Методические указания по дисциплине химия для студентов ЗО

ХИМИЯ
Омск • 2008
Федеральное агентство по образованию
Сибирская государственная автомобильно-дорожная академия
(СибАДИ)
Кафедра инженерной экологии и химии
ХИМИЯ
Методические указания
к выполнению лабораторных работ для студентов
строительных специальностей
заочной формы обучения
Составитель Е.М. Буданова
Омск
Издательство СибАДИ
2008
УДК 54
ББК 24
Рецензент доцент кафедры физической химии ОмГТУ
канд. хим. наук, доц. А.В.Юрьева
Работа одобрена научно-методическим советом специальности 270205
«Автомобильные дороги и аэродромы» в качестве методических указаний для
студентов специальности 270205.
Химия: Методические указания к выполнению лабораторных работ для
студентов строительных специальностей заочной формы обучения // Сост.
Е.М. Буданова. – Омск: Изд – во СибАДИ, 2008. – 20 с.
Методические указания предназначены для студентов специальности
270205 «Автомобильные дороги и аэродромы». В них содержится описание
лабораторных работ по пяти основным разделам, по которым планируется
проведение лабораторных занятий по дисциплине «Химия» для студентов
заочной формы обучения. К каждому разделу помимо описания лабораторных
работ приведены контрольные вопросы для самоподготовки и проверки знаний
студентов.
Табл. 3. Библиогр.: 8 назв.
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ
Контрольные вопросы
1. Какие соединения называются оксидами?
Классификация
оксидов. Привести примеры.
2. Составьте формулы высших оксидов следующих элементов:
а) К, Ва, Аs, W, Сl;
б) Zr, Mg, Al, N, Mo.
3. Запишите уравнения реакций всех возможных способов
получения кислотных оксидов.
4. Опишите общие химические свойства и способы получения
следующих оксидов: СаО, Р2О5, Na2O, В2О3.
5. С какими из перечисленных веществ будет реагировать ВаО?
Запишите уравнения реакций: Mg(OH)2, N2O5, Н2SO3, СО2, К2О.
6. С помощью уравнений химических реакций опишите свойства
амфотерных оксидов: PbO, Cr2O3, BeO.
7. Среди перечисленных ниже оксидов выделите основные. Ответ
подтвердите уравнениями химических реакций: N2O5, Li2O,
As2O5, CaO.
8. Какие
из
перечисленных
ниже
оксидов
будут
взаимодействовать с оксидами металлов? Запишите уравнения
реакций: SO3, SrO, ZnO.
9. Какие
из
перечисленных
ниже
оксидов
будут
взаимодействовать с Р2О5? Запишите уравнения реакций: СО,
Al2O3, As2O5, CaO.
10.Напишите формулы известных оксидов марганца и укажите,
какие им соответствуют основания или кислоты. Дайте им
названия и укажите степень окисления марганца.
11.Какие соединения называются гидроксидами? Приведите
примеры основных и амфотерных гидроксидов.
12.Запишите уравнения реакций получения растворимых и
нерастворимых гидроксидов.
13.С какими из перечисленных веществ будет взаимодействовать
гидроксид натрия: FеО; СО2; H2SO4; Ba(NО3)2; Be(NО3)2;
Cs2SО4; Sr(ОH)2; KHCO3; Zn(OH)2? Напишите уравнения
возможных реакций.
14.Назовите следующие гидроксиды: LiOH, Fe(OH)3, NH4OH,
Pb(OH)4, Sn(OH)2.
15.Запишите молекулярные формулы: гидроксида висмута (Ш),
гидроксида бария, гидроксида лития гидроксида марганца(IY).
16.Запишите уравнения реакций ступенчатой диссоциации
следующих гидроксидов: Fe(OH)3, Sn(OH)2, Bi(OH)3.
17. Какие соединения называются кислотами? Классификация и
номенклатура кислот.
18.Запишите уравнения реакций получения кислородных и
бескислородных кислот.
19.С какими из перечисленных веществ будет реагировать соляная
кислота: N2O3; Аl(ОН)3; MgO; AgNO3; НРО3; NaNО3; H2SO3?
Запишите
уравнения
возможных
реакций.
Назовите
образующиеся соединения.
20.Запишите уравнения ступенчатой диссоциации следующих
кислот: кремниевой, хромовой, мышьяковой.
21. Какие соли называются средними, кислыми, основными? Приведите
примеры и назовите все соли.
22.Напишите реакции получения поваренной соли различными
способами. Для реакций, протекающих в водных растворах, уравнения
представьте в молекулярной и ионной формах.
23. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно получить
шесть средних солей, используя сульфид железа (II), кислород,
раствор гидроксида натрия и разбавленные растворы соляной и серной
кислот.
24. Какие вещества могут быть получены при взаимодействии: а) кислоты с
солью; б) многоосновной кислоты с недостатком основания; в)
многокислотного основания с недостатком кислоты? Приведите
уравнения реакций в качестве примеров.
25. Приведите уравнения реакций получения: а) нормальных и кислых
солей калия и кальция с угольной кислотой; б) основных солей железа
(Ш) с соляной и серной кислотами.
26.Распределите по классам соединений: CaSO4, MgO, CaCl2,
Na2HPO4, H2CO3, H2S, Pb(OH)2, Pb(OH)4, N2O5, N2O3, KHCO3,
(MgOH)2CO3 и назовите их в соответствии с номенклатурой.
27.Напишите формулы соединений:
а) ортофосфорная кислота, азотная кислота;
б) гидроксид бария, гидроксид хрома (Ш);
в) оксид хлора(I), оксид хлора (Ш), оксид хлора(VII),
гидрокарбонат калия.
