РАБОЧИЙ ЖУРНАЛ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ ПО ХИМИИ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ СТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
КАФЕДРА ОБЩЕЙ ХИМИИ
РАБОЧИЙ ЖУРНАЛ
ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ
ПО ХИМИИ
ДЛЯ СТУДЕНТОВ–ЗАОЧНИКОВ
ПОЛНОЙ ФОРМЫ ОБУЧЕНИЯ
УЧЕБНОГО 201__/201__ ГОДА
Студент________________________________________________
Фамилия, Имя, Отчество
Специальность_______________
МОСКВА
3
Составитель: профессор, кандидат химических наук Е.М.Мясоедов
Под редакцией профессора, доктора химических наук В.И.Сидорова
Рабочий журнал предназначен для студентов 1 курса заочной формы
обучения МГСУ, изучающих курс химии.
К выполнению лабораторных работ допускаются студенты, выполнившие
контрольные работы, изучившие правила техники безопасности и расписавшиеся в
контрольных листках по ТБ.
Результаты, полученные студентом в процессе выполнения лабораторной
работы, необходимо занести в рабочий журнал в виде уравнений реакций. В
журнале записываются также наблюдения студента при выполнении опытов и
выводы, обобщающие результаты проведенных экспериментов.
Лабораторные работы, пропущенные студентом, независимо от причины
должны быть отработаны студентом в присутствии преподавателя в согласованный
срок.
Выполненная лабораторная работа подписывается преподавателем в день ее
выполнения в графе «работа выполнена».
После полного и правильного оформления лабораторной работы и
контрольного тестирования по теме работы, преподаватель расписывается в графе
«работа защищена».
4
Лабораторная работа № 1
ИССЛЕДОВАНИЕ ЗАВИСИМОСТИ СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКОЙ
РЕАКЦИИ ОТ КОНЦЕНТРАЦИЙ ВЗАИМОДЕЙСТВУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ.
ИЗУЧЕНИЕ ИЗМЕНЕНИЯ ПАРАМЕТРОВ СОСТОЯНИЯ ХИМИЧЕСКОГО
РАВНОВЕСИЯ
Опыт 1. Качественное измерение скорости реакции серной кислоты с
тиосульфатом натрия.
Для
точного
отмеривания
объёмов
жидкостей
(с
использованием
градуированных бюреток) надо сначала отметить начальный уровень раствора
в
бюретке
с
точностью до 0,1 мл, затем отлить в пробирку раствор до
установления уровня, превышающего начальный на необходимый объём.
Из соответствующих бюреток налейте в одну пробирку раствор тиосульфата
натрия Na2S2О3 (объёмом 2,0 мл с массовой долей соли 2%), а в другую – раствор
H2SО4 (объёмом 2,0 мл с массовой долей кислоты 2%). Смешайте растворы, сразу
энергично встряхните и включите секундомер (или отметьте с точностью до секунд
время по часам).
Происходящая реакция описывается следующим уравнением:
Na2S2О3 + H2SО4  Na2SО4 + SО2 + S + Н2О
Образующаяся свободная тонкодисперсная сера, нерастворимая в воде,
появляется не сразу, а через 2 – 4 минуты (в зависимости от концентрации и
температуры растворов). Её выделение проявляется сначала в виде едва заметного
помутнения, которое затем постепенно усиливается.
Цель опыта – определить время, прошедшее от момента смешивания
растворов до момента появления едва заметного помутнения, по которому можно
судить о скорости реакции.
Запишите это время (в секундах).
5
Время реакции:
  _________ с .
Рассчитайте величину условной скорости реакции.
V
1
 ______с–1 .

Опыт 2. Исследование зависимости скорости реакции от концентрации
одного из взаимодействующих веществ.
В три пробирки налейте из бюреток раствор тиосульфата натрия и
дистиллированную воду в объёмах, указанных в таблице. Это позволяет получить
растворы с различными концентрациями Na2S2O3 , которые будут отличаться друг
от друга на треть
Затем в три чистые пробирки отмерьте раствор серной кислоты объемом по
2 мл.
Добавьте содержимое одной из пробирок с кислотой в первый из растворов с
тиосульфатом натрия, после чего сразу же перемешайте смесь и отметьте (с
точностью до секунд) время в момент смешивания растворов. Проделайте то же
для второго и третьего из растворов с тиосульфатом натрия, и результаты запишите
в таблицу.
Наблюдайте за растворами в пробирках, и отметьте время в момент
появления едва заметного помутнения раствора в каждой из них. Рассчитайте
время и условную скорость реакции в каждом из случаев.
Объем
раствора
Na2S2О3
(мл)
Объем
воды
(мл)
1
2
4
2
4
2
3
6
0
№
п.п.
6
Время в
момент
смешивания
растворов
Время в момент
обнаруживания
помутнения
Время
реакции,

