А) 4

Министерство образования и науки Республики Казахстан
Государственный университет имени Шакарима г. Семей
Кафедра химии
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ
ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ ПО ДИСЦИПЛИНЕ
«ХИМИЯ»
Cемей 2014
ТРЕБОВАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ,
ОФОРМЛЕНИЮ И ЗАЩИТЕ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ
Перед тем как приступить к выполнению лабораторных работ, требуется
получить допуск. Для этого необходимо подготовить письменно основную
теорию по заданной работе, уяснить цели, задачи, порядок проведения
эксперимента. Для подготовки достаточно использовать теоретический
материал, приведенный в учебниках и данном практикуме непосредственно
внутри каждой лабораторной работы.
После выполнения эксперимента по лабораторной работе, расчета
необходимых величин, построения графиков работа защищается.
Оформленные в соответствии со стандартом лабораторные работы
должны содержать следующие пункты:
1. Цель работы.
2. Краткое теоретическое введение.
3. Описание методики эксперимента.
4. Результаты исследования и расчеты.
5. Выводы по работе с обоснованием возможных отклонений от теоретических
величин.
Защита лабораторных работ проводится во время аудиторного занятия.
На защите лабораторной работы проверяются выполненные расчеты,
оцениваются качество оформления и правильность построения графиков,
анализируется логичность выводов, оцениваются ответы на теоретические
вопросы, предполагающие знание лекционного материала по данной теме. Если
по теме лабораторной работы на момент ее защиты лекций не было, то при
подготовке теории следует руководствоваться контрольными вопросами,
приведенными в конце лабораторных работ.
К выполнению следующей лабораторной работы не допускаются те, кто
не защитил сделанную.
Общие правила работы в лаборатории. Техника безопасности
Перед тем как преступить к выполнению лабораторных работ,
необходимо ознакомиться с правилами работы в лаборатории.
Без преподавателя или лаборанта в верхней одежде в лабораторию
входить не разрешается. Все личные вещи, не являющиеся необходимыми для
выполнения работы, убираются в специально отведенный для этого шкаф.
К выполнению лабораторных работ не допускаются пришедшие без
средств индивидуальной защиты: хлопчатобумажный халат и кислотостойкие
резиновые перчатки (в случае работы с концентрированными кислотами).
При работе в лаборатории должны находиться не менее 2 человек.
Во время работы в лаборатории необходимо соблюдать чистоту, тишину,
порядок и правила техники безопасности. На рабочих столах и вокруг
работающих не должно быть ничего лишнего.
На рабочем месте запрещается принимать пищу, пить воду, курить и
использовать химическую посуду как пищевую.
Нельзя приступать к работе до полного уяснения всей техники ее
выполнения.
Запрещается приступать к работе, не согласовав план работы с
руководителем.
Опыты нужно проводить только в чистой химической посуде. После
окончания эксперимента посуду сразу же следует вымыть.
В процессе работы необходимо соблюдать чистоту и аккуратность,
следить, чтобы вещества не попадали на кожу лица и рук, т.к. многие вещества
вызывают раздражение кожи и слизистых оболочек.
Никакие вещества в лаборатории нельзя пробовать на вкус.
Нюхать вещества можно, лишь осторожно направляя на себя пары или
газы легким движением руки, не наклоняясь к сосуду.
Сосуды с веществами или растворами необходимо брать одной рукой за
горлышко, а другой снизу поддерживать за дно.
Категорически запрещается затягивать ртом в пипетки органические
вещества и их растворы, а также концентрированные кислоты.
Во время нагревания жидких и твердых веществ в пробирках и колбах
нельзя направлять их отверстия на себя и соседей. Нельзя также заглядывать
сверху в открытые нагреваемые сосуды во избежание возможного поражения
кожи и глаз при выбросе горячей массы.
Категорически запрещается выливать в раковины концентрированные
растворы кислот и щелочей, а также различные органические растворители,
сильно пахнущие и огнеопасные вещества. Все эти отходы нужно сливать в
специальные бутыли с надписью «Слив ____» или «Отработанная ____».
После окончания работы, уходя из лаборатории, нужно убрать рабочее
место, выключить нагревательные приборы и тщательно вымыть руки.
Правила работы с кислотами
и горючими веществами
Разбавление кислот производить приливанием кислоты в воду и только в
жаростойких и фарфоровых стаканах, т.к. при этом происходит значительное
выделение тепла. Склянки с концентрированными кислотами можно
переносить только в ведре.
Едкие щелочи следует растворять путем медленного прибавления к воде
небольших кусочков, которые нужно брать щипцами или шпателем.
Переливать концентрированные кислоты можно только при включенной
тяге в вытяжном шкафу. Дверцы шкафа должны быть по возможности
прикрыты.
Запрещается при работе с этиловыми эфиром, спиртом, бензолом,
ацетоном,
уксусно-этиловым
эфиром
и
другими
горючими
и
легковоспламеняющимися жидкостями (ЛВЖ) проводить нагревание на
открытом огне, на сетке, вблизи открытого пламени или в открытых сосудах.
Следует иметь в виду, что легколетучие органические жидкости могут
воспламеняться при отсутствии открытого пламени, при падении на сильно
нагретую поверхность.
Запрещается ЛВЖ выливать в ведра, банки для мусора во избежание
пожара от случайно брошенной спички.
Разлитые кислоты и щелочи следует немедленно нейтрализовать и лишь
после этого проводить уборку.
Запрещается набирать растворы кислот и щелочей, всасывая их ртом в
пипетку.
Первая помощь в лабораториях при ожогах и отравлениях
При термических ожогах следует немедленно делать неоднократные
примочки в месте ожога спиртовым раствором таннина (можно также
смачивать раствором KMnO4 или С2Н5ОН и покрывать мазью от ожогов –
сульфидиновой эмульсией).
При ожогах кислотами сначала нужно хорошо промыть обожженное
место проточной водой, а затем раствором Nа2СО3.
При ожогах едкими щелочами требуется хорошо промыть обожженное
место водой, а затем разбавленной уксусной или борной кислотой.
В случае вдыхания хлора или паров брома следует вдыхать пары спирта,
а затем выйти на свежий воздух.
При попадании в глаза различных химических реагентов нужно
немедленно промыть глаза большим количеством воды в течение 3–5 мин, а
затем раствором HBr (при попадании щелочных реагентов) или раствором
Na2CO3 (при попадании кислых реагентов). После этих мер первой помощи
необходимо немедленно обратиться к врачу.
Тушение местного пожара и горящей одежды
Каждый работающий должен знать, где находятся в лаборатории средства
противопожарной защиты.
При возникновении пожара следует немедленно выключить газ и
электроприборы по всей лаборатории, убрать все горючие вещества подальше
от огня, засыпать песком или накрыть войлочным, шерстяным одеялом или
асбестом очаг пожара. Большое пламя тушат при помощи огнетушителя.
Если на ком-либо загорится одежда, тушить ее нужно обливанием водой
из душа или немедленно повалить человека на пол и накрыть войлочным
одеялом, которое не снимать до тех пор, пока не погаснет пламя.
Лабораторная занятие 1
«Классы неорганических соединений»
Цель занятия: практическое закрепление знаний о классификации
неорганических веществ, их получении, свойствах и генетической связи между
ними.
Вопросы для допуска к лабораторной работе:
1. Какие классы неорганических веществ вы знаете?
2. Какие неорганические соединения относятся к классу оксидов?
3. Какие соединения называются основаниями? Приведите примеры.
4. Какие неорганические соединения относятся к классу кислот?
5. Приведите примеры различных солей. Как их классифицируют?
6. Возможен ли перевод всех средних солей в кислые и основные соли?
7. Возможен ли перевод всех кислых и основных солей в средние соли?
8. Сравните способы получения щелочей и нерастворимых оснований.
9. Сравните способы получения в лаборатории сернистой кислоты и
кремниевой.
10. При каком условии растворы солей реагируют друг с другом?
11. Какие химические свойства имеют амфотерные гидроксиды? Приведите
примеры.
ОКСИДЫ
ОПЫТ №1 Получение оксидов непосредственным окислением элементов.
Поместить на металлическую ложечку кусочек серы и нагреть в пламени
спиртовки. Как только сера загорится внести ложечку в банку, не касаясь дна и
стенок. Когда сера сгорит, ложечку вынуть, в банку налить не много
дистиллированной воды и взболтать. Испытать раствор лакмусом. Написать
уравнение реакции. Каков характер оксида? Сделайте вывод.
ОПЫТ №2 Получение оксидов разложением солей. В сухую пробирку
поместить немного основного карбоната меди ((СuОН)2С03). Держа пробирку в
наклонном положении, нагреть до полного разложения соли. Какого цвета
вещество остается? Что выделяется на холодных стенках пробирки? Написать
уравнение реакции. Сделайте вывод.
ОПЫТ №3 Получение оксидов разложением гидроксидов.На раствор сульфата
меди действуем избытком щелочи, получаем гидроксид меди. Полученный
осадок нагреть. Объяснить почернение осадка и написать уравнение реакции.
Сделайте вывод.
ГИДРОКСИДЫ
ОПЫТ №4 Взаимодействие с кислотами. В пробирку налейте несколько капель
раствора гидроксида натрия. Добавьте 1-2 капли фенолфталеина, затем по
каплям приливайте раствор соляной кислоты. Что наблюдается? Напишите
уравнение реакции. Сделайте вывод.
КИСЛОТЫ
ОПЫТ №5 Взаимодействие кислот с металлами. В пробирку с 3-4 мл серной
кислоты (разб.) опустить кусочек цинка, пробирку нагреть до кипения. Что
наблюдается? Написать уравнение реакции. Сделайте вывод.
СОЛИ
ОПЫТ №6 Взаимодействие двух различных солей. К 1 мл раствора сульфата
натрия прилить 1 мл раствора хлорида, бария. Что наблюдается? Написать
уравнение реакции. Сделайте вывод.
