WWW.LIB.KNIGI-X.RU
БЕСПЛАТНАЯ  ИНТЕРНЕТ  БИБЛИОТЕКА - Электронные матриалы
 

«ХИМИЯ Методические указания к выполнению лабораторных занятий Павлодар p f Введение Данное методическое указание по дисциплине «Химия» ...»

54

U

Х46

Министерство образования и науки Республики Казахстан

1Павлодарений государственный университет

им. С. Торайгырова

Факультет биолого-химический

Кафедра химии

ХИМИЯ

Методические указания к выполнению лабораторных занятий

Павлодар

p f

Введение

Данное методическое указание по дисциплине «Химия»

предназначено для студентов специальностей 050607-биология,

050608-экология, 050609-география, 050802-зоотехния и 050807л:есохозяйственное дело.

В методическом указании приведен порядок подготовки студентов к лабораторной работе, порядок ее выполнения, правила техники безопасности, правила безопасности во время работы, правила работы с кислотами и щелочами и требования безопасности п о окончании работы.

В методическом указании определена цель выполнения лабораторных работ, необходимые реактивы, теоретическая часть, ход работы, контрольные вопросы и задачи.

В ходе экспериментальной части студент приобретает навыки работы с химической посудой и приборами, основными принципами и особенностями работы в химической лаборатории.

В ходе проведенных лабораторных работ студент проделывает определенные расчеты, составляет соответствующие химические уравнения, делает отчет, вывод работы по поставленной цели, а также ведет правильное оформление проведенной работы в лабораторный журнал.

После выполнения экспериментальной работы студент закрепляет полученные знания и навыки в ходе заключительного контроля по контрольным вопросам и задачам.



1 Правила техники безопасности

1.1 К выполнению каждой работы приступать только после получения инструктажа по технике безопасности и разрешения преподавателя.

1.2 Рабочие места запрещается загромождать склянками с реактивами, не нужными в данный момент приборами, посудой и посторонними предметами.

1.3 Каждый работающий в лаборатории должен знать, где находятся в лаборатории средства противопожарной защиты:

огнетушители, ящик с просеянным песком, асбестовое или войлочное одеяло и аптечка с медикаментами для оказания первой помощи (растворы: танина в спирте, перманганата калия, борной кислоты, гидрокарбоната натрия, йода, а также ваты, бинтов, пластыря, мази от ожога).

1.4 Совершенно недопустимо в лаборатории курить, принимать пищу, пить воду из химической посуды.

1.5 Ни в коем случае нельзя пробовать какие-либо вещества на вкус.

2 Требования безопасности во время работы

2.1 Приступая к работе, необходимо: уяснить методику работы, правила ее безопасного выполнения:

- проверить правильность сборки прибора или установки;

- проверить соответствие взятых веществ веществам, указанным в описании работы.

2.2 Запрещается выливать в раковину кислоты, щелочи и подобные растворы. Сливать эти растворы надо в специальную посуду.

2.3 Нельзя путать пробки от реактивов, нельзя остатки реактивов выливать обратно в склянку, несоблюдение этих правил приводит к порче реактивов и химикатов.

2.4 Категорически запрещается оставлять действующие приборы без присмотра.

2.5 При нагревании жидкостей и твердых веществ в пробирках и колбах надо следить за тем, чтобы отверстия этих сосудов были направлены в сторону от себя и других работающих. Нельзя заглядывать сверху в открытые нагреваемые сосуды, во избежание поражения при неожиданном выбросе горячей массы.

2.6 Склянки с жидкостями и твердыми веществами следует брать одной рукой за горлышко склянки, а другой снизу, поддерживая за дно.

3 Требования безопасности при работе с кислотами гащелочами

3.1 Минеральные кислоты (соляная, азотная, серная, фтороводородная) при попадании на кожу и слизистые оболочки вызывают химические ожоги.

3.2 При работе с кислотами и щелочами необходимо помнить следующие правила.

3.2.1 Все работы с кислотами и щелочами надо проводить в защитных очках и резиновых перчатках.

3.2.2 При переливании кислот и щелочей через сифон и воронку из больших сосудов в меньшие сосуды необходимо пользоваться защитными очками, резиновыми перчатками, фартуком.

3.2.3 Категорически запрещается кислоты и щелочи затягивать ртом в сифон и пипетки.

3.2.4 Разбавлять серную кислоту можно только в жаростойкой посуде, приливая кислоту к воде, а не наоборот, так как происходит значительное выделение теплоты и разбрызгивание. При работе необходимо надеть защитные очки.

3.2.5 Растворять гидроксиды натрия и калия следует (в защитных очках) медленным прибавлением их к воде небольшими порциями. Твердую щелочь надо брать щипцами, а не руками.

3.2.6 Не следует применять серную кислоту в вакуум эксикаторах в качестве водоосушителя, так как в случае взрыва эксикатора кислота может попасть на работающего.

3.2.7 Особо следует указать на предосторожности, необходимые при работе с хлорной кислотой являющуюся очень сильным окислителем. Хлорную кислоту 'часто рекомендуют в методиках анализов неорганических веществ. Продажные растворы содержат 70 % хлорной кислоты. Такая кислота является концентрированной и при кипячении не взрывается. При соприкосновении кипящей неразбавленной и их растворами.

4 Требования безопасности по окончании работы 4.1 По окончании лабораторной работы студенты обязаны привести в порядок свое рабочее место. Закрыть все склянки и посуду с веществами пробками и поставить на отведенное место.

Лабораторная работа №1 Закон эквивалента Щель работы: освоить метод определения эквивалентной массы металлов по вытеснению водорода из растворов кислот.

Теоретическая часть. Эквивалент — это такое весовое количество вещества, которое в определенной химической реакции может замещать, вытеснять или присоединять 1 в. ч. водорода, 8 в. ч.

кислорода или эквивалентное количество другого элемента. Граммэквивалент — это количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту.

Эквивалент Э, атомная масса А и валентность п находятся в таком соотношении

Э - —, (1) п

Эквивалент иона (катиона или аниона) равен частному от деления его массы на заряд. Эквивалент кислоты равен частному от деления ее молекулярной массы на основность кислоты, или сумме эквивалентов водорода и кислотного остатка. Например, молекулярная масса серной кислоты равна 98, основность 2.

Эквивалент ее будет равен — = 49, или 1+ 48 = 49, где 1 — эквивалент водорода, а 48 — эквивалент кислотного остатка. Эквивалент основания равен частному от деления его молекулярной массы на количество гидроксильных групп основания, или сумме эквивалентов элемента, из которого образовано основание, и гидроксильной группы. Например, молекулярная масса гидроксида кальция равна 74, он имеет две гидроксильные группы, значит эквивалент его равен — = 37, или 20 + 17 = 37, где 20 — эквивалент кальция, а 17— эквивалент гидроксильной группы. Эквивалент соли равен частному от деления ее молекулярной массы на произведение количества атомов металла в соли и его валентности или сумме эквивалентов металла и кислотного остатка. В окислительно-восстановительных реакциях эквивалент вещества равен частному от деления его молекулярной массы на число электронов, принимающих участие в реакции относительно одной молекулы этого вещества. Поскольку молекула перманганата калия содержит только один атом марганца, М In f) jm щэквивалент перманганата калия равен — -—-. При окислении перманганатом калия в нейтральной среде степень окислении марганца изменяется от + 7 до +4, т. е. один атом марганца присоединяет лишь 3 электрона и эквивалент перманганата калия равен. Если в реакции принимает участие газообразное вещество, то не обязательно пересчитывать объемные единицы в весовые: можно пользоваться так называемым грамм-эквивалентным объемом (аналогично грамм-молекулярному объему). Грамм-молекулярный объем — это объем, занимаемый 1 г-моль газообразного вещества при нормальны условиях. Для всех газов он равен 22,4 л. Граммэквивалентный объем — это объем, занимаемый 1 г-экв газообразного вещества. Поскольку в 1 г-моль разных газов содержится разное количество грамм эквивалентов, то и грамм-эквивалентный объем для разных газов будет неодинаков. Эквиваленты водорода и галогенов равны их атомным массам; так как их молекулы состоят из двух „М „с 22,4 „.