28.Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
а)MgCO3→MgO→Mg(NO3)2→Mg(OH)2→MgO;
б) N2→ NH3 → (NH4)2SО4 → NН4Сl → NН3 → NH4NO3.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Опыт 1. Получение оксидов
Выполнение опыта:1. В колбу налейте 10-15 мл дистиллированной
воды. Железной ложечкой возьмите небольшое количество серы и внесите в пламя
спиртовки. Ложечку с горящей серой опустите в колбу и держите над водой. После
сгорания серы ложечку выньте и оставьте под тягой, а в колбу добавьте несколько
капель индикатора метилоранжа и хорошо взболтайте (красное окрашивание
- признак кислотной реакции среды). Запишите уравнение реакции.
2. Кусочек магния тигельными щипцами внесите в пламя спиртовки.
Полученный белый оксид положите на часовое стекло, добавьте 2-3 мл
воды и испытайте индикатором фенолфталеином реакцию среды.
Появившееся
малиновое окрашивание - признак щелочной среды.
Запишите
уравнение реакции.
3. В пробирку налейте 5-10 мл раствора медного купороса (CuSO4
5H2О). Затем добавьте в нее раствор щелочи (NaОН) до выпадения осадка
Сu(ОН)2 голубого цвета. Полученный
осадок нагрейте в пламени
спиртовки. Запишите уравнения
протекающих реакций
с
учетом
изменения цвета осадка.
Опыт 2. Взаимодействие основных оксидов с водой
Выполнение опыта: В пробирку поместите небольшое количество
оксида магния и прилейте 5-10 мл воды. Взболтайте содержимое пробирки
и испытайте реакцию среды 1-2 каплями фенолфталеина. Обратите внимание на растворимость гидроксида магния в воде и характер среды.
Запишите уравнение реакции.
Опыт 3. Взаимодействие кислотных оксидов с водой
Выполнение опыта: В пробирку поместите небольшое
количество оксида хрома (VI) и прилейте 5-10 мл воды. Испытайте
реакцию среды, прибавив 2-3 капли метилоранжа. Наблюдайте изменение
окраски индикатора. Красное окрашивание метилоранжа свидетельствует о
кислотной среде. Запишите уравнение реакции.
Опыт 4. Получение оснований
Выполнение опыта: 1. В две пробирки налейте по 3-5 мл воды,
в одну всыпьте небольшое количество негашеной извести (СаО), а в другую - жженой магнезии (МgO). Содержимое пробирок встряхните и
испытайте реакцию среды раствором фенолфталеина. Запишите уравнения
реакций.
2. В три пробирки налейте 2-3 мл растворов солей: хлорида
железа (III), сульфата меди (II) и хлорида никеля (II). В каждую пробирку
добавьте несколько мл 2 н. раствора NaOH. Наблюдайте выпадение
осадков, отметьте их цвет. Запишите уравнения реакций. Осадки
сохраните.
3. В две пробирки налейте 3-5 мл воды, добавьте 2-3 капли
фенолфталеина. В одну ИЗ НИХ положите кусочек Nа или Ca, a в другую –
стружки Mg. Пробирку с магнием слегка подогрейте. Объясните
результаты опыта и запишите уравнения реакций.
Опыт 5. Получение кислот
Выполнение опыта: В пробирку налейте 3-5 мл серной кислоты
(2 н.) и добавьте несколько кристаллов ацетата натрия CH3СООNa.
Пробирку с содержимым слегка подогрейте на пламени спиртовки.
Обратите внимание на характерный запах. Запишите уравнение реакции.
Обратите внимание на то, что другой способ получения кислот был
осуществлен в опыте 3.
Опыт 6. Химические свойства кислот
Выполнение
опыта:
1.
Налейте
в
пробирку
3-5
мл
концентрированного раствора силиката натрия. Затем добавьте 5 - 7 мл
концентрированной соляной кислоты и перемешайте палочкой. Наблюдайте
выпадение осадка метакремниевой кислоты. Запишите уравнение реакции.
2. В пробирку с оксидом кальция прилейте раствор серной кислоты и
нагрейте раствор. Наблюдайте образование осадка сульфата кальция.
Запишите уравнение реакции.
Опыт 7. Получение и свойства средних солей
Выполнение опыта: 1. К осадкам Сu(ОН)2, Fе(ОН)3 и Ni(ОН)2,
полученным в опыте 4, добавьте 2 н. раствор серной кислоты. Содержимое
пробирок встряхните. Запишите уравнения реакций.
2. В две пробирки налейте небольшое количество растворов ВaCl2 и
Рb(NО3)2. В обе пробирки добавьте немного 2 н. раствора H2SO4. Запишите
уравнения реакций.
3. В пробирку с раствором хлорида бария прилейте равный объем
хромата калия. Наблюдайте выпадение осадка. Запишите уравнение
реакции.
4. В две пробирки налейте раствор сульфата меди. В одну из них
бросьте кусочек железа, в другую - цинка. При необходимости нагрейте.
Запишите уравнения реакций.
5. В одну пробирку поместите небольшое количество оксида меди, а в
другую - оксида магния. В обе пробирки прилейте 3-5 мл 2 н. раствора
серной кислоты и подогрейте. Запишите уравнения реакций.
Опыт 8. Получение кислых солей
Выполнение опыта: 1. Налейте в пробирку 3-5 мл известковой
воды [Са(ОН)2] и пропустите углекислый газ из аппарата Киппа.
Наблюдайте выпадение осадка средней соли. При дальнейшем
пропускании CО2 осадок растворится. Запишите уравнения реакций. Дайте
название полученным солям.
Опыт 9. Получение основных солей
Выполнение опыта: K 2-3 мл раствора CuSO4 прилейте 3-5
капель 2 н. раствора NаОН. Наблюдайте образование зелено-голубого
осадка. Нагрейте пробирку в пламени спиртовки. Выделится ли черный
осадок оксида меди? Добавьте в пробирку избыток раствора NаОН. Как
изменилась окраска осадка? Сделайте вывод, в каких условиях средняя
соль со щелочью дает устойчивую к нагреванию основную соль, а в каких неустойчивый гидроксид меди (II), который при нагревании разлагается с
образованием черного осадка оксида меди (II).