Вопросы для самопроверки:
1. Массовая доля (%) кислотообразующего элемента в серной кислоте:
А) 32,6
В) 49,0
С) 28,2
D) 40,0
Е) 25,6
2. Массовая доля (%) металла в гидроксиде натрия:
А) 22,2
В) 39,9
С) 48,2
D) 44,0
Е) 57,5
3.Оксид меди можно получить в лаборатории:
а) взаимодействием меди с водой
б) разложением малахита
в) окислением меди кислородом воздуха
г) при нагревании гидроксида меди (II)
А) а,г В) б, в С) в, г D) б Е) б, в, г
4. Кислую соль КНСО3 можно перевести в среднюю действием:
А) Н2О
В) СO2
С) HCI
D) KOH
Е) КCI
5. Основную соль СuOHCI можно перевести в среднюю действием:
А) Н2О
В) Сu(OH)2
С) HCI
D) KOH
Е) CuCl2
6. Оксид меди (II) имеет цвет:
А) красный
В) чёрный
С) голубой
D) бирюзовый
Е) белый
7. Оксид меди (I) имеет цвет:
А) красный
В) чёрный
С) голубой
D) бирюзовый
Е) белый
8. При действии хлорида натрия на нитрат серебра, образуется:
А) бурый газ
В) белый творожистый осадок
С) голубой осадок
D) реакция не происходит
Е) красный осадок
9. Малахит - это:
А) ( СuOH)2CO3
В) HMnO4
С) K3[Fe(CN)6]
D) Cu(OH)2
Е) CuOHCl
10. Кремниевую кислоту получают в лаборатории:
А) действием воды на оксид кремния
В) из алюмосиликатов
С) действием сильных кислот на силикаты
D) сплавлением песка и негашёной извести
Е) гидролизом солей
11. Гидроксиды цинка и алюминия растворяются в:
А) кислоте
В) щёлочи
С) воде
D) кислоте и щёлочи
Е) ацетоне
Лабораторная занятие 2
Тема «Определение эквивалентной массы металла»
Цель работы – ознакомление с понятием эквивалент вещества и
методикой расчета молярной массы эквивалентов по закону эквивалентов.
ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Моль эквивалентов вещества (эквивалент) - это такое его количество,
которое взаимодействует с одним молем атомов водорода или замещает то же
количество атомов водорода в химических реакциях. Моль эквивалентов
водорода равен одному 1 моль.
Чтобы определить эквивалент вещества надо исходить из конкретной
реакции, в которой участвует данное вещество.
½ Mg + ½ H2SO4 = ½ MgSO4 + ½ H2
Одному молю атомов водорода соответствует ½ моля магния, ½ моля
MgSO4 и ½ H2SO4.
Отсюда
Э (Mg) = ½ моля, Э (MgSO4) = ½ моля, Э(H2SO4) = ½ моля.
NaOH + ½ H2SO4 = ½ Na2SO4 + H2O
Отсюда
Э (NaOH) = 1 моль, Э (Na2SO4) = ½ моля.
½ Ca + ⅓ H3PO4 = Ca3(PO4)2 + ½ H2
Отсюда
Э (Ca) = ½ моля, Э (Ca3(PO4)2) = 1/6 моля, Э(H2) = ½ моля.
½ H2 + ¼ O2 = ½ H2O
Отсюда
Э(О2) = ¼ моля, Э(Н2О) = ½ моля.
Массу 1 моля эквивалентов называют молярной массой эквивалентов
(эквивалентная масса МЭ). Исходя из понятия моля эквивалентов и
эквивалентной массы, для расчета молярной массы эквивалентов вещества
можно использовать формулы:
для простого вещества
Для сложного вещества
,
где
МА- атомная масса элемента
М – молярная масса вещества
В - валентность элемента или функциональной группы
n - количество функциональных групп.
Для оснований функциональной является гидроксогруппа (ОН‾), для
кислот ион водорода (Н+), для солей ион металла.
Пример.
Рассчитать молярную массу эквивалентов сульфата алюминия.
Для газообразных веществ удобнее пользоваться понятием объем моля
эквивалентов (эквивалентный объем). Согласно закону Авогадро моль любого
газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 литра (молярный объем,
VМ). Исходя из этого можно рассчитать эквивалентный объем любого газа (VЭ).
Например VЭ (Н2)=11,2 л, VЭ (О2)=5,6 л.
Все вещества реагируют друг с другом в эквивалентных количествах в
соответствии с законом эквивалентов:
Массы (объемы), участвующих в реакции веществ, пропорциональны их
эквивалентным массам (эквивалентным объемам).
,
Из закона эквивалентов следует, что число молей эквивалентов
участвующих в реакции веществ одинаковы.
Эквивалент вещества может измениться в зависимости от условий
реакций.
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O
1экв. 1экв.1экв. 1экв.
МЭ(NaOH) = М(NaOH) = 40 г/моль
МЭ(H2SO4) = М(H2SO4) = 98 г/моль
2 NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2 H2O
2экв.
2экв.2экв.
2экв.
МЭ(H2SO4) = М(H2SO4)/2 = 49 г/моль
Cu(OH)2 + HCl = CuOHCl + H2O
1экв.
1экв. 1экв.
1экв
МЭ(Cu(OH)2) = M(Cu(OH)2) = 98 г/моль
Cu(OH)2 + 2 HCl = CuCl2 + 2 H2O
2экв. 2экв. 2экв. 2экв
МЭ(Cu(OH)2) = M(Cu(OH)2)/2 = 49 г/моль
Пример.
Молярная масса эквивалентов металла равна 56 г/моль. Какой объем кислорода
(н.у.) образуется при разложении 1,28 г оксида этого металла.
Согласно закону эквивалентов:
Оксид металла это соединение металла с кислородом, поэтому молярная масса
эквивалентов оксида представляет собой сумму:
МЭ(оксида) = МЭ(металла) + МЭ(О2) = 56 + 8 = 64 г/моль
мл.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Приборы и реактивы: прибор для измерения объема водорода, кислота
соляная (W = 20%), цинк гранулированный.
Сущность опыта заключается в определении объема водорода, выделившегося
при взаимодействии цинка с кислотой и расчете эквивалентной массы цинка по
закону эквивалентов.
Описание работы:
Определение эквивалентной массы цинка по объему вытесненного
водорода осуществляется на лабораторной установке (рис.1).
Установка состоит из двух бюреток: рабочей измерительной Б1 и
уравнительной Б2, соединенных резиновой трубкой Т и заполненных
подкрашенной водой. К рабочей бюретке при помощи газоотводной трубки Г
присоединена пробирка П.
Перед началом выполнения опыта необходимо проверить герметичность
установки. Для этого пробирку плотно надеть на пробку газоотводной трубки,
после чего уравнительную бюретку поднять или опустить на 15-20 см,
закрепить ее в этом положении лапками штатива и наблюдать в течение 1-2
минут за положением в ней уровня жидкости. Если за это время уровень воды
не изменится, это будет означать, что прибор герметичен, и можно приступать
к выполнению работы.
Для удобства отсчета объема выделившегося водорода перед началом
работы жидкость в измерительной бюретке установить на нулевую отметку (по
нижнему мениску).
В пробирку П налить 5-6 мл 20% -ой соляной или серной кислоты,
опустить в пробирку навеску металла и быстро надеть пробирку на пробку с
газоотводной трубкой, не нарушая герметичности прибора.
2HCl+Zn=ZnCl2+H2↑
Когда весь металл растворится и прекратится выделение водорода, дать
пробирке остыть 1-2 минуты, и не снимая пробирки, привести положение
жидкости в измерительной и уравнительной бюретке к одному уровню, для
чего уравнительную бюретку опустить вниз. Отметить объем выделившегося
водорода в мл в измерительной бюретке от нулевой отметки до уровня
жидкости (по нижнему мениску).
Опытные данные
1.
Навеска металла m, кг
2.
Объем выделившегося водорода V, л
3.
Температура t, 0С
4.
Абсолютная температураТ, К
5.
Атмосферное давление Р, кПа
6.
Давление насыщенного водяного пара при данной температуре (РН2O),
кПа (см. таблицу 1).
7.
Парциальное давление водорода, РН2 = Р - РН2О, кПа
Расчет эквивалентной массы
1. Привести объем выделившегося водорода V к нормальным условиям Vo,
применив уравнение объединенного газового закона:
;
где ТО- абсолютная температура, 273 К
РО- давление при нормальных условиях, 101325 Па.
,
Рис.1. Лабораторная установка для определения эквивалентной массы металла
2. По закону эквивалентов рассчитать эквивалентную массу металла Э.
;
,
где Мэ- эквивалентная масса металла, кг/моль
m – масса навески металла, кг
Vэо- эквивалентный объем водорода, л
Vо – объем водорода, приведенный к нормальным условиям, л
3. Рассчитать относительную погрешность опыта:
относительная погрешность
,
где Этеор.- теоретическое значение эквивалентной массы металла,
Мэтеор.=МА/В.
МА- атомная масса металла
В – валентность металла.
Таблица 1
Давление насыщенного водяного пара.
Температура,
18
19
20
о
С
Давление пара,
2,06
2,20
2,37
кПа
21
22
23
24
2,48
2,64
2,80
2,98
Вопросы для самопроверки:
1. Установить правильную последовательность:
Эквивалент - это …
 1 моль
 водород
 атом
 количество
 замещает
 которое
 или
 присоединяет
 вещество
2. Дополнить:
1.
Масса
одного
эквивалента
вещества
называется
____________________________.
2. Масса одного эквивалента магния равна ____________
3. Имея концентрированный раствор азотной кислоты и металл, стоящий в ряду
напряжений между_____________и _______________, эквивалентную массу
этого
металла
можно
экспериментально
определить
(название)
__________________методом. Для этого необходимо провести реакции:
1) взаимодействия ________________ с __________________;
2) __________________________________ образующейся соли.
4. Вычислить эквивалентную массу металла можно, используя следующее
математическое выражение закона эквивалентов ____________________.
Из этого выражения следует, что для определения эквивалентной массы
металла необходимо измерить следующие физические величины:
1)________________________; 2) _________________________.
5. Чтобы рассчитать эквивалент металла по его эквивалентной массе,
необходимо использовать такое соотношение:________________.
Лабораторное занятие 3
Тема: «Определение энтальпий нейтрализации. Внутренняя энергия и
энтальпия»
Цель занятия: Определение энтальпии реакции нейтрализации для
следующих реакций:
NaOH (р) + HCl (р) → NaCl (р) + H2O (ж)
KOH (р) + HNO3 (р) → KNO3 (р) + H2O (ж)
NH4OH (р) + CH3COOH (р) → NH4CH3COO (р) + H2O (ж)
Оборудование и реактивы:
1. Калориметр с мешалкой
2. Термометр Бекмана или термометр с ценой деления 0,1°С
3. 2N растворы: NaOН, КОН, HNO3, HC1, NH4OH, CH3COOH
4. Секундомер (таймер)
5. Мерные цилиндры на 50 мл для каждого раствора
6. Технохимические (аптечные) весы с разновесами
Ход работы:
Упрощенный калориметр состоит из двух стаканов. В большой стакан
вставляют другой стакан меньшего размера. Стаканы не должны между собой
соприкасаться. Во избежание потерь теплоты через стенки внутреннего стакана
калориметра между ними помещают прокладки, внутренний стакан закрывают
крышкой с тремя отверстиями в которые вставлены термометр {цена деления
0,1 оС} - мешалка и воронка для вливания растворов. Выполняются 2 опыта с
сильными электролитами и 1 со слабыми.
