УП_Лаб.Практикум_ч.1_бак-хим

МИНОБРНАУКИ РОССИИ
Федеральное государственное автономное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«ЮЖНЫЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»
Рыбальченко И.В., Лисневская И.В.
ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ
ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ,
ЧАСТЬ 1
Учебное пособие
для студентов 1 курса очно-заочного отделения
химического факультета
Ростов-на-Дону
2013
Учебное пособие разработано:
к.т.н., доцентом кафедры общей и неорганической химии И.В.Рыбальченко,
к.т.н., доцентом кафедры общей и неорганической химии И.В.Лисневской,
Рецензент:
доцент кафедры аналитической химии ЮФУ, кандидат химических наук
Аскалепова О.И.
Печатается в соответствии с решением кафедры общей и неорганической
химии химического факультета ЮФУ, протокол № 4 от 10 мая 2013 г.
Учебное пособие «Лабораторный практикум по неорганической химии, часть
1» предназначено для студентов очно-заочной формы обучения химического
факультета, обучающихся по специальности «Фундаментальная и прикладная
химия», изучающих курс «Неорганической химии».
В данном пособии подробно излагаются правила поведения в химической
лаборатории и техника безопасности; приведены инструкции по выполнению
лабораторного практикума по курсу «Неорганическая химия»: модуль 1
«Основные законы химии и закономерности протекания химических реакций» и
модуль 2 «Растворы».
Учебное пособие
изложено на 48 страницах, содержит 7 рисунков и
таблиц, в том числе 5 таблиц в Приложении.
2
9
МОДУЛЬ 1 «ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ И
ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ»
Комплексные цели:
Студент должен знать:
- правила работы и техники безопасности в химической лаборатории;
- основные понятия и законы химии, а также границы их применимости;
- основные понятия и законы термодинамики и термохимии;
- основные понятия и законы химической кинетики;
- направления смещения химического равновесия;
- современные представления о строении атомов;
- основные типы химической связи.
Студент должен уметь:
- применять основные законы термодинамики и термохимии; химической
кинетики для решения расчетных задач;
- иметь навыки выполнения различных химических экспериментов и обобщения
результатов экспериментальных исследований;
- понимать характер осуществляемых процессов.
Занятие №1 Семинар «ТЕХНИКА БЕЗОПАСНОСТИ.
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ»
Содержание темы
Правила техники безопасности, оказание первой медицинской помощи
при возможных несчастных случаях.
Атомно-молекулярное учение. Атомы, молекулы, ионы. Простые и сложные
вещества. Молекулярные и немолекулярные вещества; соединения переменного
состава. Химические элементы. Изотопы. Атомная единица массы, относительная
атомная и молекулярная массы, молярная масса и молярный объем, моль,
постоянная Авогадро, количество вещества.
3
Стехиометрические законы и границы их применимости: закон сохранения
массы веществ, закон постоянства состава, закон кратных отношений, объемных
отношений.
Химические
Количественные
уравнения.
расчеты
по
Стехиометрические
химическим
уравнениям.
коэффициенты.
Валентность.
Молекулярные и структурные (графические) формулы веществ.
Закон Авогадро и следствия из него.
Газовые законы, идеальный газ,
уравнение Менделеева-Клапейрона.
ПРАВИЛА РАБОТЫ И ТЕХНИКА БЕЗОПАСНОСТИ
В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ
Порядок работы в лаборатории
1. Для работы студенту выделяется рабочее место, которое он должен
содержать в чистоте и порядке. Студенту
разрешается
находиться
в
лаборатории только в спецодежде (халате).
2. К выполнению лабораторной работы допускаются только студенты,
ознакомившиеся с теоретическими и практическими аспектами предлагаемых
опытов, предварительно прочитав соответствующие разделы учебника, лекции и
изучив содержание лабораторной работы по инструкции.
3. Опыты можно проводить только с разрешения и в присутствии
преподавателя или лаборанта.
4. При работе необходимо точно соблюдать порядок и последовательность
операций, указанных в инструкции.
5. На каждое занятие из числа студентов назначаются дежурные, которые
следят за порядком при проведении практикума, чистотой и соблюдением
техники безопасности, несут ответственность за сохранность учебных пособий,
оборудования и так далее. По окончании практикума дежурные сдают
лабораторию лаборанту. Дежурный имеет право не отпустить студента после
4
занятия, если рабочее место или оборудование последнего не приведено в
порядок.
6. Необходимые для работы реактивы выставляются на полки или
лабораторные столы.
Концентрированные кислоты, аммиак,
ядовитые
и
дурнопахнушие вещества хранятся в вытяжном шкафу, выносить их оттуда для
выполнения работы запрещается.
7. Сухие реактивы необходимо брать чистым шпателем или стеклянной
ложечкой. При наливании растворов из склянок следует держать последние таким
образом, чтобы этикетка была повернута вверх (во избежание ее загрязнения).
Крышки и пробки от реактивных банок следует класть на стол поверхностью,
которая не соприкасается с реактивом. После отбора реактива, склянку тотчас же
следует закрыть пробкой и поставить на место.
8. Если нет указаний о дозировке реактивов для данного опыта, то брать их
надо как можно меньше: сухие вещества – в количестве, закрывающем дно
пробирки, а растворы – не более 1/6 объема пробирки.
9. Излишки реактивов запрещается высыпать или выливать обратно в
сосуды, из которых они были взяты.
10. Внимательно следить за ходом опыта, замечать все изменения и
отмечать их в лабораторном отчете. После окончания работы привести в порядок
рабочее место. Приборы и посуду после окончания опытов следует привести в
исходное состояние.
11. После проведения опытов необходимо тщательно вымыть руки с мылом,
каждому студенту рекомендуется иметь собственное полотенце и мыло.
Меры предосторожности при работе в лаборатории
1. Для нагревания в лаборатории используются спиртовки, сухой спирт,
электрическое
оборудование. При работе с электрооборудованием и силовыми
щитками следует ознакомиться с правилами работы и строго соблюдать
требования техники безопасности.
5
2. При работе с открытым пламенем спиртовки соблюдать осторожность.
Нельзя зажигать спиртовку непосредственно от другой горящей спиртовки.
Следует пользоваться лучиной, спичкой и т.д. Тушить спиртовку нужно только
защитным колпачком.
3. При нагревании
направляя
растворов пробирку держат
пробиркодержателем,
отверстие пробирки в сторону от себя и других лиц, находящихся в
лаборатории. Особенно важно соблюдать это при нагревании концентрированных
кислот или растворов щелочей. Такие
опыты рекомендуется проводить под
тягой.
4. Не наклонять лицо над нагреваемой жидкостью или сплавляемыми
веществами во избежание попадания брызг на лицо.
5. Опыты с легко воспламеняющимися веществами необходимо проводить
вдали от огня.
6. При работе с металлическим натрием и другими щелочными металлами
следует остерегаться воды. Обрезки щелочных металлов сдавать лаборанту и ни в
коем случае не бросать в ящики с мусором.
7. При разбавлении концентрированных кислот, особенно серной, вливать
кислоту в воду небольшими порциями, а не наоборот.
8. Следует помнить, что концентрированная азотная кислота при действии
на некоторые органические вещества (скипидар, промасленная бумага, древесная
стружка, ветошь и т.д.) вызывает их воспламенение.
9.
Все
опыты
с
ядовитыми,
дурно
пахнущими
веществами,
с
концентрированными кислотами, аммиаком; а также упаривание кислот и кислых
растворов производить только в вытяжном шкафу.
10. Запрещается пробовать на вкус, на ощупь и по запаху любые вещества,
находящиеся в лаборатории, если это не требуется по условия выполнения опыта.
В лаборатории категорически запрещено пить, а также принимать пищу.
6
11. При необходимости определить запах
выделяющегося
газа
запрещается наклоняться над реакционной системой. Следует легким движением
руки направить к себе струю воздуха от отверстия сосуда и осторожно вдохнуть.
12. По окончании работы жидкие отходы, содержащие разбавленные
растворы
реактивов
выливаются
в
раковины
и
промываются
большим
количеством воды. Отходы, содержащие концентрированные кислоты, щелочи,
ртуть, сероводород и другие ядовитые вещества, собираются в специальные
емкости (сливы) в вытяжном шкафу.
Твердые отходы (кусочки бумаги, испорченные сухие реактивы и т. д.)
следует выбрасывать в специальный ящик для отходов.
13. При возникновении каких-либо неясностей следует работу прекратить и
обратиться за разъяснением к преподавателю.
Оказание первой помощи в лаборатории
1. При попадании на кожу концентрированных кислот (серной, азотной,
уксусной и т.д.) следует немедленно промыть сильной струей воды обожженное
место в течение 3 – 5 минут, после чего наложить повязку из ваты, смоченной
спиртовым раствором танина или 3%-ным раствором перманганата калия. При
сильных ожогах после оказания первой помощи немедленно обратиться к врачу.
2. При ожоге кожи растворами щелочей промывать обожженный участок
кожи до тех пор, пока она не перестанет быть скользкой на ощупь, после чего
наложить повязку из спиртового раствора танина или 3%-ного раствора
перманганата калия.
3. При попадании брызг кислоты или щелочи в глаза немедленно промыть
поврежденный глаз большим количеством воды комнатной температуры, после
чего сейчас же обратиться к врачу.
4. При ожогах горячими предметами (стекло, металлы и т.д.) наложить
сначала повязку из спиртового раствора танина или раствора перманганата калия,
а затем жирную повязку, используя мазь от ожогов.
7
5. При ожогах белым фосфором необходимо наложить на пораженное место
повязку, смоченную 2%-ным раствором сульфата меди, нитрата серебра или
перманганата калия.