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ
РАВНОВЕСИЕ
Контрольные вопросы
1. Что такое скорость химической реакции? В каких единицах она
измеряется?
2.Какие системы называются: а) гомогенными; б) гетерогенными?
3. Какие факторы влияют на скорость химической реакции?
4. Сформулируйте закон действующих масс. Запишите математическое выражение этого закона для реакций:
2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2 ,
2SO2 +O2 = 2SO3 ,
5. Fе2O3 + СО = 2FeО + СO2 .
6. Физический смысл константы скорости реакции. От каких факторов
она зависит?
7. Скорость реакции пропорциональна вероятности столкновения
реагирующих частиц. Если бы каждое столкновение приводило к
химическому взаимодействию, скорости реакций были бы огромны.
Однако при повышении температуры на 10 градусов скорость
большинства реакций возрастает в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа), а общее
число столкновений растет только на 1-2 %. Чем можно объяснить такое
противоречие?
8. Как влияет степень измельчения твердых веществ на скорость
реакции? Учитывают ли этот фактор в промышленности? Приведите
примеры.
9. Запишите уравнение Аррениуса. Назовите все составляющие
уравнения.
10. Схематически
изобразите
энергетическую
диаграмму
экзотермической реакции:
А + В = АВ.
Какая реакция - прямая или обратная - характеризуется большей
константой скорости?
11. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей
в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70°С, если
температурный коэффициент реакции равен 2.
12. Напишите выражение скорости гомогенной реакции: N2 + 3H2 =
2NH3. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию водорода в три раза?
13. Что называется порядком химической реакции?
14. Дайте определения гомогенного и гетерогенного катализа. В каком
случае концентрация катализатора оказывает воздействие на скорость
процесса?
15. Какие процессы называются обратимыми и необратимыми?
16. Чем характеризуется состояние химического равновесия?
17. Как записываются выражения для
констант химического
равновесия гомо- и гетерогенных процессов?
18. Запишите выражения для констант равновесия перечисленных
ниже реакций:
CO(г)+H2O(г)=CO2(г)+H2(г),
FeO(тв)+CO(г)=Fe(тв)+CO2(г),
MgCO3(тв)=MgO(тв)+CO2(г).
19. В каком направлении будет смещаться равновесие перечисленных
ниже реакций при повышении температуры, давления?
N2(г)+O2(г)=2NO(г);
 Н=180,4 кДж/моль;
2H2(г)+O2(г)=2H2O(г);
 Н=-573,1 кДж/моль;
CO2(г)+C(тв)=2CO(г).
 Н=172,5 кДж/моль.
20.
Как уменьшить выход продуктов обратимой реакции:
NO(г)+O2(г)=2NO2(г);
 H х.р.< 0?
21. Какое влияние на равновесную концентрацию хлора в системе
4HCl(г)+O2(г)=2H2O(г)+2Cl2(г);
 Н х.р. < 0
будут оказывать следующие изменения:
а) повышение температуры,
б) уменьшение давления,
в) увеличение концентрации кислорода,
г) увеличение объема реакционного сосуда,
д) введение катализатора?
22. Как связана константа равновесия с термодинамическими
потенциалами? Приведите математическую зависимость.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1
Опыт I. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ
Взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой в водном
растворе протекает по уравнению:
Na2S2O3 + Н2SO4 = Na2SO4 + SO2  + S  + H2O
О скорости этой реакции судят по времени от момента сливания
исходных реагентов до помутнения раствора, вызванного появлением
коллоидной серы.
Выполнение опыта: а) Проведите вначале качественный
опыт. Для этого в пробирку налейте 4 капли раствора тиосульфата натрия
и добавьте 1-2 капли раствора серной кислоты. Отметьте появление через
некоторое время опалесценции и дальнейшее помутнение раствора за счет
свободной серы. Время от сливания растворов до заметного помутнения
зависит от скорости реакции.
б) В три пронумерованные пробирки налейте из капельницы 0,25н.
раствор тиосульфата натрия: в первую – 4 капли, во вторую – 8 капель, в
третью - 12 капель. К содержимому первой пробирки прилейте 8 капель
воды, ко второй - 4 капли воды. Таким образом, условная концентрация
будет: в пробирке № 1 - 1С, в пробирке № 2 - 2С, в пробирке № 3 - 3С. В
пробирку № 1 с раствором тиосульфата натрия добавьте 1 каплю раствора
серной кислоты, встряхните ее для перемешивания содержимого и
включите секундомер. Отметьте время до появления помутнения.
Опыт повторите с пробирками №№ 2 и 3, добавляя также по I
капле раствора серной кислоты и определяя время протекания реакции.
Результаты опыта занесите в таблицу
Таблица 1
№
пробирки
Содержание пробирок
Раствор
Na2S2O3,
число
капель
Вода
H2O,
число
капель
Условная
концентрация (С)
Раствор
H2SO4,
число
капель
Время
протекания
реакции,
t, с
Условная скорость
реакции,
v  1/ t
Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих
веществ, где на оси абсцисс отложите условную концентрацию раствора
тиосульфата натрия, а на оси ординат - условную скорость реакции.
Проанализируйте график и сделайте вывод о зависимости скорости реакции
от концентрации реагирующих веществ. Какой закон выражает зависимость
скорости реакции от концентрации реагентов? Cформулируйте его.
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
Выполнение опыта. В три пробирки налейте по 12 капель 0,1 н.
раствора тиосульфата натрия. Замерьте температуру воздуха в лаборатории.
Внесите в одну из пробирок 1 каплю раствора серной кислоты, быстро
встряхните ее для перемешивания содержимого и включите секундомер.
Отметьте время появления опалесценции.
Другую пробирку с раствором тиосульфата натрия поместите в водяную
микробаню и поднимите температуру на 10 градусов выше комнатной. После
того, как в пробирке установится температура (минут через пять), внесите в
пробирку I каплю раствора серной кислота, встряхните ее и включите
секундомер. Зафиксируйте время появления опалесценции.