Взвесить внутренний калориметрический стакан на технохимических весах
и налить в него 50 мл 2 N раствора щелочи, отметить температуру раствора с
точностью до 0,1 °С (t° щелочи). Вставить внутренний стакан с раствором
щелочи во внешний стакан, закрыть его крышкой, в отверстие крышки
поместить мешалку, термометр и воронку. Отмерить цилиндром 50 мл 2 N
раствора кислоты и измерить его температуру (t°кислоты).
При непрерывном помешивании быстро прилить через воронку раствор
кислоты к раствору щелочи. Отметить самую высокую температуру раствора -t°
конечную, которую показывает термометр после смешивания растворов.
Вычислить среднюю температуру растворов до реакций -t° начальную (среднее
арифметическое из температур растворов кислоты и щелочи), затем рассчитать
разницу: t° = t° кон. – t0 нач.
Таблица 1.
Система
Масса
калориметрическ
ого стакана, m1,г
Масса
раствор
а, m2, г
t0нач.,оС=1 t°
t° g=t°C Н нейтрализации
/2
кон = t° c, кДж Дж/мо кДж/мо
(t°щел.+t° ., оС кон
ль
ль
кисл.)
.–
t0
нач
.
NaOH
(р) + HCl
(р)
KOH (р)
+ HNO3
(р)
NH4OH
(р)
+
CH3COO
H (р)
Вычислить g, выделяющуюся в калориметре по формуле:
g = t° ∙ Cc(1),
где Cc – теплоемкость системы; вычисляется как сумма теплоемкостей материала
из которого изготовлены
Вопросы для самопроверки:
1. Дополнить:
1. Тепловой эффект реакции - это _________________________
____________________________________________________________________
_______________________________________,
а
энтальпия
это
_____________________________________________________________
_____________________________________________________________.
2. Термохимическое уравнение реакции нейтрализации уксусной кислоты
раствором
аммиака
можно
записать
следующим
образом:_____________________________________________________.
Изменение энтальпии данной реакции в стандартных условиях, рассчитанное
по
соотношению
__________________________________,
равно
__________кДж/моль.
3. Растворение в воде соли сопровождается _________________ энергии
(_____________________
энтальпии
системы),
необходимой
для
________________________
кристаллической
решетки,
и
____________________ энергии (___________________ энтальпии системы) за
счет процесса ______________________________________. Таким образом,
значение энтальпии растворения при стандартных условиях может быть
__________________ и ______________________.
4. Энтальпией растворения называется_____________________
____________________________________________________________________
______________________________________________________, она выражается
в ____________________________.
5. Если растворимость соли в воде с ростом температуры уменьшается, значит
процесс растворения ее сопровождается __________________________
теплоты, т.е. ________________________ значением энтальпии растворения.
1. Установить правильную последовательность и дополнить:
6. Экспериментально энтальпию растворения медного купороса можно
определить так:
 рассчитать изменение температуры системы
 навеску медного купороса высыпать в воду и тщательно перемешать
 налить определенный объем воды в химический стакан и измерить ее
температуру
 вычислить теплоту, поглощенную при растворении, по формуле
_____________________________________________
 измерить температуру полученного раствора сульфата меди
 вычислить энтальпию растворения медного купороса по формуле
____________________________________.
3. Дополнить:
7. Чтобы рассчитать энтальпию гидратации сульфата меди, необходимо
экспериментально
определить
энтальпию
растворения
___________________________ и ________________________________. Для
расчета энтальпии гидратации необходимо воспользоваться законом
________________, который применительно к данному случаю следует
записать так: ___________________________________.
8. Так как при растворении 10 г CaCl2 в 200 мл воды температура раствора
повысилась на 7,7К, следовательно, энтальпия растворения его
равна_________кДж/моль (удельную теплоемкость раствора принять равной
4,18 Дж/г К).
Тестовые вопросы для самоконтроля:
1.В изолированных системах самопроизвольные процессы протекают в
направлении:
А. уменьшения энтропии
В. увеличения энтропии
С. стремления энтропии к нулю
D. немонотонного изменения энтропии
Е. в изменении энтропии нет закономерности.
2.В реакции Fе2О3 + 2 Аl = Аl2О3 + 2 Fе выделилось 213,37 кДж теплоты и
получилось 25,49 г. оксида алюминия. ( ΔНобрFe2О3 = - 816,72 кДж/моль).
Определить ΔНобрАl2О3,кДж/моль?
А. -1670,2
В. -1285,4
С. -1080,8
D. -267,9
Е. -15,0
3.Тепловой эффект реакции FeОk.+ H2 г. = Feк. + H2Oг. ,если известно что
ΔНобр.н2ог.= -241,8 кДж/моль,ΔНобр. FеО к. = -264,8 кДж/моль.
А. -23,0
В. -506,6
С. + 23,0
D. + 506,6
Е. -48,8.
4.Количество теплоты, выделившееся при взрыве 8,4 л гремучего газа,
если ΔНобр. Н2о г.= -241,8 кДж/моль.
А. 60,5
В. 68,0
С. 76,4
D. 84,3
Е. 88,6.
5.Исходя из значений стандартных энтальпий образования, укажите наиболее
устойчивое соединение:
A.  Н0AgCl=-127,1 кДж/моль
B.  Н0Н2О=- -285,8 кДж/моль
C.  Н0НCl=-92,3 кДж/моль
D.  Н0AL2O3=-1676 кДж/моль
Е.  Н0Al=0 кДж/моль
Лабораторное занятие 4-5
Тема: «Химическая кинетика и химическое равновесие»
Цель занятия: формирование понятий о скорости химической реакции,
изучение влияния концентрации, температуры, катализатора на скорость
химических реакций.
Методические рекомендации по проведению работы и обработке
экспериментальных данных:
ОПЫТ 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость
химических реакций.
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
можно изучить на примере реакции взаимодействия тиосульфата натрияNa2S203и
серной кислоты концентрациях тиосульфата натрия.
Na2S203 + H2S04 ->Na2S04 + S02 + H20 + S
Скорость реакции измеряется временем от начала смешивания растворов
до появления во всех опытах одинаковой плотности суспензии серы растворы
серной кислоты и тиосульфата натрия отмеряют разными цилиндрами.
В три химических стаканчика налить:
В 1-й - 5 мл тиосульфата натрия и 10 МЛ ВОДЫ / мерным цилиндром /. Во 2-ой 10 МЛ тиосульфата натрия и 5 МЛ ВОДЫ. В 3-ю - 15 МЛ тиосульфата натрия и
воды не добавлять.
Затем другим мерным цилиндром влить в каждый стаканчик по 10 мл серной
кислоты. Отметить, через какой промежуток времени появится муть в
указанном стаканчике Результаты записать в таблицу № 1.
№
стакан- А
чика Н2SO4
Объем, мл
Б
Na2S2O3
В
Н2О
Общий Концентрация Время появл. Скорость
Б
1
объем,мл
Мути
С=
𝑉
=
−
А+Б+В
А+Б+В
 (сек)

1.
10
5
10
25
2.
10
10
5
25
3.
10
15
0
25
Начертить график зависимости скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ. На оси абсцисс отложить в определенном масштабе
условные концентрации тиосульфата натрия (три точки, отстоящие от начала
координата на С, 2С, 3С). На оси ординат соответствующие им скорости в
условных единицах. Линия, соединяющая верхние концы перпендикуляров,
будет выражать особы графическую зависимость реакции от концентрации.
ОПЫТ 2. Влияние температуры на скорость химической реакции.
При комнатной температуре налить в пробирку 5 мл раствора тиосульфата
натрия и прилить 5 мл серной кислоты разными мерными цилиндрами.
Отметить время появления мути. В две другие пробирки налить по 5 мл
раствора серной кислоты, 5 мл тиосульфата натрия и поместить в водяную
баню, где температура должна быть на 20 ° выше комнатной. Спустя 7-10 минут,
не вынимая пробирки с тиосульфатом натрия из стакана с горячей водой
добавить в нее содержимое пробирки с серной кислотой, отметить время с
момента сливания растворов при помешивании до появления легкого
помутнения (опалесценция). Повторить опыт еще два раза, увеличивая
температуру на 20 ° С. Сделать вывод о влиянии температуры на скорость
реакции.
Результаты записать в таблицу № 2.
№ опыта
Температура
Время до начала
Температурный
раствора
появления мути
коэффициент
1.
T1
1
1
2.
T2
2
2
3.
T3
3
3
Рассчитать температурный коэффициент скорости реакции.
1
2
1+2
2
3
2
1=√ 2=√ ср=
Во сколько раз увеличивается скорость реакции в данном опыте,учитывая
правило Вант-Гоффа?
Где 𝑉 t1-скорость реакции при начальнои температуре
Vt2-скорость реакции при конечной температуре
-температурный коэффициент
t1+t2
Vt 2=Vt1 =
10
ОПЫТ 3. Влияние концентрации веществ на химическое равновесие
В данном опыте изучают обратимую реакцию взаимодействия
трихлорида железа с роданидом аммония. Трироданид железа Fe(SCN)3 придает
раствору красную окраску. По изменению интенсивности окраски можно
судить об изменении концентрации Fe(SCN)3, то есть о смещении равновесия в
ту или иную сторону.
В пробирке приготовьте смесь слабых растворов из четырех капель FeCl3
и четырех капель NH4SCN. При этом образуется Fe(SCN)3 согласно уравнению:
FeCl3 + 3 NH4SCN ↔ Fe(SCN)3↓ + 3 NH4 Cl
Раствор из почти бесцветного окрашивается в красный цвет. Полученный
раствор разбавьте водой 1: 2, разделите поровну в 4 пробирки. В одну из них
добавьте 2 капли FeCl3, в другую – 2 капли NH4SCN , в третью – 2 капли NH4Cl,
в четвертую – 2 капли исходной смеси.
