ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ ГОУ ВПО УФИМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ АКАДЕМИЯ ЭКОНОМИКИ И СЕРВИСА

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
ГОУ ВПО
УФИМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ АКАДЕМИЯ
ЭКОНОМИКИ И СЕРВИСА
Кафедра «Общая химия»
Методические указания по
выполнению лабораторных работ
по дисциплине
« ХИМИЯ»
Уфа 2011
Составитель: О. Г. Горлевских.
УДК 54(076.5)
Методические указания по выполнению лабораторных работ по
дисциплине «химия» / Сост.: О.Г. Горлевских.- Уфа: Уфимская
государственная академия экономики и сервиса, 2011.- 49 с.
Настояшие методические указания по химии являются руководством
по выполнению лабораторных работ студентами института техники и
технологии сервиса УГАЭС.Методические указания содержат описание и
методику выполнения лабораторных работ. К каждой работе приводится
краткий теоретический материал.
Методические указания предназначены для студентов специальностей:
100101.65 Сервис,очной и заочной формы обучения
150408.65 Бытовые машины и приборы очной и заочной формы
обучения
По направлению подготовки:
150400.62 Технологические машины и оборудование очной и заочной
формы обучения
Рецензент: Гаделева Х. К., канд. хим. наук, доцент кафедры
«Специальная химическая технология».
Библиогр: 4 назв.
2
Лабораторная работа №1
Правила техники безопасности. Знакомство с техникой выполнения
лабораторных работ. Основные свойства важнейших классов
неорганических веществ.
1.
Работать в лаборатории разрешается только после основательной
подготовки. Необходимо прочитать по учебнику материал, относящийся к
данной теме, законспектировать из методических указаний опыты, которые
нужно делать, написать уравнения соответствующих реакций, произвести
необходимые расчеты.
2.
Студенту в лаборатории отводится постоянное место,
поддерживаемое им в полной чистоте и порядке. На рабочем столе должны
находиться лабораторный журнал, конспекты лекций, письменные
принадлежности, методические указания.
3.
Необходимые для работы реактивы выставляются на лабораторные
места для каждого студента. Концентрированные кислоты и щелочи и пахучие
вещества хранятся в вытяжном шкафу.
4.
Приборы и реактивы общего пользования выставляются на полки,
находящиеся над лабораторными столами. Их нельзя уносить на свое рабочее
место.
5.
Нельзя путать пипетки, цилиндры и пробки от склянок для
различных реактивов.
6.
Концентрированные кислоты и щелочи выливать только в
специальные склянки для слива, находящиеся под тягой. Выливать растворы в
раковину запрещается!
7.
Все работы с вредными веществами производить только под тягой.
8.
Соблюдать в лаборатории тишину и порядок.
9.
По окончании работы вымыть химическую посуду, убрать рабочее
место. Дежурный сдает лабораторию учебному лаборанту.
10. Аккуратно вести запись произведенных лабораторных работ в
лабораторном журнале в соответствии с прилагаемой формой:
Ведение лабораторного журнала.
Все наблюдения и выводы по эксперименту заносятся в рабочий журнал.
На обложке должны быть написаны фамилия, имя студента, специальность и
группа и название практикума. Записи в журнале производятся только
чернилами, аккуратно, непосредственно после проведения опыта.
В журнале должны быть поля. Рисунки и схемы установок производить
только карандашом, графики - только на миллиметровой бумаге.
Рекомендуется следующая схема ведения журнала:
дата;
наименование темы;
цель;
приборы и реактивы;
3
-
схема установки, рисунок;
краткие теоретические обоснования;
сводка формул, необходимых для расчетов;
подробное описание эксперимента;
вычисления;
таблицы и графики с результатами вычислений;
анализ результатов;
выводы.
Содержание работы
Целью работы является знакомство с содержанием и основными
задачами практикума по общей химии. Приобретение практических навыков
работы в химической лаборатории на основе данных лабораторных опытов.
Порядок выполнения работы
1.Ознакомление с лабораторным оборудованием и посудой.
Стеклянная посуда в лабораторной практике химика-экспериментатора
играет существенную роль. В лаборатории применяются следующие типы
химических изделий из стекла:
Рис.1.1. Колба плоскодонная
Рис.1.2. Химический стакан
4
Рис.1.3 а,б
Воронки:
а)для порошков
б)химическая
Рис.1.4 Аллонж
Рис.1.10.
Водяной вакуум-
Рис 1.5 Холодильник
прямой (Либиха)
Рис 1.6 Промывалка
5
Рис 1.7 Холодильник
обратный
Рис 1.8 Промывалка
Рис 1.9
Холодильная
трубка
Порядок выполнения работы
Задание 1. Получение и свойства гидроксидов
Опыт 1. Получение основного гидрокспда
Налить в пробирку 3-4 мл воды, добавить 1-2 капли фенолфталеина и
всыпать немного порошка магния. Пробирку подогреть. Результаты опыта
записать в виде уравнения реакции. Объяснить наблюдаемые явления.
Опыт 2.Получение нерастворимых гидроксидов
В отдельные пробирки налить по 2-3 мл растворов солей Mg, Pb, Cu, Ni
(II), Fe (III). В каждую пробирку добавить раствор щелочи, отмечая
происходящие явления.
Написать уравнения реакций.
Опыт З.Получение и свойства амфотерных гидроксидов
В отдельные пробирки налить растворы солей AL, Cr(III), Zn. Прибавить
по каплям раствор щелочи до образования студенистых осадков. Каждый
осадок разделить на 2 части ( в 2 пробирки), на одну часть подействовать
избытком щелочи, а на другую - раствором кислоты. Объяснить наблюдаемые
явления, написать уравнения всех реакций.
Задание 2. Получение солей
Опыт 4. Получение соли при взаимодействии другой соли с кислотой
6
В пробирку налить 2-3 мл раствора ВаСl2 и прибавить немного раствора
H2SO4 Объяснить наблюдаемые явления и написать уравнения реакции.
Опыт 5. Получение соли при взаимодействии двух других солей
Из двух растворимых солей получить сернокислый барий. Написать
уравнение реакции.
Контрольные вопросы.
1.Классификация основных классов неорганических соединений.
2.
Способы получения гидроксидов. Индикаторы на ОН- группу.
3.
Амфотерные гидроксиды. Доказательства амфотерности.
4.
Способы получения солей.
Лабораторная работа №2
Скорость химических реакций. Химическое равновесие.
Содержание работы
Целью работы является решение экспериментальных задач ,связанных
с определением зависимости скорости химической реакции от концентрации
реагируемых веществ, температуры, наличия катализатора и расчета условий
химического равновесия в системах с обратимыми химическими реакциями.
Скорость химической реакции определяется изменением концентрации
вещества в единицу времени в единице реакционного пространства
V 
C2  C1
C

t2  t1
t
Скорость химической реакции всегда остается положительной, хотя
отношения
C2  C1 C
и
t 2  t1
t
могут быть положительными, так и
отрицательными в зависимости от того, концентрация какого из реагирующих
веществ измряется.
Скорость зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации,
температуры, наличие катализатора и других факторов.
Согласно закону действия масс скорость химической реакции прямо
пропорциональна концентрации реагирующих веществ
аА + bВ → авАВ
Vх.р. = К[ А ]а [В ]в ,
где К – константа скорости химической реакции.
7
Скорость химической реакции вырастает в большей степени при
увеличении концентрации всех реагентов, а при увеличении концентрации
только одного из них возрастает в большей степени в том случае, если это
вещество имеет больший стехиометриче6ский коэффициент в уравнении
данной реакции.
Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом
Вант-Гоффа
Vt = VH
*
𝛾
t 2  t1
10
где Vt – скорость реакции при заданной температуре,
VH - скорость реакции при начальной температуре,
γ - температурный коэффициент.
При повышении температуры увеличивается число активных молекул, а,
следовательно, увеличивается скорость их взаимодействия, т.е. скорость
реакции. Изменение скорости химической реакции с температурой
характеризуется температурным коэффициентом скорости.
Порядок выполнения работы
Задание 1. Изучение влияния на скорость химической реакции
различных
факторов
Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость
химической реакции
Приготовить четыре раствора тиосульфата натрия Na2S2O3 различной
концентрации. Для этого в четыре сухие пробирки внести: в первую –5 капель
1н раствора тиосульфата натрия и 15 капель воды; во вторую –10 капель
Na2S2O3 и 10 капель воды; в третью – 15 капель 1н Na2S2O3 и 5 капель воды;
в четвертую – 20 капель того же раствора Na2S2O3.. Первые 3 пробирки
осторожно встряхнуть. Таким образом, концентрация Na2S2O3 (в молях)
будет: в 1 пробирке – 1 с, во второй – 2 с, в третьей – 3 с, в четвертой - 4 с.
Отмечать время (по секундомеру) с момента сливания растворов тиосульфата
натрия и серной кислоты (начало реакции) до момента появления заметной
опалесценции, причем в каждую пробирку прилить по капле 2н раствора
серной кислоты.
Данные опыта занести в таблицу 1.1
8
Номер
пробирки
Число
капель
раствора
Na2 S2 O3
Число
капель
воды
Число капель
кислоты
H2SO4
1
2
3
4
5
10
15
20
15
10
5
0
1
1
1
1
Время
течения
реакции, t
(сек)
Таблица 1.1
Скорость
реакции1/t,
усл. ед.
Начертить график зависимости скорости реакции от концентрации
реагентов, откладывая концентрации реагентов на оси абсцисс, на оси ординат
– соответствующие им скорости.
Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции.
Работу проводить в термостате при 20°,30°,40°,50° (также можно
воспользоваться водяными банями – стаканом с крышкой, в котором имеется 3
отверстия: для термометра и двух пробирок). Стаканы с водой (кроме стакана
№1) поставить на плитки и нагревать воду в стаканах: во втором – до 30°, в
третьем - 40°, в четвертом - до 50°. Поддерживать температуру постоянной (±
0,5°С). Каждый стакан накрыть крышкой с тремя отверстиями. В одно из
отверстий вставить термометр, конец которого опустить в воду, в другое
отверстие – пробирку с 2н раствором серной кислоты и опущенной в него
пипеткой, в третье – пробирку с 10 каплями 1н раствора тиосульфата натрия.
