1 Общие правила выполнения лабораторных работ

Министерство образования и науки Российской Федерации
Бузулукский гуманитарно-технологический институт
(филиал) федерального государственного бюджетного
образовательного учреждениявысшего профессионального образования
«Оренбургский государственный университет»
Кафедра биологии
Н.Н.Мазаева
ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Методические указания к выполнению лабораторных работ
Рекомендовано к изданию Редакционно-издательским советом Бузулукского
гуманитарно-технологического института (филиала) ОГУ в качестве
методического
пособия для студентов по направлению подготовки
020400.62 - Биология
Бузулук
2012
1
УБК 541
ББК 24.1
М-14
Рецензент: ст.преподаватель кафедры биологии
Е.В. Криволапова
М-14
Мазаева Н.Н.
Общая и неорганическая химия: методические указания к
лабораторным работам /Н.Н.Мазаева; Бузулукский гуманитарнотехнологич. ин-т (филиал) ОГУ - Бузулук: БГТИ (филиал) ОГУ, 2012. –
91 с.
Методические указания к выполнению лабораторных работ по курсу
общей и неорганической химия предназначены для студентов первого курса
полного и сокращенного срока обучения по направлению подготовки
бакалавриата 020400.62- «Биология» в первом семестре.
Пособие включает в себя
содержание лабораторных занятий,
контрольные вопросы и задачи контроля качества усвоения дисциплины,
рекомендуемую литературу для изучения дисциплины.
ББК 24.1
УБК 541
© Мазаева Н.Н., 2012
© БГТИ (филиал) ОГУ, 2012
2
СОДЕРЖАНИЕ
Введение………………………………………………………………………… 4
Общие правила выполнения лабораторных работ………………………. ......5
Лабораторная работа № 1 Работа в химической лаборатории……………… 7
Лабораторная работа № 2 Строение вещества…………………………………8
Лабораторная работа № 3 Химическая термодинамика (термохимические
расчеты) ………………………………………………………………………… 10
Лабораторная работа № 4 Скорость химической реакции………………….15
Лабораторная работа № 5 Концентрация растворов…………………………22
Лабораторная работа № 6 Гидролиз солей……………………………………26
Лабораторная работа № 7 Окислительно-восстановительные реакции…….29
Лабораторная работа № 8 Основы электрохимии……………………………32
Лабораторная работа № 9 Комплексные соединения……………………… 34
Лабораторная работа № 10 Щелочные металлы ……………………………37
Лабораторная работа № 11 Щелочноземельные металлы. Определение
жесткости и умягчение воды…………………………………………………..39
Лабораторная работа № 12 Алюминий и его соединения…………………48
Лабораторная работа № 13 Олово, свинец и их соединения………………51
Лабораторная работа № 14 Галогены и их соединения……………………56
Лабораторная работа № 15 Элементы подгруппы серы……………………60
Лабораторная работа № 16 Азот, фосфор и их соединения……………….64
Лабораторная работа № 17 Металлы подгруппы меди и цинка……………70
Лабораторная работа № 18 Свойства элементов VIВ - VIIIВ групп………78
Вопросы и задания к экзамену…………………………………………………83
Приложение…………………………………………………………………. 88
Список использованных источников……………………………………… 91
3
Введение
Лабораторный практикум является одной из важнейших составных
частей курса неорганической
и обшей химии.
Для выполнения
лабораторных работ студенту необходимо ознакомиться с лабораторным
оборудованием, измерительными приборами, а также с техникой проведения
основных лабораторных работ.
Подготовка к выполнению лабораторной работы заключается в изучении теоретической части работы по рекомендованной литературе и по
конспектам лекций. В описании каждой лабораторной работы даны вопросы
для самостоятельной проверки. Краткие ответы на эти вопросы должны
быть изложены письменно в отчете. Подготовка к работе осуществляется
студентами самостоятельно (вне аудиторных занятий).
Консультации
проводятся преподавателями, ведущими лабораторные занятия.
На лабораторные занятия студент должен явиться подготовленным с
оформленной теоретической частью отчета. Форма контроля - проверка
отчетов, зачет по теоретической части работы.
Студент, не сдавший зачет по теоретической части, к выполнению работы не допускается.
Выполнение лабораторных работ сопровождается записью в отдельной
тетради (лабораторном журнале), которая является одновременно и
отчетом о проделанной работе.
Все записи должны выполняться начисто чернилами в процессе работы. Ни в коем случае не допускаются записи на отдельных листах.
Отчет должен содержать следующие сведения:
- дата выполнения работы;
- номер работы и ее название;
- номер и название опыта;
- рисунок или схему прибора, если пользовались прибором;
- краткое описание работы, содержащее условия проведения
опыта, качественные признаки реакций
(изменение цвета,
выпадение осадка или его растворение, цвет осадка, выделение
газа, его цвет, запах, нагревание или охлаждение системы);
- уравнения всех протекающих реакций;
- запись количественных результатов наблюдений (желательно
делать в форме таблицы);
- расчеты, если работа носит количественный характер;
- выводы.
Небрежно оформленные отчеты к проверке не принимаются.
После окончания всех записей,
отчет должен быть подписан
студентом.
4
1 Общие правила выполнения лабораторных работ
Поскольку в лаборатории находятся электроприборы, газ, ядовитые и
опасные вещества, студенты должны строго соблюдать правила внутреннего
распорядка и техники безопасности.
Перед каждым лабораторным занятием студент должен изучить
соответствующий раздел учебника,
конспекта лекций и описания
лабораторных работ.
При проведении эксперимента необходимо соблюдать следующие
правила:
- работайте тщательно, аккуратно, без излишней торопливости;
соблюдайте тишину в лаборатории;
- опыты проводите в чистой посуде;
- прежде чем приступить к работе по данной теме, тщательно изучите
ее по описанию; подготовьте необходимые приборы и реактивы;
- не расходуйте реактивов больше требуемого количества. Если же
случайно взяли раствора или сухих препаратов больше, чем необходимо, то
избыток нельзя возвращать в реактивную склянку;
- нельзя уносить реактивы общего пользования на свое рабочее, место.
Не путайте пробки от капельных пипеток и от реактивных склянок.
- внимательно наблюдайте за ходом опыта, отмечая и записывая
каждую его особенность (выпадение и растворение осадков, изменение
окраски, температуры и т.д.).
- после опытов остатки металлов в раковину не выбрасывать, а
собирать в банку;
- дорогостоящие реактивы (например, остатки солей серебра) собирают
в специально отведенную посуду;
- битую посуду, отрывки бумаги, спички выбрасывают в урну.
1
2
3
4
5
6
7
8
Правила техники безопасности
Не трогайте,
не включайте и не выключайте без разрешения
преподавателя рубильники, электроприборы.
Нельзя загромождать свое рабочее место лишними предметами.
Нельзя брать вещи руками и пробовать на вкус. При определении
вещества по запаху следует держать склянку на расстоянии и
направлять движением руки воздух от отверстия склянки к носу.
Опыты с ядовитыми веществами надо проводить в вытяжном шкафу.
При переливании реактивов нельзя наклонятся над отверстием сосуда
во избежание попадания брызг на лицо и одежду.
Нельзя наклонятся над нагреваемой жидкостью, так как ее может
выбросить.
Разбавляя концентрированные кислоты, особенно серную осторожно
вливайте кислоту в воду.
Все опыты с концентрированными кислотами и щелочами проводят
5
только под тягой.
Правила противопожарной безопасности
1 Осторожно обращайтесь с нагревательными приборами. При
перегревании спирали электроплитки отключите плитку от сети.
2 В случае воспламенения горючих веществ быстро погасите горелку,
выключите электронагревательные приборы, отставьте сосуд с
огнеопасным веществом и тушите пожар:
- горящую жидкость прикройте асбестом, затем если нужно
засыпьте песком, но не тушите водой;
в случае воспламенения щелочных металлов гасите пламя только
сухим песком, но не водой;
3 Во всех случаях пожара в лаборатории немедленно вызовете пожарную
команду, а до прихода воспользуйтесь углекислотным огнетушителем.
Первая помощь при несчастном случае
В лабораториях бывают случаи, требующие неотложной медицинской
помощи: порезы рук стеклом, ожоги горячими предметами, кислотами,
щелочами. В особо серьезных случаях необходимо обратится к врачу.
Для оказания первой медицинской помощи в лаборатории имеется
аптечка. Основные правила первой помощи сводятся к следующему:
1 При ранении стеклом удалите осколки из раны, смажьте края раны
йодом и перевяжите бинтом.
2 При ожоге рук или лица реактивом смойте реактив большим
количеством воды, затем либо разбавленной уксусной кислотой (в
случае ожога щелочью), либо раствором соды (в случае ожога
кислотой), а затем опять водой.
3 При ожоге горячей жидкостью или горячим предметом обработайте
обожженное место свежеприготовленным раствором перманганата
калия и смажьте мазью от ожогов или вазелином.
4 При химических ожогах глаз обильно промойте глаза водой, используя глазную ванночку, а затем обратитесь к врачу.
6
Лабораторная работа № 1 Работа в химической лаборатории
Цель работы: Ознакомление студентов с основными правилами
работы в химической лаборатории, правилами техники безопасности,
лабораторным оборудованием и техникой выполнения лабораторных работ.
Реактивы: вода дистиллированная, концентрированная серная
кислота, соляная кислота, бертолетова соль, сера молотая, оксид марганца,
индикаторы, щелочь кристаллическая.
Оборудование: пробирки, пипетки, ступка с пестиком, газоотводная
трубка, фильтровальная бумага, деревянная лучина.
Ход работы
1 Испытайте действие концентрированной серной кислоты на
фильтровальную бумагу. Для этого нанесите каплю (осторожно!)
концентрированной серной кислоты на фильтровальную бумагу и через
некоторое время отметьте изменения, происходящие с бумагой.
2 Проделайте то же самое с деревянной лучиной.
3 Испытайте действие концентрированного раствора едкого натра (калия)
на фильтровальную бумагу. Для этого нанесите каплю (осторожно!)
приготовленного раствора (вспомните правила работы с едкими
щелочами) на фильтровальную бумагу и через некоторое время отметьте
изменения, происходящие с бумагой.
4 Проделайте то же самое с деревянной лучиной.
5 Приготовьте 5 мл раствора концентрированной серной кислоты 1:3
(вспомните правило!).
6 Испытайте действие индикаторов (универсальной лакмусовой бумаги,
фенолфталеина, метилового оранжевого) на растворы кислоты и щелочи.
Отметьте окраску полученных растворов.
7 В фарфоровой ступке смешайте два шпателя бертолетовой соли и два
шпателя серы, осторожно (!) растирайте смесь, наблюдайте микровзрывы.
8 В пробирку налейте 1 мл раствора соляной кислоты, добавьте
микрошпатель оксида марганца МnО2, закройте пробирку пробкой с
газоотводной трубкой и, если необходимо, нагрейте пробирку. По запаху
осторожно (вспомнив правило) определите выделяющийся газ. Напишите
уравнение реакции.
7
Лабораторная работа № 2 Строение вещества
Цель работы: привить навыки составления формул, выражающих
электронную конфигурацию атомов и одноатомных ионов металлических и
неметаллических элементов.
Реактивы: раствор нитрата свинца Рb(NО3)2, железо, цинк, магний;
растворы сульфида и иодида натрия, хлорная вода.
Оборудование: пробирки, спиртовки, трубки, методические указания.
Опыт 1 Электронная структура атомов и одноатомных ионов
металлов
При окислении атомов металлов число электронов в электронной
оболочке уменьшается, и образуются ионы с положительным зарядом.
Например:
Мg - 2 е → Мg2+
…3 s2 ….. s0
Ход работы. В три пробирки (на ½ объема) налейте раствор нитрата
свинца Рb(NО3)3. В первую пробирку опустите железо, во вторую – цинк, в
третью – магний. Через несколько минут осмотреть поверхность металлов,
опущенных в раствор соли свинца.
Составьте уравнения реакций, которые прошли между железом,
магнием и цинком с нитратом свинца. Опишите свои наблюдения. Заполните
таблицу 1.
Таблица 1 – Электронные формулы частиц до и после реакции
До реакции
Химический
знак атома или
иона металла
Fе
После реакции
Электронная
формула атома
или иона
Химический
знак атома или
иона металла
Электронная
формула атома
или иона
…3 d6 4 s2
Мg
Zn
Приведите схему распределения в квантовых ячейках электронов,
отвечающих сокращенным электронным формулам атомов: а) магния, б)
железа, в) цинка, г) свинца.
8
Какими значениями квантовых чисел (n, ℓ, m ℓ.) характеризуется
атомная орбиталь формирующего электрона в атомах: а) магния, б) железа, в)
цинка, г) свинца?
Найдите в периодической системе электронные аналоги свинца и
запишите сокращенные формулы, выражающие электронную структуру
атомов этих элементов.