Аналогично проведите опыт с третьей пробиркой, нагрев ее нa водяной
бане до температуры, на 20 градусов выше комнатной. Результаты
наблюдений занесите в таблицу.
Таблица 2
№
проби
рки
Температур
а опыта, 0С
Время течения
реакции t,c
Условная
скорость реакции,
v  1/ t
Постройте график зависимости скорости реакции от температуры, где на
оси абсцисс отложите температуру, а на оси ординат - условные значения
скорости реакции.
Проанализируйте график и сделайте вывод о зависимости реакции от
температуры. Какое эмпирическое правило выражает эту зависимость?
Опыт 3. Влияние поверхности реагирующих веществ на
скорость реакции в гетерогенной системе
Выполнение опыта. Взвесьте на технических весах кусочек мрамора
(или мела) и такую же массу порошка мрамора или мела - приблизительно
по 0,5г. В две пробирки налейте по 5мл раствора разбавленной соляной
кислоты и внесите в них одновременно навески мрамора или мела: кусочек
- в одну пробирку, порошок в другую. Отметьте время, которое потребуется
для полного растворения мрамора (мела). В какой пробирке реакция протекает
быстрее и почему?
Запишите уравнение реакции и математическое выражение закона
действующих масс. Сделайте вывод о влиянии поверхности реагирующих
веществ на скорость реакции, протекающей в гетерогенной системе.
Опыт 4. Влияние катализатора на скорость химических
реакций
Выполнение опыта. В две пробирки внесите по 10 капель 30 %ного раствора пероксида водорода. В одну пробирку добавьте немного
диоксида марганца, а в другую - столько же диоксида свинца. О скорости
разложения Н2О2 судят по интенсивности выделения пузырьков гaза. Как
доказать, что в обеих пробирках выделяется кислород? Запишите уравнение
реакции разложения пероксида водорода и сделайте вывод о влиянии
катализатора.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №2
Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на
химическое равновесие
Выполнение опыта. Смешайте в химическом стаканчике по 5 мл
разбавленных растворов хлорида железа (Ш) и тиоцианата аммония NH4CNS,
наблюдая образование окрашенного комплекса тиоцианата железа (Ш).
Полученный раствор разлейте в четыре пробирки поровну. В одну из них
добавьте несколько капель насыщенного раствора хлорида железа (Ш), в
другую - несколько капель насыщенного раствора тиоцианата аммония, в
третью – несколько капель насыщенного раствора хлорида аммония. Четвертую
пробирку оставьте для сравнения.
Запишите уравнение обратимой реакции между хлоридом железа (Ш) и
тиоцианатом аммония. Приведите выражение для константы равновесия
реакции. Объясните изменение интенсивности окраски растворов в каждой
пробирке и сделайте вывод о направлении смещения равновесия на основании
зокона действующих масс и принципа Ле - Шателье.
Опыт 2. Влияние кислотности среды на химическое
равновесие
В растворе хроматов существует равновесие:
2CrO4 2- + 2H+ = Cr2O7 2- + H2O,
которое зависит от концентрации ионов водорода.
Выполнение опыта. В пробирку налейте 2-3 мл раствора хромата
калия и добавьте несколько капель раствора серной кислоты (1:3) до изменения
окраски. Затем добавьте по каплям 10%-ный раствор гидроксида натрия или
калия. Что при этом происходит? Объясните наблюдаемые явления с позиции
принципа Ле – Шателье.
Опыт 3. Влияние температуры на химическое равновесие
При действии раствора йода на крахмал образуется вещество
сложного состава, окрашенное в синий цвет. Эта реакция является
экзотермической. Равновесие взаимодействия крахмала с йодом можно
схематически записать так:
Крахмал + I2 = окрашенное вещество; Н х.р<. 0.
Выполнение опыта. Смешайте в пробирке 2-3 мл раствора крахмала
и несколько капель йодной воды до появления синей окраски. Нагрейте
пробирку в пламени спиртовки. Что происходит с окраской смеси? Охладите
пробирку вначале на воздухе, затем в струе водопроводной воды. Запишите
наблюдения. Объясните причину изменения окраски системы с позиций
принципа Ле – Шателье.
ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Контрольные вопросы
1. Запишите выражение для ионного произведения воды. Что такое
константа воды? Чему она равна при стандартной температуре?
2. Какие растворы называются: а) нейтральными; б) кислыми; в)
щелочными?
3. Что называется: а) водородным показателем среды; б)
гидроксильным показателем? Каково соотношение между этими
величинами?
4. Имеются растворы солей КС1, NaCl, СuCl2 и AlCl3. В каких
растворах концентрация иона Н+ равна концентрации иона ОН - ?
5. Можно ли, пользуясь фенолфталеином, отличить водный раствор
Na2SiO3 от водного раствора Na2SO4?
6. Можно ли с помощью измерения рН отличить водный раствор КCl от
водного раствора NH4С1?
7. Справедливо ли утверждение о том, что водные растворы NaC1 и KCl
имеют одинаковое значение водородного показателя среды?
8. При взаимодействии раствора соли трехвалентного железа с раствором
карбоната натрия в осадок выпадает гидроксид железа(III). Почему?
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.
9. Запишите молекулярные и ионные уравнения ступенчатого
гидролиза сульфата железа (III) и сульфида натрия. Как можно
увеличить степень гидролиза этих солей?
10. Какие соли не подвергаются гидролизу? Почему?
11.Почему при смешивании растворов СгС13 и (NH4)2S образуется
осадок Cr(ОН)3?
12.Приведите примеры солей, водные растворы которых имеют: а) рН <
7; б) рН = 7; в) рН > 7.
13. Каким образом можно подавить гидролиз соли А1(NO3)3?
14.Как отразится на равновесии гидролиза силиката натрия добавление В
раствор: a) щелочи; б) кислоты; в) воды?
15. Определите порядок величины рН при гидролизе сульфида натрия.
16. Объясните принцип действия кислотно-щелочных индикаторов.