Через 10 минут включить секундомер. Не вынимая пробирку с тиосульфатом
из стакана №1, добавить в нее 1 каплю 2н раствора серной кислоты из
пробирки, находящейся в том же термостате. Считая по секундомеру
измерить время от момента добавления кислоты до появления заметной
опалесценции. Повторить опыт с растворами Na2S2O3 и H2SO4 в стаканах 2, 3,
4. Произвести отсчет времени реакции по секундомеру, как и в первом случае.
Полученные данные занести в таблицу 1.2
Таблица 1.2
№
опыта
Температура,
°С
1
2
3
4
20
30
40
50
Промежуток времени от Скорость реакции, 1
t
начала
отсчета
до
появления опалесценции
9
Представить графически зависимость скорости реакции от
температуры; на оси ординат отложить 1/∆t, а на оси абсцисс – температуру.
Опыт 3. Влияние катализатора на скорость реакции.
В две пробирки внести по 10 капель 0,5н раствора роданида калия и
по 1 капле 0,5н раствора хлорида железа (III). Отметить наблюдаемые
процессы. В одну из пробирок добавить по 1 капле 1н раствора сульфата меди.
В обе пробирки внести по 10 капель тиосульфата натрия. Отметить различную
скорость, изменения окраски растворов (по секундомеру), имея в виду, что
железо (III) восстанавливается в железо(II).
2Fe(SCN)3 + 2Na2S2O3 → Na2S4O6 + 2Fe(SCN)2 + 2NaSCN
Составить таблицу зависимости скорости от катализатора.
№
опыта
Температура KSCN,
капли
FeCl3,
капли
CuSO4,
капли
Таблица 1.3
Na2S2O3 , Время,
капли
сек
1
2
Резюмировать все наблюдения по заданию 1
Задание 2. Смещение химического равновесия при изменении
концентрации одного из реагирующих веществ.
Опыт 4. В четыре пробирки внести по 10 капель 0,0025н растворов
хлорида железа (III) и роданида калия. При этом образуется Fe(SCN)3 согласно
уравнению:
FeCl3 + 3KCSN Fe(CSN)3) + 3KCl
и раствор из почти бесцветного окрашивается в красный цвет.
Образовавшиеся растворы перемешать стеклянной палочкой и поставить в
штатив. Одну пробирку оставить в качестве контрольной. В остальные
пробирки добавить следующие реактивы: в первую – 1 каплю
концентрированного раствора хлорида железа (III), во вторую – 1 каплю
концентрированного раствора роданида калия, в третьею – несколько
кристаллов хлорида калия. Сравнить интенсивность окраски полученных
растворов с контрольным.
Дать объяснение наблюдаемым явлениям, пользуясь выражением
константы равновесия и принципа Ле Шателье.
Контрольные вопросы.
1. Скорость химической реакции. Средняя и истинная скорость
химической реакции.
2. Закон действия масс для скорости в гомогенной системе. Константа
скорости. Ее физический смысл.
10
3.Влияние температуры на скорость реакции.
4.Энергия активации. Зависимость энергии активации от механизма
химической реакции.
5.Понятие о катализе.
6.Химическое равновесие. Константа равновесия. Ее физический смысл.
7.Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье, его
физическое обоснование.
Лабораторная работа №3
Основы химической термодинамики. Энтальпия химических
реакций. Определение энтальпии нейтрализации.
Содержание работы
Целью работы является изучение основных понятий химической
термодинамики и
практическое определение энтальпии реакции
нейтрализации.
1.Основные понятия.
Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты
реакций ,направление и пределы самопроизвольного протекания. Объект
изучения в химической термодинамике – термодинамическая система (в
дальнейшем просто система) – это совокупность взаимодействующих веществ,
мысленно или реально обособленная от окружающей среды.
По характеру энерго- и массообмена с окружающей средой
системы подразделяются на изолированные, закрытые и открытые:
изолированные системы не обмениваются с окружающей средой ни массой
(m = 0), ни энергией (U = 0); в закрытых системах имеет место только
энергообмен ((m = 0, U  0); открытые системы обмениваются с
окружающей средой и массой (m  0) и энергией (U  0).
Система может находиться в различных состояниях. Состояние системы
определяется численными значениями термодинамических параметров:
температуры, давления, концентраций веществ и пр. При изменении значения
хотя бы одного из термодинамических параметров, например, температуры
происходит изменение состояния системы. Изменение состояния системы
называется термодинамическим процессом (или просто процессом).
В зависимости от условий перехода системы из одного состояния в
другое, в химической термодинамике различают несколько типов процессов,
простейшими из которых являются изотермический, протекающий при
постоянной температуре (Т=const), изобарный, протекающий при постоянном
давлении (p=const) и изохорный, протекающий при постоянном объёме
(V=const). Изотермический процесс называется изобарно-изотермическим,
если он протекает при постоянном давлении (p=const, Т=const), и изохорно11
изотермическим, если в ходе процесса неизменным остаётся объём (V=const,
T=const).
Чаще всего в химической термодинамике рассматриваются реакции,
протекающие в стандартных условиях, т.е. при стандартной температуре и
стандартном состоянии всех веществ. В качестве стандартной принята
температура 298К. Стандартным состоянием вещества является его состояние
при давлении 101,3 кПа. Если вещество находится в растворе, за стандартное
принимается его состояние при концентрации 1 моль/л.
Химическая термодинамика изучает не свойства термодинамических
систем, а термодинамические процессы. Для характеристики процессов
химическая термодинамика оперирует особыми величинами, называемыми
функциями состояния: U – внутренняя энергия, Н – энтальпия, S – энтропия,
G – энергия Гиббса и F – энергия Гельмгольца. В любом процессе происходит
изменение всех функций состояния. Поэтому
задачей химической
термодинамики является не определение значений функций состояния для
каждого конкретного состояния системы, а определение их изменения в
термодинамическом процессе: U, H, S, G, F.
2. Теплота реакции и термохимические расчёты.
Теплотой реакции (тепловым эффектом реакции) называется количество
выделенной или поглощённой теплоты Q. Если в ходе реакции теплота
выделяется, такая реакция называется экзотермической, если теплота
поглощается, реакция называется эндотермической.Теплота реакции
определяется, исходя из первого закона (начала) термодинамики,
математическим выражением которого в его наиболее простой форме для
химических реакций является уравнение:
Q = U + pV
где Q – теплота реакции, U – изменение внутренней энергии, p –давление, V
– изменение объёма.
Термохимический расчёт заключается в определении теплового эффекта
реакции. В соответствии с уравнением (2.1) численное значение теплоты
реакции зависит от способа её проведения. В изохорном процессе, процессе
при проводимом при V=const, теплота реакции Qv=U, в изобарном р=const
тепловой эффект Qp=H. Таким образом, термохимический расчёт
заключается в определении величины изменения или внутренней энергии, или
энтальпии в ходе реакции. Поскольку подавляющее большинство реакций
протекает в изобарных условиях (например, это все реакции в открытых
сосудах, протекающие при атмосферном давлении), при проведении
термохимических расчётов практически всегда производится расчёт Н. Если
Н<0, то реакция экзотермическая, если же Н>0, то реакция
эндотермическая.
Термохимические расчёты производятся, используя или закон Гесса,
согласно которому тепловой эффект процесса не зависит от его пути, а
определяется лишь природой и состоянием исходных веществ и продуктов
12
процесса, или, чаще всего, следствие из закона Гесса: тепловой эффект
реакции равен сумме теплот ( энтальпий ) образования продуктов за вычетом
суммы теплот ( энтальпий ) образования реагентов.
В расчётах по закону Гесса используются уравнения вспомогательных
реакций, тепловые эффекты которых известны. Суть операций при расчётах по
закону Гесса заключается в том, что над уравнениями вспомогательных
реакций производят такие алгебраические действия, которые приводят к
уравнению реакции с неизвестным тепловым эффектом.
Если в термохимическом расчёте используется следствие из закона
Гесса, то для реакции, выраженной уравнением аА+bВ=сС+dD, пользуются
соотношением:
Н =( сНобр,С + dHобр,D) – (aHобр,А + bHобр,В)
где Н – теплота реакции ; Нобр – теплоты ( энтальпии ) образования,
соответственно, продуктов реакции С и D и реагентов А и В; с, d, a, b –
стехиометрические коэффициенты.
Теплотой (энтальпией) образования соединения называется тепловой
эффект реакции, в ходе которой образуется 1 моль этого соединения из
простых веществ, находящихся в термодинамически устойчивых фазах и
модификациях. Например, выражаемой теплота образования воды в
парообразном состоянии равна половине теплоты реакции, уравнением: 2Н2(г)
+ О2(г) = 2Н2О(г). Размерность теплоты образования – кДж/моль.
В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило,
определяются для стандартных условий, для которых формула приобретает
вид:
Н0298 = (сН0298,обр,С + dH0298,обр,D) – (аН0298,обр,А + bH0298,обр,В)
где Н0298 – стандартная теплота реакции в кДж ( стандартность
величины указывается верхним индексом “0” ) при температуре 298К, а
Н0298,обр. – стандартные теплоты ( энтальпии ) образования также при
температуре 298К. Значения Н0298,обр. определены для всех соединений и
являются табличными данными
3. Энтропия реакции.
Энтропией реакции называется изменение энтропии S, сопутствующее
превращению реагентов в продукты реакции. Энтропию реакции аА + bB = cC
+ dD рассчитывают по формуле:
S = (cSС + dSD) – (aSA + bSB)
где S – энтропия реакции ;
S – абсолютные значения энтропий продуктов реакции С и D и
реагентов А и В; с, d, a, b – стехиометрические коэффициенты.
Энтропия S – единственная функция состояния, абсолютное значение
которой можно определить для любого состояния системы. Для 1 моля
вещества абсолютное значение энтропии определяется по формуле:
S = RlnW
13
где R = 8,314 Дж/(мольК) – универсальная газовая постоянная;
W – термодинамическая вероятность рассматриваемого состояния –
безразмерная величина.
В термодинамических расчётах обычно определяют стандартные
энтропии реакций S0298. Для реакции аА + bB = cC + dD значение
стандартной энтропии рассчитывают по фо
S0298 = (cS0298,С + dS0298,D) – (aS0298,A + bS0298,B)
где S0298– табличные значения абсолютных стандартных энтропий
соединений в Дж/(мольК) – см. таблицу приложения,
S0298 – стандартная энтропия реакции в Дж/К.