Опыт 2 Электронная структура атомов и одноатомных ионов
неметаллов
При восстановлении атомов неметаллов число электронов в
электронной оболочке возрастает, и образуются ионы с отрицательным
зарядом. Например:
С12 + 2е - → 2С1…3 s2 3 р5 …3 s2 3 р6
Ход работы. В две пробирки (на 1/3объема) налейте растворы
сульфида и иодида натрия. Опустите в пробирку (сначала в первую, а потом
во вторую) газоотводную трубку от аппарата Киппа и пропустите медленный
ток хлора через раствор соли. (Опыт проводите под тягой!) Составьте
уравнения реакций и опишите свои наблюдения. Заполните таблицу 2.
Таблица 2 – Электронные формулы частиц до и после реакции
До реакции
Химический
знак атома или
иона неметалла
S2-
После реакции
Электронная
формула атома
или иона
Химический
знак атома или
иона неметалла
Электронная
формула атома
или иона
3 s2 3 р6
IС1
Приведите схему распределения в квантовых ячейках электронов,
отвечающих сокращенным электронным формулам атомов: а) серы, б) хлора,
в) йода.
Какими значениями квантовых чисел (n, ℓ, m ℓ.) характеризуется
атомная орбиталь формирующего электрона в атомах а) серы, б) хлора, в)
йода.
Найдите в периодической системе Д.И.Менделеева элемент,
электронная формула которого 4s24р4. Какими значениями квантовых чисел
9
(главного и орбитального) характеризуются внешние р-электроны в атоме
этого элемента?
На основании электронной структуры атома и возможности его
возбуждения охарактеризуйте валентные свойства найденного элемента.
Контрольные вопросы
1 Среди приведенных ниже электронных конфигураций укажите
невозможные и объясните причину невозможности их реализации:
а) 1р3 б) 3р6 в) 3р7 г) 3 s2 д) 2s2 е) 3f2 ж) 2р4
2 Составьте электронно-графические схемы Fe 2+ и Fe3+. Чем можно
объяснить особую устойчивость электронной конфигурации иона Fe3+?
3 Структура валентного электронного строя атома элемента
выражается формулой: а) 5s25р4; б) 3d54s2. Определите порядковый номер
элемента и его название. Составьте полные структурно-графические
формулы данных элементов.
4 Перечислите электронные аналоги среди элементов V1 группы
периодической системы. Напишите в общем виде электронные формулы
валентных электронных подуровней атомов этих элементов.
5 Сколько электронов на внешнем энергетическом уровне в атоме
кремния? Покажите их расположения в квантовых ячейках.
6 Найдите в периодической системе Д.И.Менделеева элементы,
которые являются электронными аналогами кислорода. Запишите
сокращенные электронные формулы атомов этих элементов.
7 На основании электронной структуры атомов С1 и Fе
охарактеризуйте их валентные свойства в невозбужденном и возбужденном
состояниях.
Лабораторная работа № 3 Химическая термодинамика
(термохимические расчеты)
Цель занятия: изучить основные закономерности протекания
химических реакций; рассмотреть энергетику химических реакций,
научиться производить химико-термодинамические расчеты по вычислению
энтальпии, энтропии и энергии Гиббса.
Науку о взаимных превращениях различных видов энергии друг в
друга называют термодинамикой. Любые процессы, происходящие в
системе, сопровождаются изменением внутренней энергии реагирующих
веществ (ΔU). Если внутренняя энергия уменьшается (ΔU<О), то реакция
протекает с выделением энергии (экзотермические реакции). Если
внутренняя энергия увеличивается (ΔU>О), то процесс сопровождаются
поглощением энергии из внешней среды (эндотермические реакции)
Изменения внутренней энергии определяется уравнением.
10
ΔU = Q - А,
где Q - количество теплоты; А - работа, совершенная системой.
Если реакция протекает при постоянном объеме (ΔV = О), то работа
расширения системы А = р ΔV. Если при этом не совершаются и другие
виды работы, то ΔU = Q, где Q – тепловой эффект реакции, ( т.е. количество
поглощенной системой теплоты) протекающей при постоянном объеме.
Если реакции идут с изменением объема, но при постоянном
давлении, то в этом случае пользуется не внутренней энергией (Q), а
энтальпией Н, которая определяется соотношением
Н = U + р Δ V или
ΔН = ΔU + рΔV,
т.е изменение энтальпии равно сумме изменения внутренней энергии (ΔU) и
совершенной системой работы ( р ΔV)
Энтальпия есть функция состояния системы. Ее изменение
определяется только начальными и конечными состояниями системы и не
зависит от пути перехода.
Термохимические расчеты основаны на законе Гесса:
Тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического
состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути
перехода.
Следствие из закона Гесса:
Изменение энтальпии химической реакции (ΔНхр) равно сумме теплот
образования Δ Н образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот
образования исходных веществ с учетом стереохимических коэффициентов.
ΔНхр = Σ fΔН (пр ) - ΣfΔН (исх)
Пример 1 При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора с парами
воды образуется жидкий POCl3
и хлористый водород. Реакция
сопровождается выделением теплоты 111,4 кДж. Напишите термохимическое
уравнение этой реакции
Ре ш е н и е: Уравнения реакций, в которых около символов
химических соединений указывается их агрегатное состояние , а также
численное значение тепловых эффектов, называют термохимическими.
Если в результате реакции выделяется теплота, то ΔН< О, если
поглощается, то ΔН > О, тогда термохимическое уравнение:
PCl5 (к) + H2O (г) = POCl 3(ж)+2НСl(г), ΔНхр = - 111,4 кДж/моль
11
Пример 2 Пользуясь данными таблицы стандартных энтальпий
образования, вычислите ΔНхр реакции
2 Mg (к) + СО2 (г) = 2 MgO(к) + C (графит)
Ре ш е н и е:по данным таблицы: Δ Н обр. (СО2(г)) = - 393,5 к Дж/моль
ΔН обр.MgO (к) = - 601,8 к Дж/моль
стандартные энтальпии образования простых веществ равны нулю.
Отсюда, по следствию из закона Гесса, находим:
∆Нр = ∑ν∆Н0298 прод - ∑ν∆Н0298 исх.
ΔН хр= 2 ΔНобр. МgO - Δ Нобр. СО2 = - 601,8 + 393,5 = - 810,1 к Дж
Задачи для самостоятельного решения
1
При соединении 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж
теплоты. Рассчитайте теплоту образования сульфида железа (1 моль).
2 Рассчитайте количество теплоты, выделяющейся при взрыве 8,4 л
гремучего газа, взятого при нормальных условиях.
3 Определите стандартную энтальпию (Δ Н298) образования РН3
исходя из уравнения: 2 РН3(г) + 4О2(г) = Р2О5 (к) + 3Н2О (ж), Δ Н = - 2360 к
Дж.
4 Исходя из теплового эффекта реакции: 3СаО(к) + Р2О5(к) =
Са3(РО4)2 (к) Δ Но= - 739 к Дж, определите Δ Н298 образования ортофосфата
кальция.
5 Исходя из уравнения реакции: СН3ОН(ж)+ 3/2О2 (г) = СО2 +
2Н2О(ж) Δ Нхр = - 726,5 к Дж, вычислите Δ Нобр. метилового спирта.
6 При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида
углерода образуются пары воды и сероводород СS2(г). Напишите
термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект.
7 При восстановлении 12,7 г оксида меди (II) углем (с образованием
СО) поглощается 8,24 к Дж. Определите Δ Н298 образование СuО.
8 Вычислите, какое количество теплоты выделится при
восстановлении Fe2О3 металлическим алюминием, если было получено 335,1
г железа.
9
Газообразный этиловый спирт С2Н5ОН можно получить при
взаимодействии этилена С2Н4(г) и водяных паров. Напишите
термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект.
12
Химическое сродство
Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не
только выделением, но и поглощением теплоты.
Система с одной стороны стремится к упорядочению (агрегации), к
уменьшению энтальпии, с другой – к беспорядку (деагрегации). Первая
тенденция растет с понижением, а вторая с повышением температуры.
Тенденцию к беспорядку характеризует величина энтропия (S).
Она отражает движение частиц вещества и является мерой
неупорядоченности системы. Она возрастает при нагревании, испарении,
плавлении, расширении газа и т.п. Процессы, связанные с упорядочением
системы: конденсация, кристаллизация, сжигание и т.п. – ведут к
уменьшению энтропии.
Энтропия являются функцией состояния, т.е. ее изменение Δ S
зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути
перехода.
По закону Гесса и следствию из него
ΔS298 = Σ ΔS (продук.) - Σ ΔS (исход)
Так как энтропия изменяется с повышением температуры, то можно
считать, что мера беспорядка Т ΔS. Энтропия выражается в Дж/мольК,
движущая сила процесса складывается из двух стремлений - к
упорядоченности (Н) и стремлению к беспорядку ( S).
Движущая сила процесса называется изобарно-изотермическим
потенциалом (энергией Гиббса) ΔG
ΔG = ΔН - Т ΔS
Мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса (ΔG),
которая зависит от природы вещества, его количества, и от температуры
энергия Гиббса – это функция состояния
Δ G х.р. = Σ Δ G(обр)(прод) - Σ Δ Gобр(исх).
Самопроизвольно идут процессы в сторону уменьшение энергии
Гиббса (ΔG <O) т.е. если ΔG< O, то процесс практически осуществим, если
ΔG > O, то процесс самопроизвольно протекать не может.
Пример 1 Прямая или обратная реакция будет протекать при
стандартных условиях в системе:
СН4(г) + СО2(г) = 2СО (г) + 2 Н2(г)
Вычислим ΔG прямой реакции
13
ΔG х.р. = Σ Δ G(обр)(прод) - Σ Δ Gобр(исх).
ΔG298 = 2х (- 137,27 + 210) – (- 50,79 – 394,38) = + 170,63 кДж
т.к. ΔG298 > O – процесс самопроизвольно протекать не может при 298 К
Пример 2 На основании данных таблицы вычислите ΔH, ΔS и ΔG
реакции, протекающей по уравнению Fe2O3(к) + 3С = 2Fe + 3CO (г)
Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 при температуре 500 и 1000 К.
Ре ш е н и е: Δ Н х.р. = [3(-110,52) + 2,0] - [-822,10 + 3,0] = - 331,56
–
882,0 = + 490,54 кДж
ΔS х.р. = (2х27,2 + 3х197,91) – (89,96 + 3х5,69) = 541,1 Дж/К
Энергия Гиббса при 500 К
ΔG = 490,54 кДж –500 541,1/1000= + 219,99 к Дж
ΔG > O - процесс невозможен.
энергия Гиббса при 1000 К
ΔG = 490,54 - 1000 х541,1/1000= - 50,56 кДж; ΔG<O - процесс
возможен
Задачи для самостоятельного решения
1 Вычислить ΔG298 для следующих реакций
а) 2Na F(к) + Сl2 = 2 NaCl (к) + F2 (г)
б) Рb O2 (к) + 2 Zn (к) = Pb (к) + 2 ZnO (к)
Возможны ли эти реакции при стандартных условиях.
2 Пользуясь справочными данными показать, что в стандартных
условиях 250С (298 К) реакция Сu(к) + ZnO (к) = СuO(к) + Zn(к) невозможна.
3 Вычислите ΔG для реакции
СаСО3(к) = СаО (к) + СО2(г)
при 25, 500 и 1500 С. При какой температуре реакция протекает
самопроизвольно?
14
4 Вычислите значения Δ G298 следующих реакций:
а) FeO (к) + ½ С (г) = Fe (к) + ½ СО2(г)
б) Fe O (к) + С (г) = Fe (к) + СО (г)
в) FeO (к) + СО (г) = Fe (к) + СО2 (г)
Протекание какой из этих реакций наиболее вероятно.
5 Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных
условиях в системе
2NO (г) +О2(г) ↔2 NO2(г)
6 При какой температуре наступит равновесие системы:
СО (г) + 2Н2(г) ↔СН3 ОН (ж)
Δ
Н = - 128,05 к Дж
7 Уменьшится или увеличится энтропия при переходах
а) воды в пар б) графита в алмаз? Почему? Вычислите Δ S для каждого
превращения.
8 Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна
экзотермическая реакция:
Н2(г) + СО2 (г) = СО (г) + Н2 О (ж)
Δ
Н = - 2,85 к Дж
Вычислите ΔG реакции.
Лабораторная работа № 4 Скорость химической реакции
Цель работы: изучение скорости химической реакции и зависимости
ее от различных факторов: природы реагирующих веществ, концентрации,
температуры.
Реактивы: хлороводородная кислота, серная кислота, уксусная
кислота, гранулированный цинк, олово, свинец, литий, кусочек мела, раствор
роданида калия и хлорида железа (III), раствора сульфата меди, тиосульфата
натрия, порошок хлората калия, оксид марганца.
Оборудование:
пробирки,
пипетки,
кристаллизаторы, спиртовки, шпатели, лучина.
газоотводные
трубки,
Химические реакции протекают с разными скоростями. В гомогенной
системе реакция идет во всем объеме, а в гетерогенной – на поверхности
твердой фазы.