6. При отравлении хлором, бромом, сероводородом, окисью углерода
необходимо вывести пострадавшего на воздух, а затем обратиться к врачу.
7. В случае загорания одежды гасить пламя следует обертыванием в одеяло,
которое должно находиться в строго определенном месте.
Оформление отчёта
Результаты лабораторной работы студенты оформляют в виде отчета,
который должен быть представлен к защите. При защите отчета студент должен
знать ход лабораторной работы, уметь объяснять результаты выполненных
опытов и выводы из них,
составлять уравнения реакций, решать задачи по
соответствующей теме и свободно излагать теоретические сведения по теме
работы.
На обложке или первой странице лабораторного журнала, в котором
оформляются отчеты, указываются фамилия, имя, отчество студента, курс, №
группы и название практикума.
Записи и рисунки делаются в основной части по примерной схеме:
Название лабораторной работы
Номер
опыта и
его
название
Описание опыта, рисунки, схемы,
уравнения реакций, расчеты, наблюдения,
ответы на вопросы практикума, выводы
Замечания
преподава
теля
Первые две колонки заполняются студентом при подготовке к практикуму.
В основной части приводятся уравнения изучаемых реакций, расчеты, рисунки,
таблицы, графики, принципиальные технические детали проводимого процесса и
его теоретическое обоснование. Сюда же студент вносит информацию,
полученную при выполнении конкретной работы. Записи в этих колонках очень
8
важны, так как отражают умение студента наблюдать и пояснять проведенные
опыты. Графики предпочтительно выполнять на миллиметровой бумаге и
вклеивать в отчет. Графа «Замечания» предназначена для преподавателя.
Форма оценки по лабораторной работе – зачет, о чем преподавателем в
конце отчета делается соответствующая запись.
Контрольные вопросы и задания для самоподготовки
1. Перечислить основные правила работы в химической лаборатории.
2. Какие меры предосторожности при работе в лаборатории нужно соблюдать?
3. Основные правила оказания первой медицинской помощи в лаборатории?
4. Перечислить правила оформления отчёта по лабораторной работе.
5. Каковы основные положения атомно-молекулярного учения?
6. Что такое молекула, атом, химический элемент?
7. Что такое моль, количество вещества, молярная масса?
8. Что такое относительная атомная масса, атомная единица массы (а.е.м.),
тносительная молекулярная масса?
9. Сформулируйте закон сохранения массы веществ. Что такое химическое
уравнение? Что показывает химическое уравнение?
10. Как формулируется закон постоянства состава? Что такое химическая
формула?
11. Что такое количество вещества? Что является мерой количества вещества?
Что такое число Авогадро? Что называется молярной массой? Чему равна
молярная масса?
12. Сформулируйте закон Авогадро. Первое следствие из закона Авогадро. Что
такое «нормальные условия»? Что называется молярным объемом? Чему равен
молярный объем при н.у.?
13. Второе следствие из закона Авогадро. Чему равна относительная плотность
газа по водороду? Чему равна относительная плотность газа по воздуху?
14. Какие законы используют для расчета молярных масс газов при нормальных
условиях и условиях, отличных от нормальных?
9
15. Объединенный газовый закон. Универсальная газовая постоянная. Уравнение
Менделеева-Клапейрона.
16. Что означает понятие «валентность»? Приведите примеры по составлению
молекулярных и графических формул оксидов, кислот, оснований, солей.
Задачи для самостоятельного решения:
[6] Стр.11-27; №№ 28, 31, 53-57, 60, 63, 68, 81, 84, 90, 99-102, 110, 111, 112, 125
Тесты для самоконтроля
Тест №1. Техника безопасности. Правила работы в лаборатории.
1. Гигроскопичные вещества нужно хранить
а) в склянках, закрытых корковыми б) в склянках с притертыми
пробками
пробками
в) в склянках, закрытых
г) в склянках из темного стекла
пластмассовыми пробками
2. С какими веществами опыты нужно проводить вдали от огня?
А) ядовитыми
в) неприятно пахнущими
б) легко воспламеняющимися
г) огнеопасными
3. С какими веществами следует работать в вытяжном шкафу?
А) галогены
б) фосфорный ангидрид
в) сероводород
г) щелочные металлы
4. При разбавлении конц.серной кислоты
а) вливать воду в кислоту
б) вливать кислоту в воду маленькими
маленькими порциями
порциями
в) работать вдали от огня
г) использовать толстостенную посуду
5. При ожогах кожи концентрированными кислотами
а) обмыть спиртом, затем
б) наложить повязку, смоченную 2%
глицерином
раствором сульфата меди
г) выпить стакан 2% раствора в) промывать сильной струей воды 3-5
питьевой соды
мин., затем – 3% раствором соды
6. При термических ожогах
а) обмыть кожу большим
а) наложить повязку, смоченную
количеством воды
раствором KМnO4, затем–мазь от ожогов
б) обмыть спиртом и смазать
г) выпить стакан молока
глицерином или вазелином
10
Тест №2. Основные понятия и законы химии
1. Относительная плотность неизвестного газа по водороду равна 8.
Молярная масса этого газа (г/моль) составит:
а) 4,0
б) 8,0
в) 24,0
г) 16,0
2. Объем аммиака при температуре 100°С и давлении 200 кПа составляет 62
л. Масса аммиака (г) равна:
а) 78,5
б) 57,0
в) 39,3
г) 0,68
3. 10,8 г алюминия сплавили с 22,4 г серы. Количество вещества
образовавшегося сульфида алюминия будет равно:
а) 0,2
б) 0,3
в) 0,4
г) 0,02
4. Объем образца аммиака при н. у. равен 5,6 л. Масса (г) аммиака равна:
а) 22,44
б) 17,0
в) 5,6
г) 4,25
5. Кислород объемом 67,2 л (н.у.) полностью прореагировал с кальцием.
Количество (моль) полученного оксида кальция составит:
а) 2
б) 3
в) 6
г) 1
6. Газовая смесь состоит из 2 л водорода при давлении 700 мм рт. ст. и 5 л
метана при 840 мм рт. ст. Объем смеси равен сумме объемов взятых газов.
Парциальные давления газов в смеси (мм рт. ст.) составят:
а) 200; 600
б) 60; 20
в) 600; 200
г) 20; 60
Занятие № 2 ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА. ТЕРМОХИМИЯ
Содержание темы
Термодинамика как наука. Основные понятия термодинамики: система,
фаза, параметры состояния, уравнение состояния, функции состояния.
Внутренняя энергия системы. Первое начало термодинамики. Превращения
энергии и работы в изохорно-изотермических
и изобарно-изотермических
процессах. Энергетические характеристики химических реакций. Экзо- и
эндотермические реакции.
11
Энтальпия. Энтальпия образования вещества. Стандартные состояния
веществ и термодинамических функций. Термохимические уравнения. Закон
Лавуазье-Лапласа. Закон Гесса и следствия из него. Расчеты тепловых эффектов
химических реакций. Принцип Бертло-Томпсона.
Второе начало термодинамики. Понятие энтропии. Уравнение Больцмана.
Факторы, влияющие на энтропию. Изменение энтропии при фазовых и
химических превращениях. Третье начало термодинамики.
Свободная энергия Гиббса. Критерий самопроизвольного протекания
процессов.
Направление
самопроизвольного
протекания
процессов
в
изолированных и изобарно-изотермических системах (роль энтальпийного и
энтропийного факторов, роль температуры).
Контрольные вопросы и задания для самоподготовки
1. Какие вопросы решает химическая термодинамика?
2. Что называется термодинамической системой? Как классифицируются
системы? Приведите примеры различных систем. Что такое «фаза»?
3. Что такое параметры состояния? Какие термодинамические процессы
называются изобарными, изохорными, изотермическими?
4. Какие величины называются термодинамическими функциями состояния?
5. Что называется внутренней энергией системы?
Сформулируйте I начало
термодинамики.
6. Что называется тепловым эффектом процесса? Приведите основные свойства
величин, входящих в I закон термодинамики.
7. Что называется энтальпией? Что является мерой ее изменения?
8. Сформулируйте закон Гесса и следствия из него.
9. Какие процессы могут сопровождаться тепловыми эффектами? Какие
химические реакции называются экзо-, эндотермическими? Приведите примеры.
12
10. Какие из приведенных веществ более устойчивы и почему: CH4, C2H4, C6H6?
(ΔНобр(СН4) = –75 кДж/моль; ΔНобр(С2Н4) = +52 кДж/моль; ΔНобр(С6Н6) = +83
кДж/моль)
11. Что называется стандартной
теплотой (энтальпией) образования? Какие
свойства можно охарактеризовать, зная эту величину? Какие условия принято
называть стандартными?
12. Понятие энтропии. Второе начало термодинамики.
13. Как меняется энтропия при различных процессах?
14. Энтропийный и энтальпийный факторы процессов. Энергия Гиббса.
15. Каково условие самопроизвольного протекания процессов?
16. В каких единицах измеряются внутренняя энергия, энтальпия, энтропия,
энергия Гиббса?
Задачи для самостоятельного решения
[6] Стр.66 -79; №№ 283, 285, 286, 288, 293, 303, 308, 309, 311, 315.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Опыт 1. Определение изменения энтальпии реакции нейтрализации
Для
проведения
эксперимента
необходимо
взять
(по
указанию
преподавателя) один из растворов сильной кислоты (HCl, H2SO4, HNO3) и один
из растворов щелочи (NaOH, KOH) заданных концентраций и заданных объемов.