Отметьте изменение интенсивности окраски в первой, второй и третьей
пробирках, сравнивая их с четвертой. Результаты опыта запишите в таблицу:
№ пробирки
Добавленный
реагент
Изменение
интенсивности
окраски
Направление
смещения
равновесия
1
2
3
4
Вопросы для самопроверки:
1.Что называют константой скорости реакции. От каких факторов она зависит?
2. Как называется раздел химии изучающий скорость химических реакций?
3. Что называется энергией активации? Влияние какого фактора она
характеризует?
4. Как влияет поверхность контакта реагирующих вещества на скорость
химической реакции?
5. Как влияет природа реагирующих веществ на скорость реакции?
6. Как влияет концентрация реагирующих веществ на скорость реакции?
7.Какой физический смысл имеет константа химического равновесия?
8.В чём сущность принципа Ле – Шателье ?
9. Что такое гомогенный и гетерогенный катализ?
10. Что такое механизм химической реакции?
Задачи и упражнения для самоконтроля:
1. Напишите выражение для скорости реакций, протекающих по следующим
уравнениям:
FeO(к) + H2(г) ↔ Fe(к) +H2O(ж)
4NH3(г) +3O2(г) ↔ 2N2(г) +6H2O(г)
2. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по
уравнению: PCl5(г) ↔ PCl3(г) + Cl2(г) ΔН>0.
Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы
сместить равновесие в сторону прямой реакции разложения PCl5?
4. Исходные концентрации NO, H2, N2 и H2O в гомогенной системе
2NO + 2H2 ↔ N2 + 2H2O
соответственно равны 0,10; 0,10; 0,05 и 0,10 моль/л. Чему равна константа
равновесия?
5. В гетерогенных реакциях установилось состояние равновесия:
CS2(к) + 2Cl2(г) ↔ CCl4(г) + 2S(к)
2NO2(г) + 2S(к) ↔ N2(г) + 2SO2(г).
На основании закона действующих масс напишите выражение для константы
равновесия.
6. Константа равновесия обратимой реакции
СО(г) + Н2О(ж) ↔ Н2(г) + СО2(г)
при некоторой температуре равна 1. Равновесные концентрации были (моль/л):
[Н2О]=0,6;[Н2]=0,8; [СО2]=0,8. Вычислите исходную концентрацию СО.
7. Вычислите константу равновесия реакции: А + 2В ↔ С,
при следующих равновесных концентрациях, моль/л: [А] = 0,12, [В] = 0,24, [С]
= 0,255.
8. При некоторой температуре равновесие в системе
2NO2(г) ↔ 2NO(г) + O2(г)
установилось при следующих концентрациях: [NO2] = 0,06 моль/л; [NO] = 0,24
моль/л;[O2] = 0,12 моль/л. Вычислите константу равновесия.
9. На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы скорость
реакциивозросла в 81 раз? Температурный коэффициент скорости равен 3.
Лабораторное занятие 6
Тема: «Растворы. Приготовление растворов различной концентрации»
Цель занятия: приобретение навыков в приготовлении растворов
заданных концентраций, выраженных различными способами.
Методические рекомендации по проведению работы и обработке
экспериментальных данных:
ОПЫТ 1. В мерный цилиндр налить около 100 мл раствора карбоната натрия и
измерить его температуру (довести температуру до 20°С, поместив цилиндр в
стакан либо с горячей водой, либо с холодной). Затем чистый сухой ареометр
осторожно опустить в цилиндр с исследуемым раствором так, чтобы он не
касался стенок сосуда. При этом ареометр не должен плавать на поверхности или
полностью быть погруженным в жидкость.
Давление шкалы ареометра, совпадающее с нижним краем мениска
жидкости, соответствуют плотности раствора - о (г/см) с точностью до третьего
десятичного знака.
ОПЫТ 2. Концентрацию исследуемого раствора в предыдущем опыте находят,
пользуясь табличными данными о плотности в зависимости от концентрации
раствора, пользуясь таблицей 1.
ПЛОТНОСТЬ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ Na2С03 при 20°С
Таблица 1
С, % (масс.)
С, % (масс.)
1
2
4
6
1,0086
1,0190
1,0398
1,0606
8
10
1.2
14
1,0816
1,1029
1.1244
1,1463
ОПЫТ 3. ПРИГОТОВЛЕНИЕ 200 г 2% РАСТВОРА ПОВАРЕННОЙ
СОЛИ
Необходимо рассчитать количество NaCl и воды, необходимо для
приготовления 200 г 2% раствора. Затем на технохимических весах (с
точностью до 0,02г) определить массу часового стекла и взвесить на нем
вычисленное количество NaCl. Если принять плотность Н20 равной 1 г/см3, то
масса мерным цилиндром на 250 см3.
Отвешенное количество NaCl осторожно перенести в стакан на 300 см3
при этом стеклышко обмыть стаканом небольшим количеством воды из мерного
цилиндра. Оставшуюся воду перелить в стакан, смесь перемешать до полного
растворения стеклянной палочкой.
ОПЫТ 4. ПРИГОТОВЛЕНИЕ 100 см3 0,1 н РАСТВОРА СУЛЬФАТА
НАТРИЯ
Рассчитать сколько граммов сульфата натрия нужно взять для
приготовления 100 см3 0,1 Н раствора сульфата натрия. Отвесить на
технохимических весах вычисленное количество на часовом стекле. В мерную
трубку емкостью 100 см3 перенести навеску соли через воронку. Затем
небольшим количеством воды из промывалки обмыть над воронкой часовое
стекло и смыть все соль в колбу, (постепенно добавляя воду и перемешивая
жидкость легкими круговыми движениями колбы) добиться полного
растворения сульфата натрия. Объем воды при этом не должен превышать 2/3
объема колбы. После растворения всей соли добавить воды в колбу до метки.
Последние порции воды следует прибавлять по каплям из пипетки. Уровень
жидкости определить по нижнему мениску над меткой.
Вопросы для самопроверки:
1. Дайте определение понятию «раствор».
2. Что такое растворитель?
3. Как классифицируют растворы?
4. Какие процессы протекают при растворении веществ в жидких
растворителях?
5. В чём суть физической теории растворов?
6. Изложите основные положения химической теории растворов.
7. Как изменяется растворимость твёрдых веществ при понижении
температуры?
8. Что такое гидраты (сольваты)?
9. Чему равен тепловой эффект растворения?
10. Что показывают кривые растворимости?
11. Какими способами выражают концентрацию растворённого вещества в
растворе?
12. Как приготовить раствор с заданной массовой долей вещества?
13. Титр, молярная концентрация, нормальная концентрация.
Тестовые задания:
1. Правильным является определение « растворы» - это:
А) гетерогенные системы, содержащие один компонент;
В) гомогенные системы переменного состава, содержащие два и более
компонентов;
С) гомогенные системы постоянного состава;
D) гетерогенные системы постоянного состава;
Е) нет правильного ответа.
2. Наилучшим растворителем для каменной соли будет служить:
А) ацетон;
В) вода;
С) бензол;
D) тетрахлорметан;
Е) этиловый спирт.
3. В 20 % - ном водном растворе этилового спирта растворителем
является:
А) этиловый спирт;
В) вода ;
С) все ответы верны;
D) все ответы неверны;
4. Наилучшим растворителем для каменной соли является:
А) вода;
В) ацетон;
С) бензол;
D) этиловый спирт;
Е) эфир.
5. Условие, при котором ненасыщенный раствор нитрата калия не может
стать насыщенным:
А) охлаждение раствора
В) добавление кристаллов нитрата калия
С) выпаривание растворителя
D) добавление растворителя
Е) нет правильного ответа
6. Растворимость газов в воде увеличивается при:
А) повышении давления;
В) понижении давления;
С) повышении температуры;
D) понижении температуры;
Е) нет правильного ответа.
7. Растворимость большинства твёрдых веществ с понижением
температуры:
А) уменьшается;
В) увеличивается;
С) не изменяется;
D) изменяется скачкообразно
Е) нет правильного ответа
8. Масса иодида калия, необходимого для приготовления 400 г 3% - ного
раствора, составляет:
А) 30 г
В) 40 г
С) 12 г
D) 18 г
Е) 75 г
9.Отношение количества растворённого вещества к объёму раствора
называется:
А) массовой долей;
В) мольной долей;
С) молярностью (молярная концентрация);
D) моляльностью (моляльная концентрация);
Е) титром.
10. Масса NаОН в 0,2 н растворе объёмом 1,5 л:
А) 16 г
В) 12
С) 45 г
D) 20 г
Е) 19 г
Лабораторное занятие 7
Тема: «Влияние индикаторов на кислоты и основания.
Электропроводность растворов электролитов»
Цель занятия: формирование понятий о диссоциации электролитов,
ионном произведении воды,
исследование свойств электрической
проводимости растворов электролитов.
Методические рекомендации по проведению работы и обработке
экспериментальных данных:
Опыт 1. Изучение электрической проводимости растворов кислот,
гидроксидов, солей.
а) В прибор для испытания электрической проводимости растворов налейте
дистиллированную
воду,
опустите
предварительно
промытые
дистиллированной водой угольные электроды и включите вилку прибора в
электрическую сеть. Отметьте визуально степень накала лампы. Затем
исследуйте электрическую проводимость каждого из четырех растворов:
CH3COOH, NH4OH, HCl, KOH. После каждого испытания выключайте прибор
из электрической сети и промывайте электроды дистиллированной водой.
Результаты наблюдений внесите в таблицу.
Испытуемый раствор Степень накала лампы
Сила электролита
H2O
CH3COOH
NH4OH
HCl
KOH
По степени накала лампы сделайте вывод: сильным или слабым
электролитом является тот или иной раствор.
б) Смешайте равные объемы растворов:
1) сильной кислоты и сильного основания (HCl и KOH);
2) слабой кислоты и слабого основания (CH3COOH и NH4OH). Испытайте
электрическую проводимость полученных растворов. Сделайте вывод об
электрической проводимости полученных растворов.
В отчёте представьте:
результаты наблюдений внесите в таблицу;
по степени накала лампы сделайте вывод о силе электролита;
составьте уравнения диссоциации веществ (а);
составьте уравнения реакций (б) в молекулярной и ионных формах.
Вопросы для самопроверки:
1. Какие вещества относятся к электролитам и неэлектролитам? Приведите
примеры.
2. Сформулируйте основные положения теории электролитической
диссоциации.