атомов, то Э = — а грамм-эквивалентный объем их равен — = 11,2 ^— 22 4 _ л.





Для кислорода ——= 5,6 л. Этими величинами удобно пользоваться при решении задач. Все вещества реагируют в эквивалентных количествах, что дает возможность определять количество веществ, вступивших в реакцию и продуктов реакции. Если, например, на нейтрализацию кислоты ушло 0, 2 г-экв щелочи, то кислоты прореагировало также 0, 2 г-экв или если прореагировало определенное количество грамм-эквивалентов окислителя, то в реакцию вступило такое же количество грамм эквивалентов восстановителя. В лаборатории готовят растворы та называемой нормальной концентрации — раствор, в 1 л которого содержится определенное количество грамм-эквивалентов вещества. На нейтрализацию кислоты в растворе с определенной нормальной концентрацией расходуется такой же объем раствора с той же нормальной концентрацией. Для определения молекулярной массы газообразных веществ чаще всего пользуются плотностью одного газа относительно другого. Плотность газа по водороду, воздуху или гелию — это соотношение их молекулярных масс:

–  –  –

Молекулярную массу жидкостей и газообразных веществ можно определить, пользуясь уравнением Менделеева — Клапейрона, если измерять объем и давление веществ при разных температурах (для жидких веществ — при температурах выше их температуры кипения) (5)

–  –  –

где m — масса вещества, г; R. — газовая постоянная; Г — температура, °К; V — объем газа при заданных условиях, р — давление газа, атм. Молекулярную массу часто нужно знать для определения молекулярной формулы.

Опыт 1 Определение эквивалентной массы цинка Ход работы: для определения эквивалентной массы цинка пользуются при прибором, изображенном на рисунке. Прибор состоит из градуированной бюретки, соединенной трубкой с воронкой, и пробирки. Бюретка, и пробирка плотно закрываются пробками.

Бюретка, резиновая трубка и воронка должны быть заполнены водой.

Перед началом опыта прибор проверяется на герметичность.

Для этого кольцо штатива с воронкой нужно опустить вниз и укрепить в неподвижном состоянии. Если прибор герметичен, то вначале при опускании воронки уровень понизится, а затем останется постоянным. Если же уровень воды непрерывно будет понижаться, значит прибор не герметичен. Надо добиться герметичности.

1 - штатив; 2 - бюретка; 3 - резиновый шланг; 4 - воронка;

5 - пробка Рисунок - 1 Установить одинаковый уровень в бюретке и воронке, чтобы давление внутри прибора было равно атмосферному.

Снять пробирку и налить (не смачивая стенки верхней часть пробирки) S дм разбавленной соляной кислоты. (НС1). Держа пробирку в наклонном положении, положить навеску цинка на сухую стенху пробирки (металл не должен соприкасаться с кислотой) и осторожно, не меняя положение пробирхи, соединить ее с прибором.

Проверить не нарушилась ли герметичность. Отметить и записать уровень воды в бюретке, произведя отчет по нижнему уровню мениску жидкости. Легким постукиванием пальца по стенке пробирки стряхнуть цинк в кислоту. Под давлением водорода, образующимся при взаимодействии металла с кислотой, вода из бюретки вытесняется. Реакция протекает в выделение тепла.

После окончания реакции дать пробирке остыть до комнатной температуры, привести воду в бюретке и воронке к одинаковому уровнх, и записать уровень воды в бюретке. Одновременно записать температуру окружающего воздуха по термометру и атмосферное давление по барометру. Результаты опыта внести в таблицу.

–  –  –

где h - давление водяных паров при данной температуре, Па 2 Вычислить вес вытесненного водорода, учитывая, что мольный объем водорода при нормальных условиях займет объем 22,4 л. и весит 2 г. Все данные переведем в одну систему измерений и составим пропорцию.

3 Вычислить эквивалентную массу цинка по формуле

–  –  –

Полученный результат покажите преподавателю. При получении процента относительной погрешности 1 0 эксперимент повторите и полученные вновь данные внесите в таблицу.

–  –  –

1 При растворении в воде 1,6 г металла выделилось 0,896 л (н.

у.) водорода. Определить эквивалент металла.

2 Для нейтрализации 1,89 г кислоты израсходовано 60 мл 0,5 н.

раствора едкого кали. Определить эквивалент кислоты.

3 При растворении в серной кислоте 1, 6 8 г металла образовалось 4,56 г его сульфата. Определить эквивалент металла.

4 Для нейтрализации едкого натра в растворе израсходовано 40 м л 0,2 н. раствора соляной кислоты. Определить содержание едкого натра в растворе.

5 При обработке 5,64 г нитрата металла серной кислотой обра­ зовалось 4,8 г его сульфата. Определить эквивалент металла.

6 При обработке 4,32 г металла хлором образовалось 21,36 г его хлорида. Определить эквивалент металла.

7 Одно и то же количество металла соединяется с 1,42 г хлора и с 1,92 г кислотного остатка. Определить эквивалент и название кислоты.

Лабораторная работа № 2 Изменение свойств элементов и их соединений в периодической системе Цель работы: изучить и установить закономерности изменения свойств элементов, их оксидов и гидроксидов в периодической системе Д. И. Менделееева.

Опыт 1 Изменение химического характера оксидов и гидроксидов третьего периода.

а) Взаимодействие металлического натрия с воздухом и водой Вынуть пинцетом из банки с керосином кусочек металлического натрия, положить его на фильтрованную бумагу и сделать надрез.

Обратите внимание на потускнение блестящей металлической поверхности свежего надреза. Отрезать кусочек металла величиной со спичечную головку и бросить его в химический стакан с водой.

Будет наблюдаться энергичная реакция. К полученному раствору в химическом стакане добавить 1-2 капли фенолфталеина. Объясните изменение окраски. Напишите уравнение реакции.

б) Взаимодействие магния с водой Поместить в пробирку с водой стружку металлического магния.

Добавить 1-2 капли фенолфталеина. Нагреть пробирку на спиртовке.

Объяснить изменение окраски, написать уравнение реакции.

в) Отношение алюминия к воздуху и воде Алюминиевую проволоку длиной 80 мм. очистить бумагой, согнуть под углом 30° и опустить один конец в пробирку с водой.

Происходит ли выделение водорода из воды? Пробирку нагреть.

Добавить 2 капли фенолфталеина. Происходит ли изменение окраски?

г) Горение фосфора На огнеупорную пластинку (керамическую плитку) или кусочек асбеста положить небольшое количество красного фосфора. Зажечь его спичкой. Как только фосфор загорится, накрыть его воронкой, на которую надета сухая пробирка. Под край воронки положить спичку, чтобы был доступ воздуха. Образовавшийся при горении белый дым оседает на стенках воронки. Когда фосфор сгорит, снять воронку вместе с пробиркой, смыть белый налет со стенок воронки в пробирку небольшим количеством дистиллированной воды. Полученный раствор испытать раствором метилоранжа. Написать уравнение реакции.

д) Горение серы В колбу налить дистиллированной воды и добавит 2-3 капли метилоранжа. Затем поместить в металлическую ложку кусочек серы величиной с горошину и нагреть в пламени горелки. Как только сера загорится, внести ложечку в колбу с водой (не касаясь воды).