4. Энергия Гиббса реакции.
Энергией Гиббса реакции называется изменение энергии Гиббса G при
протекании химической реакции. Так как энергия Гиббса системы G = Н – ТS,
её
изменение
в
процессе
определяется
по
формуле:
G = H – TS.
где Т – абсолютная температура в Кельвинах.
Энергия Гиббса химической реакции характеризует возможность её
самопроизвольного протекания при постоянных давлении и температуре. Если
G<0, то реакция может протекать самопроизвольно, при G>0
самопроизвольное протекание реакции невозможно, если же G=0, система
находится в состоянии равновесия.
Порядок выполнения работы
Опыт 1. Определение теплоты нейтрализации кислот и теплоты
диссоциации слабой кислоты.
Определяются тепловые эффекты следующих реакций нейтрализации:
1) HCl (р) + NaOH(р) = NaCl(р) + H2O(ж)
2) CH3COOH(р) + NaOH(р) = CH3COONa(р) + H2O(ж)
Поскольку реакции нейтрализации являются реакциями ионного обмена,
химическая сущность изучаемых в опыте процессов выражается следующими
ионно-молекулярными уравнениями:
1) H+(р) + OH-(р) = H2O(ж) – при нейтрализации соляной кислоты
2) CH3COOH(р) + OH(р) = CH3COO(р) + H2O(ж)- при нейтрализации
уксусной кислоты
Уксусная кислота, являясь слабым электролитом, диссоциирует согласно
уравнению:
CH3COOH  CH3COO + H+. Её теплота диссоциации
рассчитывается по закону Гесса с использованием ионно-молекулярных
уравнений реакций 1) и 2) в качестве вспомогательных.
Получите у преподавателя задание к опыту и запишите исходные
данные:
объемы растворов (мл) VHCl =
VCH COOH =
VNaOH =
концентрации (моль/л) CHCl =
CCH COOH =
CNaOH =
14
Мерным цилиндром отмерьте заданное количество соляной кислоты и
перелейте ее в калориметрический сосуд. Соберите калориметр. Наблюдайте
за показаниями термометра. При достижении постоянства температуры
отметьте ее значение и запишите в таблицу – это начальная температура Тн.
Мерным цилиндром отмерьте необходимое количество раствора щелочи
и осторожно, но быстро прилейте щелочь к раствору кислоты в калориметре.
Приведите калориметр в рабочее состояние и наблюдайте за показаниями
термометра. Зафиксируйте и отметьте в таблице максимальное значение
температуры – это температура конца опыта Тк. В аналогичной
последовательности проведите опыт с уксусной кислотой и результаты опыта
занесите в таблицу.
Уравнение реакции
Тн
Тк
Т=ТкТн Нэксп,к Нтеор,
Дж
кДж
H+(р) + OH-(р) = H2O(р)
CH3COOH(р)
+OH(р)=CH3COO(р)+
H2O(ж)
Экспериментальные значения теплот нейтрализации рассчитываются по
формуле:
Нэксп =  [( mк + mщ ) C + K ]Т/( Vк Cк) [Дж]
где mк и mщ - массы растворов, соответственно, кислоты и щелочи в
граммах – принимаются равными объемам кислоты Vк и щёлочи Vщ в
миллилитрах, С = 4.18 Дж/(г К) - удельная теплоемкость реакционной смеси,
К =__________- постоянная (теплоемкость) калориметра, Т = Тк - Тн изменение температуры в результате реакции, Vк и Cк - объем кислоты в
литрах и её концентрация в моль/л, соответственно.
По полученным экспериментальным данным рассчитайте теплоту
нейтрализации Нэксп каждой кислоты. Результаты отметьте в таблице.
Нэксп1 =
Нэксп2 =
Рассчитайте
теоретическое
значение
стандартной
теплоты
нейтрализации каждой кислоты, используя следствие из закона Гесса .
Результаты отметьте в таблице.
Нтеор1 = Н0298 =
Нтеор2 = Н0298 =
К какому типу ( экзо- или эндотермическому ) относятся данные
реакции? Запишите термохимические уравнения реакций.
Для одной из реакций (по указанию преподавателя) рассчитайте
относительную ошибку опыта, пользуясь выражением: О.о. = (Нэксп Нтеор) / Нтеор 100%.
Рассчитайте теоретическое значение теплоты диссоциации CH3COOH,
пользуясь законом Гесса и используя термохимические уравнения
нейтрализации кислот, как вспомогательные .
15
Опыт 2. Определение направления процесса в обратимой реакции
при различных температурах.
Исследуется обратимая реакция разложения:
NH4Cl(к)  NH3(г) + HCl(г)
Поместите в пробирку несколько кристаллов хлорида аммония и
нагревайте дно пробирки до полного исчезновения кристаллов. Что при этом
наблюдается на стенках пробирки вне пламени горелки?
Пользуясь формулами
рассчитайте стандартную энергию Гиббса
реакции при
Т = 298К и Т =________. Задание получите у преподавателя:
Т = 298К:
Т =______К:
Запишите выражение константы равновесия реакции Кр :
Пользуясь уравнением , рассчитайте значения константы равновесия при
Т = 298К и
Т =______К :
Т = 298К:
Т =______К:
Как влияет температура на величину константы равновесия? Сделайте
вывод о направлении процесса при каждой из двух температур.
Определите область температур, в которой возможен самопроизвольный
процесс разложения хлорида аммония . На основании полученных результатов
объясните наблюдаемые в опыте явления.
Контрольные вопросы.
Напишите уравнение реакции, тепловой эффект которой равен
теплоте образования соединения:
1. H2O(ж);
2. NO2(г);
3. CuO(к);
4. NH3(г);
5. Al2O3(к).
2. При диссоциации ортокремниевой кислоты можно рассматривать
пять процессов:
а) H4SiO4 = 4 H+ + SiO44- , Ha; б) H4SiO4 = H+ + H3SiO4- , Hб;
в) H3SiO4- = H+ + H2SiO42- , Hв; г) H2SiO42- = H+ + HSiO43-, Hг;
д) HSiO43- = H+ + SiO44- , Hд.
Как, пользуясь законом Гесса, определить тепловой эффект: 1. На; 2.
Нб; 3. Нв; 4. Нг; 5.Нд,
если тепловые эффекты всех остальных процессов известны. Ответ
мотивируйте.
3. Для гетерогенной обратимой реакции 2ZnS(к) + 3O2(г) = 2ZnO(к) +
2SO2(г) запишите выражение константы равновесия Кр, рассчитайте её
значение и определите направление процесса при температуре: 1. 500К; 2.
600К; 3. 700К; 4. 800К; 5. 1000К.
16
ПРИЛОЖЕНИЕ.
Термодинамические характеристики некоторых веществ.
Вещес
H298,обр
S298
G298,обр
тво
кДж/моль
Дж/моль К
кДж/моль
ZnO
- 349
43.5
- 318.23
(к)
ZnS
- 201
57.7
- 198.21
(к)
SO2
- 296.9
248.1
- 300.2
(г)
NH4Cl
- 315.39
94.56
- 203.2
(к)
NH3
- 46.19
192.5
- 16.64
(г)
HCl
- 92.3
186.7
- 94.83
(г)
O2 (г)
0
205.04
0
H2O
- 285.84
69.96
- 237.3
CH3C
OOH (р)
- 484.09
159.83
- 396.7
CH3C
OO (р)
H+ (р)
- 485.64
87.58
- 369.36
0
0
0
- 230.02
- 10.71
- 157.35
(ж)
-
OH(р)
Лабораторная работа №4
Приготовление растворов заданной
концентрации.Электролитическая диссцоциация. Гидролиз солей.
Содержание работы
Целью работы является приобретение практических навыков
приготовления растворов солей различной концентрации.
Определение
электропроводности и рН растворов некоторых электролитов.Исследование
установление закономерностей процесса гидролиза солей.
Растворами называются однородные системы, состоящие из двух и более
компонентов, состав которых можно изменять в определенных пределах без
17
нарушения однородности, причем между компонентами возможны
химические и физические взаимодействия,
При изменении одного из факторов, влияющих на равновесие в системе,
растворитель - растворенное вещество можно нарушить однородность
раствора. Например, увеличивая при данной температуре концентрацию
одного из компонентов растворов легко достигнуть насыщения: дальнейшее
увеличение концентрации приведет к появлению осадка или выделенного газа.
Если раствор полностью изолировать от внешних воздействий, то его
состояние не будет меняться независимо от продолжительности времени
наблюдения, т.е. раствор будет находиться в термодинамическом равновесии
(раствор соли в воде, бензина в толуоле, кислорода в воде и т.д.).
Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено
либо безразмерными единицами - долями или процентами, либо величинами
размерными - концентрациями, которые наряду с температурой и давлением
являются основными параметрами состояния раствора. Существует много
способов выражения концентрации. Наиболее употребляемые в химии
являются следующие:
Способы выражения Определение
содержания
растворенного
вещества в растворе
Массовая доля (ω)
Процентное
отношение
массы
растворенного
вещества к общей массе
раствора
Мольная доля (Ni )
Отношение числа молей
растворенного вещества
(или растворителя) к
сумме количества всех
веществ, находящихся в
растворе.
Молярная
См - выражается числом
концентрация (См или молей
растворенного
М)
вещества, находящегося в
1000 мл (1 л) раствора.
Молярная
Отношение
числа
концентрация
эквивалентов
эквивалента
или растворенного вещества к
нормальная
раствору объемом 1 л.
концентрация (Сн. N)
Моляльная
Отношение числа моль
концентрация,
или растворенного вещества к
18
Единица измерения
Относительная
-
моль/л,
моль/
м3
моль/см3, моль/ дм3
кг/моль, г/моль, мольэкв/л.
моль/кг
моляльность
Титр раствора (Т)
растворителю
массой
1000 г
Масса
вещества
X, кг/см3 г/см3
содержащегося в 1 см3
или 1 мл раствора
При проведении реакции между растворенными веществами удобнее
пользоваться растворами, концентрация которых выражена через
нормальность и молярность.
Электролитическая диссоциация - процесс распада электролита на ионы
- катионы и анионы - при растворении в воде или других растворителях.