(с)
Условная
скорость
реакции,
1
V

(с-1)
На основании результатов опыта составьте график зависимости скорости
реакции в условных единицах (с-1) от условной концентрации тиосульфата натрия
(мл). Для этого на оси абсцисс отложите число миллилитров раствора тиосульфата
натрия, характеризуя этим его концентрацию, на оси ординат – величину условной
скорости.
Сделайте вывод о зависимости скорости данной реакции от концентрации
реагирующих веществ.
Напишите уравнения закона действия масс для данной реакции:
а) в общем виде:
V  k  __________   __________  ,
б) для конкретных условий опыта (при постояной концентрации H2SО4):
V  k  __________ 
График зависимости скорости реакции от концентрации
V
(с-1)
0
2
4
6
Na2S2O3 (мл)
7
Вывод:_________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
Опыт 3. Исследование изменений параметров состояния химического
равновесия при повышении концентраций веществ.
С помощью капельниц смешайте в пробирке растворы хлорида железа (III)
FеСl3 и роданида калия KSCN ( по 2 – 3 капли каждого раствора). К полученному
окрашенному раствору
прилейте дистиллированную воду примерно на три
четверти объёма пробирки и тщательно перемешайте.
В системе устанавливается равновесие, соответствующее уравнению:
FеСl3 + 3KSCN  Fe(SCN)3 + 3KCl
Одним из продуктов указанной обратимой реакции является роданид
железа (III) – Fe(SCN)3 , имеющий кроваво-красную окраску.
Содержимое пробирки разделите приблизительно поровну на четыре части.
Одну часть в первой пробирке оставьте в качестве контрольной – для сравнения.
Ко второй добавьте 2 – 3 капли раствора FеСl3 , к третей – 2 – 3 капли раствора
KSCN, к четвёртой – немного кристаллического хлорида калия KCl . Встряхните
пробирки, отметьте изменения в окраске содержимого каждой из пробирок.
Запишите свои наблюдения, сравнивая окраску полученных растворов с окраской
содержимого контрольной пробирки.
Объясните причину изменений окраски, пользуясь принципом Ле-Шателье.
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
8
№
пробирки
Добавляемое
вещество
Наблюдения
Изменения концентраций
веществ в системе
1
–
–
–
[KSCN] –
[Fe(SCN)3] –
[KCl] –
[FеСl3] –
[Fe(SCN)3] –
[KCl] –
[FеСl3] –
[KSCN] –
[Fe(SCN)3] –
FеСl3
2
KSCN
3
KCl
4
Запишите
математическое
выражение
константы
равновесия
данной
реакции.
Kр 
Фамилия И.О.
студента
Подпись
студента
Дата
Подпись
преподавателя
Работа
выполнена
Работа
защищена
9
Лабораторная работа № 2
ИССЛЕДОВАНИЕ ПРОЦЕССОВ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Опыт 1. Исследование подвижности положения химического равновесия при
диссоциации слабого электролита.
В пробирку налейте раствор гидроксида аммония NH4OH объёмом 1 мл и
добавьте 2 – 3 капли раствора фенолфталеина. Полученный окрашенный раствор
разбавьте дистиллированной водой до четверти объёма пробирки, перемешайте и
примерно половину раствора отлейте в другую пробирку.
В одну из пробирок прибавьте немного сухого хлорида аммония и
встряхните до полного растворения. Сравните окраску содержимого пробирок.
Напишите уравнения диссоциации гидроксида аммония и хлорида аммония.
NH4OH 
_______ + ______