Отверстие в колбе закрыть ватным тампоном. Когда сера сгорит, ложку вынуть и водку в колбочке взболтать. Наблюдать за изменением окраски в колбочке. Написать уравнение реакции.

е) В третьем периоде найти амфотерный элемент и в пробирке получить его гидроксид Содержимое разлить в две другие пробирки. В первую влить раствор соляной кислоты, во вторую —раствор щелочи до полного растворения осадков. Объяснить происходящее в реакциях, написать уравнение реакций, данные первого опыта обобщить в следующей таблице.

–  –  –

Опыт 2 Изменение химического характера гидроксидов элементов V группы главной подгруппы

а) Свойства гидроксидов сурьмы В пробирку налить 2-3 см3 раствора азотнокислотного висмута и по каплям добавить раствора едкого натрия до выпадения осадков (избегать избытка щелочи) Осадок распределить в две пробирки. В одну из них налить 2 н. раствор соляной кислоты, а в другую 2 н.

раствор щелочи. В обоих случаях добейтесь полного растворения осадков. Объясните происходящее явление. Напишите уравнение реакции.

б) Свойства гидроксида висмута В пробирку налить 2-3 см3 раствора азотнокислотного и по каплям добавить раствора едкого натрия до выпадения белого осадка.

Полученный осадок распределить в две пробирки. В одну из них налИть раствор разбавленной азотной кислоты, а в другую раствор щелочи. В каком реактиве осадок не растворяется? Составить уравнение реакции.

–  –  –

1 Сформулируйте периодический закон. cv^_.

2 Что такое энергия ионизации? Как и зм е н я е т с я ^ восстановительная активность S - и Р - элементов в группах периодической системе с увеличением порядкового номера? Почему?

3 Что такое сродство к электрону? Как изменяется окислительная активность неметаллов в периоде; в группе периодической системе с увеличением порядкового номера?

4 Какую высшую степень окисления могут проявлять германий, ванадий, марганец, ксенон? Составьте формулы оксидов данных элементов, отвечающих этой степени окисления.

5 Исходя из положения металла в периодической системе дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов более сильное основание?

6 К какому семейству относятся элементы, в атомах которых последний электрон выступает н а З с ! и - 4 с 1 - орбитали? Сколько элементов включает каждое из этих семейств?

Лабораторная работа. №3.Классификация неорганическихсоединений

Цель работы: ознакомление студентов с различными способами получения оксидов и их основными свойствами.

Теоретическая часть. Все известные чистые вещества делятся на простые - состоящие из одного элемента и сложные, в состав которых входят два или более элементов. Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Сложные вещества обычно делят на органические и неорганические.

Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, соли, основания и кислоты. Взаимосвязь между этими классами можно объяснить на основании периодического закона Д.И.

Менделеева, теории химической связи, теории электролитической диссоциации. Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. По физическим свойствам оксиды могут быть твердыми, жидкими и газообразными.

По химическим свойствам подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные). Несолеобразующие оксиды не образуют ни кислот, ни оснований. Солеобразующие оксиды делятся на кислотные, основные и амфотерные.

Опыт 1 Способы получения оксидов

а) Получение оксида серы (TV) взаимодействием неметалла с кислородом Необходимые реактивы: плоскодонная колба на 50 мл, лакмусовая бумага синяя, железная ложечка, сера черенковая.

Ход работы: в чистую железную ложечку поместите немного серы, зажгите ее в пламени горелки и внести в колбу. После сжигания влейте в колбу 5-7 мл воды, закройте ее и взболтайте, чтобы растворить продукт горения серы в воде. Выделяющийся газ при горении серы можно определить по характерному запаху или по покраснению влажной лакмусовой бумаги.

б) Получение оксида хрома (III) разложением соли Необходимые реактивы: фарфоровая чашка, тигельные щ ипцы, дихромат аммония, спирт этиловый.

Ход работы: в фарфоровую чашку поместить немного дихромата аммония, добавьте несколько капель спирта и нагрейте.

Реакция протекает бурно, и при разложении данной соли образуются оксид хрома (Ш), азот, вода.

в) Получение оксида углерода (IV) взаимодействием кислоты с солью Необходимые реактивы: лакмусовая бумага синяя, мрамор, соляная кислота, 1 0 %-ый раствор.

Ход работы: в пробирку поместите кусочки мрамора и налейте 1 -2 мл раствора соляной кислоты. К отверстию пробирки поднесите влажную синюю лакмусовую бумагу. Наблюдается выделение газа, который окрашивает лакмус в красный цвет.

Опыт 2 Способы получения оснований Цель работы. Ознакомление студентов с различными способами получения оснований и их основными свойствами.

Теоретическая часть. Основаниями называются сложные вещества, которые состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп. Число гидроксильных групп равно валентности атома металла и определяет кислотность гидроксидов.

По растворимости в воде гидроксиды могут быть разделены на хорошо растворимые и малорастворимые. Растворимые в воде гидроксиды называются щелочами. Щелочные и щелочноземельные металлы образуют щелочи. Раствор аммиака в воде проявляет свойства слабого основания. Большинство гидроксидов в воде малорастворимые.

Гидроксиды, проявляющие свойства слабых оснований и кислот и взаимодействующие как кислотами, так и со щелочами с образованием солей, называются амфотерными.

а) Получение гидроксида кальция взаимодействием оксида водой Необходимые реактивы: оксид кальция, фенолфталеин, 1%ный раствор.

Ход работы: Поместите в пробирку немного оксида кальция, прилейте 2-3 мл. воды, добавьте одну каплю фенолфталеина.

Наблюдается изменение окраски раствора.

б) Получение гидроксида натрия взаимодействием оксида с водой Необходимые реактивы: пинцет, натрий металлический, фенолфталеин, 1 %-ный раствор.

Ход работы: в широкую пробирку, до половины наполненную водой, прибавьте 2-3 капли раствора фенолфталеина. Пинцетом из склянки с керосином достаньте небольшой кусочек металлического натрия, тщательно вытрите его фильтровальной бумагой и бросьте в пробирку. Что происходит? Пробирку закройте пробкой с газоотводной трубкой и осторожно подожгите выделяющийся газ.

в) Получение гидроксида железа (Ш) и меди (П) взаимодействием соли с основанием Необходимые реактивы: сульфат железа (III), 5 %-ный раствор;

сульфат меди (П), 5%-ный раствор; гидроксид натрия, 10%-ный раствор.

Ход работы: В две пробирки отдельно налейте по 1-2 мл растворов солей сульфата железа (Ш), сульфата меди (П) и добавьте в каждую пробирку раствор гидроксиданатрия до образования осадков.

Опыт 3 Получение кислот

а) Получение уксусной кислоты взаимодействием соли с кислотой Цель работы. Ознакомление студентов с различными способами получения кислот и их основными свойствами.

Теоретическая часть. Кислота это сложное ещество, в каждой молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода, способных замещаться атомами металлов, и кислотный остаток.

Число атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться металлами определяет основность кислоты. Большинство кислот содержит в своем составе кислород. Такие кислоты называются кислородсодержащими. Кислоты, не содержащие в своем составе кислород называются бескислородными. Кислоты взаимодействуют с гидроксидами, основными оксидами, солями, металлами и неметаллами.

Необходимые реактивы: лакмусовая бумажка синяя, ацетат натрия, серная кислота, 1 0 %-ный раствор.