17. Какие соли подвергаются полному гидролизу? Приведите примеры.
18. В каких случаях при гидролизе солей могут образовываться: а) кислые
соли; б) основные соли?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Опыт 1. Изменение РН ПРИ гидролизе различных солей
Выполнение опыта: В шесть пробирок на 1/5 объема налейте
нейтральный раствор лакмуса. Одну из пробирок оставьте в качестве
контрольной, а в остальные добавьте по несколько кристалликов соли: в
первую ацетата натрия, во вторую хлорида алюминия, в третью силиката
натрия, в четвертую карбоната аммония, в пятую хлорида калия.
Размешайте раствор в каждой пробирке легким встряхиванием. Как
изменилась окраска раствора лакмуса при добавлении каждой соли? Какая
реакция среды характеризуется каждым цветом лакмуса? Оформите
результаты наблюдений в виде таблицы.
Таблица 3
Формула соли
Окраска лакмуса
Реакция среды
Порядок рН
растворе
в
Запишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций
гидролиза для каждой соли. Укажите тип гидролиза (простой,
ступенчатый, полный). В случае ступенчатого гидролиза запишите
уравнения реакций лишь для первой ступени, так как практически при
данной концентрации солей в растворе последующие ступени гидролиза
протекают в очень малой степени.
Сделайте общий вывод о реакции среды водных растворов солей,
образованных:
а) сильным основанием и слабой кислотой;
б) слабым основанием и сильной кислотой;
в) слабым основанием и слабой кислотой;
г) сильным основанием и сильной кислотой.
Опыт 2. Образование основных и кислых солей при
ступенчатом гидролизе
а) Гидролиз ацетата алюминия.
Выполнение опыта: В пробирку внесите 1-2 мл раствора
хлорида алюминия и такой же объем раствора ацетата натрия. Запишите
реакцию образования ацетата алюминия. Содержимое пробирки слегка
подогрейте. Наблюдайте образование осадка основной соли алюминия
Al(OH)2CH3COO. Продуктом какой ступени гидролиза является эта соль?
Запишите реакции ступенчатого гидролиза ацетата алюминия.
При гидролизе каких солей образуются основные соли?
б) Гидролиз карбоната натрия.
Выполнение опыта: В пробирку налейте 1-2 мл
нейтрального раствора лакмуса и внесите несколько кристаллов карбоната
натрия. Содержимое пробирки размешайте легким встряхиванием. В
какой цвет окрасился раствор лакмуса? В результате какого процесса
произошло изменение кислотности среды? Запишите в молекулярном и
ионном виде уравнения реакции гидролиза. Отсутствие выделения
диоксида углерода свидетельствует о преимущественном протекании
гидролиза по первой ступени.
В результате гидролиза каких солей образуются кислые соли?
Опыт 3. Случай полного (необратимого) гидролиза соли
Выполнение опыта: В пробирку налейте I мл раствора хлорида
алюминия и добавьте равный объем раствора карбоната натрия. Отметьте
выпадение белого студенистого |осадка гидроксида алюминия,
сопровождающееся выделением пузырьков диоксида углерода. Напишите
молекулярные и ионные уравнения реакций. Почему в растворе не
образуется карбонат алюминия? Сделайте вывод о том, какие соли
подвергаются полному гидролизу.
Опыт 4. Влияние силы кислоты и основания, образующих
соль, на степень гидролиза
Выполнение опыта: а) В две пробирки налейте до половины
объема дистиллированной воды и внесите в одну из них несколько
кристалликов сульфита натрия Na2SO3, в другую – карбоната натрия
Na2СO3. По отсутствию выделения SO2 и СО2 сделайте вывод о том, что
гидролиз протекает преимущественно по первой ступени. В каждую из
пробирок добавьте по одной капле раствора фенолфталеина. Сравните
интенсивность окраски растворов. В растворе какой соли концентрация
гидроксид-ионов выше? В каком растворе протекает более глубокий
гидролиз и почему?
Запишите ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза
этих солей. Сравнив константы диссоциации угольной и сернистой кислот,
сделайте вывод о том, как влияет на степень гидролиза соли сила кислоты,
образующей соль.
б) Аналогичный опыт проведите с хлоридами или сульфатами магния
и алюминия. В качестве индикатора используйте раствор синего лакмуса.
В каком растворе и почему протекает более сильный гидролиз? Сравните
произведения растворимости Mg(OH)2 и Al(OH)3 и сделайте вывод о
влиянии силы и растворимости основания, образующего данную соль, на
степень ее гидролиза.
Опыт 5. Влияние температуры на степень гидролиза солей
Выполнение опыта: В пробирку внесите 5-6 мл
свежеприготовленного раствора ацетата натрия и 1-2 капли
фенолфталеина. Содержимое пробирки разделите на две части, одну
оставьте для сравнения, а другую нагрейте до кипения.
Сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Как меняется
интенсивность окраски индикатора при нагревании? Запишите уравнения
реакции гидролиза, укажите реакцию среды. Сделайте вывод о влиянии
температуры на гидролитическое равновесие.
Опыт 6. Смещение равновесия реакции гидролиза соли при
разбавлении раствора
Выполнение опыта: В пробирку внесите 5-6 капель
концентрированного раствора нитрата висмута Bi(NO3)3 и постепенно
добавьте несколько
капель дистиллированной воды. Наблюдайте
образование осадка основной соли висмута Bi(ОН)2NO3. Запишите ионные
и молекулярные уравнения гидролиза нитрата висмута по первой и второй
ступеням. Сделайте вывод о влиянии разбавления растворов на степень
гидролиза соли.
ЖЕСТКОСТЬ ПРИРОДНЫХ ВОД
Контрольные вопросы
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
Какие соли обуславливают временную жесткость воды?
Какие соли обуславливают постоянную жесткость воды? В каких
единицах измеряется жесткость воды?
Как устранить карбонатную жесткость? Запишите уравнения
соответствующих реакций.
Какими способами можно устранить постоянную жесткость?