15
Скорость реакции определяется природой реагирующих веществ в
зависимости от условий протекания процесса (концентрации реагирующих
веществ, температуры, наличия катализатора и др.)
Скоростью гомогенной реакции (v) называется количество
вещества (n) – вступившего в реакцию или образующегося в результате
реакции за единицу времени (Δt) в единице объема (V) системы:
v = Δn / Δt
Скоростью гетерогенной реакции (v)
называется количество
вещества (n), вступившего в реакцию или образующегося в результате
реакции за единицу времени (Δt) на единице поверхности раздела фаз (S)
v = Δn / S х Δt
Скорость реакции зависит от концентрации реагирующих веществ. Для
реакции:
аА+вВ=сС+dD
v = k[ А ]а +[В]в
Величина константы скорости k зависит от природы реагирующих
веществ, от температуры и от присутствия катализаторов, но не зависит от
концентрации веществ.
Для того чтобы реакция произошла, молекулы взаимодействующих
веществ должны обладать избыточной энергией – энергией активации.
Действие катализаторов объясняется тем, что они снижают энергию
активации реакции, и реакция идет через другие, энергетически более
выгодные стадии.
При возрастании температуры на каждые 100 скорость реакции
увеличивается в 2-4 раза. Закон Вант-Гоффа
v = v0 х γ
t2-t1
/10 ,
где t2 – температура конечная; t1 - температура начальная; γ- температурный
коэффициент скорости реакции.
Скорость и время, за которое протекают реакции, связаны
соотношением
v 1/ v 0 = τ0 / τ1,
16
где τ0- время, за которое протекает реакция скоростью v 0 ; τ1 – время, за
которое протекает реакция со скоростью v 1.
Механизм действия катализатора сводится к уменьшению величины
энергии активации реакции. Скорость реакции при этом увеличивается.
Опыт 1 Зависимость скорости реакции от природы реагирующих
веществ
Подготовьте прибор для собирания газа над водой. В стеклянный
кристаллизатор налейте воды; коническую пробирку заполните доверху
водой. Закрыв отверстие пробирки пальцем, переверните ее вверх дном и
опустите в кристаллизатор с водой. Под водой осторожно откройте
пробирку. Укрепите в штативе пробирку и налейте в нее на ¾ объема 0,1М
раствор уксусной кислоты. Опустите в пробирку 2-3 кусочка цинка, закройте
пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустите в воду и подведите
под пробирку. Запишите время заполнения пробирки газом.
Повторите опыт с 0,1М раствором соляной кислоты
Напишите уравнения реакций взаимодействия цинка с уксусной и
соляной кислотами. Чем объяснить различную скорость выделения водорода
в первом и втором случаях.
Опыт 2 Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих
веществ изучают на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной
кислотой.
Na2S2O3 + Н2SO4 = Na2SO4 + SO2 + Н2O + S
Признаком реакции является помутнение раствора вследствие
выделения серы.
Налейте в три пробирки по 5 мл 1н раствора Н2SO4 . В три другие
пробирки налейте в первую 5мл 0,05 н раствора Na2S2O3 и 10 мл воды; во
вторую – 10 мл раствора Na2S2O3 и 5 мл воды; в третью 15 мл раствора
Na2S2O3
Заметив время, в первую пробирку налейте из пробирки 5 мл
отмеренного раствора серной кислоты и быстро перемешайте полученную
смесь. Отметьте время начала помутнения раствора.
Проделайте тоже самое с двумя оставшимися пробирками. Результаты
опыта внесите в таблицу.
17
Таблица 3 - Исходные данные и результаты опыта
№
Объем, мл
Общий
объем,
мл
про
бир
ки
Относи Темпер
тельная атура
концент опыта
рация
Н2SO4 Na2S2O Н2O
Время
начала
опыта
Относитель
ная
скорость
реакции
υ теор υ прак
3
1
5
5
10
20
1
250
1
2
5
10
5
20
2
250
2
3
5
15
-
20
3
250
3
1
Рассчитайте υ практ для второго и третьего случаев, учитывая, что
скорость реакции и время протекания реакции до начала помутнения
раствора обратно пропорциональны. Следовательно,
υ1 = τ1
υ2
τ2 ,
где υ1 – скорость реакции в первом случае (υ1 = 1), υ2 - скорость реакции во
втором (третьем) случае; τ1 – время протекания реакции до начала
помутнения раствора в первом случае, сек; τ2 - время протекания реакции до
начала помутнения раствора во втором (третьем) случае, сек.
Напишите уравнения реакций и сделайте вывод о зависимости
скорости реакции от концентрации Na2S2O3 при данных условиях.
Опыт 3 Влияние поверхности раздела реагирующих веществ на
скорость реакции в гетерогенной системе
а) Взаимодействие карбоната кальция с соляной кислотой. Взять
два одинаковых кусочка мела приблизительно одинакового размера. Один из
кусочков поместить в пробирку, а другой измельчить и порошок перенести в
другую пробирку. В обе пробирки одновременно внести по 1 мл
хлороводородной кислоты. Сравнить время растворения мела в каждом
случае.
Составьте уравнения реакций между карбонатом кальция и
хлороводородной кислотой. Сделайте вывод о влиянии степени измельчения
твердых веществ на скорость реакции.
б) Взаимодействие нитрата свинца с иодидом калия. Несколько
кристаллов иодида калия КI и нитрата свинца Рb(NO3)2 поместите раздельно
в две сухие чистые ступки и тщательно разотрите пестиком. Приготовьте две
сухие конические пробирки. В одну из них положите по нескольку
18
кристаллов Рb(NO3)2 и КI, в другую насыпьте приблизительно такое же
количество солей, растертых в порошок. Для перемешивания реагирующих
веществ обе пробирки несколько раз энергично встряхните, закрыв отверстие
пальцем. Поставьте пробирки в штатив и наблюдайте образование иодида
свинца.
Отметьте влияние поверхности соприкосновении реагирующих
веществ на скорость химической реакции. Запишите уравнения реакции
обмена между иодидом калия и нитратом свинца.
Опыт 4 Влияние катализатора на скорость реакции. Гомогенный
катализ
а) Каталитическое ускорение реакции разложения пероксида
водорода. Налейте в пробирку 10 мл 3% раствора пероксида водорода.
Опустите в пробирку тлеющую лучину, не касаясь раствора. Объясните,
почему лучина не вспыхивает?
В коническую колбу налейте 10 мл 0,01 М раствора молибдата натрия
(аммония) Na2MoO4 и затем, постепенно, из пробирки прилейте 10 мл
пероксида водорода.
Наблюдайте изменение окраски раствора и момент начала выделения
пузырьков. Для завершения реакции смесь слегка нагрейте. Убедитесь в
наличии кислорода в колбе при помощи тлеющей лучины.
Объясните наблюдения, приняв во внимание следующие реакции
между молибдатом натрия и пероксидом водорода:
Н2O2 + Na2MoO4 → Na2MoO8 + 4Н2O
Na2MoO8 → Na2MoO4 + О2
И в конечном счете
2Н2O2 → 2Н2O + О2
Какую роль играет молибдат натрия?
б) Каталитическое ускорение реакции окисления. Окисление
соединений марганца (II) до марганца (VII) в растворе легко наблюдать, так
как ион марганца Мn2+ практически бесцветный, а ион МnО4- окрашен в
фиолетово-красный цвет.
Внесите в две пробирки по 3-4 капли сульфата марганца МnSО4 или
нитрата Мn(NО3)2 марганца и подкислите таким же образом 2 н раствором
азотной кислоты. В одну пробирку добавьте одну каплю раствора нитрата
серебра
АgNО3 и в обе пробирки по одному микрошпателю
пероксидисульфата аммония (NН4)2S2О8
Поместите обе пробирки в водяную баню. В какой пробирке быстрее
изменилась окраска?
Реакция протекала по уравнению:
19
МnSО4 +5 (NН4)2S2О8 + 8 Н2O → 2НМnО4+ 5 (NН4)2SО4 + 7 Н2SО4
Азотная кислота в данной реакции не расходовалась, а добавлялась
для создания определенной среды в начале реакции. Какой ион является
катализатором в данном процессе?
б) Каталитическое восстановление роданида железа (III). В две
пробирки налить по 10 капель раствора роданида калия и по 1 капле хлорида
железа (III). Наблюдать изменение окраски. В одну пробирку внести 1 каплю
раствора сульфата меди, затем одновременно в обе пробирки добавить по 10
капель тиосульфата натрия (предварительно приготовляем его в двух других
пробирках). Наблюдать изменение окраски в пробирке 1 в оранжевый цвет, в
пробирке 2 – сначала в красный, затем в оранжевый. Напишите уравнение
реакции взаимодействия роданида железа с тиосульфатом натрия. Сделайте
вывод о влиянии катализатора на скорость реакции.
в) Каталитическое разложение хлората калия. В две пробирки
насыпать немного порошка хлората калия, в одну из них добавить на кончике
шпателя оксид марганца. Пробирки закрыть пробками с газоотводными
трубками и нагреть в пламени спиртовки. Собрать выделяющийся газ
методом вытеснения воды. Составьте уравнение реакции разложения хлората
калия. Сделайте вывод о влиянии катализатора на скорость реакции.
Опыт 5 Гетерогенный катализ
а) Каталитическое действие диоксида свинца на разложение
пероксида водорода. Налейте в пробирку 5-8 капель 30%-ного раствора
пероксида водорода. С помощью тлеющей лучины убедитесь в отсутствии
кислорода. Внесите в раствор на кончике шпателя диоксид свинца РbО 2 и
наблюдайте выделение газа. Напишите уравнения реакции разложения
пероксида водорода (диоксид свинца РbО2 можно заменить диоксидом
марганца МnО2).
б) Каталитическое действие воды (опыт проводят под тягой).
Смешайте в фарфоровой ступке два микрошпателя порошка алюминия и
один микрошпатель кристаллического йода. Протекает ли реакция между
алюминием и йодом? На полученную смесь капните каплю воды.
Наблюдайте бурную реакцию образования трииодида алюминия,
сопровождающуюся большим выделением теплоты, за счет которой
происходит возгонка непрореагировавшего йода, - появляются пары
фиолетового цвета. Составьте уравнение реакции. Сделайте вывод о влиянии
воды как катализатора на скорость реакции.
20
Опыт 6 Влияние концентрации веществ на химическое равновесие
В данном опыте изучают обратимую реакцию взаимодействия
трихлорида железа FеС13 с тиоционатом аммония (калия) NH4NCS (КNCS).
Тритиоционат железа Fе(NСS)3 придает раствору красную окраску. По
изменению интенсивности окраски можно судить об изменении
концентрации Fе(NСS)3 , т.е. о смещении равновесия в ту или иную строну.
В четыре пробирки внесите по 5-10 капель разбавленного раствора
трихлорида железа FеС13 и тиоционата аммония (калия) NH4NCS (КNCS).
Легким встряхиванием пробирок размешайте раствор. Поставьте пробирки в
штатив.
В одну из пробирок микрошпателем добавьте несколько кристаллов
трихлорида железа, в другую - тиоционат аммония (калия), в третью –
хлорида аммония (калия), четвертую пробирку оставьте для сравнения.
Встряхните пробирки
При оформлении отчета отметьте изменение интенсивности окраски в
каждом случае; запишите уравнение реакции между FеС13 и NH4NCS (КNCS)
и выражение константы равновесия данной реакции.
В каком направлении смещается равновесие и как изменяется
концентрация каждого компонента в случае добавления: а) трихлорида
железа, б) тиоционата аммония (калия), в) хлорида аммония (калия)?
Контрольные вопросы и задания
1 Во сколько раз уменьшится скорость прямой реакции 2СО +О2 ↔
2 СО2, если при постоянной температуре уменьшить давление в 4 раза?
2 Реакция при температуре 400 С протекает за 180 секунд.
Температурный коэффициент реакции равен 3. За сколько времени
завершится эта реакция при температуре 600С ?
3 Концентрация оксида серы (ΙV) и кислорода составляет 4 моля и 2
моля соответственно; к моменту наступления равновесия в реакцию вступает
80 % от первоначального объема оксида серы (ΙV). Определить состав
газовой смеси в момент наступления равновесия.
4 Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В ↔ А2 В, если
концентрацию вещества А увеличить в 3 раза, а концентрацию вещества В
уменьшить в 3 раза?
5 Температурный коэффициент скорости реакции равен 2. Во сколько
раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 200 С до 700 ?
6 На сколько градусов нужно увеличить температуру, чтобы скорость
реакции возросла в 27 раз (температурный коэффициент равен 3)?
7 При наступлении равновесия реакции N 2 + Н2 ↔ 2 NН3
концентрации
веществ имели следующие значения С(N 2) = 0,5 моль/л; С(Н2) =1
моль/л;
С (NН3) =2 моль/л. рассчитать исходные концентрации N 2 и Н2.
21
8 В закрытом сосуде находится смесь СО в количестве 2 моль/л и О2
в количестве 3 моль/л. После нагревания сосуда концентрация угарного газа
понизилась до 1 моль/л. Как изменится концентрация О2 ?