Ход работы: положите в пробирку немного ацетата натрия и смочите его раствором серной кислоты. Определите по характерному запаху выделение уксусной кислоты. Затем в отверстие пробирки внесите, не прикасаясь к стенкам, влажную синюю лакмусовую КИСЛОТЫ, itr а и л р а с и с м и с м ОТ 0ЫД6ЛЯЮ 1ЦСЙСЯ On Г * П О С О ^ Ы *« ' L IT ' - a а» ша та « f r O b 'i e i f

а) Получение карбоната бария взаимодействием основания с кислотным оскидом Цель работы. Ознакомление студентов с различными способами получения солей и их основными свойствами.

Теоретическая часть. Соль - это сложное вещество, в котором атомы металла связаны с кислотными остатками. Соли можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или как продукты полного или частичного замещения гидроксильных групп гидроксидов кислотными остатками. Исходя из этого, различают следующие типы солей: средние, кислые, основные и двойные.

Соли взаимодействуют с металлами, кислотами, щелочами и другими солями.

Необходимые реактивы: стеклянная трубка, гидроксид бария, 5%-ный раствор.

Ход работы: налейте в пробирку 2 - 3 мл раствора гидроксида бария. Продуйте в раствор через стеклянную трубку выдыхаемый углекислый газ. Наблюдается образование белого осадка.

б) Получение карбоната кальция при взаимодействии двух различных солей Необходимые реактивы: карбонат натрия, 5%-ный раствор;

хлорид кальция 5%-ный раствор.

Ход работы: налейте в пробирку по 1-2 мл растворов хлорида кальция и карбоната натрия. Наблюдается образование белого осадка карбоната кальция.

в) Получение сульфата цинка взаимодействием металла с кислотой.Необходимые реактивы: цинк гранулированный, серная кислота, %-ный раствор.

Ход работы: в пробирку налейте 2-3 мл раствора серной кислоты и опустите кусочек металлического цинка. Наблюдается выделение газа. К концу опыта раствор нагрейте до кипения. Как только закончится выделение газа, нагревание прекратите и раствор охладите. Наблюдается образование к р и с т а л л и к о в ' г: :,

г) Получение сульфата цинка взаимодействием металла с солью Необходимые реактивы: цинк гранулированный, сульфат меди,5%-раствор.

Ход работы: напейте в пробирку 3-4 мл раствора сульфата меди. Опустите в нее кусочек металлического цинка, нагрейте до кипения при постоянном встряхивании. Раствор обесцвечивается и выделяется металлическая медь.

д) Получение сульфата бария взаимодействием металла с неметаллом Необходимые реактивы: хлорид бария, 5%-ный раствор;

серная кислота, 1 0 %-ный раствор.

Ход работы: налейте в пробирку 1-2 мл раствора серной кислоты и несколько капель раствора хлорида бария. Образуется белый осадок.

е) Получение кислой соли (гидрокарбоната кальция) Необходимые реактивы: аппарат Киппа, мрамор, соляная кислота, 1 0 %-ный раствор; известковая вода.

Ход работы: налейте в пробирку 3-5 мл известковой воды и пропустите ток оксида углерода (TV) из аппарата Киппа вначале до образования мути, а затем до ее исчезновения.

ж) Получение основной соли (гидроксосульфата меди) Необходимые реактивы: сульфат меди, 5%-ный раствор; гидроксид натрия, 1 0 %-ный раствор.

Ход работы: в пробирку с 2-3 мл раствора сульфата меди по каплям прибавьте раствор гидроксида натрия до образования основной соли меди (гидроксосульфат меди). Жидкость с осадком нагрейте. Изменения цвета осадка не наблюдается.

–  –  –

1 Привести примеры кислородных, бескислородных, одноосновных, двухосновных и трехосновных кислот.

2 Написать формулы кислот, соответствующих следующим ангидридам: S02, N,0,, N,0,, CrOJf As2 0,, Мп, О, 3 Написать формулы ангидридов, соответствующих кислотам:

хлорноватистой HCLO, хлорной HCL04, ортофосфорной Н,Р04, мышьяковистой HjAsO, Н, As03.

4 Перечислите все известные вам растворимые основания.

Какими способами можно получить NaOH ?

Написать структурную формулу уксусной кислоты 7 Напишите уравнения реакции, показывающие кислотные свойства оксида серы (TV).

8 Напишите уравнения реакции, показывающие основные свойства оксида калия.

9 Какие оксиды соответствуют следующим основаниям: а) гидроксиду железа (Ш); б) гидроксиду натрия; в) гидроксиду меди (П); г) гидроксиду бария 10 Напишите формулы гидроксидов, соответствующих следующим основным оксидам: а) оксиду меди (I); б) оксиду серебра;

в)оксиду железа (П); г) оксиду лития.

11 Какой элемент является составной частью любой кислоты?

Приведите примеры.

12 Какие оксиды соответствуют кислотам: сернистой, азотной, фосфорной, угольной? Напишите графическое изображение формул этих кислот.

13 Напишите уравнения реакций нейтрализации, в результате которых образуются следующие соли: хлорид натрия, фосфат калия, сульфат кальция. Напишите графическое изображение формул этих солей.

14 Написать и составить структурные формулы следующих неорганических солей: сернокислого калия, азотнокислого кальция, азотнокислого алюминия, сернокислого алюминия, фосфорнокислого кальция.

16 Написать формулы: кислого сернокислого калия, кислого углекислого натрия, кислого фосфорнокислого кальция, основного сернокислого алюминия, основного азотнокислого висмута.

Лабораторная работа №4 Растворы

Цель работы: ознакомление студентов с методами приготовления растворов с различной концентрацией.

Теоретическая часть. Раствор — это однородная система, в которой молекулы или ионы растворенного вещества распределяются между молекулами растворителя. Растворы бывают насыщенными и ненасыщенными. Насыщенным называется раствор, в котором при определенной температуре вещество больше не растворяется. Ненасыщенным называется раствор, в котором при определенной температуре вещество еще может растворяться.

Характеристикой раствора является количество растворенного ве­ щества, содержащегося в определенном весовом или объемном коли­ честве раствора. Эта характеристика называется концентрацией.

Концентрация бывает весовой (процентной) и объемной (молярной или нормальной). Процентная концентрация выражается количеством граммов вещества, которое содержится в 1 0 0 г раствора.

Молярная (нормальная) концентрация выражается количеством грамм-молекул (грамм-эквивалентов) растворенного вещества, которое содержится в 1 л раствора.

Растворимость выражается количеством вещества, способного растворяться в определенном весовом или объемном количестве растворителя, образуя насыщенный раствор. Чаще всего раство­ римость выражают количеством граммов вещества, которое может раствориться в 1 0 0 г растворителя при определенной температуре, образуя насыщенный раствор.

Для большего количества твердых и жидких веществ раствори­ мость увеличивается с повышением температуры. Если насыщенный при более высокой температуре раствор охладить до более низкой температуры, то растворенное вещество выкристаллизовывается. Рас­ творимость газов в жидкостях с повышением температуры уменьшается. При нагревании жидкостей газ выделяется из раствора.

Для определения концентрации раствора нужно найти массу раствора и массу растворенного вещества.

Концентрацию раствора можно выражать как относительно всего вещества, так и относительно его компонентов. Если, например, в 100 г раствора содержится 0,01 г-моль, или 0,01*152 = 1,52 г сульфата железа, то раствор будет 1,52%-ным относительно сульфата железа. Этот же раствор будет содержать 0,01 - 56 = 0,56 г железа и 0,01*96 0,96 s сульфат-ионов. Значит, он будет 0,56%-ным от­ — носительно железа и 0,96%-ным относительно сульфат-ионов. Иногда концентрацию раствора выражают относительно окислов, хотя веще­ ство в растворе содержится в виде соли. Например, концентрацию раствора фосфата часто выражают относительно пятиокиси фосфора P2Os. По количеству растворителя и растворенного вещества можно определить количество и концентрацию раствора. По количеству растворителя можно найти количество раствора заданной концентрации и количество растворенного вещества, которое нужно растворить в данном количестве растворителя, чтобы получить раствор заданной концентрации. По количеству растворенного вещества можно определить количество раствора заданной концентрации и количество растворителя, в котором нужно растворить данное количество вещества, чтобы получить раствор заданной концентрации. По количеству раствора заданной концентрации можно определить количество растворителя и растворенного вещества, необходимое для приготовления раствора заданной концентрации.