Запишите уравнения реакций.
Какие химические реакции протекают при добавлении к жесткой
воде: а) Na2CO3; б) Са(ОН)2? Рассмотрите случаи постоянной и
временной жесткости.
Что ммоль экв/л фосфатный способ устранения жесткости? Какие
виды жесткости можно устранить с его помощью? Приведите в
качестве примеров уравнения реакций.
В чем заключается термический способ устранения жесткости?
Приведите уравнения соответствующих реакций. Какой вид
жесткости при этом устраняется?
В чем заключается ионообменный способ устранения жесткости?
Где он применяется?
Что такое иониты? Какими они бывают?
В 1 л воды содержится 54 мг CaCl2 и 38 мг MgCl2. Рассчитайте
жесткость воды.
Временная жесткость воды равна 10 ммоль экв/л. Считая, что она
обусловлена только солями магния, рассчитайте массу накипи,
которая выпадет при кипячении десяти литров такой воды.
На титрование 300 мл жесткой воды затрачено 6 мл 0,03 н. раствора
трилона Б. Рассчитайте величину жесткости. Какую жесткость
определяют с помощью трилона Б?
На титрование 200 мл жесткой воды затрачено 20 мл 0,1н. раствора
трилона Б. Находится ли жесткость этой воды в пределах нормы?
Сколько карбоната натрия надо добавить к пяти литрам воды для
устранения общей жесткости, равной 4,60 ммоль экв/л?
При кипячении 250 мл воды, содержащей гидрокарбонат кальция,
выпал осадок массой 3,5 мг. Чему равна жесткость воды?
Рассчитайте, лько соды (карбоната натрия) надо прибавить к 1 м3
воды, чтобы устранить ее жесткость, равную 6 ммоль экв/л?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Опыт 1. Определение временной жесткости воды.
При определении временной жесткости
пробу воды титруют
раствором соляной кислоты. При этом происходит разложение
гидрокарбонатов:
Ca(HCO3)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O + 2CO2
Mg(HCO3)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O + 2CO2
Выполнение опыта: В чистую коническую колбу емкостью 250
мл отмерьте с помощью мерного цилиндра 100 мл водопроводной воды.
Прибавьте к содержимому колбы 2-3 капли индикатора метилоранжа и
титруйте из мерной бюретки при постоянном взбалтывании 0,1 н.
раствором соляной кислоты HCl до появления розовой окраски.
Титрование повторите 3 раза с новыми порциями воды. При хорошем
качестве работы результаты не должны отличаться более, чем на 0,1 – 0,2
мл. Для расчета возьмите средний результат из 3-х объемов титранта.
Расчет произвести по формуле:
Ж вр .= V HCl CHCl 1000/ V H2O,
где V HCl - объем соляной кислоты, израсходованной на титрование,
мл;
VH2о - объем пробы воды, мл;
CHCl - концентрация НСl, моль экв/ л
Опыт 2.
Определение общей жесткости воды.
При определении общей жесткости пробу воды титруют раствором
трилона Б в присутствии индикатора хромогена черного при постоянном
рН среды, равном 9. Для поддержания постоянного значения рН к воде
добавляют аммиачную буферную смесь (NH4OH + NH4Cl).
Выполнение опыта: В коническую колбу емкостью 250 мл
отмерьте мерным цилиндром 100 мл
водопроводной воды, добавьте
отмеренные другим цилиндром 5 мл аммиачной буферной смеси и 3-5 ка-
пель индикатора хромогена черного. Смесь хорошо взболтайте и титруйте
из бюретки 0,05 н. раствором трилона Б до перехода красной окраски
раствора индикатора в синюю. Титрование повторите 3 раза. Для расчета
возьмите средний результат из 3-х объемов титранта. Расчет произвести по
формуле:
Жобщ .= V тр C тр 1000/ V H2O,
где V тр - объем трилона Б, израсходованного на титрование, мл;
С тр - концентрация раствора трилона Б, моль экв/ л;
V H2O - объем воды, мл .
Определив величину временной и общей жесткости, рассчитайте
величину постоянной жесткости по формуле:
Жпост. = Жобщ. - Жвр.
Опыт 3.
Устранение жесткости химическими способами.
а) Содовый метод
Выполнение опыта: В пробирку налейте немного жесткой
воды и добавьте 1-2 мл раствора Na2CO3.Раствор отфильтруйте от осадка
через бумажный фильтр. Проверьте, остались ли катионы кальция или
магния в фильтрате. Для этого в пробирку с фильтратом добавьте I мл
аммиачной буферной смеси и 2-3 капли индикатора хромогена черного.
Осаждение ионов Ca 2+ и Mg 2+ считается полным при условии, если
цвет индикатора не изменится. В противном случае к содержимому
пробирки добавьте еще немного раствора
Na2CO3 и повторите
фильтрование.
б) Фосфатный метод. Повторите предыдущий опыт с новой порцией
жесткой воды, но вместо раствора соды для осаждения ионов Ca 2+ и Mg
2+
используйте раствор фосфата натрия Na3PO4. Запишите уравнения
соответствующих реакций для случаев а) и б).
КОЛЛОИДНЫЕ РАСТВОРЫ
Контрольные вопросы
1. Какие системы называются дисперсными?
2. Чем отличаются истинные и коллоидные растворы?
3. Какие оптические свойства позволяют отличить коллоидные
растворы от истиных?
4. Что означают термины: а) электрофорез, б) электроосмос? В
каких областях применяются эти явления?
5. Объясните, почему коллоидные растворы относительно
устойчивы?
6. Напишите схему строения коллоидной частицы золя йодистого
серебра, полученного в избытке: a) KJ; б) AgNO3. К какому
электроду будут двигаться коллоидные частицы в том и другом
случаях?
7. Что такое коагуляция? Какие факторы ее вызывают?
8. Золь гидроксида железа с положительно заряженными
частицами коагулирует под действием таких электролитов:
NaCl, Nа2CO3, Nа3PO4. Объем добавленного электролита и его
молярная концентрация во всех случаях одинаковы. В каком
случае коагуляция идет наиболее эффективно?