3. Чем объясняется различие в свойствах ионов и атомов одного и того же
элемента?
4. Что характеризует константа диссоциации?
5. Является ли ионное произведение воды постоянной величиной для всех
разбавленных водных растворов?
6. Дайте определение кислот, оснований и солей с точки зрения ТЭД.
7. В каких случаях реакции обмена в растворах электролитов являются
необратимыми?
8. Каковы особенности поведения растворов сильных электролитов?
9. Проводят ли электрический ток следующие системы: а) водопроводная вода;
б) дождевая вода ; в) расплавленный хлорид натрия?
10.Что называют степенью диссоциации электролита? Чему равна степень
диссоциации сильного электролита?
11.Что такое константа электролитической диссоциации? От каких факторов
она зависит?
12.Что называется произведением растворимости?
13.Как изменится растворимость осадка при добавлении одноименного иона?
Тестовые задания:
1. Сильными электролитами являются:
1) СH3COOН; 2) NH4ОН ; 3) НNО3; 4) H2SO4;
5) H2SO3; 6) FeСl3; 7)К3 PO4; 8) NаОН
А) 2, 5 В)1, 2, 5 С) 3,4,6,7,8 D) 2,7,8 Е) 5,6,8
2. Слабыми электролитами являются:
1) СH3COOН; 2) NH4ОН ; 3) НNО3; 4) H2SO4;
5) H2SO3; 6) FeСl3; 7)К3 PO4; 8) NаОН
А) 2, 5 В)1, 2, 5 С) 1,3,4 D) 2,7,8 Е) 5,6,8
3.Могут взаимодействовать между собой в водных растворах:
А) хлорид натрия + гидроксид калия;
В) гидросульфат натрия + гидроксид натрия;
С) хлорид цинка + хлороводородная кислота;
D) нитрат магния + хлорид калия;
Е) хлорид натрия + нитрат кальция.
4. Концентрация ионов водорода в растворе КОН с концентрацией 0,01
моль/л:
А) 10-12 моль/л
В) 0,01 моль /л
С) 10-2 моль/л
D) 10-3 моль/л
Е) раствор щелочной, в нём не могут присутствовать ионы водорода
5. Степень диссоциации электролита равна 95 %. Из каждых 120
внесённых в раствор молекул электролита, продиссоциирует :
А) 4
В) 44
С) 114
D) 120
Е) 60
6. Многоосновные кислоты и основания в отличие от одноосновных
диссоциируют:
А) пракnически мгновенно
В) очень медленно
С) ступенчато
D) практически не диссоциируют
Е) нет правильного ответа
7.Взаимодействие карбоната бария с соляной кислотой можно представить
сокращённым ионным уравнением в следующем виде :
А) Ва2+ + 2Сl- = ВаСl2
В) Ва2+ + CО32- +2Н + + 2Сl - = Ва2+ + CО32- +2НСI
С) ВаСО3 + 2Н+ = Ва2+ + CО2 + Н2О
D) 2Н+ + СО32- = Н2СО3
Е) нет правильного ответа
8. С выделением газа происходит реакция взаимодействия:
А) сульфата железа (II) и соляной кислоты;
В) гидроксида калия и серной кислоты;
С) сульфита натрия и соляной кислоты;
D) хлорида натрия и нитрата серебра;
Е) сульфата меди и гидроксида натрия.
9. Сумма ионов при полной электролитической диссоциации молекулы
Ва(НСО3)2 :
А) три;
В) два;
С) пять;
D) семь;
Е) восемь
10. При электролитической диссоциации ортофосфорной кислоты
преобладают ионы:
А) HPO42- и H+
В) H2PO4- и H+
С) PO43 - и H+
D) ОН– и H2PO4Е) H2PO4- ; H + и HPO42Лабораторное занятие 8
Тема: «Определение рН растворов солей. Гидролиз солей»
Цель занятия: формирование понятий об ионном произведении воды,
водородном показателе рН, произведении растворимости, гидролизе солей,
исследование процесса гидролиза и установление факторов, влияющих на
гидролиз.
Методические рекомендации по проведению работы и обработке
экспериментальных данных:
ОПЫТ 1.
Определение характера гидролиза при помощи универсальной
индикаторной бумаги.
Несколько полосок рН-индикаторной (универсальной) бумаги положите
на предметные стекла, 6 из них поместите по 1-2 кристалла солей, указанных в
нижеследующей таблице, и смочите каплей дистиллированной воды.
Испытуемая соль
Цвет индикаторной
бумаги
рН
Сульфат алюминия
Хлорид цинка
Карбонат натрия
Силицид натрия
Хлорид аммония
Хлорид калия
Одну полоску оставьте для сравнения. Полученные окраски сравните с
цветной шкалой.
Результаты внесите в таблицу. Составьте уравнения гидролиза солей в
молекулярной и молекулярно-ионной форме. Объясните наблюдаемые
изменения окраски рН-индикаторной бумаги.
ОПЫТ 2. Влияние температуры на степень гидролиза
В пробирку возьмите 2-3 капли раствора ацетата натрия и 1 каплю
фенолфталеина и нагрейте до кипения. Что наблюдаете? Составьте уравнение
реакции гидролиза ацетата натрия в молекулярной и молекулярно-ионной
форме. Объясните, почему окраска при нагревании усиливается, а при
охлаждении ослабевает.
ОПЫТЗ. Необратимый гидролиз.
Налейте в пробирку 4-5 капель раствора сульфата алюминия и столько же
раствора карбоната натрия (не перемешивать). Что происходит на границе
раствора? Составьте уравнение реакции в молекулярной и молекулярно-ионной
формах.
ОПЫТ 4. Гидролиз кислых солей
В две пробирки налейте 2-3 мл раствора солей? В первую карбонат
натрия, во вторую гидрокарбонат натрия. В обе пробирки добавьте по 1-2 капли
фенолфталеина. В какой пробирке цвет изменяется больше? Какая соль
гидролизуется больше, значит, в каком растворе преобладают ионы ОН-,
почему? Напишите реакции гидролиза.
Таблица изменения окраски индикаторов в различных средах
Среда / Индикатор
Лакмус Метилоранж Фенолфталеин
Кислая среда
Красный
Розовый
Нейтральная среда Фиолетовый Оранжевый
Щелочная среда
Синий
Желтый
Бесцветный
Бесцветный
Малиновый
Данную таблицу применяют во всевозможных лабораторных работах. Многое
реакции идут только при определенном значении рН среды, и изменение цвета
индикатора как раз и подскажет вам приблизительную величину рН раствора.
Для справки:
 Кислая среда - рН<7
 Щелочная среда - рН >7
 Нейтральная среда рН =7
Следует учитывать только, что фенолфталеин имеет одинаковую окраску в
кислой и в нейтральной средах, а метилоранж следует добавлять самую
малость, иначе, при высокой его концентрации, будет трудно уловить границу
перехода цветов.
Вопросы для самопроверки:
1.Что такое водородный показатель? Как рассчитывают его величину?
2.Какой химический процесс называется гидролизом?
3.В чем заключается сущность гидролиза?
4.Какие соли наиболее сильно подвергаются гидролизу? Какие соли не
гидролизуются?
5.Какие факторы и как влияют на гидролиз?
6.Какие из перечисленных солей будут подвергаться гидролизу:
Na2SO4 , K2S, CH3COOK, AlCl3? Составьте молекулярные и молекулярноионные уравнения гидролиза.
7.Имеются растворы солей KCl, NaCl,CuCl2 и AlCl3. В каких растворах
концентрация иона H+ равна концентрации иона OH-? Ответ поясните.
8.Можно ли, пользуясь фенолфталеином, отличить водный раствор Na2SiO3 от
водного раствора Na2SO4? Ответ поясните.
9.Что показывает величина рН раствора?
10. Какие индикаторы вы знаете? Охарактеризуйте изменение их окраски в
зависимости от рН раствора.
11.Что называется произведением растворимости?
12.Запишите уравнение реакции образования какого-либо малорастворимого
электролита (молекулярное и ионное) и выражение произведения
растворимости этого электролита.
13.Как изменится растворимость осадка при добавлении одноименного иона?
Тестовые задания:
1. Гидролизу по катиону подвергается соль:
А) NaCl
B) Li2SO4
C) AlCl3
D) K2CO3
E) Na2SO4
2. Гидролизу по аниону подвергается соль:
А) NaCl
B) Li2SO4
C) AlCl3
D) K2CO3
E) Na2SO4
3. Соль слабой кислоты:
A) NaCl
B) K2SO4
C) Ca(NO3) 2
D) KClO4
E) KCN
4. Чтобы ослабить гидролиз Na2CO3, следует:
А) нагреть раствор;
В) добавить воды;
С) добавить в раствор NaOH;
D) пропустить через раствор СО2;
Е) нет правильного ответа.
5. Водородный показатель( рН) больше семи в растворе соли:
А) NaCl
B) Li2СO3
C) AlCl3
D) KNO3
E) CuSO4
6. Водородный показатель ( рН) меньше семи в растворе соли:
А) NaCl
B) Li2SO4
C) К2CО3
D) KNO3
E) CuSO4
7. Водородный показатель (рН) 0,1 М раствора НСl равен:
А) 1
B) 2
C) 7
D) 8
E) 12
8. Сумма коэффициентов в уравнении полного гидролиза сульфида алюминия
равна:
А) 10
B) 12
C) 7
D) 8
E) 15
9. Водородный показатель (рН) равен семи в растворе соли:
А) NaCl
B) Li2S
C) К2CО3
D) Al(NO3)3
E) CuSO4
10. Метиловый оранжевый окрасится в розовый цвет в растворе соли :
А) Na2S
В) FeSO4;
С) Na2SO4;
D) NaCl;
Е) KNO3
Лабораторное занятие 9
Тема: «Окислительно-восстановительные реакции»
Цель занятия: формирование понятий о степени окисления, электронном
балансе, электронно–ионном балансе, принципах классификации ОВР.
Методические рекомендации по проведению работы и обработке
экспериментальных данных:
Опыт № 1. Окислительные свойства бихромата калия.
Налить в пробирку 1-2 мл бихромата калия (К2Сг207). Добавить к нему
около 2 - мл разбавленной серной кислоты (H2S04) и прилить равный объем
раствора KI. Наблюдайте пожелтение раствора вследствии выделение йода.
Напишите уравнение ОВР. Составьте электронные схемы, обозначив
окислитель и восстановитель.