Составьте уравнение реакции между указанными веществами в молекулярном и
ионном виде.
Опыт проводят в калориметрической установке, упрощенная схема
которой показана на рисунке 1. Установка состоит из двух алюминиевых стаканов,
вставленных один в другой и изолированных друг от друга корковыми или
резиновыми прокладками для уменьшения потерь тепла. Во внутренний стакан
калориметра помещается стеклянный химический стакан, в котором проводится
опыт.
13
Рисунок 1. Схема калориметрической установки
Взвесьте калориметрический стеклянный стакан. Измерьте его диаметр и
высоту с точностью до 1 мм. При помощи мерных цилиндров точно отмерьте
равные объемы (20-30 мл, объем указывает преподаватель) растворов кислоты и
щелочи равных концентраций; при этом необходимо пользоваться разными
цилиндрами, маркированными соответственно буквами «К» и «Щ».
В стеклянный стакан калориметра, предварительно вытащив его из
калориметрической установки, аккуратно, без потерь, внесите отмеренный объем
раствора
щелочи.
калориметрическую
Стакан
с
установку.
раствором
Измерьте
щелочи
вновь
температуру
поместите
раствора
в
щелочи,
находящегося в стеклянном стакане калориметра при помощи ртутного
термометра с точностью до 0,1оС.
Не вынимая термометр из калориметрической установки, быстро и без
потерь влейте весь раствор кислоты в стеклянный химический стакан. При
помощи термометра аккуратно перемешайте раствор и отметьте максимальную
температуру.
После этого вытащите стеклянный стакан из калориметрической установки
и измерьте высоту столба жидкости в нем. С помощью ареометра измерьте
плотность полученного раствора.
Результаты опыта внесите в таблицу.
14
высота столба
жидкости
после опыта,
см
высота, см
диаметр, см
масса, г
, г/см3
раствора
Tнач,С
(tщелочи)
Tмакс.,С
Стакан
tЩелочи,С до
начала опыта
V, мл
СМ, моль/л
Щелочь
tКислоты,С до
начала опыта
V, мл
СМ, моль/л
Кислота
На основании полученных данных рассчитайте изменение энтальпии
реакции нейтрализации.
Пояснения к расчетам:
1. Вычисление теплоты, выделившейся в ходе опыта, проводится по формуле:
Q = (mр-раСр-ра + mстеклаСстекла)t (Дж),
где t = tмакс. – tнач;
Ср-ра – удельная теплоемкость раствора
(примерно равна
теплоемкости воды 4,184 Дж/г ·К);
Сстекла – удельная теплоемкость стекла (Сстекла = 0,753 Дж/г ·К);
mр-ра – масса раствора после проведения реакции;
mстекла – масса стакана, контактирующая с раствором.
Массу раствора можно определить, суммируя массы растворов кислоты и
щелочи. Массу раствора кислоты (или щелочи) определим через его плотность и
объем. Массу стакана, занятого раствором, можно оценить по пропорции,
предварительно вычислив его общую площадь и площадь, занятую раствором.
2. Зная концентрации и объемы исходных растворов, вычислить количества 
кислоты и щелочи, взятые для проведения реакции. По найденной величине
сделать пересчет выделившегося количества тепла на 1 моль Н+ (ОН–).
3. Рассчитать
теоретическое
значение
изменения
энтальпии
реакции
нейтрализации по табличным данным: Нобр.о(Н+) = 0, Нобр.о(ОН–) = –230,19,
Нобр.о(Н2О(ж)) = –285,83 кДж/моль).
4. Определить (в %) абсолютную ошибку опыта.
15
• Почему реакция нейтрализации сопровождается выделением тепла? Почему
тепловой эффект реакции нейтрализации сильного основания сильной кислотой
не зависит от природы кислоты и основания? Относится ли то же самое к слабым
кислотам и основаниям и почему?
Опыт 2. Определение вероятности протекания реакции
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций растворения
сульфидов марганца, меди, железа (II) и цинка в разбавленной серной кислоте.
Выполнив необходимые расчеты, используя данные таблицы 1, определите,
растворение каких сульфидов термодинамически вероятно, а каких – нет.
Таблица 1
Вещество
 f Gо, кДж/моль
Fe2+ (р-р)
– 78,96
FeS
– 100,8
Cu2+ (р-р)
+ 65,56
CuS
– 53,6
Zn2+ (р-р)
– 147,26
ZnS
– 200,7
Mn2+ (р-р)
–227,6
MnS
– 219,36
H2O (ж.)
–237,23
H2S
– 33,50
Вещество
 f Gо, кДж/моль
Пользуясь растворами солей марганца, железа, меди и цинка и раствором
сульфида натрия, осадите в четырех пробирках указанные сульфиды, осадки
промойте дистиллированной водой методом декантации, а затем добавьте к
каждому из осадков 2-3 мл разбавленного раствора серной кислоты. Что
происходит? Сравните данные опыта с результатами расчета.
Опыт 3. Выбор направления протекания реакции
Между ионами Э3+ и S2– в водном растворе возможны следующие
взаимодействия:
- обменное взаимодействие;
- взаимно усиливающийся гидролиз;
16
- окислительно-восстановительная реакция, если степень окисления (+3) у
элемента не слишком устойчива и может понижаться до (+2):
2Э3+ + 3S2–  Э2S3,
2Э3+ + 3S2– + 6Н2О  2Э(ОН)3 + 3Н2S,
2Э3+ + 3S2–  2ЭS + S.
Пользуясь данными таблицы 2, выполните необходимые расчеты и
выясните, какой из этих вариантов протекания реакций наиболее вероятен с
термодинамической точки зрения при взаимодействии раствора сульфида натрия
с солями трехзарядных катионов железа, алюминия, хрома и висмута.
Таблица 2
Вещество
 f Gо, кДж/моль
Fe3+ (р-р)
– 10,53
FeS
– 100,8
Al3+ (р-р)
– 490,5
Bi2S3
– 152,9
Cr3+ (р-р)
– 223,2
Al2S3
– 492,5
Bi3+ (р-р)
+ 91,9
Fe(OH)3
– 699,6
S2– (р-р)
+ 85,40
Cr(OH)3
– 849,0
H2S
– 33,50
Bi(OH)3
– 580,3
H2O (ж.)
– 237,23
Al(OH)3
– 1157,0
H2O (г.)
– 228,61
Вещество
 f Gо, кДж/моль
По каким внешним признакам в каждом конкретном случае можно
определить, какое именно взаимодействие осуществилось?
В три пробирки налейте по 1-2 мл растворов указанных солей и добавьте по
1 мл раствора сульфида натрия. Что наблюдается в каждом случае?
Совпадает ли прогноз с результатами опыта?
17
Занятие №3 ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. КАТАЛИЗ. РАВНОВЕСИЕ
Содержание темы
Предмет химической кинетики. Скорость химических реакций (на микро- и
макроуровне; скорость в гомо- и гетерогенных системах; истинное (мгновенное) и
среднее значение скорости). Факторы, влияющие на скорость химической
реакции. Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ, от
площади контакта фаз.
Зависимость скорости химических реакций от концентрации реагирующих
веществ. Закон действия масс. Константа скорости. Кинетическое уравнение
реакции. Порядок реакции. Понятие о механизмах химической реакции.
Молекулярность реакции. Параллельные, последовательные, сопряженные и
цепные реакции.
Температурная зависимость скорости химической реакции. Правило ВантГоффа. Температурный коэффициент скорости реакции. Понятие об активных
молекулах. Энергия активации. Распределение Максвелла-Больцмана. Уравнение
Аррениуса. Понятие об активном комплексе. Энергетические диаграммы.
Катализ (гомогенный, гетерогенный, автокатализ). Понятие об ингибиторах,
инициаторах, промоторах. Природа влияния катализатора на скорость химических
реакций. Энергетические диаграммы каталитических процессов.
Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие (истинное и
ложное). Константа равновесия, способы ее выражения. Связь константы
равновесия со стандартным изменением энергии Гиббса. Кинетический и
термодинамический подходы к описанию химического равновесия. Смещение
равновесия при изменении условий. Принцип Ле Шателье, его обоснование и
применение.
Контрольные вопросы и задания для самоподготовки
1. Что такое скорость химической реакции? От каких факторов она зависит?
18
2. Как влияет концентрация реагирующих веществ на скорость химической
реакции? Напишите математическое выражение закона действующих масс. Что
показывает константа скорости реакции?
3. Как зависит скорость химической реакции от природы реагирующих веществ?
4. Влияет ли температура на скорость реакции? Математическое выражение
правила Вант-Гоффа. Что такое температурный коэффициент Вант-Гоффа?
5. Что такое энергия активации, активные молекулы, активный комплекс? Что
такое энергетическая диаграмма. Примеры.
6. Что называется катализом? В чем суть катализа? Что такое катализатор?
Гомогенный и гетерогенный катализ. Ингибиторы.
7. Необратимые и обратимые реакции. Привести примеры.
8. Что называют химическим равновесием? Почему химическое равновесие
является динамическим?
9. Что такое константа равновесия? От чего зависит константа равновесия и что
она характеризует?
10. Что называется смещением или сдвигом химического равновесия?
11. Сформулируйте принцип Ле-Шателье. Как влияет изменение температуры на
смещение химического равновесия? Как влияет изменение
концентрации на
смещение равновесия? Как влияет изменение давления на состояние равновесия?
Задачи для самостоятельного решения
[6] Стр.79 - 94; №№ 326, 329, 330, 332, 335, 336, 352, 363, 364, 373, 374, 379.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Оп. 1.Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
Зависимость скорости реакции от концентрации можно исследовать на
примере реакции тиосульфата натрия с серной кислотой:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2 + S.