_______ + ______
NH4Cl
Объясните изменения в состоянии химического равновесия при диссоциации
гидроксида аммония в присутствии хлорида аммония.
Напишите выражение константы диссоциации гидроксида аммония.
Kд 
Вывод:_________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
Опыт 2. Исследование направления реакций в растворах электролитов.
Используя
10
реактивы, находящиеся на полках
лабораторных
столов,
проведите реакции, в результате которых образуются осадки:
а) гидроксида меди (II) Cu(OH)2,
б) хромата свинца (II) PbCrO4.
Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций и отметьте цвета
осадков.
а) получение Cu(OH)2
Молекулярное уравнение:
________ + ________  ___________ + ________
Полное ионное уравнение:
_____ + _____ + ______ + ______  __________ + _______ + _____
Краткое ионное уравнение:
_____ + _____  __________
В пробирку с осадком гидроксида меди (II) прилейте соляную кислоту до
полного растворения осадка (при перемешивании). Напишите молекулярное и
ионное уравнения реакции:
Молекулярное уравнение:
________ + ________  ___________ + ________
Полное ионное уравнение:
__________ + ______ + ______  _______ + _______ + ______
Краткое ионное уравнение:
__________ + _____  _____+ _______
б) получение PbCrO4
Молекулярное уравнение:
11
________ + ________  ___________ + ________
Полное ионное уравнение:
_____ + _____ + ______ + ______  __________ + _______ + _____
Краткое ионное уравнение:
_____ + _____  __________
Сделайте вывод о направлении реакций в растворах электролитов.
Вывод:_________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
Опыт 3. Исследование подвижности химического равновесия диссоциации
амфотерного электролита при взаимодействии с кислотой и щёлочью в
растворе.
В пробирку налейте раствор сульфата алюминия Al2(SO4)3 объёмом 5 мл и
затем добавьте немного раствора гидроксида натрия NaOH до образования белого
студенистого осадка (если образовавшийся осадок сразу растворится, то
добавьте немного раствора сульфата алюминия).
Запишите
уравнение
реакции
образования
амфотерного
гидроксида
алюминия.
Al2(SO4)3 + __NaOH  ___________ + ________
Полное ионное уравнение:
____ + ______ + ____ + _____  __________ + _______ + _____
Краткое ионное уравнение:
12
_____ + ______  ___________
Напишите
уравнения
диссоциации
молекул
амфотерного
гидроксида
алюминия по основному и кислотному механизмам.