Степень диссоциации электролита - это доля его молекул,
подвергнувшихся диссоциации, т.е. отношение числа молекул, распавшихся на
ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.
Электролиты, диссоциирующие в растворах не полностью, называются
слабыми электролитами. В их растворах устанавливается равновесие между
недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации - ионами.
NH4OH
NH4++ OHКонстанта равновесия связана с концентрациями соответствующих
частиц соотношением:
OH NH 
K


4
NH 4 OH
Понятие степени диссоциации неприменимо к сильным
электролитам, т.к. они в водных растворах диссоциированы практически
полностью. Закон разбавления Оствальда связывает константу и степень
диссоциации в соотношение:
 2 См
K
;
1 
где См - молярная концентрация
Гидролиз – это процесс взаимодействия веществ с водой без изменения
степени окисления элементов, образующих данную систему.
Встречаются
два вида гидролиза: гидролиз солей и гидролиз
солеобразных бинарных соединений (карбиды, нитриды, фосфиды, сульфиды
и др.).
Гидролиз
солей включает две основные стадии: полную
электролитическую
диссоциацию соли на ионы и последующий протолиз либо анионного
основания ,
(или катионов аммония).
19
Na2CO4
2Na++ СОз-2 - стадия диссоциации
CO3 + Н2О
НСОз¯+ ОН- -1 стадия протолиза (гидролиза)
HСОз¯ + Н20 Н2СОз +ОН¯ - II стадия протолиза.
Каждая стадия протолиза характеризуется своей константой гидролиза
K O1 
HCO OH   K
CO  K

3

2
3
B
K2
K 02 
HCO OH   K
HCO  K

3

2
3
B
K1
Порядок выполнения работы
Задание 1. Приготовление раствора соли с заданной концентрацией.
Определить плотность раствора ареометром. Ориентировочное
определение концентрации растворенного вещества с точностью - 0,5 % может
быть проведено путем экспериментального измерения плотности раствора и
последующего нахождения концентрации по табличным данным.
1. Плотность раствора измеряют с помощью ареометра. Для этого
необходимо налить в цилиндр раствор и осторожно погрузить в него ареометр
так,' чтобы он не касался стенок цилиндра. При этом ареометр не должен
плавать на поверхности или быть полностью погруженным в жидкость.
Уровень жидкости должен приходиться на шкалу ареометра.
2.Записать показания шкалы ареометра.
3.После определения плотности раствора ареометр осторожно вынуть,
ополоснуть водой, вытереть и убрать на место в коробку с набором
ареометров. С помощью ареометра плотность определяется с точностью до
третьего десятичного знака.
Задание 3. Изучение электропроводности электролитов
Угольные электроды, укрепленные на деревянной дощечке, опустить в
стакан вместимостью 50 мл и включить их в цепь последовательно с
электрической лампочкой. Вставить вилку в штепсель. В стакан с электродами
налить 20-30 мл дистиллированной воды. Загорается ли лампочка? Проводит
ли вода электрический ток?
1. Внести в стакан с водой 4-5 микрошпателей измельченного сахара.
Является ли проводником раствор сахара? Перенести электроды в стакан с
дистиллированной водой и промыть их.
2.
В сухой стакан насыпать поваренную соль так, чтобы она покрыла
дно стакана. Опустить в соль электроды. Проводит ли ток сухая соль? Прилить
20 мл дистиллированной воды. Что наблюдается? Промыть электроды
дистиллированной водой. Объяснить, почему сухая соль и дистиллированная
20
вода, взятые в отдельности, тока не проводят, а раствор соли является
проводником тока.
3.
В четыре стакана налить по 20 мл 0,1 н растворов
последовательно: НСl,
NаОН,
СН3СООН
и
NH4OН.
Испытать
электропроводность этих растворов с помощью электродов и лампочки. По
степени накала лампочки сделать вывод о силе этих растворов.
4.
Слить вместе растворы СНзСООН и NH3 Испытать
электропроводность полученного раствора. Объяснить разницу в степени
накала лампочки в этом случае и при прохождении тока через растворы
уксусной кислоты и аммиака, взятые отдельно.
Задание 4. Сравнение химической активности кислот.
В одну пробирку внести 3-4 капли 2н раствора уксусной кислоты, в
другую столько же 2н раствора соляной кислоты. Два одинаковых по величине
кусочков мрамора бросить по одному в каждую пробирку. Какой газ
выделяется? В какой пробирке газ идет более энергично? Написать
молекулярные и ионные уравнения реакции. От концентрации каких ионов
зависит скорость выделения газа? В растворе какой кислоты концентрация
этих ионов больше? Сделать вывод об относительной силе исследованных
кислот.
Задание 5.
Взаимодействие соляной и уксусной кислот с цинком .
В одну пробирку до 1/3 ее объема налить 2 н раствор соляной кислоты, в
другую - столько же 2н раствора уксусной кислоты. В каждую пробирку
бросить по одному кусочку цинка. В каком случае и какой газ выделяется
более энергично? Написать ионные уравнения реакций. Объяснить различие в
скоростях реакций.
Задание 6.Определение реакции среды растворов при гидролизе.
В 7 пробирок внести по одному микрошпателю кристаллов солей: в
первую - ацетата натрия; во вторую - хлорида алюминия, в третью - карбоната
натрия, в четвертую - карбоната аммония, в пятую - хлорида калия, в шестую ацетата аммония, в седьмую - дистиллированной воды.
В каждую пробирку добавить по 2-3 капли нейтрального раствора
лакмуса. Растворы перемешать. Сравнить окраску лакмуса в растворах солей с
его окраской в воде. Полученные данные внести в таблицу.
Таблица 6.1
№ пробирки
Формула
Окраска
Реакция
рН раствора
соли
лакмуса
среды
21
Для приближенного определения рН удобно пользоваться т.н.
универсальными индикаторами, представляющими собой смеси нескольких
индикаторов, изменяющими окраску раствора в широком интервале рН.
Бумага, пропитанная универсальным индикатором и высушенная, называется
индикаторной бумагой. К пачке такой бумаги прилагается цветная шкала,
показывающая, какие окраски принимает индикаторная бумага при различных
значениях рН нанесенного на нее раствора.
Задание 7. При помощи пипетки нанести на индикаторную бумагу 2-3
капли перечисленных выше растворов солей. Сравнить окраску пятен,
полученных на бумаге с цветной шкалой. Данные внести в таблицу (графа рН
раствора). Написать ионно- молекулярные уравнения реакций гидролиза этих
солей и указать вид гидролиза (простой или ступенчатый). Определить Ко
каждой ступени.
Контрольные вопросы.
1.Теория растворов.
2. Основные способы выражения концентрации растворов.
3. Методика приготовления растворов заданной концентрации.
4. Правило «креста».
5. Основные положения теории Аррениуса.
6. Степень и константа диссоциации.
7. Ионное равновесие и обменное реакции в растворах электролитов.
4. Растворы сильных электролитов.
5. Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов.
1. Ионные равновесия в растворах электролитов. Протолитическая
теория кислот и оснований.
2. Водородный показатель и рН.
3. Гидролиз солей; основные случаи гидролиза.
4. Константа и степень гидролиза. Факторы, влияющие на степень
гидролиза.
5. Роль гидролиза в химическом синтезе.
Лабораторная работа № 5
Окислительно-восстановительные реакции. Электрохимические
процессы. Электролиз.
Содержание работы
Целью работы является приобретение практических навыков в
написании окислительно - восстановительных реакций в различных средах
электронно - ионным методом и экспериментальное исследование ОВ свойств
простых и сложных веществ в различных среда.
22
Окислительно-восстановительными называются реакции. протекающие
с изменением степени окисления атомов химических элементов.
Согласно электронной теории, окисление это - потеря электронов ,а
восстановление – присоединение электронов атомом, ионом или молекулой.
Окислителем являются атомно-молекулярные частицы, принимающие
электроны, восстановителем – атомно-молекулярные частицы, отдающие
электроны. Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы: если
одна частица окисляется, то другая восстанавливается. ОВР подразделяется на
3 типа:
1)
межмолекулярные, в которых изменяются окислительные числа
атомов и разных частиц:
2Fe+3 + Sn+2 = Sn+4 + 2Fe+2
2Ca0 + O20 = 2Ca+2 O−2
2HCl+F20 = HF +HF20
2)
внутримолекулярные,
в
которых
происходят
изменение
окислительных
чисел
разных атомов, входящих в состав одной и той же частицы:
Zr +4 I4 = Zr 0 + 2I20
3)
диспропорционирования (самоокисление – самовосстановление),
которые протекают с одновременным повышением и понижением
окислительного числа атомов одного и того же элемента
4KClO3 = 3KClO4 + KCl
Для составления уравнений ОВР необходимо провести подбор
коэффициентов. Для этого используются 2 метода: метод электронного
баланса или электронно-ионный метод. Эти методы основаны на правилах
сохранения числа атомов каждого элемента в реакции и сохранения заряда. Из
правила сохранения заряда следует, что число электронов отданных
восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Метод
электронного баланса заключается в следующем:
1)
записывают схему реакций:
NO+𝑂2 → 𝑁𝑂2
2)
находят атомы, изменяющие свою степень окисления:
+2
𝑁𝑂−2 + 𝑂20 → +4𝑁𝑂−2
3)
составляют уравнения полуреакций окисления и восстановления
для этих атомов и подбирают множители для уравнения числа отданных и
принятых электронов:
N +2 − 2е → N +4 2
O20 + 4е → 2O−2 1
4)
Эти множители указывают в левых и правых частях уравнения
реакций, что- бы отношение числа окисляющихся атомов ( 𝑁 +2 → 𝑁 +4 ) к
числу восстанавливающихся атомов ( 𝑂20 → 2𝑂−2 ) отвечало отношению
23
множителей (2:1) и подбирают остальные коэффициенты поэлементно (если
необходимо)
2NO+O2 = 2NO2
При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах,
целесообразнее использовать электронно-ионный метод. При этом следует
соблюдать определенную последовательность рассуждений.
1)
Записывают схему реакции и определяют функцию каждого
реагента:
FeSO4 + KMnO4 + H2 SO4 = MnSO4 + Fe2 (SO4 )3 + K 2 SO4 + H2 O
Здесь 𝐾𝑀𝑛𝑂4 -окислитель, 𝐹𝑒𝑆𝑂4 -восстановитель, 𝐻2 𝑆𝑂4 -среда реакции.