9. Золь иодида серебра, сформированный в избытке KI,
коагулирует под действием следующих электролитов: NaCl,
Сa(NO3)2, А1С13, Объем добавленного электролита и его
молярная концентрация постоянны. В каком случае коагуляция
проходит наиболее энергично?
10.Как в строительстве используются явления электроосмоса,
тиксотропии, коагуляции?
11.Приведите классификацию дисперсных систем по степени
дисперсности и агрегатному состоянию.
12.Объясните
механизмы
кинетической
и
агрегативной
устойчивости гетерогенных систем.
13.Что такое эмульгаторы?
14.Чем отличаются эмульсии от суспензий?
15.Постройте логическую схему протекания процессов: синерезис
— гелеобразование — пептизация — экстракция.
16.Приводите примеры известных вам веществ, являющихся
ксерогелями, студнями?
17.Назовите способы и условия образования золей.
18.Что означают термины: пептизация, экстрагирование? Как с их
помощью получить коллоидные системы?
19. К какому типу дисперсных систем относятся пены, суспензии,
эмульсии? Приведите примеры этих систем.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Опыт I. Получение геля кремниевой кислоты
Выполнение опыта: Налейте в пробирку 2-3 мл разбавленного
раствора силикате натрия и 3 мл соляной кислоты (2:1). Перемешайте.
Наблюдайте образование геля кремниевой кислоты. запишите уравнение
реакции.
Опыт 2. Получение золя кремниевой кислоты
Выполнение опыта: К 2-3мл раствора силиката натрия добавьте
насколько капель концентрированной соляной кислоты. Наблюдайте
образование коллоидного раствора. Обратите внимание на его окраску в
отраженном свете. Попробуйте проверить, наблюдается ли у этого золя
эффект Тиндаля. При нагревании и при длительном стоянии полученный
золь переходит в гель. Напишите, какой строение имеет мицелла
кремниевой кислоты. Золь сохраните для опыта 5.
Опыт 3. Получение золя гидрокcида железа (III)
В химическом стаканчике нагрейте до кипения 50 мл
дистиллированной воды. В кипящую воду добавьте 3-4 капли 2 %-ного
раствора FеС13. Обратите внимание на изменение цвета раствора
вследствие образования золя. Напишите, какое строение имеет частица
получившегося золя. Этот же опыт проведите, вливая FеС13 в холодную
воду. Какая реакция происходит в этом случае? Золь гидроксида железа
(III) сохраните для следующих опытов.
Опыт 4. Коагуляция золя под влиянием электролита
К части раствора, полученного в опыте 3, прилейте раствор соды до
коагуляции. Объясните явление. Какой из ионов карбоната натрия
обладает коагулирующим действием в данном случае? Почему?
Опыт 5. Взаимная коагуляция положительно и отрицательно
заряженных коллоидов
Смешайте в пробирке равные объемы гидрозоля гидроксида железа
(III) и гидрозоля кремниевой кислоты. Объясните, почему происходит
коагуляция, исходя из ранее написанных схем строения коллоидных частиц
обоих золей.
Опыт 6. Коллоидная защита
Налейте в 2 пробирки по 5 мл золя гидроксида железа (III). В одну
пробирку добавьте 2-3 мл раствора желатина или крахмального клейстера,
а в другую такой же объем дистиллированной воды. В обе пробирки
добавьте по 2 мл раствора соды и перемешайте. Почему коагуляция заметна
только в одном случае? Объясните этот опыт, используя понятие о
стабилизаторах коллоидных растворов.
Библиографический список
1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химию Л.: Химия, 1984. –
263с.
2. Лабораторный практикум по курсу общей химии / Сост.:
Л.П.
Вивчарик,
Н.Ф. Гребенкина, Ж.Д. Павлова и др.; Под ред. Ф.П. Туренко; СибАДИ. –
Омск,1995. – 196с.
3. Лабораторный практикум по общей и неорганической химии /
Сост.:
Е.В. Шаповалова. – Омск: Изд-во СибАДИ, 2003. – 108 с.
4. Методические указания к лабораторным работам по курсу общей химии
–
Часть II, выпуск I. – Омск: Изд-во СибАДИ, 1979. – 32с.
5. Нохрин В.И., Буданова Е.М., Скудаева Е.А. и др. Сборник тестов по
неорганической и аналитической химии: Учеб. пособие. – Омск: Изд-во
ОмГАУ, 2006. –160с.
6. Нохрин В.И., Лоскутова Л.П. Методические указания к самостоятельной
работе и лабораторным занятиям по курсу «Неорганическая и
аналитическая химия». Раздел 1. Основные классы неорганических
соединений. – Омск: Изд-во ОмГАУ, 1998 . – 27с.
7. Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. – Л.:
Химия, 1978. – 392с.
8. Химическая кинетика и химическое равновесие. Методические указания
к лабораторной и самостоятельной работе по общей и неорганической
химии / Сост. А.В.Юрьева. – Омск: Изд-во ОмПИ, 1990. – 19с.
СОДЕРЖАНИЕ
Основные классы неорганических соединений…………………………………3
Контрольные вопросы…………………………………………………………….3
Лабораторная работа………………………………………………………………….5
Химическая кинетика и химическое равновесие………………………………
Контрольные вопросы…………………………………………………………....
Лабораторная работа №1……………………………………………………………….
Лабораторная работа № 2………………………………………………………………
Ионное произведение воды. Гидролиз солей…………………………………….
Контрольные вопросы……………………………………………………………..
Лабораторная работа………………………………………………………………….
Жесткость природных вод……………………………………………………..
Контрольные вопросы……………………………………………………………..
Лабораторная работа…………………………………………………………………...
КОЛЛОИДНЫЕ РАСТВОРЫ
Контрольные вопросы ………………………………………………………
Лабораторная работа……………………………………………………………………
Библиографический список…………………………………………………..