19
Появление мелкокристаллической серы вызывает
опалесценцию (помутнение) раствора. По этому признаку
можно
косвенно судить о
скорости протекающей
реакции.
В
три
большие
пронумерованные
пробирки
налейте по 5 мл 0,25 М раствора H2SO4, а в три другие
пронумерованные пробирки налейте 0,5 М раствор
Na2S2O3: в первую пробирку - 5 мл раствора Na2S2O3,
во вторую - 10 мл, в третью - 15 мл. При этом
необходимо
пользоваться
разными
цилиндрами,
Рисунок 2 Порядок сливания
реагентов (для
быстрого и лучшего
перемешивания)
маркированными соответственно буквой «К» для кислоты и буквой «Т» для
тиосульфата. Затем к содержимому первой пробирки добавьте 10 мл воды,
второй пробирки - 5 мл воды, в третью пробирку воду добавлять не нужно.
Быстро прилейте к кислоте подготовленный раствор тиосульфата, как
показано на рисунке 2, и энергично перемешайте. По секундомеру определите
время (, сек) с момента добавления раствор тиосульфата до начала появления
слабой опалесценции.
Рассчитайте концентрации растворов тиосульфата натрия, использованных
в опыте, и условную скорость реакции, как v = 1/.
№ опыта
Данные опыта и результаты расчетов внесите в таблицу:
1
2
3
объем растворов, мл
Na2S2O3
H2SO4
H2 O
5
10
15
5
5
5
10
5
-
концентрация
раствора
Na2S2O3, моль/л
время до начала
помутнения
раствора , сек
скорость
реакции
v=1/, сек-1
Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации
тиосульфата натрия. При построении графика следует использовать четыре точки.
(Четвертая точка должна соответствовать нулевой концентрации этого вещества).
20
Как с точки зрения закона действия масс должен выглядеть данный график
(кривая, прямая, ломаная линия или др.)? График по своим экспериментальным
точкам постройте с учетом этих теоретических представлений.
Сделайте вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на скорость
химической реакции.
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
Для опыта возьмите растворы тиосульфата натрия и серной кислоты тех же
концентраций, что и в опыте 1. Налейте в три нумерованные пробирки по 5 мл
раствора Na2S2O3, а в другие три - по 5 мл раствора H2SO4. Сгруппируйте
пробирки в три пары (кислота - тиосульфат). Первую пару поместите в стакан с
водой, имеющей комнатную температуру, и выдержите минуты 3-5 для
выравнивания
температуры
(температуру
контролировать
термометром,
погруженным в стакан с водой). После этого растворы слейте и зафиксируйте
время (, сек) до появления опалесценции. Вторую пару пробирок прогрейте в
стакане с теплой водой до температуры, примерно на 10С превышающей
комнатную, и повторите опыт. Последнюю пару пробирок поместите в стакан со
льдом и охладите до температуры примерно на 10С ниже комнатной и вновь
определите время до появления мути.
№ опыта
Данные опыта внесите в таблицу:
1.
2.
3.
объем растворов, мл
Na2S2O3
H2SO4
5
5
5
5
5
5
температура t, С
время до начала
помутнения
раствора , сек
скорость
реакции
v=1/, сек-1
Выполните необходимые расчеты и постройте график в координатах "v=1/"
от "t"(C). Можно ли что-либо определенное сказать относительно скорости
21
данной реакции при 0C? Можно ли эту точку использовать для построения
графика?
Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции. Сделайте
вывод о зависимости скорости реакции от температуры, о количественном
соответствии этой зависимости правилу Вант-Гоффа. Объясните полученный
результат.
Используя правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса, установите
взаимосвязь между энергией активации и температурным коэффициентом
скорости реакции. Рассчитайте Eакт. проведенной реакции и прокомментируйте
полученный результат.
Опыт 3. Катализ
Каталитическое разложение пероксида водорода
Проследите влияние различных катализаторов на скорость реакции
разложения пероксида водорода
2H2O2  2H2O + O2.
Налейте в две пробирки по 1 мл раствора индиго. В первую добавьте
немного оксида марганца (IV) MnO2, во вторую - столько же оксида свинца (IV)
РbО2. В обе пробирки прилейте по 3 мл 3-5%-ного раствора перекиси водорода. В
обеих пробирках происходит разложение перекиси водорода, при этом кислород,
являющийся в момент выделения атомарным, обесцвечивает индиго.
В какой из пробирок обесцвечивание
проходит быстрее? Какой из
катализаторов эффективнее влияет на скорость разложения пероксида водорода?
Какой тип катализа изучили?
В чем сущность влияния катализаторов на скорость химических реакций?
Опыт 4. Влияние площади соприкосновения реагирующих веществ на
скорость гетерогенной химической реакции
В две пробирки налейте по 3-5 мл раствора разбавленной соляной кислоты
и внесите в них одновременно одинаковые навески мрамора (кусочком и
порошком) примерно по 0,5 г. Отметьте время, которое требуется для полного
22
растворения мрамора в каждом случае. Сделайте вывод о влиянии площади
поверхности контакта реагирующих веществ на скорость химической реакции.
Напишите уравнение реакции.
Как, не меняя температуру, можно увеличить скорость реакции в пробирке с
порошком мрамора?
Опыт 5. Способы смещения химического равновесия
5.1 Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие
Для этого опыта удобно использовать следующую обратимую реакцию:
FeCl3 + 3 KCNS  Fe(CNS)3 + 3KCl
–
3+
–
(3-x-y)+
точнее: [Fe(H2O)6] + xSCN + yCl  [Fe(H2O)6-x-y(SCN)xCly ]
В
этой
системе
+(3-x-y)
[Fe(H2O)6-x-y(SCN)xCly ]
только
роданид
железа
+ (x + y)H2O.
Fe(CNS)3
(точнее,
) имеет интенсивную красную окраску, роданид калия
и хлорид калия бесцветны, а хлорид железа (III) в разбавленном растворе имеет
слабо желтую окраску. Поэтому по интенсивности красного окрашивания
раствора можно делать вывод о концентрации роданида железа и, следовательно,
о положении равновесия в данной системе.
В пробирку с 2-3 мл разбавленного раствора хлорида железа (III) прилейте
немного раствора роданида аммония до приобретения раствором слабо красного
окрашивания. Если получился интенсивно окрашенный раствор, разбавьте его
дистиллированной водой. Полученный раствор разделите на четыре части. Одну
оставьте для сравнения, во вторую долейте равный объем раствора хлорида
железа, в третью - равный объем раствора роданида калия, в четвертую добавьте
1-2 стеклянные ложечки кристаллического хлорида калия. Что наблюдается в
каждом случае?
На основании принципа Ле Шателье объясните наблюдаемые явления. Как
оказанные воздействия влияют на скорость прямой и обратной реакций?
Составьте выражение для константы равновесия данной реакции и с помощью его
обоснуйте смещение равновесия.
23
В каком из первых двух случаев сильнее меняется интенсивность окраски
раствора и почему? Нарушится ли равновесие в системе (как и почему?) при
разбавлении раствора, например, вдвое.
5.2 Влияние температуры на химическое равновесие
Вам предлагается закрытая (или изолированная? - пояснить) система,
содержащая газовую смесь оксида азота (IV) NO2 и его димера - N2O4 (рис.3). В
системе имеет место химическое равновесие:
NO2  N2O4, Н = –54 кДж.
Рисунок 3 - Сосуд с газовой смесью оксида азота (IV) и его димера
О
соотношении
концентраций
газов,
следовательно,
о
положении
равновесия реакции, можно судить по окраске: NO2 имеет темно-бурый цвет, а
N2O4 практически бесцветен.
На основании анализа уравнения реакции сделайте вывод о том, в какую
сторону сместится химическое равновесие при нагревании (или охлаждении)
системы. Как это отразится на окраске газовой смеси?
Одну из колб прибора опустите в стакан с горячей водой, а вторую - в
стакан с охлажденной. Объясните наблюдаемые явления. Выньте сосуды из
стаканов. Что происходит?
Как изменяются скорости обеих реакций при нагревании? Какая из них
имеет больший температурный коэффициент скорости? Ответ обоснуйте.
(Опыт выполняется демонстрационно).
24
Занятие №4 Семинар
СТРОЕНИЕ АТОМА И ХИМИЧЕЧСКАЯ СВЯЗЬ
Содержание темы
Строение атома. Периодический закон Д.И.Менделеева
Ранние модели строения атома (модель атома по Томсону, модель атома по
Резерфорду). Строение атома водорода по Бору. Постулаты Бора. Достоинства и
недостатки модели Бора.
Современные
представления
о
поведении
электрона
в
атоме.
Корпускулярно-волновой дуализм микрочастиц, уравнение де Бройля. Принцип
неопределенности Гейзенберга. Квантовая (волновая) механика как особый
аппарат описания поведения микрочастиц. Уравнение Шредингера для атома
водорода. Физический смысл волновой функции. Квантовые числа. Радиальное
распределение электронной плотности в атоме. Атомная орбиталь (АО). Вид s-,p-,
d-, f-атомных орбиталей. Энергетические уровни электрона в одноэлектронном
атоме.
Поведение электронов в многоэлектронных атомах. Межэлектронное
отталкивание. Одноэлектронное приближение. Эффекты экранирования и
проникновения электронов к ядру. Порядок заполнения АО электронами:
принцип Паули, правила Хунда и Клечковского.
Периодичность строения электронных оболочек. Периодический закон и
периодическая система элементов в свете теории строения атомов и их
электронных оболочек. Структура периодической системы.