9 Для каких из приведенных реакций одновременное повышение
температуры и понижение давления смещает равновесие влево?
PCl3 (Г) + Cl2(Г) ↔ PCl5(ТВ) + Q
Н2(Г) + Cl2(Г)
↔
2НCl(Г) + Q
СО(Г) + Н2О(Г)
↔
СО2(Г)+ Н2(Г) + Q
2 СО(Г) + О2(Г)
↔
N 2(Г) + О2(Г)
↔
2 СО2(Г) + Q
2 NО(Г) – Q
10 Как сместить равновесие СО2(Г) + С(ТВ)
сторону образования СО:
- повысить температуру,
- повысить давление,
- понизить температуру
- понизить давление
- ввести катализатор
→ 2 СО(Г) –173 кДж в
Лабораторная работа № 5 Концентрация растворов
Цель работы: приобретение навыков приготовления растворов
различной концентрации из сухой соли или более концентрированного
раствора.
Реактивы: сухие соли (NaCl, КС1, NН4С1, (NН4)2SO4 А12 (SO4)3,
Na2SO4) и концентрированные растворы кислот (Н2SO4, НNO3, НС1).
Оборудование: технохимические весы, конические колбы на 50, 100
и 300 мл, ареометр, пипетки, цилиндры.
Приведем примеры расчета по теме «Концентрация растворов».
Пример 1 Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов, титр и
массовую долю (в %) H2SO4 в 2 М растворе, плотность которого 1,12 г/см3.
Р е ш е н и е. а) Молярная масса H2SO4 равна 98 г/моль, молярная
масса эквивалентов H2SO4 в кислотно-основной реакции равна 49 г/моль,
следовательно, отношение M(H2SO4) / Mэ(H2SO4)=2. Так как 1 М раствор
H2SO4 содержит два моля эквивалентов кислоты, а 2М раствор – четыре,
раствор будет четырехнормальный (4 н.)
б) Для определения титра 2 М раствора H2SO4 находим массу кислоты,
приходящуюся на один миллилитр раствора. 2 М раствор содержит 196 г
22
H2SO4 в 1000 мл. Следовательно, в 1 мл раствора содержится 196/1000 =
0,196 г H2SO4 или Т = 0,196 г/мл.
в) Для определения массовой доли (в %) H2SO4 необходимо найти
массу одного литра 2 М раствора H2SO4:
m= Vρ = 1000·1,12 = 1120 г
Зная, что в литре 2 М раствора кислоты содержится 196 г H2SO4,
определяем массу кислоты в 100 г раствора:
1120 г раствора содержат 196 г кислоты
100 г раствора содержит х г кислоты
100 х 196 / 1120 = 17,5 г
Следовательно, массовая доля кислоты в растворе составляет 17,5%
Пример 2 Сколько миллилитров H2SO4 с плотностью 1,84 г/см3 (массовая доля кислоты составляет 96%) потребуется для приготовления 500 мл
раствора кислоты с плотностью 1,22 г/см3 и массовой долей кислоты 30%?
Ре ш е н и е: Масса 500 мл раствора с плотностью 1,22 г/см3 равна
m= Vρ = 500 х 1,22 = 610 г.
Находим массу H2SO4 необходимую для приготовления 610 г раствора
с массовой долей кислоты 30%:
100 г раствора содержат 30 г кислоты
610 г раствора содержит х г кислоты
30 х 610
100
= 183 г
Находим массу раствора с массовой долей H2SO4 96%, в котором
содержится 183 г кислоты;
100 г раствора содержат 96 г Н28О4
190,6 г
х г ---------------------- 183 г H2SO4
100 х 183
=
96
Зная массу раствора H2SO4 с массовой долей кислоты 96%,
рассчитываем его объем:
m= Vρ , V = m / ρ = 190,6 /1,84 = 103,6 см3 (мл)
Пример 3 Рассчитайте молярную концентрацию и молярную долю
кислоты в растворе H2SO4 с плотностью 1,22 г/см3 и массовой долей 30'%.
Решение: а) Масса одного литра раствора H2SO4 плотностью 1,22 г/см3 'в
этом растворе составляет:
m =ρV = 1000 х 1,22 = 1220 г.
23
Масса кислоты в этом растворе составляет:
100 г раствора содержат 30 г Н2 SО4
366 г/л
1220 ------------------------ х г H2SO4
1220 х 30
=
100
Число молей кислоты в 1 л этого раствора
366/98 = 3,73 моль/л.
Следовательно, молярная концентрация раствора равна 3,73 моль/л.
Молярная доля кислоты в растворе равна:
N = __ n __
n+ nр ,
где n и nр – число молей кислоты и растворителя.
В 100 г раствора содержится 30 г кислоты и 70 г воды. Находим число
молей кислоты (М H2SO4 = 98 г/моль)
n = 33 / 98 = 0,31 г/моль
число молей воды (М (Н20) = 18 г/моль):
nр = 70/18 = 3,89 моль. Следовательно,
N = __ 0,31__ = 0,074
0,31+ 3,89
Пример 4 Сколько граммов Na2SO4*10Н2О и воды потребуется для
приготовления 40 г раствора соли, в котором массовая доля К2SO4 составляет
10%?
Решение. Находим мессу безводной соли, необходимую для приготовления 40 г раствора, с массовой долей Na2SO4 равной 10%:
100 г раствора содержат 10 г Na2SO4
40 г ------------------------ х г Na2SO4
40 х 30
100
=4г
Вычисляем массу кристаллогидрата
Na2SO4*10Н2О, в котором
содержится 4 г безводной соли (молярная масса Na2SO4 — 142 г/моль,
Na2SO4*10Н2О -322 г/моль)
В 322 г Na2SO4*10Н2О содержится 142 г Na2SO4 Na2SO4 322 х 4
=9,07 г
В х г Na2SO4*10Н2О --------------- 4 г
142
24
Масса воды, необходимая для приготовления 40 г раствора с массовой
долей Na2SO4 10%, равна: 40 – 9,07 = 30,93 г
Опыт 1 Приготовление раствора с заданной массовой долей соли
(%)
Получите задание и рассчитайте, сколько потребуется соли и воды для
приготовления раствора заданной концентрации.
Взвесьте на лабораторных технохимических весах нужное количество
соли и высыпьте ее в коническую колбу. Отмерьте цилиндром необходимое
количество воды и вливайте в колбу с солью (воду необходимо приливать
постепенно, все время перемешивая раствор).
Приготовленный раствор из колбы перелейте в цилиндр и измерьте
ареометром его плотность. Рассчитайте молярную концентрацию, молярную
концентрацию эквивалентов и титр приготовленного раствора.
Результаты опыта сведите в таблицу.
Таблица 4 - Результаты опыта 1
Масса
Концентрация раствора
Плотность
раствора
Соли
Воды
Молярная
Т
Молярная
концентрация
эквивалентов
Опыт 2 Приготовление раствора соли с заданной массовой долей
(%) из более концентрированного раствора
Получите задание, плотность заданного раствора найдите в
справочнике. Налейте
в цилиндр, имеющийся в лаборатории,
концентрированный раствор соли и ареометром определите его плотность.
По измеренной плотности найдите массовую долю (%) соли в растворе.
Рассчитайте объем концентрированного раствора соли, необходимый для
приготовления раствора заданной концентрации. Расчет проверьте у
преподавателя.
Отмерьте маленьким цилиндром рассчитанный объем концентрированного раствора, перенесите его в большой цилиндр и долейте водой до
нужного объема. Приготовленный раствор тщательно перемешайте
(переливая из цилиндра в цилиндр) и измерьте ареометром его плотность ρ.
По указанию преподавателя рассчитайте: молярную концентрацию
или молярную концентрацию эквивалентов, моляльность или молярную
долю, титр приготовленного раствора. Результаты опыта сведите в таблицу.
25
Таблица 5 - Результаты опыта 2
Массовая доля (%)
V
Плотность раствора
раствора
мл
исходного заданного исходного заданного
ρ
Концентрация раствора
г/мл
Молярная
Моляльность
концентрация
(молярная
эквивалентов
доля)
Т
Контрольные вопросы и задания
1 В одном литре раствора содержится 10,6 г карбоната натрия
Рассчитайте молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалентов раствора и титр. Ответ. 0,1 М, 0,2 н.; 10,6 10 -3 г/мл.
2 Для приготовления раствора взяли 5,6 г гидроксида калия КОН и
500 г воды. Вычислите моляльность приготовленного раствора и молярную
долю растворенного вещества. Ответ: 0,2 моль/кг; 0,36%.
3 Сколько граммов тиосульфата натрия Na2S2O3 необходимо для
приготовления 300 г раствора, в котором массовая доля тиосульфата натрия
равна 5%? Ответ. 15 г.
4 Сколько граммов гидроксида натрия NаОН нужно взять, чтобы
приготовить 5 л 0,1 М раствора NаОН? Ответ: 20 г.
5 Сколько граммов СuSО4*5Н2О и воды потребуется для приготовления 200 мл раствора сульфата меди, в котором массовая доля СuSО4
составляет 5%? Плотность раствора 1,022 г/см3. Ответ 16 г; 188,4 г
6 Сколько миллилитров 2 М раствора NаС1 необходимо для
приготовления 500 мл раствора с плотностью 1,02 г/см3, в котором массовая
доля NаС1 равна 2%? Вычислите массовую концентрацию приготовленного
раствора. Ответ: 88 мл; 20,41 г/л.
Лабораторная работа № 6 Гидролиз солей
Цель работы: изучение некоторых свойств водных растворов солей,
связанных с реакцией гидролиза.
Реактивы: карбонат, гидрокарбонат, ацетат, нитрат натрия;
фенолфталеин, раствор нитрата свинца Рb(NO3)2, водопроводная вода,
хлорид железа FеС13.
Оборудование: мерные колбы, лабораторные весы, пробирки,
универсальная индикаторная бумага.
26
Гидролизом называют обменные реакции, протекающие с участием
воды. Если в обменную реакцию с водой вступает соль, то взаимодействие
называют гидролизом соли.
Признаком гидролиза соли является изменение нейтральной реакции
среды водного раствора. Например:
CH3 COONa + H2O ↔
CH3COOH + NaOH
CH3 COO- + H2O ↔ CH3 COOH + OHCH3 COO- + H2O ↔ CH3 COOH + OHсреда щелочная.
В реакцию гидролиза не вступают соли, образованные сильным
основанием и сильной кислотой. С водой взаимодействуют:
1 Соли, содержащие катион сильного основания и анион слабой
кислоты
2 Соли, содержащие катион слабого основания и анион слабой
кислоты
3 Соли, содержащие катион слабого основания и анион слабой
кислоты.
Если ионы соли многозарядные, их взаимодействие с водой
протекают до образования основного или кислого иона (1 ступень)
Fe + H2 O ↔
CO3
2-
FeOH+ + Н+
- кислая среда
+ H2 O ↔ HCO3 - + OH - щелочная среда
Реакция гидролиза обратима. В прямом направлении она протекает в
сторону образования молекул (основных ионов) слабых оснований или
молекул (кислых ионов) слабых кислот, а в обратном – в сторону
образования молекул воды.
К реакциям гидролиза применимы все
положения и законы о химическом равновесии.
Опыт 1 Гидролиз соли, образованной сильным основанием и
слабой кислотой
Приготовьте 100 мл раствора карбоната, гидрокарбоната, ацетата или
нитрата натрия заданной концентрации. Рассчитайте навеску, взвесьте соль
на лабораторных весах и приготовьте раствор соли в мерной колбе.
Измерьте рН приготовленного раствора при помощи универсальной
индикаторной бумаги.
Составьте уравнения реакции гидролиза соли, сделайте вывод о
реакции среды.
27
Опыт 2 Гидролиз соли, образованной слабым основанием и
сильной кислотой
Получите у преподавателя навеску хлорида железа FеС13 и
приготовьте в мерной колбе раствор соли. Вычислите молярную
концентрацию приготовленного раствора. Измерьте рН.
Запишите уравнение реакции гидролиза. Сделайте вывод о реакции
среды при данном гидролизе.
Опыт 3 Смещение равновесия реакции гидролиза соли при
разбавлении раствора
Убедитесь в том, что раствор нитрата свинца прозрачен.
В коническую колбу влейте 50 мл водопроводной воды и добавьте 1-2
капли концентрированного раствора Рb(NO3)2. Наблюдайте образование
осадка.
При оформлении результатов опыта:
1 Назовите гидролизующийся ион, составьте уравнение реакции
гидролиза и объясните, почему концентрированный раствор
Рb(NO3)2 прозрачен.
2 Объясните, почему при разбавлении в колбе появился осадок.
Составьте уравнение реакции образования осадка. Имеет ли отношение эта
реакция к процессу гидролиза рассматриваемой соли?
3 Сделайте вывод о влиянии разбавления растворов на процесс
гидролиза.