2)
Записывают левую часть уравнения в ионном виде, т.е. указывают
только те ионы сильных электронов и молекулы слабых электролитов,
которые принимают участие в данной ОВР.
Fe+2 + MnO4− + H + =
3)
Составляют
электронно-ионные
уравнения
полуреакций
восстановления и окисления и подбирают коэффициенты:
Fe+2 + е = Fe+3
5
−
+
+2
MnO4 + 8H + 5е = Mn + 4H2 О 1
4)
Записывают полное ионное уравнение с учетом правила
сохранения заряда
5Fe+2 + MnO4− + 8H + = 5Fe+3 + Mn+2 +4H2 О
5)
Затем записывают молекулярное уравнение этой реакции
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2 SO4 = 2MnSO4 + 5Fe2 (SO4 )3 + K 2 SO4 + 8H2 О
(в данном случае коэффициенты пришлось удвоить, т.к.в формульной
единице продукта сульфата железа (ΙΙΙ) содержится 2 атома железа).
В зависимости от среды характер протекания реакции между
одними и теми же реагентами будут меняться. Например, KMnO4 в разных
средах будет восстанавливаться
по разному: в кислой среде-до
+2
Mn , в слобакислой, нейтральной и слабощелочно
-до
−2
MnO2 , в сильнощелочной -до (MnO4 ) . Это объясняется тем, что в кислой
среде H + - ионы проникают в анионы MnO4− , вызывая ослабления связи
между марганцем и кислородом и облегчают действие восстановления. В
нейтральной среде деформация аниона 𝑀𝑛𝑂4 − меньше, т.к. поляризующее
действие молекул воды меньше, чем ионов 𝐻 + . Гидроксид – ионы наоборот,
упрочняют связь MnO. Поэтому в кислой среде связываются ионом 𝐻+ все
атомы кислорода аниона 𝑀𝑛𝑂4− , в нейтральной – только половина этих
атомов, в сильнощелочной - эти ионы не могут связать ни одного атома
кислорода.
В
окислительновосстановительных
реакциях
электроны
непосредственно переходят от восстановителя к окислителю. Если же
процессы окисления и восстановления пространственно разделить, а
24
электроны направить по металлическому проводнику, то такая система будет
представлять собой гальванический элемент – такое устройство, в котором
химическая энергия реакции превращается в энергию электрического тока в
гальваническом элементе является разность электродных потенциалов.
Электродный потенциал- величина постоянная при дано температуре.
Потенциал отдельного электрода нельзя определить, его измеряют
относительно другого электрода, чаще всего стандартного водородного
электрода, величину которого принимают за нуль (при всех значениях
температуры).
Располагая металлы в порядке возрастания их стандартных
электродных потенциалов Е0 , получают электрохимический ряд напряжения
металлов. Ряд напряжений применим только к водным растворам.
Ряд напряжений характеризует химическую активность металлов:
1)
Чем левее в ряду напряжений стоит металл, тем он химически
активе, обладает большей восстановительной способностью, легче окисляется
и труднее восстанавливается из своих ионов.
2)
Каждый металл ряда напряжения вытесняет (восстанавливает) все
следующие за ним металлы из растворов их солей.
3)
Все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода (имеющие
более отрицательный стандартный потенциал)
вытесняет газообразный
водород из растворов, содержащих ионы водорода. Чем дальше расположены
друг от друга в ряду напряжений металлы, тем большую э.д.с. будут давать
построенные
их них гальванические элементы. Э.Д.С. любого
гальванического элемента можно вычислить по разности стандартных
электронных потенциалов.
наблюдаемые явления. Определить окислитель и восстановитель в
каждой реакций. Составить уравнения проведенных реакций.
Опыт 1. Реакция диспропорционирования сульфита натрия.
В две пробирки поместить по 2-3 кристаллика сульфита натрия.
Одну оставить в качестве контрольной. Вторую закрепить в штативе и
нагревать в течении 5-6 минут. Дать остыть. В обе пробирки внести по 5-6
капель дистиллированной воды, размешать стеклянной палочкой до
растворения солей, находящихся в пробирках. Добавить в каждую пробирку
по 2-3 капли раствора сульфата меди (ΙΙ). Отметить наблюдаемые явления.
Написать уравнения реакции разложения сульфита натрия, учитывая, что
вторым продуктом прокаливания является сульфат натрия. Как изменялась
степень окисления серы в данной реакции? Для каких степеней окисления
серы возможны реакции диспропорционирования?
Задание 2. Изучение окислительно-восстановительных свойств
𝐊𝐌𝐧𝐎𝟒 в различных средах
Опыт 2. В три пробирки внести по 3-4 капли раствора перманганата
калия 𝐾𝑀𝑛𝑂4 . В одну пробирку добавить 2-3 капли 2 н раствора серной
25
кислоты, во вторую – столько же воды, в третью – такое же количество
раствора щелочи. Во все три пробирки внести по 2 микрошпателя кристаллов
нитрита калия и перемешать растворы до полного растворения кристаллов.
Через 3-4 минуты отметить изменение окраски растворов во всех трех случаях.
Написать уравнение реакции восстановления 𝐾𝑀𝑛𝑂4 нитритом
калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. Сколько окислительных
эквивалентов содержится в 1 моль 𝐾𝑀𝑛𝑂4 в каждом из этих случаев?
Задание 3. Определение направления протекание ОВР
Опыт 3. Внести в пробирку по 2-3 капли сульфата хрома (ΙΙΙ) и
сульфата калия и добавить к ним 1-2 капли иодной воды. Происходит ли
окисление хрома (ΙΙΙ) иодом, которое должно сопровождаться
обесцвечиванием иода?
В другую пробирку внести по несколько капель раствора бихромата
калия и серной кислоты, затем добавить 3-4 капли иодида калия. Почему
раствор окрасился в коричневый цвет? Составить уравнение полуреакций
окисления и восстановления для протекающей ОВР. Рассмотреть данную
реакцию как процесс, протекающей при работе гальванического элемента.
Выписать значения соответствующих электродных потенциалов и вычислить
э.д.с. Отметить значение э.д.с. для данного процесса, определить окислитель и
восстановитель. Пользуясь электродными потенциалами, решить вопрос,
возможна ли при стандартных условиях реакция
MnO4− +Br2 + H + ⇄ Mn+2 + BrO3− + H2 О
Контрольные вопросы:
1.
Сущность ОВР
2.
Виды ОВР
3.
Основные окислители и восстановители
4.
Методы нахождения коэффициентов для ОВР: а) метод
электронного баланса; б) метод полуреакций (ионно-электронный метод)
5.
Суть процесса электролиза солей
Лабораторная работа№6.
Электролиз.Электролиз с нерастворимым и растворимым анодом.
Содержание работы
Целью работы является экспериментальное рассмотрение электролиза
растворов солей
как окислительно-восстановительного процесса,
протекающего под действием постоянного электрического тока на электродах,
погруженных в электролит.
26
Электролиз-это
окислительно-восстановительные
процессы,
протекающие на электродах при пропускании через них постоянного
электрического тока.
При проведении электролиза используют инертные (графитовые,
платиновые) или растворимые электроды. Металлический анод, погруженный
в раствор своей соли, при электролизе будет растворяться.
При пропускании электрического тока через растворы или расплавы
электролитов, положительно заряженные ионы (катионы) перемещаются в
направлении катода, отрицательно заряженные (анионы) – анода. На катоде
происходит восстановление (приём электронов), на аноде – окисление (отдача
электронов).
Изображая схемы процессов, протекающих при электролизе соединений,
нужно учитывать тот факт, что разряжающая способность ионов зависит от
величины электродного потенциала (см. приложение 1). Чем больше величина
электродного потенциала катиона, тем легче он будет восстанавливаться до
свободного состояния на катоде. Чем меньше величина электродного
потенциала аниона, тем он легче окисляется на аноде.
Также нужно учитывать, что на величину электродного потенциала
ионов и, следовательно, на порядок их разрядки на электродах существенное
влияние оказывает поляризация электродов.
Поляризация – это смещение величины потенциала положительного
электрода от равновесного в сторону меньших значений, а отрицательного
электрода – в сторону больших значений.
На преодоление электродвижущей силы (ЭДС) гальванического
элемента, возникающего в результате выделения на электродах продуктов
электролиза, сопротивление электролита и др. факторов требуется
дополнительное напряжение от внешнего источника тока, которое называется
перенапряжением.
Перенапряжение – это величина, показывающая, насколько смещается
электродный потенциал от равновесного значения на катоде и на аноде:
А = ЕА – Е0
(1).
К = Е0 – ЕК
(2)
Здесь ЕА, ЕК – потенциалы анода и катода при прохождении тока, Е0 –
стандартный электродный потенциал.
Массу веществ, способных выделиться при электролизе, вычисляют на
основании двух законов электролиза, сформулированных М. Фарадеем.
Первый закон М. Фарадея: количество выделившегося при электролизе
вещества прямо пропорционально количеству пропущенного через электролит
электричества.
Второй закон М. Фарадея: одинаковые количества электричества
выделяют при электролизе на электродах эквивалентные массы различных
веществ.
Таким образом из данных законов вытекает:
mтеор = Э Q / F, так как Q = I t, то
mтеор = Э I t / F.
27
Здесь mтеор – масса выделяющегося вещества, г, Q – количество
электричества, Кл, I – сила тока, А, t – время электролиза, с, F – число Фарадея
(количество электричества, необходимое для выделения на электроде одного
грамм-эквивалента любого вещества), равное 96500 Кл/моль, Э –
электрохимический эквивалент (эквивалентная масса вещества), г/моль,
вычисляемая как Э = А/В, где А – атомная масса элемента, В – его валентность.
Для характеристики работы электролизеров вводится понятие выхода
по току  (выражается в %).
Для того, чтобы определить выход вещества по току, нужно количество
фактически выделившегося на электроде вещества (или его практический
выход) разделить на его количество, которое должно было бы выделиться
теоретически:  = (mпр / mтеор) 100%.
Порядок выполнения работы
Опыт 1. Электролиз раствора сульфата меди
Один из угольных электродов осторожно зачистить наждачной бумагой,
промыть дистиллированной водой, просушить фильтровальной бумагой.