Радиусы атомов, потенциалы ионизации, энергия сродства к электрону,
электрооотрицательность и относительная электрооотрицательность атомов.
Закономерности изменения радиусов атомов, потенциалов ионизации, энергии
сродства к электрону, электроотрицательности в периодах и подгруппах
периодической системы. Вторичная периодичность и ее проявление в свойствах
элементов IV и VI периодов. Эффект инертной электронной пары и его
проявление в свойствах элементов VI периода.
25
Теории химической связи
Взаимодействие атомов. Причины образования химической связи. Природа
химической связи. Ковалентный метод описания химической связи. Полярная и
неполярная ковалентная связь. Обменный и донорно-акцепторный механизмы
образования ковалентной связи.
Основные положения метода валентных связей (МВС). Симметричная и
антисимметричная волновая функция молекулы водорода. Зависимость энергии
взаимодействия между атомами водорода от расстояния. Типы ковалентных
связей (-, - и -связи). Геометрическая форма молекул в рамках теории
гибридизации АО и теории отталкивания электронных пар (Гиллеспи). Основные
характеристики
ковалентной
связи:
энергия,
длина,
валентный
угол,
направленность, насыщаемость, кратность связи.
Ковалентная связь в многоатомных молекулах. Донорно-акцепторное
взаимодействие. Локализованная и делокализованная связь. Резонанс валентных
схем. Электронно-дефицитные и электронно-избыточные молекулы.
Основные положения метода молекулярных орбиталей (ММО ЛКАО).
Перекрывание
несвязывающая
атомных
орбиталей.
молекулярные
Связывающая,
орбитали.
Порядок
разрыхляющая
связи.
и
Образование
двухатомных гомо- и гетероядерных молекул и ионов по ММО и их свойства.
Достоинства и недостатки МВС и ММО. Химическая связь в частицах Н2, Н2+ и
Н2– с позиций ММО и МВС.
Ионный метод описания химической связи. Свойства ионной связи:
энергия, длина, ненасыщаемость, ненаправленность. Ионная кристаллическая
решетка, координационное число и форма окружения ионов. Понятие о влиянии
соотношения радиусов ионов и анионов на координационное число и форму
окружения. Энергия кристаллической решетки.
Взаимная поляризация ионов. Постоянный диполь как мера полярности
связи. Понятие о поляризации ионов и молекул. Влияние поляризации на свойства
веществ.
26
Межмолекулярное взаимодействие. Силы Ван-дер-Ваальса (дисперсионное,
индукционное и ориентационное взаимодействия). Водородная связь.
Контрольные вопросы и задания для самоподготовки
1. Приведите основные характеристики частиц, составляющих атом.
2. Сформулируйте принцип неопределенности Гейзенберга.
3. Что характеризует главное квантовое число? Какие значения оно может
принимать?
4. Какие значения может принимать орбитальное квантовое число, что оно
характеризует?
5. Что характеризуют магнитное и спиновое квантовые числа? Какие значения
они принимают?
6.
С помощью какого правила
(правил)
можно доказать, что 4s орбиталь
заполняется перед 4p орбиталью, а 3d перед 4s?
7. В соответствии с каким правилом электрон располагается в пределах
электронного подуровня так, чтобы его суммарный спин был максимальным?
8. Назовите самый активный металл и самый активный неметалл в таблице Д.И.
Менделеева. Ответ поясните.
9. Почему химические элементы делят на подгруппы в рамках одной группы?
10. Как меняется энергия ионизации в пределах одного периода при увеличении
порядкового номера?
11. Какие типы химических связей существуют?
12. Какая величина позволяет определить тип внутримолекулярной связи в
молекуле?
13. Что такое «гибридизация орбиталей»? Как она влияет на пространственную
форму молекул?
14. Чем объяснить, что в ряду H2S – H2Se – H2Te температуры плавления веществ
увеличиваются с увеличением порядкового номера элемента,
аномально высокое значение температуры плавления?
27
а
H 2O
имеет
15. Перечислите основные положения МВС.
16. Каковы основные положения ММО?
Задачи для самостоятельного решения
[6] Стр.37-43, №№ 178, 182, 183, 185-188, 190;
Стр.49-65, №№ 229,231, 235, 236, 241, 242, 244, 261,263, 268, 277, 279, 282
МОДУЛЬ 2 «РАСТВОРЫ»
Комплексные цели:
Студент должен знать:
• типы дисперсных систем и приводить их примеры;
•
понятия: насыщенный,
ненасыщенный,
пересыщенный раствор,
растворимость, произведение растворимости;
• основные способы выражения концентрации растворов;
• понятия: электролиты, неэлектролиты, сильные и слабые электролиты, степень
диссоциации, константа диссоциации, водородный показатель, гидролиз солей;
• условия осаждения и растворения осадков;
•
понятия: окисление,
восстановление,
окислитель,
восстановитель,
полуреакции окисления-восстановления;
• типы окислительно-восстановительных реакций;
• типичные окислители и восстановители;
• понятия: электродный потенциал (окислительно-восстановительный),
гальванический элемент, электролиз;
• уравнение Нернста;
Студент должен уметь:
• объяснять тепловые эффекты процессов растворения;
• проводить расчеты по растворимости веществ;
• проводить расчеты, связанные с приготовлением растворов и с переходом от
одного способа выражения концентрации раствора к другому.
• рассчитывать концентрации ионов и рН растворов сильных и слабых кислот и
оснований;
• проводить расчеты по уравнениям реакций при взаимодействии веществ в
растворах;
• записывать уравнения ионообменных реакций в молекулярном и ионном виде,
определять направление их протекания;
• иллюстрировать примерами различные типы гидролиза солей, записывать их
молекулярные и ионные уравнения, объяснять направления смещения равновесия
реакций гидролиза при изменении условий их проведения;
28
• рассчитывать концентрацию ионов в насыщенных растворах из данных по
растворимости ПР и наоборот.
• определять степени окисления элементов в соединениях;
• определять окислитель и восстановитель в окислительно-восстановительных
реакциях;
• расставлять стехиометрические коэффициенты в уравнениях окислительновосстановительных реакций методами электронного баланса и полуреакций;
• определять термодинамическую возможность или невозможность протекания
окислительно-восстановительной реакции исходя из стандартных электродных
потенциалов;
• объяснять механизмы возникновения электродных потенциалов на границе
металл-раствор, рассчитывать их значения по уравнению Нернста;
•
объяснять принцип действия гальванических элементов, вычислять
электродвижущую силу;
• записывать схемы и уравнения процессов электролиза, приводить примеры
получения и очистки веществ этим способом;
• вычислять константы равновесия окислительно-восстановительных реакций по
значениям электрохимических потенциалов.
Занятие № 5
РАСТВОРЫ. ПРОЦЕССЫ РАСТВОРЕНИЯ. РАСТВОРИМОСТЬ
Содержание темы
Понятие
о
дисперсных
системах.
Истинные
растворы.
Понятия
«растворитель», «растворенное вещество», «растворимость». Разбавленные и
концентрированные; насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы.
Растворение как физико-химический процесс. Причины и механизм
образования
растворов.
Энергетика
процесса
растворения.
Сольватация,
гидратация, энергия гидратации. Кристаллогидраты.
Растворимость в воде
твердых, жидких и
газообразных
веществ.
Зависимость растворимости от природы растворяемого вещества и растворителя,
от внешних условий (температуры, давления (закон Генри), присутствия
«посторонних» веществ). Кривые растворимости.
29
Способы выражения количественного состава растворов (массовая доля,
процентная концентрация, молярность, нормальность, моляльность, мольная
доля, коэффициент растворимости).
Коллигативные свойства растворов. Давление пара над растворами, его
зависимость от температуры. Замерзание и кипение растворов. Закон Рауля и
следствия из него. Явление осмоса, закон Вант-Гоффа для осмотического
давления. Применение законов Рауля и Вант-Гоффа к растворам электролитов и
неэлектролитов. Границы их применимости. Изотонический коэффициент.
Контрольные вопросы и задания для самоподготовки
1. Понятие о дисперсных системах. Растворы и способы их классификации.
2. Какие процессы протекают при растворении веществ в воде? Какие явления
сопровождают процесс растворения.
3. В чем суть физической теории растворов? В чем суть химической (гидратной)
теории растворов?
4. Сольватация, гидратация. Кристаллогидраты.
5. Что называют растворимостью веществ? Что показывает коэффициент
растворимости? Какие растворы называются насыщенными, ненасыщенными,
пересыщенными? Как делятся вещества по растворимости?
6. Как зависит растворимость от
растворителя;
от
температуры
и
природы растворяемого вещества и
давления.
Что
показывают
кривые
растворимости?
7. Что такое разбавленный раствор? Концентрированный раствор?
8. Что означают следующие способы выражения состава растворов (массовая
доля, процентная концентрация, молярность, моляльность). Приведите формулы,
по которым можно рассчитать указанные концентрации.
Задачи для самостоятельного решения
[6] Стр.95-110, №№ 392,394,396, 398, 399, 402, 408, 413, 414, 418, 421, 425, 426
[6] Стр. 105-110, 463, 474, 479, 482, 484, 485.
30
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Опыт 1. Тепловые эффекты, вызываемые растворением солей
По данным таблицы 3 постройте кривые растворимости для систем:
нитрат аммония – вода; сульфат натрия - вода. Проанализируйте графики и
сделайте
выводы
об
устойчивости
гидратов,
предскажите
знаки
и
относительные значения тепловых эффектов (Н) растворения NH4NO3, Na2SO4,
Na2SO4·10H2O.