Опыт 4 Смещение равновесия реакции гидролиза соли при
изменении температуры
В пробирку внесите 5-6 мл раствора ацетата натрия NаСН3СОО и 1-2
капли индикатора (фенолфталеина). Содержимое пробирки разделите на 2
части, одну из них оставьте для сравнения, другую – нагрейте до кипения.
Сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Дайте пробирке
охладиться и снова сравните окраску индикатора в обеих пробирках.
Опишите и поясните свои наблюдения.
Составьте уравнение реакции гидролиза соли, назвав предварительно
гидролизующийся ион. Сделайте вывод о среде раствора и о влиянии
температуры на гидролитическое равновесие.
Контрольные вопросы и задания
1 Имеются растворы солей КС1, NаС1, СuС12, А1С13 .В каких растворах
концентрация иона Н+ равна концентрации ОН-? Ответ поясните.
2 Можно ли, пользуясь фенолфталеином, отличить водный раствор Nа2SiО3
от водного раствора Nа2SО4? Ответ поясните.
28
3 На примерах гидролиза солей Nа3 РО4 и FеС13 объясните ступенчатое
протекание процесса гидролиза при нагревании или разбавлении растворов.
Составьте уравнения реакций.
4 Какие из солей NаВr, Nа2S К2СО3, СоС12, К2SO4 подвергаются гидролизу?
Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза соответствующих
солей.
5 Какие из солей NаNО3, СrС13, Сu(NО3)2, КС1, КI подвергаются гидролизу?
Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза соответствующих
солей .
Лабораторная работа № 7 Окислительно-восстановительные
реакции
Цель работы:
ознакомить студентов с окислительновосстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений;
освоить методику составления уравнений окислительно-восстановительных
процессов.
Реактивы: 0,1 М раствор Н2SО4, магний, цинк, железо, медь, раствор
перманганата калия, 1М раствор Н2SО4, вода, 2 М раствор КОН, сульфит
натрия, раствор FеSО4, раствор NаОН, бромная вода, раствор К4[Fе(СN)6],
иодида калия, NаNО2,раствор крахмала, кристаллик йода, 2 М раствор NаОН.
Оборудование: пробирки, пипетки, штативы.
Реакции, протекание которых связано со смещением или полным
переходом электронов от одних атомов или ионов к другим, называют
окислительно-восстановительными.
Воображаемый
заряд
атома
в
соединении, вычисленный исходя из предположения, что соединение состоит
из ионов, называется степенью окисления. Степень окисления может быть
положительной (электроны смещены от атома или иона) и отрицательной
(электроны смещены к атому или иону).
Процесс отдачи электронов, т.е. повышения степени окисления
элемента, называют окислением, а вещества, отдающие электроны,
восстановителями. К типичным восстановителям относятся простые
вещества, атомы которых характеризуются невысокой электроотрицательностью (металлы, водород, углерод), некоторые анионы (С1-,S 2- , SОз2- и
др.), катионы, у которых степень окисления может возрастать (Fе2+, Sп2+ и др.),
некоторые соединения углерода (углеводороды, оксид углерода), азота
(азотоводороды), бора (бороводороды) и др.
Процесс присоединения электронов, т.е. понижение степени окисления,
называют восстановлением, а вещества, принимающие электроны, называют
окислителями. К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы
которых характеризуются высокой электроотрицательностью (элементы VI и
VII групп главных подгрупп), катионы с высокой степенью окисления (РЬ+2
29
Сг+6, Со+3), анионы, в которых электроположительный элемент имеет высокую
степень окисления ( N+5O3-, Сг2+6О32- , Мп+7О-4 и др.), высшие оксиды, а также
пероксиды.
Окислительно-восстановительные реакции — это одновременно
протекающие процессы окисления и восстановления.
Реакции, в которых окислители и восстановители представляют
собой разные вещества, называют межмолекулярными. Если окислителями и
восстановителями служат атомы или ионы одной и той же молекулы, то
такие реакции называют внутримолекулярными.
Опыт 1 Восстановительные свойства металлов
В три пробирки налейте по 2—3 мл 0,1 М раствора Н2SО4. В одну
пробирку внесите магний или цинк, во вторую — железо, в третью — медь.
В три другие пробирки налейте по 2—3 мл концентрированного
раствора Н2SО4. В одну пробирку внесите магний или цинк, во вторую —
железо, в третью — медь.
Запишите наблюдения, составьте уравнения происходящих реакций и
объясните результаты опыта.
Опыт 2 Влияние рН среды на окислительно-восстановительные
реакции
а) Восстановление перманганата калия сульфитом натрия.
В три пробирки налейте по 3 мл раствора перманганата калия. В
первую пробирку прилейте 2 мл 1М раствора Н2SО4, во вторую —
2 мл Н2О, в третью — 2 мл 2 М раствора КОН.
В каждую пробирку добавьте по 3 мл раствора сульфита натрия.
Запишите
наблюдения,
составьте уравнения
окислительновосстановительных реакций и объясните результаты опыта. Учтите, что
фиолетовая окраска характерна для ионов МпО4-, слабо-розовая — для ионов
Мп2+, зеленая — для ионов МпО42- , бурый цвет имеют осадки МпО2 и
Мп(ОН)2.
б)
Окисление Fе(П) до Fе(Ш) в кислой и щелочной среде.
1 К свежеприготовленному раствору FеSО4 (полученным
растворением взятых в избытке опилок железа в разбавленной Н2SО4,)
прилейте раствор NаОН. Что наблюдается? Что происходит после
взаимодействия
полученного
осадка
с
кислородом
воздуха?
Составьте уравнение реакции и объясните результаты опыта.
2 К свежеприготовленному раствору FеSО4 добавьте 2 мл 1М
раствора Н2SО4 и несколько капель бромной воды. В пробирку добавьте 2
30
капли раствора К4[Fе(СN)6]. Запишите наблюдения, составьте уравнения
окислительно-восстановительной реакции, объясните результаты опыта.
Опыт 3 Окислительно-восстановительные свойства нитрит-иона
NО2
-
Получите нитрит натрия реакцией разложения нитрата
натрия, и растворите его в воде.
2
К подкисленному раствору иодида калия (под тягой)
добавьте несколько капель раствора NаNО2 и несколько капель раствора
крахмала. Что наблюдается?
3
К подкисленному раствору КМпО4 добавьте до
обесцвечивания
раствор NаNО2 .Запишите наблюдения.
4
Составьте уравнения окислительно-восстановительных
реакций. Объясните, какова функция NаNО2 в опытах 2 и 3?
1
Опыт 4 Реакция диспропорционирования
Кристаллик йода обработайте небольшим количеством 2 М раствора
NаОН при слабом нагревании. Полученный раствор подкислите. Запишите
наблюдения, составьте уравнения окислительно-восстановительной реакции,
учитывая, что образуется иодат и иодид натрия. Сделайте вывод об
окислительно-восстановительных свойствах йода.
Опыт 5 Классификация реакций
В химическую ложечку поместить немного серы и сожгите. Продукты
сгорания идентифицируйте по влажной индикаторной бумаге.
В чистую сухую пробирку поместите 0,5 г MnО2, добавить 1 мл НС1.
При необходимости содержимое пробирки подогрейте (осторожно).
Отметьте происходящие изменения. Напишите уравнения реакций,
классифицируйте реакции.
Опыт 6 Влияние температуры на результаты ОВР
Хлор, выделяющийся в опыте № 5, пропустите через раствор NаОН. К
продуктам реакции добавьте 1-2 капли фуксина. Наблюдайте изменение
окраски..
Получите хлор (опыт № 2) и пропускайте его через горячий раствор
NаОН. К продуктам реакции добавьте 1-2 капли фуксина. Напишите
уравнения реакций, классифицируйте реакции, сделайте вывод о влиянии
температуры на результат реакции.
31
Контрольные вопросы и задания
1
Определите степень окисления серы в соединениях: Н2 S, Н2SО3, Н2SО4.
2
Приведите примеры межмолекулярных и внутримолекулярных
окислительно-восстановительных реакций.
3 Реакции протекают по схемам
Nа2SO4 + КМnО4 + H2SO4 → Nа2SO4 + MnSO4 + К2SO4 + Н2О
КI + КIО3 + H2SO4 → I2 + К2SO4 + Н2О
РbS + НNО3 → S +
Рb(NО3)2 + NO + Н2О
Nа2SO3 + КМnО4 + КОН → Nа2SO4 + К2MnO4 + Н2О
NaBr + NaBrO3 + H2SO4 → Br2 + Nа2SO4 + Н2О
NаСrO2 + Br2 + NаОН → Nа2СrO4 + NaBr + Н2О
Nа2SO3 + КМnО4 + + Н2О → Nа2SO4 + MnО2 + КОН
Nа3АsO3 + I2 + Н2О → Nа3АsO4 + НI
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
окислительно-восстановительных уравнениях реакций. Для каждой реакции
укажите: какое вещество является окислителем, какое – восстановителем,
какое вещество окисляется, какое восстанавливается
4 Окислительно-восстановительные реакции
выражаются
ионными
уравнениями
2Fe3+ + 2I - = 2Fe2+ + I2
Нg2+ + Sn2+ = Нg + Sn4+
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
окислительно-восстановительных уравнениях реакций. Для каждой
реакции укажите: какой ион является окислителем, какой –
восстановителем, какой ион окисляется, какой восстанавливается.
Лабораторная работа № 8 Основы электрохимии
Цель работы : овладеть методикой измерения ЭДС и напряжения гальванических элементов; изучение условий возникновения коррозионных
микроэлементов.
32
Реактивы: цинк, раствор ацетата свинца, металлические пластинки Zn
и Cu,, серная кислота, красная кровяная соль K3[Fe(CN)6]), 3% раствор
поваренной соли (NaCl).
Оборудование: гальванометр, U-образная трубка, медная проволока,
электролизер, анод графитовый, катод железный, батарейные стаканы с
ZnSO4 и CuSO4.
Опыт 1 Вытеснение свинца цинком из раствора соли свинца
Кусочек цинка обвяжите ниткой; опустите цинк в раствор ацетата
свинца. Оставьте раствор стоять спокойно и наблюдайте происходящее.
Составьте уравнение реакции.
Опыт 2 Гальванический элемент с медным и цинковым
электродами
Собрать схему, состоящую из металлических пластинок Zn и Cu,
батарейных стаканов с растворами ZnSO4 и CuSO4, гальванометра, Uобразной трубки.
Соединить металлические пластинки и гальванометр проводниками.
Наблюдать отклонение стрелки гальванометра. Чем обусловлено
возникновение электрического тока?
Выписать из таблицы (см. приложение) числовые значения
электродных потенциалов и указать направление перехода электронов.
Написать уравнения химических реакций, протекающих на электродах
элемента, и суммарное уравнение химической реакции. Вычислить
электродвижущую силу гальванического элемента. Привести соотношение,
выражающее связь ЭДС гальванического элемента с изменением изобарноизотермического потенциал (ΔG) . Вычислить (ΔG). Вычислить ЭДС медноцинкового гальванического элемента, зная, что концентрация ионов Сu в
растворе равна 1г-ион/л, а концентрация ионов цинка - 0,01г-ион/л.
Указать в каком направлении перемещаются электроны во внешней
цепи гальванических элементов,
Fe│FeSO4║ZnSO4│Zn
Cu│Cu(NO3)2║AgNO3│Ag
Привести уравнения электродных реакций, суммарное уравнение
химической реакции и вычислить ЭДС, пользуясь величинами электродных
потенциалов (концентрации ионов металлов во всех случаях считать
равными 1г-ион/л.
Опыт 3 Электрохимическая коррозия
а) Влияние образования гальванических пар на течение химических
процессов.
33
Взаимодействие цинка с серной кислотой в отсутствии и присутствии
меди.
Внести в пробирку 5-6 капель 2Н H2SO4 и кусочек чистого цинка.
Наблюдается ли выделение водорода? Коснуться медной проволочкой кусочка в пробирке. Как изменится интенсивность выделения водорода и на каком
металле он выделяется? Отнять медную проволочку от цинка и убедиться,
что интенсивность выделения водорода изменяется. Как влияет контакт
цинка с медью на коррозию (растворение) цинка?
Составьте схему образующейся гальванической пары, уравнение
электродных реакций и суммарное уравнение реакции.
б) Электрохимическая катодная защита от коррозии.
Налейте в электролизер 3% NaClс несколькими каплями K3[Fe(CN)6] .
Анод графитовый, катод железный. Включите источник питания. Для сравнения опустите в раствор того же электролита железную пластинку. Отметьте появление синего окрашивания. Чем это объясняется? В каком случае
коррозия развивается интенсивно? Составьте уравнения происходящих
процессов. Чем объясняется различие скоростей коррозии в первом и втором
случаях?
Контрольные вопросы и задания
1 Какой потенциал называется стандартным потенциалом?
2 От каких факторов зависит величина электродного
потенциала?
3 Какие из приведенных реакций возможны:
1) Zn + FeSO4 →
3) Cu + NiSO4→
2) Zn +CaCl2→
4) Al + HgCl2→
4 Чем объяснить, что медь обычно не вытесняет водород иэ
кислот?