Зная плотность раствора, можно пересчитать процентную концентрацию на молярную (нормальную) и наоборот. Пользуясь таблицей растворимости, можно определить количество вещества, которое выкристаллизуется при охлаждении насыщенного при определенной температуре раствора, и количество вещества, которое нужно растворить в насыщенном при определенной температуре растворе, нагревая до другой температуры, чтобы получить насыщенный при этой температуре раствор.

Опыт 1 Методы приготовление растворов различной концентрации

а) Приготовление 200 г. 5%-ного раствора хлорида натрия Необходимые реактивы: мерный цилиндр на 200 мл, колба на 300 мл, хлорид натрия.

Ход работы: работа выполняется в такой последовательности:

1 Определите количество хлорида натрия, необходимое для приготовления 200 г 5%-пого раствора:

в 100 г 5%-ного раствора содержится 5 г хлорида натрия; в 200 г 5%-ного раствора содержится X г хлорида натрия.

Х=10 г хлорида натрия 2 Определите количество воды для приготовления 2 0 ° г раствора:

200 г— 10г=190гводы 3 Отмерьте мерным цилиндром 190 мл воды.

Налейте 190 мл. воды в колбу и растворите в ней 10 г. хлорида натрия.

б) Приготовление 200 мл. 0,1%-ного раствора нитрата свинца Необходимые реактивы: мерная колба на 200 мл, воронка, нитрат свинца.

Ход работы: работа выполняется в такой последовательности:

1 Рассчитайте необходимое количество нитрата свинца.

а) Найдите эквивалентную массу нитрата свинца. Молярная масса нитрата свинца 331 г/моль, эквивалентная масса 165,5.

б) Найдите необходимое количество нитрата свинца для приготовления 1 0 0 0 мл 0,1 %-ного раствора:

в 1000 мл 1%-ного раствора содержится 105,5 г нитрата свинца; в 1 0 0 0 мл 0, 1 %-ного раствора содержится X г нитрата свинца.

X = 16,55 г нитрата свинца;

в) Найдите необходимое количество нитрата свинца для приготовления 2 0 0 мл 0,1 %-ного раствора:

в 1000 мл 17о-ного раствора содержится 16,55 г нитрата свинца;

в 2 0 0 мл 0. 1 %-ного раствора содержится Хг г нитрата свинца.

Хг=3,31 г нитрата свинца.

2 Через воронку в мерную колбу емкостью 200 мл всыпьте навеску (Зг нитрата свинца) и растворите в малом количестве воды.

Долейте водой до черты, закройте пробкой и хорошо перемешайте

Контрольные вопросы и задачи

1 Как можно приготовить пересыщенный раствор?

2 Определить коэффициент растворимости KCL при 25 °С, если для насыщения 25г. воды при этой температуре необходимо 8,75г.

соли.

3 Сколько граммов KNO} потребуется для приготовления 40г.

насыщенного при 75 °С раствора?

4 Сколько граммов NaCL выделится из 250г. насыщенного при 90°С потребуется для приготовления 40г. насыщенного при 75 °С раствора?

5 Определить процентную концентрацию соли в растворе, об­ разующемся при смешивании 200 г 40%-ного раствора с 800 мл воды.

6 Определить процентную концентрацию азотной кислоты в растворе, образующемся при смешивании 400 мл воды и 200 мл кон­ центрированной азотной кислоты (d — 1, 4 r/c.w3, с — 63%).

7 Определить процентную концентрацию раствора, образующегося при смешивании 200 г 10%-ного и 300 г 40%-ного растворов соляной кислоты.

8 Определить процентную концентрацию раствора, образующе­ гося при растворении 80 г триоксида серы в 920 г воды.

9 Определить молярную концентрацию раствора, образующе­ гося при смешивании 1S0 мл 2 М и 350 мл 4 М растворов серной кис­ лоты.

Лабораторная работа №5 Окислительио-восстановгательЕ-вьсе(реакции

Цель работы: изучить свойства наиболее распространенных окислителей и восстановителей, освоить методику составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Теоретическая часть. Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением валентного состояния отдельных элементов. Окисление — это процесс отдачи электронов атомом или ионом. Восстановление — это процесс присоединения электронов атомом или ионом. Поскольку атомы или ионы одного элемента присоединяют электроны, которые отдают атомы или ионы другого элемента, то процесс окисления всегда сопровождается процессом восстановления. При окислительно­ восстановительном процессе электроны не всегда переходят от атомов одного элемента к атомам другого. При образовании ковалентных связей происходит лишь смещение электронной плотности в сторону одного из атомов: если у одного из атомов электронная плотность увеличивается, то у другого она уменьшается. Окислитель — это атом или ион, присоединяющий электроны. Восстановитель — это атом или ион, отдающий электроны. Окислитель - при этом восстанавливается, а восстановитель — окисляется. Благодаря отрицательному заряду электрона при окислении валентность элемента увеличивается (алгебраически), а при восстановлении — уменьшается. Валентность — „это количество не спаренных электронов в атоме элемента, участвующих в образовании химических связей. Атомная масса, эквивалент и валентность находятся в таком соотношении (10) А п —— э В соединениях с ионной связью определяю т не только валентность, но и ее знак. Например, в молекуле хлорида калия валентность калия равна +1, а хлора - 1. Такую валентность называют электровалентностью.

Злектровалентность элементов в ионных соединениях выражается количеством электронов, которые атом отдает или присоединяет. При образовании соединений с ковалентной связью часто нужно ставить также знак валентности. Хотя определение знака валентности в таких случаях сугубо условное, оно очень удобно при подборе коэффициентов в уравнениях окислительно­ восстановительных реакций. В соединениях с ковалентной связью определяют не валентность, а степень окисления, которая является более общим понятием, чем электровалентность.

Степень окисления выражается величиной электрического заряда, если предположить, что электроны при образовании химической связи полностью принадлежат более электроотрицательным атомам, то есть степень окисления атомов в соединениях равна заряду иона, если предположить, что молекула полностью состоит из ионов. Величина степени окисления атома элемента может быть равна величине его валентности, а может быть и не равна, потому что степень окисления не учитывает количества электронных пар, образующихся между атомами одного и того же элемента. При написании уравнений окислительно­ восстановительных реакций нужно правильно определять степень окисления тех элементов, в которых она изменяется.

Определяя степень окисления элемент; в соединении, необходимо придерживаться таких положений:

1) молекула всегда электронейтральна;

2 ) кислород во всех соединениях имеет степень окисления -2, исключением являются перекисные соединения, в которых степень:

окисления кислорода равна— 1 или другой величине оксид

-* где степень окисления кислорода равна +2 ;

йодород во всех соединениях имеет степень окисления + 1, пением являются гидриды, где степень окисления водорода 1,

•J iid

4) степень окисления металлов в соединениях всегда положительна;

5) степень окисления элемента в простом соединении равна нулю;

Степень окисления элемента в бинарном соединении, если известна степень окисления одного из элементов, равна произведению количества атомов элемента с известной степенью окисления и этой степени окисления, деленной на количество атомов элемента с неизвестной степенью окисления и взятой с обратным знаком.