Взвесить электрод на аналитических весах с точностью до 0,001 г. Опустить
электроды в стакан с приготовленным раствором сульфата меди CuSO4 и
пропустить постоянный электрический ток. Силу тока и время электролиза
задаёт преподаватель. Наблюдать происходящие явления на электродах. После
отключения установки вынуть электроды, просушить фильтровальной
бумагой электрод, на котором выделилась медь, и тщательно взвесить его.
Определить по разнице масс количество выделившейся на электроде меди.
Составить уравнение электродных процессов и общее уравнение реакции.
Определить выход меди по току.
Опыт 2. Электролиз раствора сульфата натрия
В U–образную трубку налить раствор сульфата натрия. В катодное
колено трубки добавить несколько капель лакмуса или метилового оранжевого,
в анодное – фенолфталеина. В оба колена трубки опустить тонкие угольные
электроды и пропускать постоянный электрический ток (силу тока и время
электролиза задаёт преподаватель). Наблюдать происходящие явления
(изменение окраски индикаторов, выделение газов). С чем это связано?
Составить электродные процессы с учётом электродных потенциалов и
перенапряжения, указать продукты электролиза. Сделать вывод: электролиз
какого вещества фактически протекает в данном случае?
Опыт 3. Электролиз с растворимым анодом
В качестве примера рассмотрим электролиз с медным анодом. В
качестве катода тоже предпочтительнее использовать медный (например, так
очищают черновую медь, полученную термическим восстановлением). В
качестве электродов берут медные пластины толщиной несколько
миллиметров. Электролит состоит из раствора медного купороса (150–190 г/л)
28
и серной кислоты (185–190 г/л). Последняя увеличивает электропроводность и
предотвращает образование на катоде гидроксида меди (II). Лучше всего
процесс протекает при температуре 50-60 оС и плотности тока 0,016-0,205
А/см2.
Расстояние между электродами составляет 45-50 мм. Время проведения
и силу тока задаёт преподаватель. Составьте схему электролиза с учётом того,
что для написания электродных реакций на катоде и аноде нужно сравнивать
электродные потенциалы меди и других ионов, присутствующих в
электролите. Учесть, что перенапряжение реакции окисления катионов меди
мало, поэтому в указанном интервале потенциалов вода разлагаться не может.
Опыт 4. Электролиз раствора иодида калия
В U–образную трубку налить раствор иодида калия KI. Электролиз
проводится с угольными или медными электродами. В анодное колено
добавить несколько капель раствора крахмала, в катодное – столько же
фенолфталеина. Пропустить через раствор ток определенной силы в течение 23 мин. Что наблюдается при этом? Дайте объяснение и схему электролиза.
Рассчитайте объём и массу продукта, выделившегося на катоде.
Контрольные вопросы:
1. Какой процесс называется электролизом?
2. Чем определяется, какой из возможных процессов окисления –
восстановления будет протекать в первую очередь?
3. Промышленный способ получения каустика NaOH – электролиз
раствора поваренной соли NaCl. Запишите схематически этот процесс.
4. Какие процессы протекают на электродах при электролизе раствора
хлорида никеля (II), в случае: а)никелевого анода; б) угольного анода.
5. В какой последовательности выделяются на катоде металлы при
электролизе раствора, содержащего ионы Zn2+, Ag+, Sn2+?
6. При электролизе раствора сульфата никеля током 10 А в течение 5
часов (электроды угольные) на катоде выделилось 50 г никеля. Какой продукт
образуется на аноде и в каком количестве? Вычислить выход никеля по току.
Лабораторная работа № 7
Химические свойства элементов VII-B, VI-B групп
Содержание работы
Целью работы является изучение химических свойств элементов VII-B,
VI-B групп , установление зависимости кислотно-основных и окислительновосстановительных свойств этих элементов от степени окисления.Проведение
химических реакций,характерезузющих свойства этих элемементов.
Марганец, технеций, рений составляют VII-B группу периодической
29
системы Д. И. Менделеева Марганец, технеций, рений - металлы.
Наиболее устойчивы их соединения со степенью окисления +2,+4,+7.
Марганец - активный металл, его стандартный электродный потенциал
=-1,179 В, поэтому он легко растворяется в разбавленных кислотах.
С повышением степени окисления уменьшается основный характер
его оксидов и гидроксидов, повышаются их кислотные свойства.
Для соединений Mn (II) и Mn (III) характерны восстановительные
свойства, а для соединений Mn (IV), Mn (VI) и Mn (VII) - окислительные.
Наиболее активно окислительные свойства проявляются у Mn (VII). Все
соединения, в которых марганец находится в высшей степени окисления,
являются очень сильными окислителями. Наибольшей окислительной
способностью обладает перманганат – ион .
Хром, молибден, вольфрам составляют VI-B группу периодической
системы Д. И. Менделеева.Эти элементы относятся к металлам. Их
максимальная степень окисления равна шести. Химическая активность
уменьшается от хрома к вольфраму. Они тугоплавки и тверды: вольфрам
(Tпл. = 3380°С) является самым тугоплавким из металлов.
Хроматы и бихроматы в кислой среде являются сильными
окислителями. Cr6+ восстанавливается до Cr3+. При этом желтая или
оранжевая окраска растворов переходит в зеленую или зеленоватофиолетовую.
Наиболее характерная степень окисления Mo и W в соединениях +6,
а для хрома характерные степени окисления +3 и +6. Трехокиси WO3 и
MoO3 плохо растворяются в воде, но хорошо растворяются в щелочах.
Образуются соли молибденовой и вольфрамовой кислот.
Соединения Mo и W в степени окисления +6, в отличие от
соединений Cr, являются очень слабыми окислителями.
Опыт 1. Получение и свойства гидроксида хрома(II)
К 0,5–1 мл раствора соли хрома(III) прибавьте (осторожно)
несколькокапель разбавленного раствора гидроксида натрия. Полученный
осадокразделите на две пробирки. К осадку в одной пробирке прибавьте несколько капель раствора любой кислоты, во вторую – раствора щелочи
дорастворения осадка. О каких свойствах гидроксида хрома(III) говорят
этиреакции? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций.
Опыт 2. Восстановление соли марганца(II) алюминием .
Налейте в пробирку примерно 1 мл раствора соли марганца(II) и опустите в нее кусочек алюминиевой фольги. Что происходит. Напишите
уравнение протекающей реакции.
Опыт 3. Окислительные свойства соединений марганца(VII).
Влияние рН среды на характер восстановления перманганата калия.
В три пробирки внесите по 3–4 капли раствора перманганата калия. В
одну пробирку добавьте 2–3 капли раствора серной кислоты, во вторую
столько же воды, в третью – 3–4 капли 20 % или 30 % раствора гидроксида
30
натрия. Во все три пробирки добавьте несколько кристалликов сульфита
натрия (или нитрита натрия) и растворы перемешайте. Каким образом
изменилась окраска растворов в пробирках? Почему растворы имеют разную
окраску? Напишите уравнения реакций и на основании электронно-ионных
уравнений расставьте коэффициенты.
А) В пробирку налейте 1–2 мл воды и Определите характер среды в
полученном растворе с помощью универсального индикатора или лакмусовой
бумажки. Нагрейте пробирку с раствором и снова определите рН раствора.
Как изменяется характер среды при нагревании раствора? Каким образом
можно ослабить гидролиз этой соли? Составьте молекулярное иионномолекулярное уравнения реакции гидролиза.
Б) К 0,5 мл раствора сульфата хрома(III) прилейте такой же объем
раствора карбоната натрия или сульфида натрия. Что происходит? Какое
соединение выпадает в осадок? Какой газ при этом выделяется? Почему?
Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции гидролиза.
Опыт 4. Получение малорастворимых хроматов и дихромтов.
В две пробирки налейте примерно по 0,5 мл раствора хромата калия и
прибавьте по нескольку капель растворов: в первую – хлорида бария, во
вторую – нитрата свинца. Отметьте цвета осадков, составьте молекуляр-ные
и ионно-молекулярные уравнения реакций. Такие же реакции проведите с
раствором дихромата калия.
Контрольные вопросы.
1. Особенности строения атомов элементов VIIIВ группы
2. Основные химические свойства элементов подгруппы железа.
3. Окислительно-восстановительные свойства железа.
4. Как изменяется устойчивость высоких и низких степеней окисления
от Mn к Re и как это сказывается на свойствах их соединений? Различаются
ли по составу оксиды, образующиеся при прокаливании на воздухе марганца и
рения?
5.Укажите сходство и различие в строении атомов седьмой группы
главной и побочной подгруппы на примере марганца и хлора. Каким образом
это сказывается на их свойствах?
Лабораторная работа №8
Электрохимические процессы. Коррозия металлов
Содержание работы
Целью
работы является изучение возможности преобразования
химической энергии в электрическую при работе гальванического элемента.
Исследование влияния различных факторов на величину ЭДС элементов.
31
При погружении металла в раствор электролита на границе раздела фаз
образуется двойной электрический слой. Положительно заряженный слой
создается остовами атомов, находящихся в узлах кристаллической решетки и
образующих границу раздела. Отрицательно заряженный слой образуется
электронами проводимости, расположенными в междоузлиях кристаллической
решетки. На границе раздела фаз (металл – электролит) возникает скачок
потенциала,
называемого
электродным
потенциалом
металла.
Непосредственно его замерить невозможно, поэтому его замеряют
относительно какого-либо электрода, который называется электродом
сравнения. Чаще всего электродом сравнения служит нормальный водородный
электрод.
Электродный потенциал металла, погруженного в раствор своей соли с
концентрацией 1 моль/л, измеренный относительно нормального водородного
электрода, при температуре 25 0С, называется нормальным, или стандартным
электродным потенциалом металла Е0.
Измеренные таким образом электродные потенциалы металлов
располагают в порядке возрастания их величин в так называемый ряд
напряжений металлов, или ряд стандартных электродных потенциалов.С
увеличением значений Е0 окислительная способность ионов возрастает, а
восстановительная способность атомов падает.