Налейте в пробирку 3-4 мл воды, измерьте ее температуру и добавьте
2 стеклянные ложечки нитрата аммония. Опустите термометр на дно раствора и
по изменению температуры определите знак Нраст. соли. Аналогичные опыты
повторите с безводным сульфатом натрия Na2SO4 и Na2SO4·10H2O.
Чем объясняется изменение энтальпии при образовании раствора?
Объясните различие в тепловых эффектах растворения безводного сульфата
натрия и его кристаллогидрата. Почему процесс растворения кристаллогидратов
чаще всего сопровождается поглощением тепла?
Опыт 2. Влияние температуры на растворимость солей
2.1 Алюмокалиевые квасцы. В пробирку с 3 мл воды поместите 2 г
алюмокалиевых квасцов KAl(SO4)2 ·12H2O. Растворяются ли квасцы в этом
объеме воды при комнатной температуре (сделайте расчет по табличным
данным)? Если нет, то нагрейте содержимое пробирки почти до кипения. Что
наблюдается? Дайте раствору остыть. Что происходит при этом?
2.2 Хлорид натрия
Выполните точно такой же опыт с хлоридом натрия. Но в этом случае
горячий прозрачный раствор нужно перелить в другую сухую, заранее прогретую
пробирку. Что наблюдается при охлаждении раствора? По данным, приведенным
в таблице, выполните необходимые расчеты и обоснуйте результаты наблюдений.
Почему во втором опыте горячий раствор переливается в новую пробирку?
2.3 Ацетат кальция (Опыт выполняется демонстрационно).
31
В сухую пробирку налейте 2-3 мл насыщенного раствора ацетата кальция и
нагрейте его, не доводя до кипения. Что наблюдается?
Охладите пробирку сначала на воздухе, а затем под струей холодной воды.
Чего следует ожидать? До каких пор следует охлаждать раствор?
Пользуясь таблицей 4, постройте кривые растворимости изученных солей
в координатах "растворимость - температура". Считая, что Нраст. и Sраст. не
зависят от температуры, сделайте выводы о роли энтальпийного и
энтропийного факторов в процессах растворения данных солей. Сравните знаки
и абсолютные значения Нраст. и Sраст. изученных солей. В каком случае
изменение температуры должно сильней влиять на Gраст.?
Таблица 4 - Растворимость некоторых солей в 100 г воды в пересчете на
безводную соль
Количество безводной соли, г
t,
о
С
Ca(CН3СОО)2
KAl(SO4)2
NaCl
NH4NO3
Na2SO4
KAl(SO4)2
NaCl
NH4NO3
Na2SO4·10H2O
Na2SO4
Ca(CН3СОО)2· 2H2O
118,3
5,0
-
37,4
9,0
-
36,0
·12H2O
0
3,0
35,7
10
4,0
35,8
20
5,9
36,04
192,0
19,4
-
34,7
30
8,4
36,3
241,8
40,8
-
33,8
32,38
-
-
-
49,7
-
-
40
11,7
36,6
297,0
-
48,8
33,2
50
17,0
37,0
344,0
-
46,7
32,8
60
24,8
37,3
421,0
-
45,3
32,7
70
40,0
37,8
499,0
-
44,1
33,0
80
71,0
38,4
580,0
-
43,7
33,5
90
109,0
39,0
740,0
-
42,9
-
100
-
39,8
841,0
-
42,5
-
32
Опыт 3. Влияние «третьего» вещества на растворимость солей
В две сухие пробирки налейте свежеприготовленный насыщенный раствор
хлорида натрия и добавьте в одну из них раствор концентрированной соляной
кислоты (под тягой), а в другую – этиловый спирт.
Чем можно объяснить эффект «высаливания» в каждом случае?
Опыт 4. Приготовление пересыщенного раствора
Положите 1-2 стеклянные ложечки кристаллов Na2S2O3·5H2O в сухую
пробирку и
медленно нагрейте. Что происходит? Составьте уравнение
протекающей реакции. Закрыв пробирку ватой, дайте ей охладиться до комнатной
температуры. Что наблюдается в процессе охлаждения?
После охлаждения пробирку резко встряхните или внесите в раствор
маленький кристаллик исходного вещества. Опишите наблюдаемое явление.
Дайте термодинамическое и кинетическое объяснение процессам, которые
инициируются на последнем этапе опыта.
Занятие №6
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В
РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ
Содержание темы
Теория
электролитической
диссоциации
и
ее
экспериментальные
обоснования. Механизмы диссоциации в растворах молекулярных и ионных
веществ.
Несовпадение
понятий
«растворение»
и
«диссоциация»
для
молекулярных веществ.
Константа электролитической диссоциации. Степень электролитической
диссоциации. Факторы, влияющие на степень диссоциации слабых электролитов:
природа растворителя и растворенного вещества, температура, давление,
разбавление раствора (закон разбавления Оствальда), влияние одноименных
ионов.
33
Сильные, слабые электролиты. Уравнения диссоциации кислот, оснований,
амфотерных
гидроксидов, солей. Ступенчатая
диссоциация. Обоснование
направления диссоциации в гидроксидах типа (НО)mЭОn на основе теории
поляризации. (Зависимость кислотно-основных свойств гидроксидов от заряда
центрального атома, атомного радиуса и электронной конфигурации его внешней
оболочки).
Понятие о теории сильных электролитов: кажущаяся степень диссоциации,
активность, коэффициент активности.
Диссоциация труднорастворимых сильных электролитов. Произведение
растворимости. Условия выпадения и растворения осадков труднорастворимых
соединений.
Контрольные вопросы и задания для самоподготовки
1. Какие вещества называются электролитами? Неэлектролитами? Приведите
примеры.
2. Что называется электролитической диссоциацией? Кто и когда предложил
теорию элетролитической диссоциации? Основные положения этой теории. 3.
Каковы механизмы диссоциации веществ с разным типом связи (ионной и
ковалентной полярной)?
4. Что называется степенью электролитической диссоциации? От чего она
зависит? Какие электролиты называются сильными? Слабыми? Приведите
примеры.
5. Что такое кислоты и основания с точки зрения теории электролитической
диссоциации? Напишите уравнения диссоциации кислот, оснований и солей. 6.
Что называется ступенчатой диссоциацией? Приведите примеры.
7.
Что
такое
«амфотерные»
электролиты
с
точки
зрения
теории
электролитической диссоциации? Приведите примеры.
8. Что характеризует константа электролитической диссоциации? Закон
разбавления Оствальда. Что такое кажущаяся степень диссоциации?
34
9. Обменные реакции
в растворах электролитов. В какую сторону смещены
равновесия в растворах электролитов? Приведите примеры.
10. Что такое произведение растворимости труднорастворимых сильных
электролитов? Каковы условия растворения и выпадения осадков?
Задачи для самостоятельного решения
[6] Стр.111-118, №№ 503, 504, 505, 510, 511, 516. 518,
Стр.125-131, 559-561, 569, 576, 580-582, 584.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Опыт 1. Зависимость электропроводности растворов от силы электролитов
В предварительно промытый дистиллированной
водой небольшой стеклянный стаканчик налейте 0,1М
раствор уксусной кислоты и, осторожно опустив в
раствор два электрода, по яркости свечения лампочки
(рисунок 4) сделайте вывод о степени диссоциации
уксусной кислоты в этом растворе.
Такой же опыт повторите с дистиллированной и
водопроводной водой, раствором глицерина, 0,1М
Рисунок 4. Схема
прибора для изучения
электропроводности
растворов
растворами аммиака, соляной и азотной кислоты, гидроксидов калия и натрия,
хлорида кальция, а также с насыщенным раствором сульфата кальция. Объясните
результаты.
Составьте
уравнения
электролитической
диссоциации
всех
рассмотренных в данном опыте электролитов.
После каждого испытания выключайте прибор из сети и промывайте
стаканчик и электроды дистиллированной водой!
Слейте равные объемы растворов уксусной кислоты и аммиака в один
стаканчик и определите электропроводность полученного раствора. Объясните
полученный результат.
Всегда ли процесс растворения молекулярных и ионных веществ
сопровождается электролитической диссоциацией?
35
Опыт 2. Зависимость электропроводности раствора от концентрации
электролита (Опыт выполняется демонстрационно).
Измерьте электропроводность концентрированного раствора уксусной
кислоты и сделайте вывод о силе данного электролита. Разбавьте этот раствор
водой в соотношении примерно 2:1 (для этого кислоту долейте к заранее
отмеренному количеству воды) и вновь изучите электропроводность. После этого
раствор разбавьте вдвое и повторите измерение электропроводности. Обоснуйте
наблюдаемые явления.
Опыт 3. Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабого
электролита
Налейте в две пробирки по 2-3 мл 15%-ного раствора уксусной кислоты, в
одну из них добавить стеклянную ложечку кристаллического ацетата натрия, а
затем бросьте одновременно в обе пробирки по 1-2 гранулы цинка. Через
некоторое время, когда растворится оксидная пленка, начнется реакция между
металлом и кислотой (каким видимым признаком она сопровождается?). Как
отражается на скорости реакции добавление ацетата натрия? Объяснить это
явление.
Опыт 4. Обменные реакции в растворах электролитов
Систематизируйте реакции из предложенных реактивов так, чтобы полнее
раскрыть условия протекания обменных реакций в растворах электролитов:
разбавленные растворы CuCl2, BaCl2, FeSO4, Pb(NO3)2, Н2SO4, насыщенный
раствор CaSO4, концентрир. растворы HCl, Na2S и H2S, кристаллический CuS.