Например, степень: окисления марганца в соединении МпОг 2(-2) равна: — ^ ^ = +4, степень окисления алюминия в оксиде алюминия AI2O3 равна:

- = +3.

Восстановителями могут быть неметаллы в свободном состоянии, их бинарные соединения с металлами, металлы и их ионы способные повышать свою степень окисления, а также сложные ионы металлов и неметаллов, в которых они имеют промежуточную степень окисления.

Неметаллы (водород, сера, углерод, кремний, селен и др.) бывают восстановителями, как правило, при повышенной или очень высокой температуре. Отдавая электроны, неметаллы в большинстве случаев превращаются в сложные вещества с ковалентной и реже с ионной связью. Галогены, как правило, не отдают электроны, и кис­ лородные соединения галогенов образуются с помощью реакций диспропорционирования или при электрохимическом окислении.

Бинарные соединения неметаллов с металлами — это гидриды, бориды, арсениды, карбиды, силициды, фосфиды, нитриды, сульфиды, селениды, теллур иды и галогениды. Если восстановители относятся к одной и той же группе периодической системы Д. И.

Менделеева, то их активность увеличивается сверху вниз. Так, теллуроводород и теллуриды являются более сильными вос­ становителями, чем селеноводород и селениды, а последние — более сильными восстановителями, чем сероводород и сульфиды. Сложные молекулы и ионы. К этой группе восстановителей относятся молекулы таких веществ, в которых элементы восстановители обладают промежуточной степенью окисления: моноксид азота, моноксид углерода, моноксиды железа и хрома, диоксиды серы и марганца, сернистая кислота и ее соли, азотистая кислота и ее соли, пероксид водорода и другие. Значительная часть этих соединений (диоксиды серы и марганца, сернистая и азотистая кислоты, пероксид водорода и др.) в зависимости от свойств веществ, с kotw они реагируют, могут проявлять как окислительные, так.. осстатювителъные свойства. Так, диоксид серы или сернистая кислота при взаимодействии с окислителями (кислород, галогены) проявляют вос­ становительные свойства, а при взаимодействии с сероводородом — окислительные. Своеобразным восстановителем является тиосульфат натрия. В зависимости от силы окислителя могут образовываться разные продукты окисления.

Окислителями могут быть неметаллы, ионы металлов и сложные ионы или молекулы.

Атомы неметаллов имеют во внешнем электронном слое от 4 до 7 электронов, поэтому они могут присоединять электроны до образования восьмиэлектронного слоя или образовывать соответствующее количество общих электронных пар. Степень окисления неметаллов в этом случае будет выражаться отрицательным числом. Легче всего присоединяют электроны или образуют общие электронные пары элементы седьмой группы, труднее всего — элементы* четвертой группы. Элементы пятой и шестой групп занимают промежуточное положение. Чем менее активен металл, тем легче его ион присоединяет электроны. Так, ионы серебра присоединяют электроны значительно легче, чем ионы железа, поэтому они являются более сильными окислителями, чем ионы железа. Ионы щелочных и щелочноземельных металлов при­ соединяют электроны только при электрохимическом восстановлении.

Окислителями в реакциях, происходящих в растворах, они быть не могут. Азотная кислота является окислителем в концентрированных и разбавленных растворах. В азотной кислоте могут растворяться как металлы, так и неметаллы. Некоторые металлы (железо хром, алюминий) концентрированной азотной кислотой пассивируются и поэтому в ней не растворяются. При растворении металлов и неме­ таллов в концентрированной азотной кислоте степень окисления азота изменяется от +5 до +4

–  –  –

При растворении в разбавленной азотной кислоте активных металлов степень окисления азота изменяется от +5 до —3; при этом образуются соединения с промежуточной степенью окисления.

Азотистая кислота устойчива только при низкой температуре (около 0° С) и в очень разбавленных растворах. Это очень сильный окислитель. В отличие от разбавленной азотной кислоты азотистая

–  –  –

Пероксид водорода и пероксиды металлов. В пероксидах степень окисления кислорода равна — 1 или меньше единицы (например у К2О4). Пероксиды в щелочной среде обладают окислительными свойствами, а в кислой — восстановительными.

Персульфат аммония — это аммонийная соль над серной кислоты. Степень окисления элементов в соединениях такого типа может быть выше, чем номер группы в периодической системе элементов Д. И. Менделеева, в которой находится данный элемент. Это объясняется тем, что в состав молекул входят пероксидные группы.

Надкислоты и их соли обладают окислительными свойствами в кислой среде.

Степень окисления серы в персульфате аммония изменяется по такой схеме

S2Oi~ +2e = 2 S O i'

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций нужно правильно подобрать коэффициенты, стоящие возле окислителя и восстановителя. Эти коэффициенты называются основными. В процессе подбора остальных коэффициентов основные коэффициенты могут изменяться, но соотношение между ними должно оставаться постоянным. Для нахождения основных коэффициентов пользуются схемой электронного баланса. Следует помнить, что количество электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно количеству электронов, присоединяемых окислителем. Например, при окислении нитрита натрия перманганатом калия в сернокислой среде

–  –  –

Чтобы количество электронов, присоединяемых окислителем и отдаваемых восстановителем, было одинаковым, нужно взять наименьшее общее кратное двух чисел (S и 2). Это число называют количеством электронов, принимающих участие в реакции. Частные от деления наименьшего общего кратного на количество электронов, которые отдает или принимает атом, составляют числа, являющиеся основными коэффициентами для окислителей и восстановителей.

Наименьшим общим кратным для чисел 2 и 5 будет 10, а основными коэффициентами— ^ = 5 — для перманганата калия и - ^ = 5— для нитрита натрия. В схеме электронного баланса их записывают за вертикальной чертой справа или слева от схемы напротив соответствующих компонентов. Теперь уравняем количество элементов и ионов, входящих в состав соединений с окислителем и восстановителем, а затем всех остальных. По количеству атомов кислорода в левой и правой частях уравнения можно проверить, правильно ли оно написано. Кислород, входящий в состав кислотных остатков, без изменений переходящих с левой части уравнения в правую, можно не учитывать.

Ход работы: в данной лабораторной работе изучаются окислительно-восстановительные реакции, протекающие в растворах.

При проведении опыта растворы наливаются в пробирки в небольших количествах, порядка 2 см. Необходимо строго соблюдать условия проведения опытов.

Обработка результатов состоит в том, что требуется:

1) отметить наблюдаемые изменения в ходе реакции;

2) написать уравнение реакции.

Опыт 1 Окислительные свойства перманганата калия вразличных средах

Ход работы: продукты восстановления перманганата ' алия различны и зависят от pH среды.

Налейте в три пробирки раствора перманганата калия KA/;Ut. В одну из них добавьте такой же объем разбавленной серной кислоты, в другую концентрированный раствор щелочи, в третью ничего не до­ бавляйте. Во все три пробирки прибавляйте по каплям, встряхивая содержимое пробирки, раствор восстановителя сульфита натрия ( Na2SO} ) до тех пор, пока в первой пробирке раствор не обесцветится, во второй - раствор окрасится в зеленый цвет (образуется КМпО,), а в третьей выпадет бурый осадок (образуется МпОг ).

Опыт 2 Окислительные свойства бихромата калия

Двухромовая кислота Н2Сг20 2и её соли, например К1Сг10 1 является сильными окислителями в кислой среде в результате перехода Сг44 -* Сг*3 В три пробирки налейте раствора бихромата калия К2Сг10 1 и та­ кой же объем раствора Н2БОл.

Добавьте в качестве восстановителей:

сухую соль Fe2SOt в первую пробирку сухую соль NaN02 во вторую пробирку (под тягой) раствор в третью пробирку.

