3. Пассивирование алюминия…..……………………………………………………
71
Опыт 4. Взаимодействие алюминия с растворами солей…………………………………
71
118
Опыт 5. Получение гидроксида алюминия и изучение его свойств……………………..
72
Опыт 6. Гидролиз солей алюминия…………………………………………………………
72
МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП (d-МЕТАЛЛЫ)
Вопросы и упражнения………………………………………………………………………
72
Опыт 1. Качественные реакции на ионы железа…………………………………………..
73
Опыт 2. Взаимодействие железа с кислотами……………………………………………..
74
Опыт 3. Пассивирование железа……………………………………………………………
75
Опыт 4. Восстановительные свойства гидроксида железа (II)……………………………
75
Опыт 5. Окислительные свойства железа (II)………………………………………………
75
Опыт 6. Гидролиз железа (II) и (III)…………………………………………………………
76
Опыт 7. Отношение цинка к кислотам……………………………………………………..
76
Опыт8. Отношение цинка к растворам щелочей………………………………………….
76
Опыт 9. Получение и свойства гидроксида цинка………………………………………..
77
Опыт 10. Гидролиз солей цинка……………………………………………………………
77
Опыт 11.Взаимодействие меди с кислотами…………………………………………….
77
Опыт 12. Получение и свойства гидроксида меди (II)……………………………………
78
Опыт 13. Гидролиз солей металла…………………………………………………………
78
Работа 11. Химические свойства неметаллов и их соединений. ……………………..
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ УГЛЕРОДА (IV)
Вопросы и упражнения………………………………………………………………………
79
79
Опыт 1. Получение оксида углерода (IV) и угольной кислоты…………………………… 80
Опыт 2. Соли угольной кислоты…………………………………………………………….
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ АЗОТА.
80
81
Вопросы и упражнения………………………………………………………………………
81
Опыт 1. Свойства аммиака…………………………………………………………………..
82
Опыт 2. Окислительные и восстановительные свойства солей азотистой кислоты…….
82
Опыт 3. Окислительные свойства азотной кислоты………………………………………
83
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА.
84
Вопросы и упражнения……………………………………………………………………..
84
Опыт 1. Окислительные и восстановительные свойства пероксид-иона……………….
84
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЕРЫ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЙ.
Вопросы и упражнения……………………………………………………………………..
Реакции S2-
119
85
85
Опыт 1. Нерастворимые сульфиды………………………………………………………….
87
Опыт 2. Восстановительные свойства сульфидов…………………………………………
87
Реакции S0
Опыт 3. Реакции самоокисления – самовосстановления………………………………….
87
Реакции S4+
Опыт 4. Качественная реакция на сульфит-ион…………………………………………..
88
Опыт 5. Обесцвечивающие свойства сернистой кислоты………………………………
88
Реакции S6+
Опыт 6. Действие разбавленной серной кислоты на металлы……………………………
88
Опыт 7. Действие концентрированной серной кислоты на металлы…………………….
88
Опыт 8. Дегидратирующие свойства серной кислоты……………………………………
89
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ГАЛОГЕНОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ.
89
Вопросы и упражнения………………………………………………………………………
89
Опыт 1. Окислительные свойства галогенов………………………………………………
90
Опыт 2. Реакции обнаружения галогенид-ионов………………………………………….
91
Опыт 3. Окислительные свойства солей хлорноватой кислоты………………………….
91
Опыт 4. Взаимодействие галогеноводородных кислот с металлами…………………….
91
ХИМИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ
КОРРОЗИОННЫХ ПРОЦЕССОВ
Работа 12.
Электродные потенциалы.………………………………………….…….
92
Вопросы и упражнения……………………………………………………………………
92
Опыт 1. Изучение характера поведения металла при работе гальванических элементов.
94
Опыт 2. Определение природы электродных потенциалов некоторых металлов
и прогнозирование их поведения в растворах электролитов……………………
96
Вопросы и упражнения для защиты лабораторной работы……………………………….
98
Работа 13.
Электрохимическая коррозия металлов. ………………………………
100
Вопросы и упражнения……………………………………………………………………
100
Опыт 1. Электрохимическая неоднородность модели металлической конструкции…
100
Опыт 2. Коррозия под каплей электролита………………………………………………
101
Опыт 3. Защитное действие оксидных пленок на поверхности металла………………
102
Опыт 4. Протекторная защита…………………………………………………………….
103
Опыт 5. Влияние ингибиторов на процесс коррозии……………………………………
104
120
Приложения. ………………………………………………………………………………
Таблица 1. Названия важнейших кислот и оснований…………………………………
105
Таблица 2а. Плотности растворов некоторых кислот, щелочей и аммиака при 200 С.
106
Таблица 2б. Плотности водных растворов некоторых солей при 200 С…………………
107
Таблица 3. Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных
растворах при 250 С…………………………………………………………..
108
Таблица 4. Области перехода окраски некоторых индикаторов………………………
109
Таблица 5. Степень гидролиза солей в 0,1 М растворах при 250 С……………………
109
Таблица 6. Произведения растворимости некоторых малорастворимых электролитов
при 250 С……………………………………………………………………….
110
Таблица 7. Средние коэффициенты активности сильных электролитов в водных
растворах при 250 С…………………………………………………………
Таблица 8. Стандартные электродные потенциалы металлов при 250 С………………
111
111
Таблица 9. Стандартные электродные потенциалы Ео некоторых электродных
процессов в водных растворах при 250 С……………………………………
112
Таблица 10. Константы нестойкости некоторых комплексных ионов при 250 С……….
114
Таблица 11. Относительная электроотрицательность элементов по Полингу…………..
114
Таблица 12. Растворимости некоторых солей и оснований в воде………………………
115
121