СОДЕРЖАНИЕ………………………………………………………………..
Приложение 1. Названия кислот и их солей………………………………
Приложение 2. Константы диссоциации растворов электролитов……..
Приложение 3. Произведения растворимости некоторых
малорастворимых электролитов………………………………………………..
Приложение 1
Названия кислот и их солей
Формула
Название кислоты
Название солей
HF
HCl
HBr
HJ
H2 S
H2SO3
H2SO4
HNO2
HNO3
H3PO4
HPO3
H4P2O7
H3PO3
H3AsO4
H3AsO3
H2СO3
H3BO3
H2SiO3
CH3COOH
HMnO4
H2CrO4
H2Cr2O7
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
HBrO
HBrO2
HBrO3
HBrO4
HIO
HIO2
HIO3
HIO4
HCN
HSCN
Фтороводородная, или плавиковая
Хлороводородная
Бромоводородная
Йодоводородная
Сероводородная
Сернистая
Серная
Азотистая
Азотная
Фосфорная (орто-)
Метафосфорная
Пирофосфорная
Фосфористая
Мышьяковая (орто-)
Мышьяковистая (орто-)
Угольная
Борная (орто-)
Кремниевая
Уксусная
Марганцовая
Хромовая
Двухромовая
Хлорноватистая
Хлористая
Хлорноватая
Хлорная
Бромноватистая
Бромистая
Бромноватая
Бромная
Йодноватистая
Йодистая
Йодноватая
Йодная
Циановодородная (синильная)
Роданистоводородная
Фториды
Хлориды
Бромиды
Иодиды
Сульфиды
Сульфиты
Сульфаты
Нитриты
Нитраты
Фосфаты
Метафосфаты
Дифосфаты
Фосфиты
Арсенаты
Арсениты
Карбонаты
Бораты
Силикаты
Ацетаты
Перманганаты
Хроматы
Дихроматы
Гипохлориты
Хлориты
Хлораты
Перхлораты
Гипобромиты
Бромиты
Броматы
Перброматы
Гипоиодиты
Иодиты
Иодаты
Периодаты
Цианиды
Тиоцианаты
Приложение 2
Константы диссоциации растворов электролитов
Название
основания
кислоты
или
Формула
Константа
диссоциации (по
первой ступени)
4,410
Азотная кислота
HNO3
Азотистая кислота
HNO2
5,110 - 4
Борная кислота
Н3ВО3
НВг
5,810 - 10
10 9
НВгО
2,510 - 9
Н2Сг2О7
HI
2,310 -2
10 11
Йодная кислота
НIО4
2,810 -2
Йодноватая кислота
НIО3
1,610 -1
Иодноватистая кислота
НIО
2,310 - 11
Кремниевая кислота
H2SiО3
2,210 -10
Марганцовая кислота
НМnO4
Марганцовистая кислота
Н2МnO4
210 2
10 -1
Муравьиная кислота
НСООН
1,8 10 -4
Мышьяковая кислота
H3AsО4
610 -3
Мышьяковистая кислота
H3AsО3
5,110 -10
HSCN
H2SO4
1,410 -1
10 3
H2SO3
1,710 -2
Сероводородная кислота
H2 S
1,010 -7
Синильная кислота
HCN
Соляная кислота
HC1
6,210 -10
107
Угольная кислота
H2CО3
4,510 -7
Уксусная кислота
CH3COOH
1,7410-5
Фосфорная кислота
H3PО4
7,610 -3
Фосфористая кислота
H3PО3
1,610 -2
Бромоводородная кислота
Бромноватистая кислота
Двухромовая кислота
Иодоводородная кислота
Роданистоводородная
кислотакислота
Серная
Сернистая кислота
кислота
Фтористоводородная кислота
HF
6,810 -4
Хлористая кислота
HC1О2
1,110 -2
Хлорноватистая кислота
Хлорная кислота
HC1О
О3 4
HC1О
5,010 -8
10 12
Хромовая кислота
Н2СrO4
Щавелевая кислота
Н2С2О4
1,110-1
5,610 -2
NH3 + Н2О
1,7610 -5
Гидроксид алюминия
Al(OH)3
(III) 1,410 -9
Гидроксид бария
Ba(OH)2
2,310 -1
Гидроксид железа (II)
Fe(OH)2
(II) 1,310 -4
Гидроксид железа (III)
Fe(OH)3
КОН
(III) 1,410 -12
10,6
Са(ОН)2
4,010 -2
Аммиак
Гидроксид калия
Гидроксид кальция
Гидроксид лития
LiOH
6,810 -1
Гидроксид магния
Mg(ОН)2
Гидроксид натрия
NaOH
(II) 2,510 -3
5,9
Гидроксид никеля (II)
Ni(ОН)2
2,510 -5
Гидроксид свинца
Pb(OH)2
9,510 -4
Гидроксид серебра
AgOH
5,010 -3
Гидроксид стронция
Sr(OH)2
Гидроксид таллия (I)
TlOH
Гидроксид хрома (III)
Cr(OH)3
Гидроксид цинка
Zn(OH)2
(II) 1,510 -1
10 -1
(III) 1,010 -10
4,010 -5
Приложение 3
Произведения растворимости некоторых малорастворимых
электролитов
Вещество
AgBr
AgCI
AgI
Ag2CrО4
Al(OH)3
BaCO3
BaSO4
MgCO3
Мg(ОН)2
ПР
6,0  10 -13
1,8  10 -10
1,1  10 -16
4,0  10 -12
1,0 10 -32
5,0  10 -9
1,1  10 -10
2,0  10 -5
2,0  10 -11
Вещество
CaCO3
Cd(OH)2
Cu(OH)2
CuS
Fe(OH)2
Fe(OH)3
FeS
PbS
Zn(OH)2
ПР
5,0  10 -9
2,0  10 -14
2,2  10 -20
6,0  10 -36
1,0  10 -15
3,8  10 -38
5,0  10 -18
1  10 -27
1  10 -17