SnCLj Во всех пробирках происходит изменение оранжевой окраски бихромата калия в зеленую, как результат изменения окислительного числа хрома от + 6 до +3.

Опыт 3 Восстановительные свойства отрицательных ионов галогенов (галид-ионов).

В пробирку налейте примерно 1 см раствора соли железа Fe2(S04)} или FeCL3и одну каплю раствора К 1. Содержимое пробирки разбавьте дистиллированной водой до слабо-желтого цвета и добавьте 1-2 капли крахмала. Появление синей окраски свидетельствует о наличии в растворе свободного иона / 2.

Контрольные son росы

1Какие вещества называются окислителями, какие восстановителями?

2 Почему все металлы проявляют только восстановительные свойстве, а неметаллы могут быть и окислителями и восстановителями?

3 Определите степень окисления азота и хлора, в следующих соединениях: Я Ш,, NO, Nt, NH,CL. HCL, HCLO, HCLOt.

4 Укажите, в каких случаях происходит отдача электронов, в каких прием:

S * -* S Л* - » Л * Л *' Fe** S T 1 -» Sn'4 5Г* J- -+J* 5 Почему ионы S'2 проявляют только восстановительные свой­ ства, атомы S° окислительные и восстановительные, a S*6 лишь окислительные свойства.

Лабораторная работа № б Гядролжз солей ДДель работы: ознакомиться с типичными случаями и условиями протекания гидролиза солей, приобрести наяьпги составления уравнения реакции гидролиза солей.

Опыт 1 Реакция растворов солей оря гядролязе В четыре пробирки налейте по 2 см растворов углекислого натрия и хлористого цинка, нитрата натрия и ацетата натрия.

Определите pH растворов при помощи универсального индикатора.

Полученные данные за пишите в таблицу.

–  –  –

Опыт 2 Зависимость гидролиза солей от различных факторов К раствору ацетата натрия прилейте 1-2 капли фенолфталеина.

Заметьте интенсивность окраски. Нагрейте пробирку до кипения. Как меняется интенсивность окраски? Объясните полученный результат.

Дайте немного остыть пробирке и охладите её в холодной воде. Что происходит?

Налейте в пробирку 1-2 см3 раствора азотнокислого висмута.

Постепенно разбавляйте раствор дистиллированной водой до выпадения в осадок основного азотнокислого висмута. К полученной основной соли висмута прибавьте (из пипетки) несколько капель концентрированной азотной кислоты до растворения осадка.

Напишите уравнение реакции гидролиза азотнокислого висмута.

Укажите как смещается равновесие гидролиза при разбавлении раствора соли и при увеличении концентрации азотной кислоты. К 5-6 каплям сульфата алюминия прибавьте по каплям раствор карбоната натрия. Образование осадка AL(OH)3 является результате гидролиза двух солей. Напишите уравнение реакции между сульфатом алюминия и карбонатом натрия с образованием углекислого алюминия, между АЦСО})} и водкой. Сделайте вывод о необратимости гидролиза.

Контрольные вопросыи задачи

1 Что называется гидролизом солей?

2 Для растворения 10,7г. смеси моноксида цинка с цинком израсходовали 1 0 0 г. 1 0,2 2 %-ного раствора соляной кислоты.

Определить состав смеси цинка с моноксидом цинка.

3 При растворении в разбавленной азотной кислоте 3,04г. смеси порошкообразных железа и меди выделилось 0,896л. моноксида азота (н.у.). Определить состав смеси порошков.

4 При растворении 27,2г. смеси железа с моноксидом железа в серной кислоте и выпаривании полученного раствора досуха образовалось 111,2г. железного купороса FeS0 4 * 7НгО. Определить состав смеси железа с его моноксидом.

5 При сжигании 251,2г. смеси пирита и сульфида цинка образовалось 71,68л. (н.у.) диоксида серы. Определить состав смеси пирита и сульфида цинка.

При прокаливании 7,28г. смеси нитратов калия и натрия образовалось 6 г. смеси нитритов калия и натрия. Определить состав смеси 7 Определить pH 0,02М раствора бензойной кислоты, если степень диссоциации ее равна 0,5%, а константа диссоциации 6,6*1 О*3 Определить константу диссоциации уксусной кислоты, если степень диссоциации ее в 0,1н. растворе 1,3% 9 Определить растворимость в граммах на 1л фторида кальция, если произведейие растворимости его равно 4*10'1 1.

10 В 400мл воды растворяется, 0,212г карбоната магния.

Определить произведение его растворимости.

11 Определить концентрацию ионов водорода, при которой возможно практически полное осаждение ионов железа(11) сероводородом, если произведение растворимости моносульфида железа равно 5* 10’ 18 Лабораторная работа №7 Электролиз солей Цель работы: изучение закономерностей электролиза водных растворов электролитов.

Теоретическая часть. Все вещества делятся на электролиты и неэлектролиты. Электролитами называют вещества, которые в растворе или расплаве проводят электрический ток. Неэлектролитами называют вещества растворы или расплавы которых не проводят электрического тока Электролиты в растворе или в расплаве распадаются на ионы. Это явление называется электролитической диссоциацией. К электролитам относятся кислоты, основания и соли.

Все остальные вещества являются или неэлектролитами или очень слабыми электролитами, т. е. незначительная часть их молекул распадается на ионы.

При пропускании через раствор электрического тока катионы (заряженные положительно) движутся к отрицательно заряженному in.iy, который называется катодом, а анионы (заряженные ^ i тщательно) движутся к положительно заряженному электроду, который называется анодом. Следовательно, при прохождении через раствор электрического тока электролит разлагается.

Разложение вещества под действием электричества называется электролизом.

С количественной стороны процесс электролиза выражается двумя законами Фарадея.

Первый закон. Количество веществ, выделившихся на электродах, прямо пропорционально количеству электричества, прошедшего через раствор электролита.

Второй закон. При прохождении одинакового количества электричества через растворы разных электролитов количество веществ, выделившихся на электродах, пропорционально их химическим эквивалентам. Чтобы выделить 1 г-экв любого вещества, нужно пропустить через раствор электролита 96500 кулонов или 26,8 аф электричества. Это количество электричества называется ч числом Фарадея. Если количество вещества выразить в граммах, то (И ) Q=Fi где А - количество вещества, г; Э — химический эквивалент, практике часто употребляют понятие «электрохимический эквивалент».

Электрохимическим эквивалентом называют такое количество вещества, которое выделяется при прохождении через электролит 1 а * ч электричества. Электрохимический эквивалент равен частному от деления химического эквивалента на 26,8.

При помощи законов электролиза можно решать задачи таких, типов:

1) определение количества вещества, выделившегося при прохождении через раствор электролита определенного количества электричества;

2 ) определение количества электричества, которое нужно пропустить через раствор электролита, чтобы выделилось определенное количество вещества;

3) определение коэффициента использования электрического тока или выхода вещества по току*

4) определение химического эквивалента.

Для определения количества тока можно силу тока умножить на время его прохождения. Иногда количество электричества определяют кулонометром. Кулонометр — это прибор, в котором электролитом является раствор сульфата металла, из которого сделаны электроды погруженные в этот раствор. Если кулонометр медный, то электроды сделаны из меди, а электролитом является раствор сульфата меди. При прохождении электрического тока анод растворяется, а на катоде выделяется столько меди, сколько перешло ее з раствор из анода. По количеству меди, выделившейся на катод?-, определяют количество электричества, прошедшего через кулонометр и электролизер.

Опыт 1 Электролиз раствора сульфата натрия Необходимые реактивы: электролизер, сульфат натрия, 5%ный раствор, лакмус, раствор.