5 Что называется коррозией металлов?
6 Кратко сформулируйте отличие электрохимической защиты от
химической.
7 Чем вызвана электрохимическая неоднородность поверхности
металла?
8 Какие существуют методы зашиты от коррозии?
9 Что такое анодные и катодные защитные покрытия?
10 В чем заключается сущность катодной защиты металлов?
11 Что такое протекторная защита металлов?
12 Вычислить ЭДС гальванического элемента (-) Mg | Mg2+
|| Zn2+ | Zn (+) C(Mg2+)=0,01моль/л; C(Zn2+)=0,001 моль/л.
34
Лабораторная работа № 9 Комплексные соединения
Цель работы:
соединений.
получение
и
изучение
свойств
комплексных
Реактивы: растворы сульфата меди (II) (CuSO4), хлорида меди (II)
(СuСl2), гидроксида натрия, аммиака, хлорида железа (III), (FeCl3), желтой и
красной кровяных солей ( K4[Fe(CN)6], K3[Fe(CN)6]), роданида калия (KSCN);
сульфат железа (II) кристаллический; дистиллированная вода.
Оборудование: спиртовка, пробирки, нихромовая проволока с петлей,
штатив,
фторопластовая
плата
для
проведения
капельных реакций, фильтровальная бумага.
Опыт 1 Получение аммиакатов меди и изучение их свойств
Ход работы
1
Получить гидроксид меди, используя растворы сульфата меди, хлорида
меди. Сравнить цвет выпавших осадков.
2
Получить сульфат тетраамминмеди (II), хлорид тетраамминмеди (II).
Подумайте, какие реактивы для этого нужны. Сравнить цвет исходных и
полученных растворов.
3
Получить гидроксид тетраамминмеди (II). Подумайте, какие реактивы
для этого нужны. Отметить цвет полученного раствора.
4
Сравнить эти результаты с результатами, полученными в опыте№2 4. К
раствору сульфата тетраамминмеди (II) (5-6 капель) добавить 3-4 капли
раствора гидроксида натрия. Появились ли изменения?
5 Прокалить в пламени спиртовки нихромовую проволоку до прекращения
изменения цвета пламени. Остывшей проволокой взять пробу раствора
сульфата меди (II) и внести ее в пламя горелки.
Отметить возможные изменения цвета пламени.
Вновь прокалить в пламени спиртовки нихромовую проволоку, испытать в
пламени образец сульфата тетраамминмеди. Сравнить результаты двух проб.
Задание: Составить уравнения реакций, сделать вывод о причинах цвета
аммиакатов меди (II) (какой ион обусловливает окраску растворов).
Опыт 2 Комплексные соединения железа
Ход работы
В лунки фторопластовой пластины поместить по одной капли солей
железа - первый ряд: Fe3+ второй ряд: Fe2+
(примечание: соли двухвалентного железа готовятся непосредственно перед
началом опыта: микрошпатель сульфата железа (II) поместить в пробирку
добавить 1 мл воды. Использовать после растворения соли.) В лунки
добавить реактивы по схеме:
35
Fe3+ Fe2+
О
О
K3[Fe(CN)6]
О
О
K4[Fe(CN)6]
О
О
KSCN
Отметить результаты реакции в каждой лунке. Повторить опыт, используя
фильтровальную бумагу. На бумагу нанести попарно по одной капле реактивов: Fe3+ и K3[Fe(CN)6]; Fe3+ и K4[Fe(CN)6]; Fe3+ и KSCN
Fe2+ и K3[Fe(CN)6]; Fe2+ и K4[Fe(CN)6]; Fe2+ и KSCN
Отметить изменение цвета на границе слияния двух жидкостей.
Задания:
написать уравнения реакций; сделать вывод о способах
распознавания соединений двух- и трехвалентного железа.
Контрольные вопросы и задания
1 Дайте определение комплексным соединениям.
2 Назовите основные положения координационной теории. Кто ее автор?
3 Какие типы связи присутствуют в комплексных соединениях?
4
Приведите классификацию комплексных соединений по разным
признакам.
5 Назовите принципы номенклатуры комплексных соединений.
6 Назовите соединения: [Zn(NH3)4]SO4, K3[Fe(CN)5NH3]
7 Заряды комплексообразователей в соединениях
K4[Fe(CN)6]; [Cr(H2O)4S2O3]C1; [Co(NH3)3C13]
равны соответственно: а) +2 +3 +3; б) +3 +2 +3 ; в) +2 +2 +3 ; г) +3 +4 +2
8 Координационные числа центральных атомов в комплексных соединениях
(NH4)2[PtCl4(OH)2]; Na4[Co(NH3)2(NO2)2(SO3)2]; [Cu(H2O)4](NO3)2
равны соответственно: а) 4, 6, 4; б) 6, 6, 4; в) 6, 8, 4; г) 2, 4, 2
9 Концентрация свободных ионов металла наибольшая с учетом Кн
(константа нестойкости)в растворах комплексных ионов:
а) [Co(CN)4]2- KH = 3 х 10-20
б) [Zn(CN)4]2- Кн = 1,3 х 10-17
в)[Hg(CN)4]2- Кн = 1,1 Ox 10-41
г) [Cl (CN)4]2- KH=2,5 х 10-10
Выразить Кн этой соли
10 При растворении в воде K2[HgBr] преимущественно образуются ионы:
a) K+,[HgBr]б) К+, Hg2+, Brв) К+, Вгг) Hg2+, Br11 Аквапентацианоферрат (II) калия:
a)K2[Fe(CN)5H2O]
б)K2[Fe(CN)4(H2O)2]
в)Ca[Fe(CN)5H2O]
г)K3[Fe(CN)5H2O]
12 Хлорид дибромтетрааминоплатины (IV)
36
a) [PtBr(NH3)4]Cl3
б)[Pt(NH3)4Br2]Cl2
в) [PtBr2 (NH3)4]C12
г) [PtBr4 (NH3)4]C12
13 Комплексная соль Ba[Pt(NO2)4Cl2] называется:
а) хлоротетранитроплатинат (IV) бария
б) дихлоротетранитроплатинат (IV) бария
в) дихлоротетранитроплатины (IV) бария
г) дихлоротетранитроплатинат (II) бария
14 Константа нестойкости (Кн) соли [Cu(NH3)4]Cl2 a)[Cu2+][NH3]/[Cu(NH3)2+4]
б) [Сu (NH3)2+3] [NH3] / [Сu (NH3)2+4]
в) [Cl-]2[Cu2+]4[NH3]4/ [Cu(NH3)4Cl2]
г) [Cu(NH3)4Cl2] / [Cl-]2[Cu2+]4[NH3]4
15 Однолигандный комплекс с Кн = 6, получаемый взаимодействием
а) [Ni(NH3)4]Cl2
б) [NiCl6] (NH3)2
в) [Ni(NH3)6]Cl2
г) [Ni(NH3)4Cl2]
Лабораторная работа № 10 Щелочные металлы
Цель работы: исследование свойств щелочных металлов и их
соединений.
Реактивы: образцы щелочных металлов, гидроксид натрия NаОН (в
гранулах), раствор хлороводородной кислоты НСl, фенолфталеин,
гидрокарбонат натрия NаНСОз (кристаллический), растворы карбоната
натрия Nа2СОз и калия К2СО3, нитраты натрия NaNO3 или калия KNO3
(кристаллический) , сульфатов натрия Na2SО4 и калия К2SО4, сульфита
натрия Nа2SО3, сульфида натрия Na2S, лакмусовая бумага.
Оборудование: пробирки, пинцет, фарфоровый тигель, пипетка,
горелка, штатив, лучина.
Техника безопасности: Гидроксид натрия и калия сильные щелочи.
Разрушающе действуют на кожу и одежду. Соблюдать осторожность. При
попадании на руки необходимо смыть большим количеством воды.
Нитраты щелочных металлов являются сильными окислителями. С
некоторыми веществами способны образовывать взрывоопасные смеси. Не
допускать попадания посторонних примесей в реактивные склянки.
Опыт 1 Свойства щелочных металлов
Ход работы. В 3 пробирки налить на 1/4 высоты дистиллированной
воды и в каждую добавить (пинцетом !) кусочки лития, натрия, калия
37
величиной с горошину (беречь глаза !). Отметить разогревание растворов,
выделение газа.
После оказания реакции в каждую пробирку добавить 1-2 капли
раствора фенолфталеина. Определить реакцию среды.
Задания: Написать уравнение реакции взаимодействия металлов с
водой. Сделать вывод об активности щелочных металлов.
Опыт 2 Свойства гидроксида натрия
Ход работы. Взять пинцетом кусочек гидроксида натрия, положить в
фарфоровый тигель и по каплям при перемешивании добавлять к нему воды
до полного растворения. Отметить разогревание раствора.
Несколько капель раствора пипеткой перенести в пробирку и добавить 1
каплю фенолфталеина. Определить реакцию среды. Затем по каплям прилить
раствор хлороводородной кислоты до обесцвечивания фенолфталеина.
Задания: написать уравнение диссоциации гидроксида натрия в
растворе, молекулярное и ионное уравнения взаимодействия гидроксида
натрия с хлороводородной кислотой.
Сделать вывод о свойствах гидроксида натрия.
Опыт 3 Разложение гидрокарбоната натрия
Ход работы. В две пробирки раздельно налить по 5-7 капель растворов
карбоната и гидрокарбоната натрия. В каждую пробирку добавить по капле
фенолфталеина. Отметить окраску растворов и оставить их как контрольные.
В тигель насыпать 1 микрошпатель гидрокарбоната натрия и 8-10
минут прокаливать на пламене горелки. После остывания тигля налить в него
около 1 мл дистиллированной воды, перемешать палочкой и разлить на две
пробирки. В одну из них внести 3-4 капли раствора хлороводородной
кислоты, наблюдать выделение пузырьков оксида углерода (IV). В другую
пробирку внести 1 каплю фенолфталеина и сравнить окраску раствора с
окраской в контрольных пробирках. Определить, какая соль образовалась
при термическом разложении гидрокарбоната натрия.
Задания: Составить уравнения разложения гидрокарбоната натрия при
прокаливании, взаимодействия гидрокарбоната натрия с хлороводородной
кислотой. Сделать вывод о свойствах гидрокарбонатов щелочных металлов.
Опыт 4 Разложение нитрата натрия или калия
Ход работы. В пробирку поместить 1 микрошпатель нитрата натрия или
калия. Пробирку укрепить в штативе и нагреть на пламени горелки до
расплавления соли и начала выделения пузырьков газа. Для определения газа
внести в пробирку тлеющую лучину.
Задание: Составить уравнение разложения нитрата щелочного металла
при нагревании и сделать вывод.
38
Опыт 5 Гидролиз солей натрия и калия
Ход работы. На лакмусовую бумагу нанести по капле растворов: карбонатов натрия и калия, сульфатов натрия и калия, сульфитов натрия, сульфида
натрия. Определить реакцию среды и соли подвергающейся гидролизу.
Задания: составить уравнения гидролиза солей, подверженных
разложению водой; сделать вывод о свойствах солей и гидроксидов натрия и
калия.
Контрольные вопросы и задания
1 Как изменяются радиусы атомов, потенциалы ионизации и химическая
активность щелочных металлов от лития к цезию?
2 Составить уравнения реакций, характеризующих химические свойства
лития.
3 Какие изменения произойдут с металлическим натрием, если его оставить
на воздухе? Ответ подтвердить соответствующими уравнениями реакций.
4 Что такое гидриды щелочных металлов? Написать уравнения реакций
получения гидридов и реакций, характеризующих их химические свойства.
5 Написать уравнения получения гидроксидов щелочных металлов. Как
изменяется растворимость и сила гидроксидов от лития к цезию?
6 Как следует хранить щелочи и их растворы? Ответ мотивировать
соответствующими уравнениями реакций.
7 Осуществить следующие превращения, назвать вещества: NаСl
Nа
NaН NаОН Nа2СОз NаНСО3
8 Какой объем газа выделится при растворении в воде 8 г лития,
содержащего 12,5 % примесей (н.у.)?
9 Какая соль образуется при пропускании 2,24 л углекислого газа через
раствор, содержащий 4 г гидроксида натрия?
10 Определить массовую долю вещества в растворе, если в 50 г воды
растворить 2,3 г металлического натрия.
11 Определить формулу кристаллогидрата карбоната натрия, если известно,
что в 14,3 г этого кристаллогидрата содержится 5,3 г карбоната натрия.
12 Какой объем газа (н.у.) выделится при прокаливании 3 моль
гидрокарбоната калия?
Лабораторная работа № 11 Щелочноземельные металлы.
Определение жесткости и умягчение воды
Цель работы: Определение свойств магния, кальция и их
соединений, получение и исследование свойств соединений металлов
главной подгруппы II группы; проведение анализа воды на жесткость и
умягчение воды.