Н




Al(OH)3

H3AlO3
ОН




… __________________
… __________________
Встряхните содержимое пробирки и перенесите примерно половину его в
другую пробирку. В первую пробирку добавьте раствор HСl, во вторую – раствор
NаОН до растворения осадков.
Напишите уравнения реакций взаимодействия амфотерного гидроксида
алюминия с кислотой и щёлочью в молекулярной и ионных формах.
Молекулярное уравнение реакции:
Al(OH)3 + __HCl  ___________ + ________
Полное ионное уравнение:
__________ + ______ + ______  _______ + _______ + _____
Краткое ионное уравнение:
__________ + ______  ________ + _______
Молекулярное уравнение реакции:
Al(OH)3 + __NaOH  ___________ + ________
Полное ионное уравнение:
13
________ + ______ + ______  _______ + _______ + _____
Краткое ионное уравнение:
_________ + ______  ________ + _____
Сделайте вывод о свойствах амфотерных электролитов и о направлении их
диссоциации в кислой и щелочной средах.
Вывод:_________________________________________________________________
________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Опыт 4. Наблюдения окраски индикаторов в различных средах.
В три пробирки налейте дистиллированную воду (примерно по 1/4 объёма) и
добавьте в каждую по 2 – 3 капли раствора фенолфталеина. Затем в первую
пробирку прилейте немного хлороводородной (или серной) кислоты, а во вторую –
немного раствора щёлочи (NaOH). Отметьте цвет индикатора в каждой из трёх
пробирок и результат наблюдений занесите в таблицу.
Проделайте
аналогичные
испытания
для
растворов
метилоранжа
и
универсального индикатора.
По таблице цветов универсального индикатора определите величину
водородного показателя (рН) в разных средах и результаты также занесите в
таблицу.
Цвет индикатора
Среда
Нейтральная
[H+] = [OH–]
Кислая
+
[H ]  [OH–]
Щелочная
[H+]  [OH–]
14
фенолфталеин
метилоранж
универсальный
индикатор
Водородный
показатель
pH
Фамилия И.О.
студента
Подпись
студента
Дата
Подпись
преподавателя
Работа
выполнена
Работа
защищена
15
Лабораторная работа № 3
ИССЛЕДОВАНИЕ ГИДРОЛИЗА СОЛЕЙ
Для выполнения этой работы рекомендуется особенно тщательно вымыть
пробирки для опытов и ополоснуть водопроводной, а потом – дистиллированной
водой.
Опыт 1. Исследование активной реакции растворов солей.
В четыре пробирки налейте растворы солей (на 1/4 объема): в первую –
ацетата натрия (NaСН3СОО), во вторую – хлорида аммония (NH4Cl), в третью –
ацетата аммония (NH4CH3COO) и в четвертую – хлорида натрия (NaCl). Затем в
каждую пробирку добавьте по три капли универсального индикатора. Отметьте в
таблице окраску индикатора в пробирках, и по цвету универсального индикатора
определите величины рН растворов каждой из солей. По величине рН определите
характер среды в каждой пробирке.
№
пробирки
Формула соли
1
NaСН3СОО
2
NH4Cl
3
NH4CH3COO
4
NaCl
Цвет универсального
индикатора
Водородный
показатель
(pH)
Характер
среды
Напишите уравнения реакций гидролиза каждой соли в молекулярной и
молекулярно-ионных формах.
Сделайте вывод о способности солей гидролизоваться в воде.
16
NaСН3СОО + Н2О  _____________ + ________
___________ + _____ + Н2О  _______________ +_______ + ______
___________ + Н2О  ___________ + ____
NH4Cl + Н2О  _____________ + ________
___________ + _____ + Н2О  _____________ +_______ + ______
___________ + Н2О  ___________ + _____
NH4CH3COO + Н2О  _____________ + ________
___________ + _____ + Н2О  ________________ +__________
NaCl + Н2О  _____________________
Вывод:_________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
Опыт 2. Изучение гидролиза силиката натрия.
В пробирку налейте раствор силиката натрия (Na2SiO3) (на 1/4 объёма) и
добавьте 2 – 3 капли раствора фенолфталеина.
17
Напишите уравнения гидролиза силиката натрия по первой ступени, реально
происходящего в растворе, в молекулярной и молекулярно-ионной форме, отметьте
изменение окраски индикатора.
Na2SiO3 + Н2О  _____________ + ________
______ + ________ + Н2О  _______ + __________ + ______
________ + Н2О  ___________ + ____
Объясните изменения окраски индикатора. Какая среда возникает в растворе
в результате гидролиза этой соли?
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
В другую пробирку на 1/4 объёма налейте раствор хлорида аммония (NH4Cl).
Напишите уравнения гидролиза хлорида аммония в молекулярной и
молекулярно-ионной формах.
NH4Cl + Н2О  _____________ + ________
______ + _____ + Н2О  _____________ +_____ + _____
______ + Н2О  __________ + _____
Перелейте раствор силиката натрия в раствор, содержащий хлорид аммония.
После смешивания растворов солей ионы Н+ реагируют с ионами ОН–,
образуя слабый электролит – воду: Н+ + ОН–  Н2О. Концентрации ионов –
продуктов гидролиза уменьшаются, и равновесие гидролиза смещается вправо.
Гидролиз усиливается, гидролиз силиката натрия идёт до конца:
18
NaHSiO3 + Н2О  _____________ + ________
_____ + ________ + Н2О  _____________ +_____ + _____
___________ + Н2О  ___________ + ____
Опыт 3. Изучение изменений параметров состояния химического равновесия
гидролиза солей при изменении температуры.
Налейте в пробирку раствор ацетата натрия (на 1/4 объема) и добавить 2
капли раствора фенолфталеина. Отметьте окраску индикатора. Напишите
уравнения гидролиза ацетата натрия.
СН3СООNa + Н2О  _____________ + ________
___________ + _____ + Н2О  _____________ +_______ + ______
___________ + Н2О  ____________ + _____
Нагрейте пробирку на водяной бане. Как изменяется окраска индикатора?
Почему? Охладите пробирку водопроводной водой. Что происходит с окраской
раствора?
Как влияет изменение температуры на равновесие гидролиза? Что
происходит со степенью гидролиза при нагревании? Запишите ответы на вопросы и
вывод.
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
19
Вывод:_________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
Фамилия И.О.
студента
Работа
выполнена
(защищена)
Работа
защищена
20
Подпись
студента
Дата
Подпись
преподавателя
Лабораторная работа №4
ИССЛЕДОВАНИЕ РЕАКЦИЙ ОКИСЛЕНИЯ–ВОССТАНОВЛЕНИЯ
Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах.
Налейте в три пробирки раствор перманганата калия объёмом по 1 – 2 мл в
каждую. Затем в первую добавьте раствор серной кислоты (2 – 3 мл), во вторую –
ничего, а в третью – раствор гидроксида натрия объёмом примерно 2 – 3 мл.
Во все три пробирки прилейте раствор сульфита натрия до появления
видимых изменений в окраске растворов. Отметьте эти изменения. Расставьте
коэффициенты в уравнениях происходящих реакций методами электронного и
электронно–ионного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы
окисления и восстановления.
В кислой среде
Метод электронного баланса
__KMnО4 + __Na2SO3 + __H2SO4  __MnSO4 + __ Na2SO4 + __ K 2SO4 + __H2O
_____ – __ e 
 _____
___
_____ + __ e 
 _____
___
+