Опыт №2. Восстановительные свойства сульфата железо
Налить в пробирку 1-2 мл перманганатата калия (КМп04). Добавить к
нему около 2-х мл разбавленной серной кислоты (H2S04) и прилить равный
объем раствора FeS04. Наблюдайте обесцвечивание раствора. Напишите
уравнение ОВР. Составьте электронные схемы, обозначив окислитель и
восстановитель.
Опыт №3.
Налить в пробирку 3-4 мл сульфата меди (CuS04). Зачистить
наждачной бумагой железный гвоздь и опустить его в раствор CuS04.
Наблюдайте появление выделяемого медно-красного осадка на железном
гвозде. Напишите уравнение ОВР. Составьте электронные схемы, обозначив
окислитель и восстановитель.
Опыт №4. Окислительные свойства марганцевогокислого калия в зависимости
от реакции среды.
A) реакция в кислой среде. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора КМп04 и около
2 –х мл разбавленной серной кислоты. Прилейте раствор сернисто-кислого
калия Na2S03 и наблюдайте полное обесцвечивание окраски вследствие
образования MnS04. Составьте уравнение реакции, пользуясь таблицей
окислителей - восстановителей и принимая во внимание, что Na2S03 окисляется в
Na2S04.
Б) реакция в щелочной среде. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора КМп04 и
около 2-х мл КОН. Прилейте раствор сернисто-кислого калия Na2S03 и
наблюдайте
появление
зеленой
окраски
вследствие
образования
марганцовистого калия К2Мп04. Составьте уравнение реакции.
B) реакция в нейтральной среде. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора КмпО и
прибавьте около 2-х мл Н20. Прилейте раствор сернисто-кислого калия Na2S03.
Наблюдайте выделение бурого осадка двуокиси марганца - Мп02. Составьте
уравнение реакции, учитывая, что в число исходных веществ входит вода а в
число продуктов реакции-гидроксид калия, почему? До каких продуктов
восстаноавливается КМп04 в зависимости от реакции среды?
Вопросы для самопроверки:
1.Что называется степенью окисления? Какую роль играет данное понятие при
рассмотрении окислительно – восстановительных процессов?
2.Дайте определение окислительно – восстановительным реакциям. Чем они
отличаются от обменных реакций?
3.Какие типы окислительно – восстановительных процессов вы знаете?
4.В чём сущность процессов окисления и восстановления?
5.Какие вещества могут проявлять окислительно – восстановительную
двойственность? Приведите примеры.
6.Как изменяются в процессе реакции степени окисления окислителя и
восстановителя?
7. Какие применяют методы для составления уравнений ОВР?
8. Какое правило лежит в основе метода ионно – электронного баланса?
9. Объясните влияние среды на протекание окислительно – восстановительных
реакций?
10.Можно ли предсказать направление окислительно – восстановительных
реакций?
11.Какие простые вещества элементов периодической системы Д.И.
Менделеева обладают наиболее сильными окислительными и
восстановительными свойствами?
12. Назовите часто применяемые окислители и восстановители.
Контрольные задания:
1. Составьте схемы электронного баланса, расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций:
а) HNO3 + С → СО2 + NO + H2O;
б) HNO3 + AsH3 → H3AsO4 + NO2 + H2O;
2.Написать уравнения реакций :
а) КI + КNO2 + Н2SO4 =
б) КNO2 + КМnО4 + Н2SO4 =
3.Пользуясь ионно – электронным методом, составить ионные и молекулярные
уравнения реакций, протекающих по схемам:
а) СIO3¯ + NO2¯ → CI¯ + NO3¯
б) МnO42¬ + Н2О → МnO4¯ + МnO2 + OH¯
4. Определить эквиваленты КСIO4, если это вещество в процессе реакции
восстанавливается:
а) до КСI б) до СI2.
5. Какой объём раствора дихромата калия, содержащего 14,7 г К2Сr2O7 в 1 л,
необходим для окисления 2 л децимолярного раствора сероводорода в
присутствии разбавленной серной кислоты ? Ответ : 1,33 л.
6. Сколько литров углекислого газа при 27 ◦ С и 100 кПа получится при
взаимодействии в сернокислом растворе 79 г КМnO4 с оксалатом натрия
Nа2С2О4? Ответ : 62,4 л.
7.В какой среде меньше расходуется окислителя КМnO4: в кислой, нейтральной
или щелочной ? Почему?
8 Закончить составление уравнений внутримолекулярных окислительно –
восстановительных реакций и указать, какой атом или ион выполняет функцию
восстановителя, а какой окислителя :
а) KNO3 → KNO2 + ……
б) AgNO3 → AgNO2 + NO2 + ……
в) NH4NO3 → N2O + ……
9. Сколько литров 30 % - ной соляной кислоты и пиролюзита, содержащего
90% двуокиси марганца прореагировали между собой, если выделившийся хлор
при температуре 17 ◦ С и давлении 100 кПа занимал объём 8 л ? Ответ : 161,4 г
кислоты и 32,5 г МnO2
10. Как теоретически предсказать возможность самопроизвольного протекания
окислительно – восстановительных реакций?
Лабораторное занятие 10
Тема: «Работа гальванического элемента. Расчет ЭДС гальванического
элемента. Формула Нернста»
Цель занятия: формирование понятий о электродном потенциале,
гальваническом элементе.
Методические рекомендации по проведению работы и обработке
экспериментальных данных:
Устройство для непосредственного преобразования энергии химической
реакции в электрическую энергию называется гальваническим элементом.
Рассмотрим работу медно-цинкового гальванического элемента. Элемент
составлен из цинковой пластины, погруженной в раствор сульфата цинка и
медной пластины; погруженной в раствор сульфата меди. Оба раствора
соприкасаются друг с другом.
Рис. I Схема медно-цинкового гальванического элемента
Они разделены перегородкой из пористого материала, пропускающего сульфатионы. При работе гальванического элемента протекает суммарная реакция:
Zn
+ CuSO4 = ZnS04 + Сu
Здесь процессы окисления и восстановления разделены в пространстве, и чтобы
осуществить процесс восстановления ионов меди, электроны от окислителя
переходят по проводнику, т.е. создают ток по внешней цепи. Цинковый
электрод источник электронов, поступающих во внешнюю цепь, принято
называть отрицательным (анод), а медный электрод - положительным (катод).
Уравнения электродных процессов, протекающих при работе гальванического
элемента:
анодный процесс, окисление: Zn - 2ё = Zn
катодный процесс, восстановление: Сu+2 + 2ё = Сu°
Гальванический элемент можно
записать
в
виде
краткой
электрохимической схемы:
А(-) Zn/ ZnS04// CuSO4, /Cu
(+) К
2
2
А (-) Zn / Zn+ // Сu+ / Сu ° (+) К
где одна черта означает границу между электродами и раствором, две черты границу между растворами, в скобках знаки электродов, причем анод
записывается слева, катод - справа. Необходимое условие работы
гальванического элемента -разность потенциалов его электродов. Электрод с
меньшим
потенциалом
является
анодом.
Электродвижущая
сила
гальванического элемента (Э.Д.С.) - величина положительная и определяется
как разность потенциалов катода и анода.
Э.Д.С = ЕК-Еа
1. ЗНАЧЕНИЕ ТЕМЫ. Действие гальванического элемента основано на
протекании в нем окислительно - восстановительной реакции, в которой
пространственно разделены процессы окисления и восстановления, а электроны
от окислителя к восстановителю направлены по металлическому проводнику.
Осуществление этого процессаnна практике позволяет промышленности
получить самые различные виды электрических батареек, аккумуляторов и
других источников постоянного электрического тока.
2. ЦЕЛЬ РАБОТЫ: Научиться работать с гальваническим элементом,
писать
уравнения электродных процессов, иметь понятие об ЭДС элемента.
ХОД РАБОТЫ:
Опыт 1. Составление гальванических элементов.
Один из микростаканчиков заполнить IM раствором сульфата цинка, другой
-IM раствором сульфата меди. Соединить стаканчики электролитным мостиком,
заполненным насыщенным раствором хлорида калия в смеси с агар-агаром.
Опустить в раствор сульфата цинка узкую цинковую пластинку, а в раствор
сульфата меди - медную. Соединить электрическим проводом опущенные
пластинки с гальванометром или другим регистрирующим прибором. Наблюдать
отклонение стрелки гальванометра, указывающее на возникновение
электрического тока.
Опыт 2. Составление концентрационного гальванического элемента. Наполнить
микростаканчики раствором сульфата цинка разной концентрации: первый
стаканчик - 1 M ZnS04, второй - 0,01 M ZnS04. Соединить стаканчики
электролитным мостиком. Опустить в каждый стаканчик цинковые полоски и
соединить их проводом с гальванометром. Отклоняется ли стрелка
гальванометра? Написать уравнения химических реакций, протекающих на
электродах гальванических элементов, и суммарное уравнение химической
реакции в результате которой возникает электрический ток в данном элементе.В
каком направлении перемещаются электроны во внешней цепи? Выписать из
приложения к лабораторному практикуму числовые значения стандартных
электродных потенциалов меди и цинка и вычислить ЭДС медно -цинкового
элемента.Какие ионы и в каком направлении перемещаются в растворе?
Вычислить стат.ЭДС серебр. концентрационного гальванического элемента.
Представить преподавателю отчет письменный на утверждение о проделанной
работе.
Вопросы для самопроверки:
1. Напишите молекулярные и ионные уравнения возможных реакций
вытеснения металлов из их солей другими металлами и укажите стрелками
переход электронов:
а) Zn(NO3)2 + Pb
б) AlCl3 + Mg
в) AgNO3 + Cu
2. Химически чистый цинк почти не реагирует с соляной кислотой. При
добавлении к этим веществам соли никеля происходит энергичное выделение
водорода. Объясните эти явления.
3. Вычислить э.д.с. медно-кадмиевого гальванического элемента, в котором
концентрация ионов Сd2+ составляет 0,8 моль / л, а ионов Сu2+ - 0,01моль / л.
4. Гальванический элемент
( - ) 2 Сr / 2Crl3+ | Н2SО4 | (Pb) 3 Н2 / 6H+ (+)
образовавшийся при коррозии хрома, спаянного со свинцом, даёт ток силой 6
А. Какая масса хрома окислится и сколько литров водорода выделится за 55 с
работы этого элемента?