Ход работы: заполните электролизер раствором сульфата натрия. В оба колена трубки добавьте по несколько капель нейтрального фиолетового раствора лакмуса. Вставьте угольные электроды и присоедините их к источнику постоянного тока.

Наблюдается выделение водорода на катоде и кислорода на аноде.

Окраска раствора в родном колене электролизера становится красной, в другом — синей.

Наблюдаемые явления объясняются тем, что электрохимические окисление и восстановление воды на электродах являются энергетически наиболее выгодными процессами.

Контрольные вопросы н задачи

1 Сколько кадмия выделится на катоде, если через раствор сульфата кадмия пропустить 3,35 а * ч электрического тока?

2 Определите время прохождения через раствор сульфата кадмия электрического тока силой 0,402 а, за которое на катоде выделится 3,3 6 г кадмия.

3 При пропускании через раствор нитрата серебра тока силой 0,804а в течении 2ч на катоде выделилось 6,156г серебра. Определите выход серебра по току.

4 Определите количество меди, выделившейся на катоде при пропускании через раствор медного купороса электрического тока силой 5,36а в течении ЗОмин.

5 При электролизе расплава хлорида металла образовалось 0,896л хлора(н.у.) и 3,12г металла. Определить, хлорид какого металла мо шергли электролизу.

Литература

1 Глинка Н. JI. Общая химия. / под ред. к.х.н. В.А. Рабиновича. М.: Издательство "Химия", 1977. - 719 с.

2 Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии анорганикум / под ред. Л. Колдица. В 2-х томах. - М.: Мир, 1984.

3 Глинка Н. Л. Общая химия. / под ред. А.И. Ермакова. - 28-е изд., перераб. и доп. - М.: Интеграл - Пресс, 2000. - 728 с.

4 Лвдйн~Р.‘А~ Молочко В. А., Андреева Л. А., Цветков А. А.

Основы номенклатуры неорганических веществ. - М. : Химия, 1983.

- 1 1 2 с.

5 Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. А., Цветков А. А.

Химические свойства неорганических веществ. - М. : Химия, 1997. с.

6 Любимова Н. Б. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии. - М.: Высшая школа, 1990. - 351 с.

7 Мартыненко Л. И., Спицын В. И. Методологические аспекты курса неорганической химии. - М.: МГУ, 1983. - 185 с.

8 Общая химия. / под ред. Е. М. Соколовской, Л. С. Гузея. - М.:

Издательство Моск. ун-та, 1989. - 640 с.

9 Полторак О. Н., Кобва Л. М. Физико-химические основы неорганической химии: учебное пособие. - М.: МГУ, 1984. - 284 с.

10 Практикум по общей и неорганической химии./ - Алматы:

Казахский университет, 2001.

11 Химия и периодическая таблица. / под ред. К. Сайто. - М. :

Мир, 1982.-320 с.

Содержание Введение

1 Лабораторная работа №1 Закон эквивалента........................ 6 2 Лабораторная работа №2 Изменение свойств элементов и их соединений в периодической системе

3 Лабораторная работа №3 Классификация неорганических соединений

4 Лабораторная работа №4 Растворы

5 Лабораторная работа №5 Окислительно - восстановительные реакции

6 Лабораторная работа №6 Гидролиз солей

7 Лабораторная работа №7 Электролиз солей

Литература

–  –  –





Похожие работы:

«UA9800064 Международная конференция Украинского ядерного общества БЕЗОПАСНОСТЬ И ЗАЩИТА АЭС39 (тезисы докладов) International Conference of Ukrainian Nuclear Society NPP'S SAFETY AND PROTECTION (annotation...»

«Режим дня это рациональное распределение времени на все виды деятельность и отдыха в течение суток. Основной его целью служит обеспечить высокую работоспособность на протяжении всего периода бодрствования. Строится режим на основе биологического ритма функционирования организма. Так, например, подъм работоспособност...»

«ИЗУЧЕНИЕ СОСТАВА БИОЛОГИЧЕСКИ АКТИВНЫХ ВЕЩЕСТВ В ПОДЗЕМНЫХ ОРГАНАХ CARICA PAPAYA L., КУЛЬТИВИРУЕМОЙ В ЗАЩИЩЕННОМ ГРУНТЕ Вафула М. Арнольд1, В.В. Вандышев2, Е.Н. Пакина1, С.В. Горяинов3 Кафедра генетики растениеводства и защиты растений Кафедра ботаники, физиологии растений и агробиотехнологии Центр коллективного пользования Н...»

«ISSN 0869-4362 Русский орнитологический журнал 2012, Том 21, Экспресс-выпуск 748: 847-857 Большой крохаль Mergus merganser в Болгарии и обсуждение его южноевропейских гнездовий и миграции Д.Н.Нанкинов Димитр Николов Нанкинов. Болгарский орнитологический центр, Институт...»

«ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА Вторая половина XX века характеризовалась беспрецендентным по масштабам давлением производственной деятельности человеческого общества на окружающую среду, и в особенности на гидросферу. Значительная часть водных экосистем под влиянием э...»

«АСТРАХАНСКИЙ ВЕСТНИК ЭКОЛОГИЧЕСКОГО ОБРАЗОВАНИЯ № 1 (35) 2016. с. 127-134. АЛЕКСАНДР КОНСТАНТИНОВИЧ ШНЕУР (1884-1977) – ВОЕННЫЙ, ЭНТОМОЛОГ И ГЕРПЕТОЛОГ Евгений Эдуардович Шергалин Мензбировское Орнитологическое Общество zoolit@mail.ru Шнеур, эмигрант, военный, энтомолог, герпетолог, Россия, Кавказ, Первая Мировая война, полковник, Гражданская...»

«ПОВОЛЖСКИЙ ЭКОЛОГИЧЕСКИЙ ЖУРНАЛ. 2016. № 2. С. 230 – 239 УДК 631.467.2 ДОЖДЕВЫЕ ЧЕРВИ (LUMBRICIDAE, ANNELIDA) КАК КОМПОНЕНТ ИСКУССТВЕННЫХ ЛЕСНЫХ ЭКОСИСТЕМ В ПОЛУПУСТЫНЕ СЕВЕРНОГО ПРИКАСПИЯ М. Л. Сиземская, Т. С. Всеволодова-Перель Институт лесоведения РАН Россия, 14...»

«1 КОМПОЗИТНЫЕ ОПОРЫ ДЛЯ ВЛ 6 20 кВ Композитные опоры (КО) разработаны для строительства, модернизации и проведения аварийно-восстановительных работ ВЛ 6-20 кВ в различных условиях. Композитные опор...»

«ГБУ "Республиканская имущественная казна" (специализированная организация) руководствуясь ст. 448 Гражданского кодекса Российской Федерации, ст.18 Федерального закона от 14.11.2002г. № 161-ФЗ "О государственных и муниципальных унитарных предприятиях", ст.3 Федерального закона от 03...»

«АДМИНИСТРАЦИЯ ГОРОДСКОГО ОКРУГА ГОРОД ВОРОНЕЖ УПРАВЛЕНИЕ ЭКОЛОГИИ ДОКЛАД о природоохранной деятельности городского округа город Воронеж в 2013 году Воронеж Р е д а к ц и о н н а я к о л л е г и я: Ю.В. Яковлев, В.Н. Дрыгин Р а б о ч а я г р у п п а: Н.Н. Кумакова, А.А. Шестаков, Е.Н. Уварова...»

«Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования "ПЕРМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ГУМАНИТАРНО-ПЕДАГОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ" ЕСТЕСТВЕННОНАУЧНЫЙ ФАК...»








 
2017 www.lib.knigi-x.ru - «Бесплатная электронная библиотека - электронные матриалы»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.