_______________  _______________
e
В нейтральной среде
Метод электронного баланса
__KMnО4 + __Na2SO3 + __H2O  __MnO2 + __Na2SO4 + __KOH
_____ – __ e 
 _____
___
_____ + __ e 
 _____
___
+

_______________  _______________
e
В щелочной среде
Метод электронного баланса
21
__KMnО4 + __Na2SO3 + __NaOH  __Na2MnO4 + __K2SO4 + __H2O
_____ – __ e 
 _____
___
_____ + __ e 
 _____
___
+

_______________  _______________
e
Образующийся в щелочной среде манганат Na2MnО4, окрашивающий
раствор в зелёный цвет, быстро разлагается (диспропорционирует) на MnO2 и
NaMnO4:
__Na2MnО4 + __H2O  __NaMnO4 + __MnO2 +__NaOH
Метод электронного баланса
_____ – __ e 
 _____
___
_____ + __ e 
 _____
___
+

_______________  _______________
Вывод__________________________________________________________________
e
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
Опыт 2. Окисление гидроксида железа (II) на воздухе.
Прилейте к раствору сульфата железа (II) объёмом 2 – 3 мл раствор
гидроксида натрия равного объёма. Отметьте цвет образующегося осадка,
напишите уравнение реакции.
FeSO4 + __NaOH  ____________________
Полученный осадок отфильтруйте на бумажном фильтре и наблюдайте
изменение цвета осадка на фильтре вследствие окисления влажного гидроксида
железа (II) кислородом воздуха в гидроксид железа (III).
22
Расставьте коэффициенты в уравнении происходящей реакции методом
электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и
восстановления.
__Fe(OH)2 + __O2 + __H2O  __Fe(OH)3
_____ – __ e 
 _____
___
_____ + __ e 
 _____
___
+

_______________  _______________
e
Вывод__________________________________________________________________
________________________________________________________________________
Фамилия И.О.
студента
Подпись
студента
Дата
Подпись
преподавателя
Работа
выполнена
Работа
защищена
23
Лабораторная работа №5.
ИССЛЕДОВАНИЕ ХИМИЧЕСКИХ СВОЙСТВ МЕТАЛЛОВ
Опыт 1. Взаимодействие металлов с солями других металлов в водном
растворе.
Поместите образец железа (очищенный стальной гвоздь) в пробирку и
прилейте водный раствор сульфата меди (II) объёмом 2 – 3 мл. Через 5 – 10 минут
слейте раствор и рассмотрите поверхность образца. Отметьте изменения на
поверхности. Расставьте коэффициенты в уравнении происходящей реакции
методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы
окисления и восстановления.
Fe + CuSO4  _______________
_____ – __ e 
 _____
___
_____ + __ e 
 _____
___
+

_______________  _______________
e
Вывод__________________________________________________________________
________________________________________________________________________
Опыт 2. Взаимодействие металлов с разбавленными кислотами.
Поместите в одну пробирку небольшой образец алюминия, в другую –
образец меди. Добавьте в каждую пробирку разбавленную хлороводородную
(соляную) кислоту объёмом 1 – 2 мл. В какой пробирке идёт реакция? Запишите
уравнение
происходящий
реакции,
расставьте
коэффициенты
методом
электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и
восстановления.
24
Al + HCl  _____________________
_____ – __ e 
 _____
___
_____ + __ e 
 _____
___
+

_______________  _______________
e
Cu + HCl 
Отметьте, что
Вывод__________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
Опыт 3. Взаимодействие металлов с концентрированными серной и азотной
кислотами (опыт выполняется в вытяжном шкафу).
Налейте в две пробирки концентрированную азотную кислоту объёмом
1 – 2 мл в каждую. В одну из пробирок опустите гранулу цинка, в другую – обрезок
медной проволоки. Что наблюдается?
Запишите уравнения реакций при взаимодействии цинка и меди с
концентрированной
азотной
кислотой.
Расставьте
коэффициенты
методом
электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и
восстановления.
Zn +
HNO3(к)  _____________________________
_____ – __ e 
 _____
___
_____ + __ e 
 _____
___
+