Ответ: (0,04 л; 0,06 г)
5. Вычислите массу металла, окисляющегося при коррозии при нарушении
целостности поверхностного слоя медного покрытия на алюминии, если за 45 с
работы этой гальванопары нп катоде выделилось 0.09 л водорода (н.у.). Какую
силу тока даёт эта гальванопара?
6. Составьте схему коррозионного гальванического элемента, образованного
железом в контакте с медью: а) в кислой среде; б) во влажной среде. Напишите
уравнение реакций, протекающих на анодном и катодном участках элемента.
Лабораторное занятие 11
Тема: «Электролиз»
Цель занятия: приобретение навыков практического осуществления
процессов электролиза и составления схем различных их типов.
Методические рекомендации по проведению работы и обработке
экспериментальных данных:
Опыт 1. Электролиз раствора йодида калия.
Электролизер заполните раствором йодида калия, опустите в раствор
графитовые электроды и подключите их к источнику постоянного тока. Время
проведения 3 минуты. При этом происходит выделение газообразного водорода
на катоде и образование свободного йода на аноде, который опускается на дно
электролизера тяжелыми струями бурого цвета.
Добавьте в раствор несколько капель фенолфталеина в область прикатодного
пространства. По окончании опыта анод промойте раствором тиосульфата
натрия Na2S2O3 для удаление йода, а затем дистиллированной водой.
В отчёте: составьте схему электролиза и опишите наблюдаемые явления;
объясните, почему окрасился раствор в области катодного пространства
при добавлении фенолфталеина.
Опыт 2. Электролиз раствора сульфата меди.
Налейте в электролизер раствор сульфата меди (II), опустите в него
графитовые электроды и пропустите через раствор электрический ток. Через 5 –
10 минут прекратите электролиз и отметьте на катоде красный налет меди.
Выключите ток и поменяйте местами электроды. Снова пропустите
электрический ток. Что происходит с красным налетом меди?
В отчёте: объясните наблюдаемые изменения с красным налётом меди;
составьте уравнения реакций, происходящих на катоде и аноде, в первом и
втором случае. Приведите значения стандартных потенциалов электродных
реакций и вычислите теоретическое напряжение разложения электролита,
подвергшегося электролизу.
Опыт 3. Электролиз раствора хлорида цинка.
Электролизер заполните раствором хлорида цинка, опустите в него
графитовые электроды, подключите их к источнику постоянного тока и
проведите электролиз в течение 3-5 минут.
По окончании опыта выньте катод и установите наличие цинкового
покрытия на его поверхности. Присутствие хлора в анодной зоне определите по
появлению синего окрашивания при добавлении 2-3 капель раствора йодида
калия и одной капли раствора крахмала.
По окончании опыта выньте катод обработайте соляной кислотой
(осторожно!) для снятия пленки цинка. Электроды и электролизер тщательно
промойте водой, предварительно обработав анод раствором Na2S2O3.
В отчёте: составьте схему электролиза раствора хлорида цинка.
Приведите значения стандартных потенциалов электродных реакций и
вычислите теоретическое напряжение разложения электролита, подвергшегося
электролизу.
Опыт 4. Электролиз раствора Na2SO4
В U – образный сосуд (или стеклянный сосуд) Залейте раствор сульфата
натрия, прибавьте в оба колена сосуда по 3-4 капли раствора лакмуса. Опустите
в оба колена графитовые электроды и пропустите через раствор на катодном и
анодном участках?
В отчёте: укажите, какие газы выделяются на электродах; составьте
схему электролиза раствора сульфата натрия.
Опыт 5. Электролиз раствора хлорида олова (II).
Электролизер заполните раствором хлорида олова (II), опустите в него
графитовые электроды, подключите их к источнику постоянного тока и
проводите электролиз в течение 3-5 минут. Наблюдайте на катоде появление
блестящих
кристалликов
металлического
олова.
Окисление
или
восстановление олова происходит на катоде? Напишите уравнение катодного
процесса. Докажите образование свободного хлора на аноде, для чего выньте
анод из электролиза, прибавьте в анодное пространство в анодное пространство
по 3-4 капли растворов йодида калия и крахмала и наблюдайте появление
синего окрашивания.
В отчёте: составьте схему электролиза раствора хлорида олова (II).
Приведите значения стандартных потенциалов электродных реакций и
вычислите теоретическое напряжение разложения электролита, подвергшегося
электролизу.
Вопросы для самопроверки:
1. Что называется электролизом?
2. В чем сущность электролиза?
3. Какова последовательность электродных процессов на катоде электролизера?
4. Какова последовательность электродных процессов на аноде электролизера?
5. В чем суть электрического рафинирования металлов?
6. какие закономерности определяют процесс электролиза?
7. Какие продукты образуются при электролизе на инертных электродах
водных растворов: а) AgNO3 б) KBr в) Na2SO4?
8. Неочищенная медь содержит примеси серебра и никеля. Что произойдет с
этими примесями при электрическом рафинировании меди?
9. Раствор содержит ионы Fe2+ , Ag+ , Pb2+ концентрации. В какой
последовательности эти ионы будут выделяться при электролизе, если
напряжение достаточно для выделения любого металла.
10. Составьте схемы электролиза водного раствора сульфата цинка, если:
а)анод цинковый;
б)анод угольный.
Тестовый контроль:
1. При электролизе водного раствора сульфата калия на катоде протекает
процесс:
А) К+ + ё → К°
В) 2Н20 - 4ё → 02о + 4Н+
C) 2Н20 + 2ё → Н2 + 2ОНD) 40Н-- 4ё → 02 + 2Н20
2. Первым восстанавливается на катоде в водном растворе (при равенстве
концентраций ) катион металла:
A) Fe2+
B) Сu2+
С) Ag+
D) Al3+
E) Ni2+
3. При полном электролизе водного раствора KCI на аноде выделилось 2,8
л газа, а накатоде при (н.у.) выделится:
A) 2,8 л 02
B.) 5,6 л Н2
C) 2,8 л Н2
D) 5,6 л 02
E) 5,6 л Сl2
4. Неверное утверждение:
A) На катоде источника постоянного тока происходит процесс передачи
электронов катионам из раствора или расплава, поэтому катод является
восстановителем
B) На аноде происходит отдача электронов анионами, поэтому анод является
окислителем
C) На катоде происходит окисление катионов из раствора или расплава
D) На аноде происходит окисление анионов из раствора или расплава
5. Ёмкости, в которых проводится электролиз, называются:
A) Конверторами
B)Электролизерами
C) Электродами
D) Электрофорезами
6. При электролизе водных растворов солей органических кислот на аноде
происходит процесс:
A)2RCOO- - 2ё → R - R + С02
B)40Н- - 4ё → 2Н20 + 02о
C) 2RCOO- - 2ё → R - СО- R + 02о
D)2RCOO- - 2ё → 2R - О- R + 2СО2
8. При электролизе раствора хлорида кальция на катоде выделилось 5,6 г
водорода. Какой газ выделился на аноде и какова его масса?
A)198,8 г Сl2
B)89,6 г 02
C)243,6 г Сl2
D)102,2 г НС1
E) 202,2 г НС1
9. При электролизе водного раствора смеси солей CrCl3 и NaBr на катоде
будет практически выделяться :
A) Сl2
B) 02
C) Na
D) Н2
E) Cr
10. При электролизе раствора CuSO4 на аноде образовалось 570 мл газа
(н.у.). Масса меди, выделившейся на катоде:
А) 3,257 г
В) 5,325 г
С) 6,514 г
D) 5,821 г
Е) 4,123 г
Лабораторное занятие 12
Тема: «Коррозия и защита металлов»
Цель занятия: экспериментальное изучение процессов, протекающих
при электрохимической коррозии металлических изделий.
Коррозия это самопроизвольно протекающий, необратимый процесс
разрушения металла вследствие его взаимодействия с окружающей средой.
Разрушение металла при соприкосновении с электролитом с возникновением
в системе электрического тока называется электрохимической коррозией.
В атмосферных условиях роль электролита играет водная пленка на
металлической поверхности, в которой растворены электропроводящие
примеси. Согласно теории электролитической диссоциации коррозии при
соприкосновении металла с электролитом на его поверхности возникает
множество микрогальванических элементов. При этом анодами являются
частицы металла, катодами - загрязнения, примеси и участки металла,
имеющиеся более положительный потенциал. Наиболее часто при коррозии в
качестве катодных процессов наблюдается; ионизация кислорода (кислородная
деполяризация) и восстановление ионов водорода (водородная деполяризация).
Кроме первичных коррозийных процессов могут протекать в растворе
вторичные процессы (реакции).
Гальванический элементы, возникающие при контакте металла с
электролитом (микрогальванические элементы), схематически можно записать
в виде формул:
омедненное железо в кислой среде (-) Fe /H2SO4/H2, Сu(+)
омедненное железо в нейтральном растворе (-) Fe/NaCl/ 02 , Сu(+) 1.
Значение темы. Защиты металлов от коррозии является важнейшей народнохозяйственной задачей. Все многообразие способов защиты металлов от
коррозии можно осуществить изоляцией металла от коррозионной среды,
изменением свойств коррозийной среды, применением электрохимических
средств защиты. Потери от коррозии металлов в мировой экономике огромны,
около 10% общей массы потребляемого металла теряется безвозвратно.
Методические рекомендации по проведению работы и обработке
экспериментальных данных:
Цель работы. Изучать процесс, называемый коррозией, отличать
химическую и электрохимическую коррозию, научится описывать анодный и
катодный коррозионный процессы.
Ход работы. Лабораторная часть.
Опыт 1. Ряд напряжений.
В три пробирки налить по 2 мл соляной кислоты и поместить в них по кусочку
магния, цинка и меди. Все ли металлы вытесняют водород из кислот? Дайте
объяснение.
Опыт 2 . Коррозия оцинкованного и луженного железа.
В две пробирки налить Vi их объема дистиллированной воды и добавить по 2-3
капли раствора 2Н серной кислоты и гексацианоферрата (111) калия K3/Fe (CN)6.
Последний является чувствительным реактивом на ионы Fe, с которым дает
синее окрашивание. Растворы перемешать стеклянной палочной.
Две железные проволочки очистить наждачной бумагой. Одной
проволочкой плотно обмотать кусочек цинка, другой - кусочек олова, опустить
их в приготовленные растворы. Наблюдать через несколько минут посинение
раствора, в который погружена железная проволочка в контакте с оловом.
Объяснить появление ионов Fe в растворе. Почему в растворе с парой железоцинк синее окрашивание не появляется?