39
Реактивы: фенолфталеин, магний (в стружках и порошке),
бромная вода, кальций (в стружках), кусочки мрамора или мела, известковая
вода, растворы хлоридов магния МgСl2, кальция СаСl2, бария ВаСl2,
карбоната натрия Na2СО3, хлороводородной кислоты НСl, растворы хлорида
магния МgСl2, гидроксида натрия NаОН, хлорида аммония NН4Сl, сульфатов
натрия Na2SО4 и калия К2SО4, , лакмусовая бумага, нитраты натрия NaNO3
или калия KNO3 (кристаллический), метилоранж, аммиачный буферный
раствор, индикатор кислотности хром синий К , кристаллический эриохром
черный Т, известковая вода, раствор комплексона III, образцы
водопроводной воды для анализа.
Оборудование: пробирки, пинцет, фарфоровый тигель, пипетка,
горелка, штатив, лучина, прибор для получения оксида углерода (IV),
держатель или металлический полумикроштатив, мерный цилиндр, колбы,
бюретка.
Жесткость - один из технологических показателей, принятых для
характеристики состава и качества природных вод.
Жесткой называют воду с повышенным содержанием ионов Са2+и
Mg2+. Сумма концентраций ионов Са2+ и Mg2+ является количественной мерой жесткости воды:
Ж= с(Са2+) + с(Mg2+)
Измеряют жесткость числом милимолей эквивалентов ионов жесткости
(Са2+ и Mg2+) в 1кг воды (ммоль/кг).
В связи с тем, что плотность воды близка к единице, жесткость можно
измерять в ммоль/дм или ммоль/л.
При расчетах, связанных с жесткостью воды, следует учитывать, что
Э(Са2+)=1/2 Са2+ и Э(Mg2+)=1/2 Mg2+
Мэ(Са2+)=1/2Ми(Са2+)=20 г/моль
Мэ(Mg2+)=1/2Ми( Mg2+)=12 г/моль
где Мэ - мольная масса эквивалента.
Ми - мольная масса иона.
Например: 0,2г - это масса 0,01 моль или 10 ммоль эквивалентов Са2+ .
Различают жесткость воды общую Жо, карбонатную (временную) Жк и
некарбонатную Жнк.
В связи с тем, что в воздухе достаточно велико содержание СО2, в
природной воде есть растворимый диоксид углерода. Протекает
взаимодействие Н2О с СО2:
Н2О + СО2→ Н2СО3 → Н+ + НСО3-
40
результатом
которого
является
образование
гидрокарбонат-Иона.
2+
2+
Концентрация ионов Са и Mg в воде, эквивалентная содержанию иона
НСО3-, определяет карбонатную жесткость воды, а концентрация ионов Са2+
и Mg2+, эквивалентная всем прочим анионам (SO42-,
Cl- и т.д.), некарбонатную. Сумма карбонатной и некарбонатной жесткости составляет
общую жесткость воды.
Таким образом, временная жесткость воды вызывается присутствием
гидрокарбонатов - Са(НСО3)2, Mg(НСО3)2 постоянная жесткость вызвана
присутствием в воде сульфатов и хлоридов Са2+ и Mg2+ .
При контроле качества воды определяют ее жесткость. Для
определения общей жесткости используют метод комплексонометрии. В
основе этого метода лежит титрование воды в присутствии аммиачного
буферного раствора (рН=10,0) и индикатора раствором комплексона III до
перехода розовой окраски в голубую.
При анализе применяют один из индикаторов: кислотный хром синий
К или эриохром черный Т. В присутствии ионов жесткости Са2+ и Mg2+
эти индикаторы окрашиваются в розовый цвет, в отсутствии - в голубой.
Комплексон III - двузамещенная натриевая соль этилендиаминтетра уксусной кислоты:
При титровании жесткой воды раствором комплекона III образуется
внутрикомплексное соединение, связываются ионы Са2+ и Mg2+
. Поэтому
в конце титрования индикатор изменяет окраску, раствор становится
голубым. Определение картой жесткости воды - Жк сводится к определению
концентрами гидрокарбоната-иона НСО3 и, тем самым, эквивалентной этим
ионам концентрации ионов жесткости Са2+ и Mg2+. Анализ проводят
методом нейтрализации.
В основе этого метода лежит титрование воды в присутствии
индикатора метилового оранжевого раствором соляной кислоты до перехода
желтой окраски индикатора в оранжевую.
Метиловый оранжевый - кислотно-основной индикатор, изменяющий
свою окраску от красной при рН<3,1 до желтой при рН>4,4.
В точке перехода 3,1 метиловый оранжевый имеет оранжевую окраску.
Анион НСО3- - в воде гидролизуется:
НСО3- + Н2О = Н2СО3 + ОНПоэтому при условии Жк>0 вода имеет щелочную реакцию среды и
метиловый оранжевый в ней окрашен в желтый цвет. При титровании
раствором НСl такой воды протекает реакция нейтрализации:
ОН- + Н+ = Н2О
Ион Н+ нейтрализует количество ионов ОНконцентрации иона НСО3-.
41
а, эквивалентное
Анализ воды на жесткость предполагает обычно:
а) определение общей жесткости, Жо,
б) определение карбонатной жесткости, Жк
в) вычисление некарбонатной жесткости Жнк - Жо - Жк.
Техника безопасности: В данной работе проводятся опыты по
сжиганию магния и кальция. Для опыта надо стружки небольшого размера
(около 0,5 см). Во избежание попадания раскаленных частиц на поверхность
стола или руки сжигание надо проводить над фарфоровой чашкой или
тиглем.
Не наклоняться над пробирками, в которых протекают опыты с
выделением газов, так как возможны выбросы содержимого.
При выполнении опытов используются ядовитые соли стронция и
бария. Не допускать попадания этих растворов на столы и руки.
По окончании работы тщательно вымыть поверхность стола и руки.
Опыт 1 Свойства магния и его оксида
1.1
Горение на воздухе
Ход работы.Взять пинцетом кусочек магниевой стружки и внести в пламя горелки. После воспламенения сжечь его над фарфоровым тиглем. К
собранному в тигле оксиду магния прилить 7-10 капель воды. Нагреть смесь
до кипения и добавить 1 каплю фенолфталеина.
При сгорании магния на воздухе наряду с оксидом магния образуется
немного нитрида магния.
Задания: 1 Составить уравнения взаимодействия магния с кислородом,
азотом, бромом, водой и хлороводородной кислотой, оксида магния с водой,
диссоциации гидроксида магния.
2 Сделать вывод о свойствах магния и его оксида.
1.2 Взаимодействие с бромной водой
Ход работы. В пробирку налить 5-7 капель бромной воды и добавить
микрошпатель порошка магния. Пронаблюдать за происходящим процессом.
Задания: 1 Составить уравнения взаимодействия магния с кислородом,
азотом, бромом, водой и хлороводородной кислотой, оксида магния с водой,
диссоциации гидроксида магния.
2 Сделать вывод о свойствах магния и его оксида.
1.3 Взаимодействие с водой
Ход работы. В пробирку наполненную на 1/4 водой добавить
микрошпатель порошкообразного магния. Нагреть содержимое пробирки,
отметить происходящие явления.
42
Задания: 1 Составить уравнения взаимодействия магния с кислородом,
азотом, бромом, водой и хлороводородной кислотой, оксида магния с водой,
диссоциации гидроксида магния.
2 Сделать вывод о свойствах магния и его оксида.
1.4 Взаимодействие с хлороводородной кислотой
Ход работы. В пробирку налить 5-7 капель раствора хлороводородной
кислоты и добавить микрошпатель магниевого порошка. Обратить внимание
на выделение газообразного водорода.
Задания: 1Составить уравнения взаимодействия магния с кислородом,
азотом, бромом, водой и хлороводородной кислотой, оксида магния с водой,
диссоциации гидроксида магния.
2 Сделать вывод о свойствах магния и его оксида.
Опыт 2 Свойства кальция
2.1 Горение кальция в кислороде
Ход работы. Взять пинцетом стружку кальция и слегка подогреть в пламени горелки. Затем опустить в сухую соль - нитрат калия или натрия и
внести опять в пламя горелки. Наблюдать горение кальция в кислороде,
выделяющемся при разложении нитрата.
Задания: Составить уравнения разложения нитрата натрия или калия,
взаимодействия кальция с кислородом и водой, диссоциации гидроксида
кальция. Сделать вывод о свойствах кальция.
2.2 Взаимодействие кальция с водой
Ход работы. В 1-2 мл воды опустить стружку кальция. После окончания
реакции испытать полученный раствор фенолфталеином.
Задания: Составить уравнения разложения нитрата натрия или калия,
взаимодействия кальция с кислородом и водой, диссоциации гидроксида
кальция. Сделать вывод о свойствах кальция.
Опыт 3 Получение и свойства гидроксида магния
Ход работы. В пробирку налить около 1 мл раствора хлорида магния и
добавлять по каплям раствор гидроксида натрия до выпадения осадка.
Отметить цвет осадка, разделить на три пробирки. При помешивании
стеклянной палочкой прилить: к первой - раствор хлороводородной кислоты,
ко второй - гидроксид натрия, к третьей - хлорид аммония. Отметить
происходящие изменения.
Задания: 1 Составить уравнения реакций в молекулярном и молекулярноионном видах между: хлоридом магния и гидроксидом натрия, гидроксидом
43
магния и хлороводородной кислотой, гидроксидом магния и хлоридом
аммония. 2 Сделать вывод о свойствах гидроксида магния.
Опыт 4 Получения оксида кальция и его гидратация
Ход работы. Кусочек мрамора или мела поместить в фарфоровую чашку
и смочить его небольшим количеством воды. С помощью лакмусовой бумаги
определить реакцию среды.
Тигельными щипцами прокалить его в пламени горелки в течении 3-4 минут.
Поместить прокаленный кусочек в фарфоровую чашку с водой, затем
испытать жидкость красной лакмусовой бумагой.
Задания: 1 Составить уравнения: разложения карбоната кальция,
взаимодействия оксида кальция с водой, электролитической диссоциации
гидроксида кальция.
2 Сделать вывод о возможности использования этого способа для
промышленного производства оксида и гидроксида кальция. Дать
технические названия этим соединениям.
Опыт 5 Превращение карбоната кальция в гидрокарбонат и
обратно
Ход работы. Собрать прибор для получения оксида углерода (IV).
Пробирку на 1/2 ее вместимости заполнить известковой водой. В микроколбу
поместить 3-4 кусочка мрамора, 5-7 капель воды и 10-15 капель
концентрированной хлороводородной кислоты. Быстро закрыть отверстие
колбы пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустить в пробирку
с известковой водой. Газ пропускать до полного растворения образующегося
вначале осадка.
Полученный раствор разделить на две пробирки. Первую пробирку
укрепить в штативе и осторожно нагревая, прокипятить содержимое до
образования осадка. Во вторую пробирку добавлять по каплям известковой
воды до образования осадка.
Задания: 1 Написать уравнения реакций: между гидроксидом кальция и
оксидом углерода (IV) с образованием гидрокарбоната кальция, разложения
гидрокарбоната кальция при нагревании, взаимодействия гидрокарбоната
кальция и гидроксида кальция.
2 Сделать вывод об условиях получения карбоната и гидрокарбоната
кальция.
Опыт 6 Взаимодействие солей магния и щелочноземельных
металлов с карбонатом натрия
Ход работы. Взять три пробирки. Внести по 3-4 капли: в первую —
хлорида магния, во вторую - хлорида кальция, в третью - хлорида бария. В
каждую пробирку добавить по 3/4 капли карбоната натрия. Отметить
44
образование осадков. Испытать отношение осадков к хлороводородной
кислоте, добавив ее по несколько капель.
Задания: 1 Составить уравнения реакций в молекулярном и
молекулярно-ионном видах между: карбонатом натрия и хлоридом магния с
образованием гидроксокарбоната магния; карбонатом натрия и хлоридом
кальция, бария с образованием соответствующих средних солей;
хлороводородной кислотой и гидроксокарбонатом магния; хлороводородной
кислотой и карбонатами кальция, стронция и бария.
2 Сделать вывод о свойствах карбонатов щелочноземельных металлов
и особенностях взаимодействия растворимых солей магния с карбонатами.
Опыт 7 Сульфаты щелочноземельных металлов
Ход работы. В 2 пробирки внести по 3-4 капли растворов солей: в
первую - хлорида кальция, во вторую - хлорида бария. В каждую пробирку
добавить по 3-4 капли раствора сульфата натрия. Отметить различную
скорость образования осадков. Испытать растворимость полученных
сульфатов в хлороводородной кислоте, добавив в каждую пробирку по 4-5
капель ее раствора.
Задания: Составить уравнения реакции в молекулярном и молекулярноионном видах между сульфатом натрия и хлоридами кальция и бария.
Сделать вывод о свойствах сульфатов щелочноземельных металлов.
Опыт 8 Гидролиз солей металлов главной группы второй
подгруппы
Ход работы. На синюю лакмусовую бумагу нанести каплю раствора
хлорида магния. Определить реакцию среды. Для сравнения на эту же бумагу
нанести по капле хлоридов кальция и бария. Определить разницу.