_______________  _______________
e
25
Cu + HNO3(к)  _____________________________
_____ – __ e 
 _____
___
_____ + __ e 
 _____
___
+

_______________  _______________
e
Не выполняя практически, запишите уравнения реакций взаимодействия
концентрированной серной кислоты с цинком и медью. Расставьте коэффициенты
методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы
окисления и восстановления.
Zn +
H2SO4(к)  _____________________________
_____ – __ e 
 _____
___
_____ + __ e 
 _____
___
+

_______________  _______________
e
Cu + H2SO4(к)  _____________________________
_____ – __ e 
 _____
___
_____ + __ e 
 _____
___
+

_______________  _______________
e
Вывод__________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
Опыт 4. Взаимодействие алюминия с водным раствором щёлочи.
Поместите в две пробирки образцы алюминия и прилейте в одну из них воду,
а в другую – водный раствор гидроксида натрия объёмом 1 – 2 мл. Что
26
наблюдается в каждой пробирке? Запишите уравнения происходящих реакций.
Расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно–восстановительных реакций
методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы
окисления и восстановления.
Обратите внимание, что сначала происходит растворение защитной оксидной
плёнки на поверхности металлического алюминия в присутствии NaOH (Al2O3 –
амфотерный оксид):
NaOH + Al2O3  _______________________
Лишённый защитной плёнки активный алюминий реагирует с водой:
Al + H2O  _____________________
_____ – __ e 
 _____
___
_____ + __ e 
 _____
___
(1)
+

_______________  _______________
e
Образующийся амфотерный гидроксид алюминия Al(OH)3 = H3AlO3 тотчас
взаимодействует со щёлочью, образуя растворимую соль:
NaOH + H3AlO3  _______________________
(2)
Суммируем (1) и (2):
2
Al + NaOH 
 ___________________
HO
Вывод__________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
Фамилия И.О.
студента
Подпись
студента
Дата
Подпись
преподавателя
Работа
выполнена
Работа
защищена
27
Названия распространенных кислот и кислотных остатков
28
Кислота
Название кислоты
Кислотный
остаток
Название
кислотного остатка
НAlO2
Метаалюминиевая
AlO2–
Метаалюминат
Н3АsO4
Ортомышьяковая
АsO43–
Ортоарсенат
Н3ВО3
Ортоборная (борная)
ВО33–
Ортоборат
Н2В4О7
Четырёхборная
В4О72–
Тетраборат
НСООН
Муравьиная
НСОО–
Формиат
СН3СООН
Уксусная
СН3СОО–
Ацетат
HCN
Циановодородная
CN–
Цианид
Н2СО3
Угольная
СО32–
Карбонат
Н2С2О4
Щавелевая
С2О42–
Оксалат
НС1
Хлороводородная (соляная)
С1–
Хлорид
НВг
Бромоводородная
Вг–
Бромид
HI
Иодоводородная
I–
Иодид
НС1О
Хлорноватистая
С1О–
Гипохлорит
НClO2
Хлористая
ClO2–
Хлорит
НClO3
Хлорноватая
ClO3–
Хлорат
НС1O4
Хлорная
С1O4–
Перхлорат
НCгО2
Метахромистая
CгО2–
Метахромит
H2CrO4
Хромовая
CrO42–
Хромат
H2Cr2O7
Двухромовая
Cr2O72–
Дихромат
НMnO4
Марганцовая
MnO4–
Перманганат
Н2МnО4
Mарганцовистая
МnО42–
Манганат
НNО2
Азотистая
NО2–
Нитрит
НNО3
Азотная
NО3–
Нитрат
НРО3
Метафосфорная
РО3–
Метафосфат
Н3РO4
Ортофосфорная (фосфорная)
РO43–
Ортофосфат (фосфат)
Н2 S
Сероводородная
S2–
Сульфид
НSCN
Родановодородная
SCN–
Роданид
Н2SO3
Сернистая
SO32–
Сульфит
Н2SO4
Серная
SO42–
Сульфат
Н2S2О3
Тиосерная
S2О32–
Тиосульфат
Н2SiO3
Кремниевая
SiO32–
Силикат
НVО3
Ванадиевая
VО3–
Ванадат
29
30