Опыт 3. Взаимодействие цинка с серной кислотой в отсутствие и в
присутствие меди.
В две пробирки внести по 5-6 капель 2Н серной кислоты и кусочек чистого
цинка.
Наблюдается
ли
вытеснение
водорода
из
серной
кислоты? Коснуться (иной проволочкой кусочка цинка в пробирке. Как
изменится интенсивность выделения водорода и на каком из металлов он
выделяется?
Отнять медную проволоку от цинка и убедиться, что интенсивность
выделения водорода снова изменяется. Указать направление перехода
электронов в паре цинк-медь. Какой металл будет иметь отрицательный заряд и
являться катодом для ионов водорода имеющихся в растворе? Представить
преподавателю
на
утверждение
письменный
отчет
о
проделанной лабораторной работе.
Вопросы для самопроверки:
1. Что называется коррозией металлов?
2. Какие виды коррозии Вы знаете?
3. В чем отличие электрохимической коррозии от химической?
4. Каким образом можно определить возможность протекания коррозии с
выделением водорода и с поглощением кислорода?
5. Какие факторы влияют на скорость коррозии?
6. Составьте схему коррозионного гальванического элемента, образованного
железом в контакте с медью: а) в кислой среде; б) во влажной среде. Напишите
уравнение реакций, протекающих на анодном и катодном участках элемента.
7. Какой металл в паре Fe –Ni будет растворяться в разбавленном растворе
уксусной кислоты? На каком металле выделяется кислород?
8. В контакте с цинком или железом коррозия магния будет происходить
сильнее? Приведите схему процесса коррозии.
9. Какие существуют методы защиты от коррозии? Охарактеризуйте кратко
сущность каждого из них.
10. Какие защитные покрытия вам известны? Приведите примеры.
11. Что такое анодные и катодные металлические покрытия? Приведите
примеры.
12. На чем основана электрохимическая защита металлов и какие
разновидности этой защиты вам известны?
13. Какие вещества называют ингибиторами коррозии?
14. Как происходит атмосферная коррозия луженого железа и луженой меди
при нарушении покрытия? Составьте уравнения анодного и катодного
покрытия.
15. Используя значения стандартных электродных потенциалов , определите,
какие металлы можно применять в качестве протекторов для защиты от
коррозии изделия из никеля.
Тестовый контроль:
1. Пользуясь рядом стандартных электродных потенциалов, подберите
металлы и составьте из них гальванические элементы, ЭДС которых
равна 1,94 В:
А) Zn - Сu
В) Fе - Сd
С) Zn - Аg
D) Мg - Sn
Е) Рt - Cr
2. Анодный процесс в гальваническом элементе Fe – Ni в кислой среде:
А) Ni – 2е → Ni 2+
B) 2Н20 + 2ё → Н2 + 2ОНC) Fe – 2e → Fe 2+
D) Ni 2+ + 2ё → Ni
E) 2Н20 - 4ё → 02о + 4Н+
3. Пользуясь рядом стандартных электродных потенциалов, укажите
правильное значение ЭДС гальванического элемента Fe2+│Fe ║ Ni2+│Ni :
А) - 0,19 В
В) + 0,19 В
С) - 0,69 В
D) + 0,69 В
Е) - 0,47 В
4. Гальванический элемент с целью получения максимальной э.д.с. следует
составить из полуэлементов:
A) Cu2+ | Cu и Pb2+ | Pb
B) Cr3+ |Cr и Fe2+ | Fe
C) Pb2+ | Pb и Cr3+ |Cr
D) Cr3+ |Cr и Cu2+ | Cu
E) Pb2+ | Pb и Fe2+ | Fe
5. При равенстве концентраций в водном растворе, первым
восстанавливается на катоде катион металла :
A) Fe2+
B)Сu2+
С) Ag+
D) Na+
Е) Zn2+
6. При коррозии сплава золота и меди в нейтральной среде, содержащей
растворённый кислород, на катоде восстанавливается :
А) золото;
В) медь;
С) кислород;
D) вода.
7. На отрицательном электроде гальванического элемента протекает
процесс:
A) окисления;
B) восстановления;
C) обмена электронами;
D) нет правильного ответа;
Е) обмена ионами металла.
8. На положительном электроде гальванического элемента протекает
процесс:
A) окисления;
B) восстановления;
C) обмена электронами;
D) нет правильного ответа;
Е) обмена ионами металла.
9 В золотых сплавах Сu является важным компонентом, так как придаёт
им твёрдость и прочность. Подвергаются ли такие сплавы коррозии?
А) да, т.к. Сu – анод, в гальванопаре окисляется;
В) нет, гальванопара не образуется;
С) зависит от доли Сu в сплаве;
D) да, т.к. идёт окисление золота;
Е) нет правильного ответа.
10. При коррозии сплава железа и меди в кислой среде на катоде
восстанавливается :
А) железо;
В) медь;
С) кислород;
D) водород;
Е)нет правильного ответа.
Лабораторное занятие 13
Тема: «Получение и свойства комплексных соединений»
Цель занятия: углубление знаний о донорно – акцепторном
взаимодействии между молекулами; знакомство с комплексными соединениями
(КС), их номенклатурой, образованием, стойкостью; формирование понятий о
различии между простыми и комплексными
ионами; приобретение практических навыков получения комплексных
соединений, изучение их свойств.
Методические рекомендации по проведению работы и обработке
экспериментальных данных:
Опыт № 1. Получение комплексных солей.
Налить в пробирку 2 мл сульфата меди и по каплям прибавить раствор
аммиака. Наблюдать образование осадка основной соли меди (CuOH)2S04.
Написать молекулярное и ионное уравнения реакции. К полученному осадку
прилить избыток раствора аммиака. Получается
раствор, содержащий
2+
комплексный ион [Cu(NH3)4] . Написать молекулярное и ионное уравнение
реакции образования комплексной соли.
Опыт №2. Диссоциация железоаммониевых квасцов.
Налить в три пробирки по 2 мл раствора железоаммониевых квасцов
(NH4)2Fe2(S04)4 . В одну пробирку добавить несколько капель роданистого калия.
Наличие, какого иона в растворе взятой соли указывает появление красно-бурой
окраски. В другую пробирку добавить несколько капель концентрированного
раствора щелочи. Слегка нагреть. На наличие, какого иона указывает запах
аммиака. В третью пробирку добавить 1 мл раствора хлорида бария. Какое
вещество выпадает в осадок? На присутствие, какого иона в растворе указывает
образование
этого
осадка?
Составить
уравнение
диссоциации
железоаммониевых квасцов. Написать молекулярные и ионные уравнения
реакций, происходящих во всех трех пробирках. Какой солью, двойной или
комплексной является данная соль?
Опыт №3. Диссоциация гексациано - феррата (III) калия.
Налить в две пробирки по 2мл раствора красной кровяной соли
K3[Fe(CN)6]. В одну из них добавить несколько капель щелочи, в другую
роданистого калия. Сравнить результаты опытов №2 и №3 и указать, какой
солью, двойной или комплексной является гексациано-феррат (III) калия.
Составить уравнение диссоциации этой соли.
Опыт №4. Комплексные соединения в реакциях обмена.
Налить в пробирку 1 мл раствора сернокислого железа (II) и добавить
несколько капель раствора красной кровяной соли. Наблюдать образование
осадка турнбулевой сини Fe 3[Fe (CN)6]2. Написать молекулярное и ионное
уравнение реакции. Присутствие каких ионов - железа определяется с помощью
этой химической реакции.
Опыт №5. Устойчивость комплексных ионов.
Реакцией обмена получить гидроксид меди (II), растворить его в избытке
раствора аммиака. К полученному аммиакату меди [Cu(NH3)4](OH)2 добавить
раствор сульфида натрия, записать константу нестойкости комплексного иона.
Дать объяснение происходящему процессу. Написать уравнения химических
реакций.
Вопросы для самопроверки:
1. Какие соединения называются комплексными?
2. Какие основные положения координационной теории?
3. Что такое координационное число?
4. Что образуют внутреннюю сферу комплексных соединений?
5. Какие ионы образуют внешнюю сферу комплекса?
6. От чего зависят величина и знак заряда комплексной частицы ?
7. Как строятся названия комплексных соединений?
8. Какие виды изомерии встречаются в комплексных соединениях?
9. Из каких частиц состоит внутренняя сфера комплексных соединений?
10. Отчего зависит величина и знак заряда комплексной частицы?
11. Приведите примеры комплексных катионов, анионов и нейтральных
комплексных частиц?
Тестовый контроль:
1. Геометрическая форма тетраммина цинка (ІІ) иона [Zn2 (NH3)4 ]2+
А) квадрат;
В) октаэдр;
С) прямолинейная
D) тетраэдр;
Е) треугольник;
2. Степень окисления и координационное число комплексообразователя
[Ag (NH3)2 ] ОН :
А) +1, 2 ;
В) +2, 2;
С) +1, 1
D) 0, 2;
Е) +1, 4.
3. Комплексные соединения, содержащие только аммиак, называются :
А) аммиак;
В) аминаты;
С) амины;
D) аммиачные соединения;
Е) нет правильного ответа.
4. Соединения с одним комплексообразователем называются :
А) одноядерные;
В) однокомпонентные;
С) безядерные;
D) односистемные;
Е) нет правильного ответа.
5. Магнитные свойства комплексов определяются :
А) природой комплексообразователя
В) координационным числом
С) числом неспаренных электронов в комплексе
D ) числом спаренных электронов в комплексе
Е) зарядом аниона
6. Окраска комплекса [Со(Н2О)6] Сl2 :
А) оранжевая
В) розовая
С) зелёная
D) синяя
Е) фиолетовая
7. Окраска комплекса [Со(NH3)6] Сl3 :
А) оранжевая
В) розовая
С) зелёная
D) синяя
Е) фиолетовая
8. Катионный комплекс:
А) [Со(NH3)6] Сl3
В) К2[Zn2 (NH3)4 ]
С) K3[Fe(CN)6]
D) K2[Сd(CN)4]
Е) Na2[Ni(CN)4].
9. Тип гибридизации комплекса [СоF6]3-:
А) sp
В) sp3
C) d2sp3
D) sp3d2
Е) sp2
10. Согласно методу ВС между комплексообразователем и лигандами
возникают :
А) ковалентные полярные связи
В) ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму
С) ковалентные неполярные связи
D) семиполярные связи
Е) водородные связи