Величина электродного потенциала является основной характеристикой
металла, с помощью которой можно оценить его химические свойства. Так,
чем меньше величина электродного потенциала металла, тем металл легче
отдаёт электроны, тем он химически более активен, его восстановительная
способность больше, он легче окисляется и труднее восстанавливается: М – n
е– = Мn+ (процесс окисления). Чем больше величина электродного потенциала
металла, тем легче ион металла восстанавливается (принимает электроны) до
свободного атома, тем выше его окислительная способность: Мn+ + n е– = М
(процесс восстановления).
Величина электродного потенциала металла зависит от природы металла,
концентрации ионов электролита, температуры. Математически эта
зависимость выражается уравнением Нернста:
Е = Е0 + (RT/nF) ln C
Здесь Е – потенциал металла при данной концентрации ионов, В; Е0 –
стандартный электродный потенциал металла, В; R – универсальная газовая
постоянная (8,316 Дж/град моль); Т – абсолютная температура, К; n – заряд
иона металла; F – число Фарадея (96500 Кл/моль); С – концентрация (или
активность) ионов металла в растворе, М.
Гальванический элемент – это прибор, преобразующий химическую
энергию в электрическую. Конструктивно гальванический элемент состоит из
двух различных металлов (электродов), погруженных в раствор электролита и
соединенных между собой проводником. Электролитом может служить
раствор кислоты, щелочи или соли. Возникновение электрического тока в
32
данном элементе обусловлено разностью потенциалов используемых металлов
и окислительно-восстановительными реакциями, протекающих на электродах.
Металл, имеющий меньший электродный потенциал, будет электродом,
поставляющим электроны в образующуюся цепь. Он является отрицательным
полюсом и называется анодом. На аноде всегда идёт процесс окисления –
отдачи электронов: М – n е– = Мn+ .
Металл, имеющий больший электродный потенциал, будет являться
положительным полюсом, и называется катодом. На катоде всегда происходит
процесс восстановления положительно заряженного иона (катиона)
электролита; например: Мn+ + n е– = М.
Коррозия - это самопроизвольный процесс разрушения металлов в
результате их взаимодействия с агрессивной окружающей средой. При этом
протекают химические или электрохимические реакции.
Классифицировать коррозионные процессы можно по-разному:

по виду коррозионной среды (газовая или жидкостная),

по характеру разрушений (равномерная или неравномерная),

по механизмам процессов, протекающих при коррозии
(химическая и электрохимическая)

и т.д.
Химическая коррозия - это вид коррозии, при котором металл непосредственно взаимодействует с окислителем и окисление металла не
сопровождается возникновением электрического тока. Химическая коррозия
протекает при взаимодействии металла с сухими агрессивными газами (О2,
CI2, SО2 и др.).
Электрохимическая коррозия - разрушение металла В среде
электролита с возникновением внутри системы электрического тока.
Электрический
ток
появляется
вследствие
возникновения
и
функционирования в среде электролита гальванических элементов различной
природы.
Порядок выполнения работы
Опыт 1. Исследование зависимости ЭДС гальванического элемента
от концентрации электролита.Составить гальванический элемент,
состоящий из медного и цинкового электродов, погруженных в одномолярные
растворы своих солей (соответственно сульфаты меди и цинка). Замерить ЭДС
этого элемента. Разбавить растворы солей в 100 раз. Для этого градуированной
пипеткой отобрать 1 мл 1 М соли, перенести в чистый сосуд и добавить 100 мл
воды. Получится 0,01 М раствор. Замерить ЭДС элемента, составленного из
0,01 М раствора сульфата цинка и 1 М раствора сульфата меди; из 0,01 М
раствора сульфата меди и 1 М раствора сульфата цинка; из 0,01 М растворов
солей. Результаты измерений занести в таблицу 1.
Электрод Электролит
ы
Концентрация, М
33
ЭДС элемента
рассчитанная
Zn
Cu
Zn
Cu
Zn
Cu
Zn
Cu
ZnSO4
CuSO4
ZnSO4
CuSO4
ZnSO4
CuSO4
ZnSO4
CuSO4
измеренная
1
1
0.01
1
1
0.01
0.01
0.01
Таблица 1
Сделать вывод: при каком соотношении концентраций получается
наибольшее значение ЭДС? Сравнить замеренные и рассчитанные ЭДС.
Опыт 2. Коррозия оцинкованного и луженого железа. В две пробирки
налить ½ их объема дистиллированной воды и добавить по 2-3 капли раствора
2 н серной кислоты гексацианоферрата (ΙΙΙ) калия 𝐾3 [𝐹𝑒(𝐶𝑁)6 ] (Последний
является чувствительным реактивом на ионы 𝐹𝑒 2+ , с которыми дает синее
окрашивание). Растворы перемешать стеклянной палочкой. Две железные
проволочки очистить наждачной бумагой. Одной проволокой прочно обмотать
кусочек цинка, другой – кусочек олова и опустить их оба приготовленные
растворы. Наблюдать синее окрашивание в одной из пробирок. (в какой?)
Объяснить появление ионов 𝐹𝑒 +2 в растворе. Дать схему перехода электронов
при коррозии оцинкованного и луженого железа и указать, в каком случае при
местном разрушении защитного покрытия будет происходить ржавление
железа под остающимся неизменным защитным слоем.
3. Защитное действие оксидных пленок на поверхности металла
а) Пассивирование железа в концентрированном растворе азотной
кислоты.
Зачищенный и обезжиренный железный стержень опускают в не сильно
разбавленный раствор азотной кислоты. Обратите внимание на активное
взаимодействие металла с кислотой, протекающее по схеме:
Fe + HNO3 ум. разб. → Fe(NO3)3 + NO2 + H2O
Этот же стержень промывают водой и погружают в концентрированный
раствор азотной кислоты. Начавшееся сразу взаимодействие железа и кислоты
прекращается вследствие образования на поверхности металла защитной
оксидной пленки.
Очень осторожно, не касаясь стенок сосуда, перенесите стержень в
стакан с разбавленной азотной кислотой, в которую добавлено несколько
капель раствора K3  Fe(CN )6  . Что можно сказать о взаимодействии
пассивированного железа с раствором разбавленной азотной кислоты?
34
Потрите поверхность металла о стенки сосуда. Отметить появление
синего окрашивания и объяснить наблюдаемое явление. Напишите уравнения
реакции растворения железа в разбавленной азотной кислоте и уравнение
реакции образования турнбулевой сини.
б) Активация алюминия в растворе соляной кислоты
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора сульфата меди и опустите в нее
на 1-2 минуты свернутую в шарик алюминиевую фольгу. Отметьте, что
выделение меди происходит в виде отдельных точек лишь на некоторых
участках. Другой шарик из алюминиевой фольги обработайте сначала
раствором соляной кислоты. После этого фольгу промойте дистиллированной
водой и так же погрузите в раствор сульфата меди. Наблюдайте выделение
меди на алюминии в виде сплошного слоя.
Объясните наблюдаемые явления и напишите уравнения реакций:
 Растворения оксидной пленки на алюминии в растворе соляной
кислоты.
 Взаимодействия алюминия с раствором соли меди.
Какую роль играет оксидная пленка на поверхности алюминия?
Контрольные вопросы:
1. Как определяется электродный потенциал металла?
2. Ряд напряжений металлов. Изменение окислительной и
восстановительной способностей атомов в зависимости от величины
электродного потенциала.
3. Даны ионы: меди, серебра, алюминия, железа. Какой из ионов
обладает наибольшей окислительной способностью? Расположите ионы в
порядке возрастания их восстановительной способности.
4.Определить, в какой паре элементов: Cr–Zn или Al–Fe следует
ожидать большей ЭДС и почему? Указать знаки электродов.
5. Что такое коррозия металлов?
6. По каким признакам можно классифицировать все коррозионные
процессы?
7. Как различаются коррозионные процессы по механизму?
8. В чем заключается сущность гальванической (протекторной) защиты
металлов от коррозии?
9. В чем сущность катодной защиты металлов?
Лабораторная работа № 9
Химические свойства элементов VII А, VI А, V А групп
Содержание работы
Целью работы является
определение общих закономерностей в
изменении свойств атомов р-элементов и их соединений,на основании
35
строения атомов , и проведение эксперимента,подтверждющего
химические свойства .
их
К элементам VII А группы относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I,
астат At. Групповое название этих элементов – галогены.
Электронное строение атомов галогенов соответствует следующим
конфигур
F [He] 2s2 2p5
Br [Ar] 3d10 4s2 4p5
Cl [Ne] 3s2 3p5
I[ Kr] 4d10 5s2 5p5 и т.д.
Для этих структур характерно наличие сочетания ns2 np5.
Фтор в соединениях имеет только одну степень окисленности1,остальные элементы проявляют различные степени окисленности -1, +1, +3,
+5, +7.
Фтор, имеющий наименьший радиус атома и семь электронов на
внешнем энергетическом уровне, является типичным неметаллом и очень
сильным окислителем. Поэтому в природе нет свободного фтора, тогда как
свободный иод встречается. Те же особенности обуславливают и отношение
галогенов к водороду и кислороду. Фтор очень бурно реагирует с водородом,
тогда как иод взаимодействует с ним медленно, и гидрид иода разлагается уже
при слабом освещении или нагревании.
В свободном состоянии галогены образуют простые вещества,
состоящих из двух атомов F2, Cl2, Br2, I2. Сравнивая величины сродства к
электрону у галогенов (F – 81,2 ккал/моль, Cl – 86,5; Br – 81,5; I – 74,2)
видно, что максимальным сродством к электрону, обладает не фтор, как этого
следовало бы ожидать, а менее активный хлор.
Гидроксиды элементов в высшей степени окисленности образуются для
Cl, Br, I, причем кислотные свойства уменьшаются от хлора к иоду: HClO4 –
очень сильная кислота, H5IO6 – очень слабая. Для одного и того же элемента с
понижением положительной степени окисленности кислотные свойства
уменьшаются: HClO4 - HClO3 - HClO2 - HClO. Водородные соединения –
галогеноводороды в водных растворах являются кислотами. Их сила
повышается от HF(слабая кислота) к HI (сильная кислота). Их устойчивость к
окислению понижается от HF к HI.
В VI А - группу входят ; кислород О, сера S, селен Se, теллур Те,
полоний Ро. Первые четыре элемента называются "халькогены"
("образующие руды", "относящиеся к медным рудам"). Электронная
конфигурация невозбужденных атомов элементов VI А - группы - ns2np4.