Предложите не менее 5-ти реакций, запишите их в молекулярной и ионной
форме и на основе констант диссоциации (Приложение Б) и произведений
растворимости (Приложение В) реагентов и продуктов сделайте выводы о
возможности их протекания. Проверьте свои предположения экспериментально.
36
Опыт 5. Условия образования осадков
В две пробирки налейте по 3 мл 0,005 М раствора нитрата свинца, в одну из
них добавьте 3 мл 0,05 М раствора хлорида калия, а в другую – 3 мл 0,05 М
раствора иодида калия. В какой из пробирок выпал осадок?
Объясните наблюдения, сделав необходимые расчеты.
Занятие №7
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Содержание темы
Электролитическая
диссоциация
воды.
Ионное
произведение
воды.
Водородный показатель (рН). Понятие об индикаторах.
Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза солей. Константа гидролиза,
степень гидролиза, связь между ними и факторы, от которых они зависят
(температура, концентрация, разбавление). Взаимное усиление гидролиза.
Механизмы гидролиза растворимых и труднорастворимых веществ.
Полимерные гидроксокомплексы многозарядных катионов.
Прогноз направления обменных реакций и равновесных концентраций
ионов и молекул на основе известных констант.
Контрольные вопросы и задания для самоподготовки
1. Чему равны концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в воде при
25ºС?
2. Что называется ионным произведением воды? Чему равно ионное
произведение воды при 25ºС?
3. Что называется водородным показателем (pH)? Гидроксильным показателем
(pOH)? Как их можно рассчитать? Что значит: «кислая», «нейтральная»,
«щелочная среда»?
4. Понятие об индикаторах. Какие индикаторы Вы знаете?
5. Что называется гидролизом соли? В чем суть гидролиза солей?
37
6. Какие соли подвергаются гидролизу по катиону? Примеры.
7. Какие соли подвергаются гидролизу по аниону? Как изменяется реакция
среды в растворах солей за счет гидролиза? Примеры.
8. Обратимость гидролиза. Ступенчатый гидролиз. Примеры.
9. Влияние различных факторов на степень гидролиза (разбавление раствора,
нагревание, добавление третьих веществ)?
10. Взаимное усиление гидролиза. Полный и необратимый гидролиз. Какие
соли не могут быть получены (не могут существовать) в водном растворе?
11. Приведите примеры процессов гидролиза в природе.
Задачи для самостоятельного решения
[6] Стр.120-124; 131-138; №№ 536-539, 541, 543, 585, 586, 589, 597, 598.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Опыт 1. Зависимость рН растворов от состава солей
а) Определите рН растворов следующих солей: NH4NO3, KCl, CH3COONa,
Na2CO3, AlCl3, CH3COONH4. Для этого следует окунуть чистую стеклянную
палочку в раствор соответствующей соли и смочить этим раствором бумажку,
пропитанную универсальным индикатором. Напишите уравнения гидролиза
изученных солей в молекулярной и краткой ионной форме.
Рассчитайте константу гидролиза и рН 1М растворов указанных веществ.
(При расчетах используйте данные таблиц Б и В Приложения).
Сравните экспериментальные результаты с расчетами: правильно ли
предсказана среда? Сравните полноту гидролиза солей. Почему в двух случаях рН
соответствует нейтральной среде?
б) Исследуйте растворы Na2CO3 и NaHCO3 в отдельных пробирках при
помощи универсального индикатора. Почему рН растворов этих солей имеют
различные значения? Подтвердите наблюдения расчетами.
38
2. Влияние температуры на степень гидролиза
Налейте в пробирку 4-5 мл раствора ацетата натрия и добавьте 2-3 капли
фенолфталеина. Часть полученного раствора отлейте в другую пробирку и
оставьте для сравнения, а оставшийся раствор нагрейте до кипения. Как меняется
интенсивность окраски? Охладите раствор и сравните его цвет с цветом
контрольного раствора. Дайте объяснения наблюдаемым явлениям.
3. Зависимость полноты гидролиза от концентрации раствора
а) Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида сурьмы (III) НSbCl4 и,
интенсивно перемешивая раствор, добавьте по каплям дистиллированную воду до
образования осадка во всем объеме. Напишите уравнения гидролиза, считая, что
при разбавлении раствора образуется осадок оксохлорида сурьмы SbOCl.
Объясните результат опыта.
б) Раствор с осадком разделите на три части, к одной из частей прилейте по
каплям концентрированную соляную кислоту, к другой – концентрированную
серную кислоту, к третьей – добавьте 1-2 стеклянных ложечки кристаллического
хлорида натрия. Затем в каждую пробирку вновь добавьте воду. Что в каждом
случае наблюдается и почему?
4. Смещение равновесий гидролиза за счет удаления продуктов
Налейте в пробирку около 2 мл раствора хлорида железа(III) и внесите в
него 0,5 стеклянной ложечки магниевого порошка. Результатом какой реакции
является выделяющийся газ? Как сказывается протекание этой реакции на
полноте гидролиза FeCl3? В чем это проявляется?
5. Полный, взаимно-усиливающийся гидролиз
В небольшом термостойком стакане слейте вместе по 10-15 мл растворов
соли алюминия и карбоната натрия. Каков состав выпавшего осадка и
выделяющегося
газа?
Составьте
уравнение
реакции,
протекающей
при
совместном гидролизе двух солей. Стакан прогрейте на электроплитке,
отфильтруйте осадок на воронке Бюхнера, промойте его на фильтре горячей
водой для удаления избытка Na2CO3 (как убедиться в полноте промывки осадка?).
39
Докажите опытным путем, что полученный осадок является не карбонатом
алюминия, а гидроксидом алюминия.
ЗАНЯТИЕ № 8 ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ЯВЛЕНИЯ
Содержание темы
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) и степени окисления
элементов. Типы окислительно-восстановительных реакций. Процессы окисления
и восстановления. Типичные окислители и восстановители. Полуреакции
окисления-восстановления. Методы уравнивания ОВР: метод электронного
баланса и метод электронно-ионного баланса.
Природа возникновения скачка потенциала на границе металл-раствор.
Электродные потенциалы, способы их определения. Устройство и принцип
действия гальванического элемента. Водородный электрод, его устройство и
назначение. Стандартный электродный потенциал и факторы, влияющие на его
величину. Уравнение Нернста. Концентрационные элементы.
Связь между электродвижущей силой (эдс), стандартным изменением
энергии Гиббса и константой равновесия ОВР. Прогноз направления ОВР с
помощью стандартных электрохимических потенциалов,
Электролиз расплавов. Особенности электролиза растворов. Электролиз с
разделенными
катодным
и
анодным
пространствами.
Электролиз
с
перемешиванием продуктов. Явление перенапряжения. Примеры.
Контрольные вопросы и задания для самоподготовки
1. Что такое - степень окисления? Какие процессы называются «окислением»
и
«восстановлением»?
Какие
вещества
называются
окислителями?
Восстановителями? Назовите важнейшие окислители и восстановители.
40
2. Какие вещества могут быть и окислителями, и восстановителями? Что такое
окислительно-восстановительная двойственность? Привести примеры.
3. Приведите примеры реакций межмолекулярного окисления-восстановления.
4. Приведите примеры внутримолекулярного окисления-восстановления.
5. Приведите примеры реакций диспропорционирования (самоокислениясамовосстановления).
6. Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций
методом полуреакций (электронно-ионного баланса).
7. Что такое электродный потенциал? От чего он зависит?
8. Что называют электрохимическим рядом напряжений?
9. Каково устройство стандартного водородного электрода?
10. Что называют гальваническим элементом? Какие процессы протекают на
катоде и аноде в гальваническом элементе? Как условно изобразить схему
гальванического элемента в молекулярной и ионной форме?
11. Как определить электродвижущую силу гальванического элемента?
12. Проанализируйте уравнение Нернста.
13. Какой процесс называют электролизом? Какие процессы протекают на
катоде и аноде при электролизе?
14. Чем обусловлены катодные процессы при электролизе водных растворов
солей, кислот и оснований?
15. Чем обусловлены анодные процессы при электролизе водных растворов
солей, кислот и оснований?
Задачи для самостоятельного решения:
[6] Стр.139-154, №№ 608, 612, 613, 620, 621, 624, 625, 630, 631.
[6] Cтр.156-173 №№ 650, 651, 662, 667, 685-692, 711, 713.
41
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ. ЭЛЕКТРОЛИЗ
Опыт 1. Направление протекания ОВР
В три пробирки налейте по 2-3 мл раствора соли железа (III) и по 1 мл
неполярного органического растворителя (ССl4, хлороформ).
В первую пробирку добавьте раствор KCl, во вторую – раствор KBr, в третью
– раствор KI. Перемешайте растворы. Что наблюдается? Какова роль
органического растворителя?
Объясните наблюдаемые изменения на основании значений Red/Ox
потенциалов. Напишите уравнения реакции и уравняйте их.
Опыт 2. Гальванический элемент
Из указанных преподавателем металлов и их растворов соберите
гальванический элемент, как указано на рисунке 5. Для этого два небольших
стаканчика на 3/4 наполните 1М растворами указанных солей и опустите в них
пластины соответствующих металлов, соединенных металлическим проводником.
Стаканы с растворами соедините «солевым» электролитным мостиком стеклянной трубкой, заполненной раствором хлорида калия в смеси с агар-агаром.
Отметьте по вольтметру напряжение.
Рисунок 5. Схема гальванического элемента
42
Рассчитайте ожидаемое значение ЭДС для каждого гальванического
элемента, использованного в опыте. Составьте схемы гальванических элементов,
указав катод и анод и направление движения тока в цепи.