Наиболее стабильная степень окисления элементов в их соединениях - 2
характерна только для кислорода.
Кислород, сера, селен - типичные неметаллы, у Те появляются
металлические свойства , а Ро - металл. Сера и селен в твердом, жидком и
газообразном состояниях образуют циклические молекулы: Ss, Se8, Se, See и
др.
36
Склонность к гидролизу солей М2Э (М - щелочные металлы)
уменьшается от M2S к М2Те.
С увеличением металлических свойств халькогенов возрастает ионность
химических связей в их диоксидах: SO2 < SeO2 < TeOi. В зггом же
направлении уменьшаются летучесть, кислотные свойства и взаимодействие
их с водой.
Среди триоксидов халькогенов сильными окислителями являются только триоксиды серы SO3 и селена SeO3, которые к тому же энергично
взаимодействуют с водой с образованием сильных кислот: H2SO4 и H2SeO.
К элементам V А группы относятся азот N, фосфор Р, мышьяк As,
сурьма Sb, висмут Bi. Азот и фосфор относятся к типическим элементам, а
мышьяк, сурьма и висмут объединяются в подгруппу мышьяка.
В ряду As-Sb-Bi размеры атомов и ионов увеличиваются, энергии
ионизации уменьшаются. Этим обусловлено ослабление признаков
неметаллических элементов и усиление признаков металлических элементов.
У азота четыре валентные орбитали могут находиться в состоянии sp3, sp2, sp гибридизации. Степени окисления азота в соединениях -2, -1, +1, +3, +5, а
также +2 и +4. Вследствие относительно меньшей электроотрицательности
связь рассматриваемых элементов с водородом менее полярна, чем связь с
водородом элементов VI и VII групп. Поэтому водородные соединения этих
элементов не отщепляют в водном растворе пока водорода и не обладают
кислотными свойствами.
Вследствие
прочности
молекулы
азота
многие
соединения
эндотермичны. Кроме того, энтропия их образования отрицательна. Отсюда,
молекулярный азот химически малоактивен, а соединения азота термически
мало устойчивы и относительно легко разлагаются при нагревании.
Азотная кислота - сильный окислитель. Первая стадия взаимодействия
металлов с HNO3 часто заключается в образовании поверхностных оксидов.
Иногда они являются такими прочными и инертными, что дальнейшая реакция
прекращается. Необходимо помнить, что при нагревании или действии света
HNO3 разлагается в основном по уравнению:
2HNO3 = l/2O 2 + 2NO2 + Н2O
и, следовательно, каждая пара ее молекул доставляет один атом кислорода. Окислительная активность разбавленной азотной кислоты гораздо меньше.
Разбавленная азотная кислота ведет себя как сильная кислота, хорошо диссоциирующая уже при умеренном разведении. Однако нельзя применять раствор
HNO3 для получения водорода, т.к. водород обязательно будет загрязняться
примесями оксидов азота. В чистом состоянии HNO3 самоионизована и содержит ионы NO2+ и NO3-.
Фосфор проявляет более металлические свойства, чем азот. Это проявляется в большей прочности кислородных соединений фосфора.
Окислительные свойства не характерны для кислородных кислот фосфора.
Степени окисления фосфора изменяются от -3 до +5, отрицательные степени
отвечают неусгойчи вым соединениям. К числу важнейших кислот фосфора
37
относятся мета-, орто- и пирофос- форная кислоты: НРО3, H3PO4 и
Н4Р2О7.Меньшее значение имеют фосфористая НзРОз и фосфорноватистая
кислоты НзРО4.НзРОз является двухосновной - третий атом водорода связан
непосредственно с фосфором и на металл не замещается:Н3РО2 одноосновная, т.к. в молекуле этой кислоты уже два атома водорода
соединены с фосфором.
Порядок выполнения работы
Задание 1. Окислительные свойства галогенов и их сравнительная
активность
Опыт 1. Налить в три пробирки по 0,5- 1,0 мл растворов в одну бромида калия и в две другие – иодида калия. В пробирку с бромидом калия
прибавить 2-3 капли хлорной воды, содержимое перемешать, встряхивая
пробирку..Прилить 0,5-1,0 мл бензола и снова хорошо перемешать. То же
самое проделать с раствором иодида калия. В третью пробирку (с иодидом
калия) добавить 2-3 капли бромной воды, затем также, как и в первые две,
прилить бензол и тоже хорошо взболтать. Изложить, какую задачу
преследовал эксперимент и какие выводы можно сделать из проделанных
опытов. Можно ли предвидеть, какой получится результат, если хлорную воду
постепенно прибавлять к раствору смеси бромида и иодида калия? Проделать
соответствующий опыт.
Что наблюдается? Согласуются ли результаты этих опытов
относительными величинами стандартных электродных потенциалов
соответствующих окислительно – восстановительных систем? Как изменяется
восстановительная способность отрицательных ионов галогенов? Расположить
их в ряд по возрастающей восстановительной активности. Написать уравнение
всех реакций, используя метод ионно- электронного баланса.
Задание 2. Качественные реакции на ионы галогенов
Опыт 2.Получить характерные осадки AgCl, AgBr, Agl, используя
соответствующие соли в количестве 4-5 капель. Изучить растворимость этих
осадков в воде, в азотной кислоте и аммиаке.
Составить уравнения реакций, отметить цвет осадков.
Задание 3. Окислительные
соединений серы (IV)
и
восстановительные
свойства
Опыт 3. В пробирку, содержащую 5-6 капель раствора перманганата калия и 3-4 капли 2н раствора HCl, прибавить несколько кристалликов сульфита
натрия. Отметить обесцвечивание раствора в связи с переходом иона МnО4- в
38
Мn+2 (Данная реакция может служить реакцией открытия иона SO3-2 в отсутствие других восстановителей). В какое соединение при этом перешел сульфит
натрия? Учитывая, что сульфит бария растворим в азотной кислоте, а сульфат
бария нерастворим, убедиться в переходе иона SO3-2 в ион SO4-2. для чего в полученный раствор добавить 1-2 капли 2н азотной кислоты и столько же
раствора хлорида бария . Какое соединение выпало в осадок? Отметить
наблюдаемые явления и написать уравнения всех протекающих реакций.
Задание 4. Серная кислота и ее свойства
Опыт 4. Дегидратирующие свойства серной кислоты
На листочке фильтровальной бумаги с помощью стеклянной палочки
сделать надпись 2н раствором серной кислоты. Бумагу просушить, держа
высоко над пламенем горелки. Отметить и объяснить почернение бумаги.
Какое свойство проявляет концентрированная серная кислота в этом опыте?
Опыт 5. Взаимодействие разбавленной серной кислоты с металлами
В три пробирки внести по 5-8 капель 2н раствора серной кислоты и по 23 кусочка металлов: в первую - цинка; во вторую - железа; в третью - меди.
Если реакция идет медленно, слегка подогреть пробирки небольшим пламенем
горелки.
В каком случае реакция не идет? Почему? Написать уравнения протекающих реакций. Какой элемент в этих реакциях является окислителем?
Задание 6. Аммиак и его свойства
Опыт 6. Раствор аммиака разделить на две пробирки.
В одну добавить одну каплю фенолфталеина. Отметить окраску
раствора. На присутствие каких ионов она указывает? Добавить
в раствор 3-4 микрошпателя хлорида аммония и размешать
раствор. Как изменилась интенсивность окраски? Почему?
К раствору во второй пробирке добавить 5-6 капель
раствора сульфата аммония. Отметить исчезновение запаха
аммиака.
Написать: а) схему равновесия в водном растворе аммиака;
б) молекулярное и ионное уравнения реакции взаимодействия
сульфата алюминия с водным раствором аммиака.
Указать в каком направлении смещается равновесие в
йодном растворе аммиака при добавлении к нему хлорида
аммония? Сульфата алюминия?
Как при этом изменяется концентрация компонентов
данной равновесной системы: ОН- - иона; NH4- - иона, NH3? В
каком направлении сместится равновесие данной системы при
добавлении хлороводородной кислоты. Почему?
39
Опыт 7. Качественная реакция на NH4+ ион
В пробирку внести 2-3 капли раствора соли аммония и
добавить столько же 2н раствора едкого натра. Слегка подогреть
пробирку
и
над
ее
отверстием
подержать
влажную
универсальную индикаторную бумажку. По запаху и по
изменению цвета бумажки убедиться в выделении аммиака и
образовании ОН- иона.Написать в молекулярной и ионной форме
уравнения реакций. Можно ли этой реакцией обнаружить NH4+ ион в присутствии солей КС1, NaNO3? Ответ мотивировать.
Контрольные вопросы:
1. Характеристика галогенов по их положению в периодической
системе химических элементов.
2. Кислородные и водородные соединения галогенов. Особенности
их свойств.
3. Характеристика халькогенов. Особенности строения атомов.
4. Водородные и кисдородные соединения серы.
5. Чем определяется высокое значение Е связи в молекуле азота? Какое
влияние оказывает это на реакционную способность простого вещества?
6. Чему равно число валентных орбиталей и валентных электронов в атомах азота и фосфора? Какое максимальное значение ковалентности и степени
окисления это определяет?
7. Все ли валентные возможности используют атом азота при образовании молекулы NH3? Чем определяется геометрическая форма молекулы и
меньшее значение валентного угла по сравнению с теоретическим?
8. Какие равновесные системы существуют в водном растворе аммиака и
как они смещаются при нагревании раствора, при добавлении кислот,
щелочей, ионов комплексообразователей? Относится ли водный раствор NH3 к
сильным или слабым основаниям?
40
Список литературы:
1. Глинка Н. Л. Общая химия: Учебное пособие / Н. Л. Глинка. М.:
КНОРУС, 2009. – 752с.
2. Лидин Р. А. Задачи по общей и неорганической химии: учеб. пособие /
Р. А. Лидин, В.А. Молочко, Л. Л. Андреева. М.: Владос, 2004. – 384с.
3. Иванов В. Г. Сборник задач и упражнений: Учебное пособие / В. Г.
Иванов, О. Н. Гева, Ю. Г. Гаверова. М.: Академия, 2007. – 320с.
4. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: Учебник / Н. С.
Ахметов. – 5-е изд., исправл. – М.: Высш. шк., 2003. – 743с.
41