Как изменится ЭДС гальванического элемента, если один из растворов
солей разбавить в 10 раз? Рассчитайте ЭДС для данного случая и измерьте,
разбавив соответствующий раствор в 10 раз. Вновь сравните расчетное и
экспериментальное значения. Как следует изменять концентрацию раствора в
прикатодном пространстве (в прианодном пространстве), чтобы повысить ЭДС
гальванического элемента?
Опыт 3. Электролиз водных растворов с нерастворимым анодом
а) Электролиз иодида калия
Приготовьте в отдельной пробирке 10-15 мл раствора иодида калия с
добавлением
5-6
капель
фенолфталеина
и
крахмального
клейстера.
Приготовленный раствор перелить в электролизер (рис.6). В оба колена
электролизера опустить графитовые электроды и подключить прибор к источнику
тока.
Рисунок 6 - Схема электролизера
с графитовыми электродами
Почему на катоде не выделяется металлический калий? Какие ионы в
прикатодном пространстве обусловили окрашивание раствора? Что произошло с
иодид-ионами
на аноде? Чем объясняется синее окрашивание раствора в
прианодном пространстве?
Написать уравнения катодного и анодного процессов.
43
б) Электролиз раствора сульфата натрия
В отдельной пробирке смешать раствор сульфата натрия и нейтральный
раствор лакмуса, вылить его в электролизер, опустить инертные электроды и
подключить прибор к источнику тока. В обоих коленах электролизера выделяется
газ и изменяется окраска раствора.
Какие ионы окрашивают лакмус в прикатодном
и прианодном
пространстве? Какой газ выделяется на катоде? Какой газ выделяется на аноде?
Написать уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при
электролизе водного раствора сульфата натрия.
Опыт 4. Электролиз водных растворов с растворимым анодом
Обоснуйте состав продуктов при электролизе раствора серной кислоты на
медном аноде. Составьте уравнения катодных и анодных процессов, суммарное
уравнение. В большой стакан налейте 1М раствор серной кислоты и закройте его
крышкой с закрепленными в ней графитовым и медным электродами, как на
рисунке 7. Подсоедините электроды к внешнему источнику постоянного тока так,
чтобы медный электрод поляризовался анодно.
Включите питание, подайте напряжение на электроды. Что наблюдается?
Почему на графитовом электроде водород и медь выделяются одновременно?
После окончания опыта графитовый электрод погрузите в 10%-ный раствор
азотной кислоты (зачем?), после чего промойте водой.
Какое практическое значение может иметь такой вид электролиза?
Рисунок 7 - Схема установки к опыту 4
44
ПРИЛОЖЕНИЕ А
Таблица растворимости веществ в воде при комнатной температуре
Ион
OH
H+
NH4+
K+
Na+
Ag+
Ba2+
Ca2+
Mg2+
Zn2+
Cu2+
Hg2+
Pb2+
Fe2+
РFe3+
Al3+
Cr3+
Р
Р
Р
Р
?
Р
М
Н
Н
Н
?
Н
Н
Н
Н
Н
–
NO3
Cl
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Р
Р
Р
Р
–
S
–
–
Р
Р
Р
Р
Н
Р
М
Н
Н
Н
Н
Н
Н
?
-
SO3
SO4
CO3
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Н
?
Н
Н
Н
?
?
-
Р
Р
Р
Р
М
Н
М
Р
Р
Р
М
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Н
?
Н
Н
?
-
–
–
–
SiO3
–
Н
Р
Р
М
Н
Н
Н
Н
Н
?
Н
Н
?
Н
?
PO4
–
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Р – растворимое вещество, М – малорастворимое вещество,
Н – нерастворимое вещество, « - » в водной среде разлагается за счет гидролиза,
«?» – нет данных о существовании соединения.
ПРИЛОЖЕНИЕ Б
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов
Вещество
K(CH3COOH)
K(H2CO3)
K
K(H2S)
K
K( H3PO4)
K
K
HNO2
КД
1.710-5
4.510-7
4.810-11
1,0  10–7
2,5  10–13
7,1  10–3
КД
10-4
10-6
10-9
1.8*10-5
10-14
1,4  10–2
6,2  10–8
Вещество
K(Al(OH)3)
K
K
K(NH4OH)
KW
K(H2SО3)
K
5,0 10–13
5,1  10–4
HCN
K (H2SO4)
5,0  10–10
1,15  10–2
45
6,2  10–8
ПРИЛОЖЕНИЕ В
Произведения растворимости некоторых малорастворимых веществ
Вещество
CaSO4
BaSO4
PbSO4
CaCO3
ПР
110-5
1,110-10
1,610-8
3,8  10–9
Вещество
FeS
CuS
PbS
Ag2S
ПР
510-18
610-36
110-27
6,3  10–50
BaCO3
AgBr
AgCl
AgI
4,0  10–10
5,3  10–13
1,78  10–10
8,3  10–17
ZnS
PbCl2
PbI2
ZnS (вюрцит)
2,5  10–24
1,710-5
8,710-9
2,5  10–22
ПРИЛОЖЕНИЕ Г
Стандартные электродные потенциалы (Ео)
в водных растворах при 25оС
Высшая степень окисления
+ n e–
Низшая степень окисления
Е, В
Au3+
Ag+
Al3+
Ba2+
+3 e–
+ e–
+ 3 e–
+ 2 e–
Au
Ag
Al
Ba
+1,500
+0,7994
-1,66
-2,91
Be2+
Br2
2HBrO + 2H+
2BrO3– + 12H+
Ca2+
+ 2 e–
+ 2 e–
+ 2 e–
+ 10 e–
+ 2 e–
Be
2Br–
Br2 + 2H2O
Br2 + 6H2O
Ca
-1,97
+1,087
+1,6
+1,52
-2,79
Cd2+
+ 2 e–
-0,403
+1,359
+1,47
-0,29
-0,41
-0,74
-0,91
+1,33
-2,923
Cl2
2ClO3– + 12H+
Co2+
Cr3+
Cr3+
+2e
+ 10 e–
+ 2 e–
+ e–
+ 3 e–
Cd
2ClCl2 + 6H2O
Co
Cr2+
Cr
Cr2+
Cr2O72- + 14H+
Cs+
+ 2 e–
+ 6 e–
+ e–
Cr
3+
2Cr +7H2O
Cs
–
46
Высшая степень окисления
+ n e–
Низшая степень окисления
Е, В
Cu2+
+ 2 e–
Cu
+0,345
2+
–
3+
Fe
Fe3+
+e
+ 3 e–
Fe
Fe
+ 0,771
- 0,058
Fe2+
+ 2 e–
Fe
- 0,473
2H+
+ 2 e–
H2
0,000
–
H2
2H–
- 0,41
–7
+
2H (10 M)
+2e
H2
2 H2O
2 H2O2 + 2H+
Hg2+
+ 2 e–
I2
–
2IO3 + 12H+
IO3– + 6H+
K+
+ 2 e–
Li+
2+
Mg
2+
Mn
MnO4–
MnO4– + 2H2O
MnO4– + 8H+
NO3– + 3H+
NO3 – + 2H+
NO3 – + 4H+
Na+
Ni2+
O2↑ + 4H+
O2↑ + 4H+ (10–7 м)
O2↑ + 2H2O
O2↑ + 2H+
H2O2↑ + 2H+
O3↑ + 2H+
Pb2+
Rb+
S2O82–
Sn2+
Sn4+
Zn2+
–
- 2,25
H2 + 2OH
2H2O
Hg
2I–-
-0,82
+1,77
+ 0,850
+ 10 e
+ 6 e–
+ e–
I2 + 6H2O
I– + 3H2O
K
+1,19
+1,08
-2,923
+ e–
–
+2e
+ 2 e–
+ 2 e–
–
+ 0,536
Li
-3,04
–
Mg
-2,37
–
Mn
MnO42–
-1,17
+0,56
+0,60
+1,51
+0,94
+0,80
+0,96
-2,713
-0,228
+1,229
+0,815
+0,401
+0,682
+1,77
+2,07
-0,126
-2,924
+2,01
-0,140
+0,15
-0,764
+2e
+2e
+ e–
+ 3 e–
+ 5 e–
+ 2 e–
+ e–
+ 3 e–
+ e–
+ 2 e–
+ 4 e–
+ 4 e–
+ 4 e–
+ 2 e–
+ 2 e–
+ 2 e–
+ 2 e–
+ e–
+ 2 e–
+ 2 e–
+ 2 e–
+ 2 e–
MnO2 + 4OH–
Mn2+ + 4H2O
HNO2 + H2O
NO2↑ + H2O
NO↑ + 2H2O
Na↓
Ni↓
2H2O
2H2O
4OH–
H2O2
2H2O
O2↑ + H2O
Pb↓
Rb↓
2SO42–
Sn↓
Sn2+
Zn↓
47
ПРИЛОЖЕНИЕ Д
Перечень рекомендованной литературы
1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк. 2002.
2. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия.
2000.
3. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк. 2002.
4. Неорганическая химия: в 2-х томах/Ю.Д.Третьяков, Л.И.Мартыненко,
А.Н.Григорьев, А.Ю.Цивадзе. М.: Химия. 2001
5. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неорганическая химия. М.: Мир.
Ч.1-3. 1969.
6. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. М.: Интеграл-Пресс.
2007.
Дополнительная литература
1. Неорганическая химия. В трех томах /под ред.академика Ю.Д.Третьякова.
М.: Изд.центр «Академия». 2008.
2. Некрасов Б.В. Основы общей химии. М.: Химия, Т.1, 2. 1972 - 1973.
48