Задания: Составить уравнения реакций гидролиза хлорида магния.
Сделать вывод о свойствах гидроксидов магния и щелочноземельных
металлов.
Опыт 9 Определение временной жёсткости Жк
Способ основан
гидрокарбонатами:
на
реакции
между
соляной
кислотой
и
Са(НСО3)2 + 2НСl = СаСl2 + Н2О + СО2
При титровании кислотой, добавленной в воду, индикатор метилоранж
изменяет свою окраску, когда в растворе появляется небольшой избыток
кислоты.
Ход работы.Отмерьте с помощью мерного цилиндра в две колбы по
50мл водопроводной воды и прибавьте в каждую по 2-3 капли метилоранжа.
Одна из колб будет служить контрольной. Во вторую колбу приливают из
45
бюретки по каплям децинормальный раствор соляной кислоты до тех пор,
пока от одной капли кислоты окраска из желтой перейдет в оранжевую, (цвет
сравнивают с цветем в контрольной колбе). Титрование повторяют 2-3 раза.
Для расчетов принимают средний результат. Расчет временной жесткости
воды проводит по формуле:
Жв = Vk Ck 1000 / VB
2
где Жв - временная жесткость воды, ммоль/л экв Ca 2 и Mg ,Vk объем раствора кислоты, израсходованного на титрование, Сk -нормальная
концентрация раствора кислоты, VB - объем воды, мл.
Опыт
10
Определение
комплекснометрическим способом
общей
жёсткости
воды
Ход работы.Отберите мерным цилиндром 100 мл воды и перенесите
его в коническую колбу. Добавьте к исследуемой пробе 5мл аммиачного
буферного раствора и 5-7 капель индикатора кислотности хром синего К или
несколько кристалликов (на кончике шпателя) эриохром черного Т.
Приготовленную пробу при постоянном помешивании оттитруйте
растром комплексона до перехода розовой окраски индикатора в голубую.
Результаты титрования запишите. Повторите титрование еще раз. Если результаты двух титрований совпадут ( V <=0,1мл), рассчитайте общую
жесткость воды. В противном случае, оттитруйте еще одну пробу. Найдите
среднее значение объема комплексона III, израсходованное на титрование
воды.
Общую жесткость воды рассчитывают по формуле:
Жо = N2 V2 1000 / V1 [ммоль/л],
где V1 - объем анализируемой воды, мл
V2 - объем раствора комплексона III, мл
N2 - молярная концентрация раствора комплексона III, моль/л
1000 - коэффициент перевода моль/л в ммоль/л
Результаты опыта сведите в таблицу:
Таблица 6 – Жесткость воды
Объем раствора
комплексона III,
V2
Молярная
концентрация
комплексона III,
N2
Объем
исследуемой
пробы воды, V1
46
Общая
жесткость воды,
Жо
Некарбонатную жесткость воды Ж находят по разности
Жнк = Жо - Жк
Опыт 11 Устранение жесткости воды
Ход работы.Наполните пробирку на 1/2 объема известковой водой и
пропустите через нее двуокись углерода.
Отметьте появление осадка карбоната кальция. Продолжать пропускать
CO2 до растворения осадка, которое происходит вследствие образования
кислой соли. Как называется вода, содержащая эту соль? Полученный
раствор разделить на две части. Устранить карбонатную жесткость двумя
способами:
а) пробирку с раствором из первой части опыта закрепить в штативе" и,
осторожно нагревая, кипятить раствор до образования осадка карбоната
кальция. Записать уравнение реакции и объяснить причину смещения
равновесия вправо при повышении температуры. При нагревании воды
происходит удаление части CO2, среда становится менее кислой и равновесие
диссоциации иона НСО3-(из гидрокарбоната) смещается вправо.
НСО3- ↔ Н+ + СО32Концентрация СО32- увеличивается и становится достаточной для
образования осадка СаСО3 (концентрация ионов Са2+ и СО32- становится
равной ПР).
Са(НСО3)2→ СаСО3 + Н2О + СО2
б) Ко второй порции раствора добавить NаОН, получить тот же осадок.
Объяснить, пользуясь правилом произведения растворимости, растворение
карбоната кальция в воде, содержащей СО2. При этом следует учесть, что
двуокись углерода с водой образует слабую угольную кислоту, которая
диссоциирует главным образом по первой ступени.
Контрольные вопросы и задания
1 Какие металлы второй группы называют щелочноземельными, почему они
получили такое название?
2 Магний сожгли на воздухе. Продукты реакции обработали водой. Какие
соединения при этом образовались? Написать соответствующие уравнения
реакций.
3 Как изменяются свойства оксидов элементов главной подгруппы второй
группы периодической системы?
4 Написать молекулярные и молекулярно-ионные уравнения реакций, происходящих при пропускании избытка оксида углерода (IV) через раствор
гидроксида бария.
47
5 Объяснять, почему магний значительно быстрее растворяется в воде в
присутствии хлорида аммония. Составить уравнения реакций.
6 Какие химические процессы протекают при затвердевании на воздухе
гашеной извести?
7 Как изменит окраску лакмус в растворах нитратов магния и бария?
8 Осуществить превращения, назвать соединения:
Ва → ВаО → Ва(ОН)2 → ВаСО3 → Ва(НСО3)2 → ВаС12 → ВаSО4
9 При растворении в воде 8 г металла, образующего двухзарядный катион,
выделилось 4,48 л водорода (н.у.). Определить металл.
10 В сосуд с водой поместили 15,6 г смеси кальция и оксида кальция. Вычислить массу каждого из веществ, зная что при реакции выделилось 5,6 л
газа (н.у.).
11 При прокаливании 12 г известняка выделилось 2,24 л оксида углерода
(IV) (н.у.). Определить массовую долю карбоната в навеске известняка.
12 Определить массу осадка, образующегося при приливании избытка раствора карбоната натрия к 200 г 20 % раствора хлорида кальция.
13 Какие катионы называют ионами жесткости?
14 Какой технологический показатель качества воды называют жесткостью?
15 Как осуществить умягчение воды методом осаждения? Какие реагенты
используют? Какие реакции протекают?
16 Можно ли умягчить воду с помощью ионного обмена?
17 Какой процесс следует проводить для умягчения воды: катионный или
анионный? Почему?.
18 Как определяют общую жесткость воды?
19 Как определяют карбонатную жесткость воды?
20 При определении общей жесткости воды на титровании 200мл Н 2 O
израсходовано 8мл 0,1М раствора комплексона III. Вычислить общую
жесткость воды. Ответ: 4ммоль/л.
21 Вычислить карбонатную жесткость воды, если на титрование 200мл Н2О
израсходовано 8мл 0.05М раствора НС1. Ответ: 2ммоль/л.
Лабораторная работа 12 Алюминий и его соединения
Цель работы: определение амфотерных свойств алюминия и его
соединений.
Реактивы: алюминий (в гранулах, проволоке), растворы азотной
кислоты НNO3 (р= 1,40 г/мл), хлороводородной кислоты НС1, серной
кислоты Н2SО4 (р= 1,840 г/мл), гидроксида натрия NaОН (30 %), растворы
сульфата алюминия А12(SО4)3, гидроксида натрия NаОН, хлорида алюминия
А1С13, сульфида аммония (NH4)2S (насыщенный), синяя лакмусовая бумага.
Оборудование: газовая горелка, наждачная и фильтровальная бумага,
набор пробирок.
48
Техника безопасности: При работе с концентрированными растворами
кислот и щелочей проявлять аккуратность. Использовать те количества
вещества, которые указаны в инструкции. Не допускать попадания кислот и
щелочей на руки, одежду и столы.
Опыт 1 Свойства алюминия
1.1Взаимодействие с растворами кислот
Ход работы.В три пробирки налить по 5-7 капель растворов кислот: в
одну - хлороводородной, в другую - серной, в третью - азотной. В каждую
опустить по кусочку или грануле алюминия. Определить отношение
алюминия к растворам кислот.
Задания: 1 Составить уравнения взаимодействия алюминия с кислородом,
водой, растворами хлороводородной и серной кислот, гидроксидом натрия и
воды с образованием гексагидроксоалюмината натрия и водорода.
2 Сделать вывод об отношении алюминия к кислороду, воде, кислотам
и щелочам, дать определение пассивации.
1.2 Отношение к концентрированным кислотам
Ход работы. В одну пробирку налить 5-7 капель концентрированной
серной кислоты, в другую - такое же количество концентрированной азотной
кислоты. В обе пробирки опустить по кусочку алюминия. Отметить
пассивацию металла.
Задания: 1 Составить уравнения взаимодействия алюминия с кислородом,
водой, растворами хлороводородной и серной кислот, гидроксидом натрия и
воды с образованием гексагидроксоалюмината натрия и водорода.
2 Сделать вывод об отношении алюминия к кислороду, воде, кислотам
и щелочам, дать определение пассивации.
1.3 Пассивация алюминия
Ход работы. Алюминиевую проволоку опустить в пробирку с раствором
хлороводородной кислоты. Отметить выделение газа. Вынуть проволоку,
обмыть водой, на 2-3 минуты опустить в пробирку с концентрированной
азотной кислотой. Затем вынуть проволоку, снова обмыть водой и опустить в
раствор хлороводородной кислоты. Отметить отсутствие реакции.
Задания: 1 Составить уравнения взаимодействия алюминия с кислородом,
водой, растворами хлороводородной и серной кислот, гидроксидом натрия и
воды с образованием гексагидроксоалюмината натрия и водорода.
2 Сделать вывод об отношении алюминия к кислороду, воде, кислотам
и щелочам, дать определение пассивации.
49
1.4 Взаимодействие со щелочами
Ход работы. В пробирку налить 5-7 капель 30% раствора гидроксида натрия и опустить кусочек алюминия. Наблюдать протекание реакции с
выделением газа.
Задания: 1 Составить уравнения взаимодействия алюминия с кислородом,
водой, растворами хлороводородной и серной кислот, гидроксидом натрия и
воды с образованием гексагидроксоалюмината натрия и водорода.
2 Сделать вывод об отношении алюминия к кислороду, воде, кислотам
и щелочам, дать определение пассивации.
Опыт 2 Получение гидроксида алюминия и исследование его свойств
Ход работы. В две пробирки внести по 3-4 капли раствора сульфата
алюминия и по 3-4 капли раствора гидроксида натрия до образования осадка.
Отметить его цвет и состояние. Затем в пробирки добавить до полного
растворения осадков: в первую - раствор хлороводородной кислоты, во
вторую раствор гидроксида натрия.
Задания: 1Составить молекулярные и молекулярно-ионные уравнения
реакции:
- сульфата алюминия и гидроксида натрия
- гидроксида алюминия и хлороводородной кислоты
- гидроксида алюминия и гидроксида натрия с образованием
гексагидроксоалюмината натрия
2 Сделать вывод о свойствах гидроксида алюминия.
Опыт 3 Гидролиз солей алюминия
3.1 Гидролиз солей алюминия, образованных сильной кислотой
Ход работы. Выполнение опыта: К 7-8 каплям раствора сульфата
алюминия прилить несколько капель (до образования осадка) раствора
сульфида аммония.
Для определения состава осадка его разделить на две пробирки и прилить до
полного растворения: к первой - раствор хлороводородной кислоты, ко
второй - раствор гидроксида натрия.
Задания: 1 Составить молекулярные и молекулярно-ионные уравнения:
- взаимодействия сульфата алюминия и сульфида аммония с образованием
сульфида алюминия
- полного гидролиза сульфида алюминия
- суммарного уравнения двух предыдущих
2 Сделать вывод о свойствах солей алюминия.
50
Контрольные вопросы и задачи
1 → Почему алюминий, являясь активным металлом, не реагирует с водой
при обычных условиях?
2 Что такое пассивация металлов? Приведите примеры.
3 Может ли алюминий растворяться в водном растворе карбоната натрия?
Объяснить.
4 Можно ли хранить кислые продукты в алюминиевой посуде? Объяснить.
5 Какие продукты образуются при сливании растворов нитрата алюминия и
карбоната калия? Составить соответствующие уравнения реакции в
молекулярном и молекулярно-ионном видах.
6 Написать молекулярные и молекулярно-ионные уравнения следующих
превращений:
А1 → А12О3 → А1С13 → А1(ОН)3 → К3[А1(ОН)6] → А1(NO3)3 →
→А12О3
7 5,4 г алюминия растворили в 219 г 10 %-го раствора хлороводородной
кислоты. Какова массовая доля образовавшегося раствора соли?
Лабораторная работа 13 Олово, свинец и их соединения
Цель
работы:
определение
амфотерных
и
восстановительных свойств соединений олова и свинца.
окислительно-
Реактивы: растворы хлорида олова (II) SnCl2, гидроксида натрия NaОН
и хлороводородной кислоты НС1, растворы нитрата свинца (II) Рb(NО3)2,
азотной кислоты HNO3, растворы перманганата калия КМnО4 (0,1 н), дихромата калия К2Сr2О7, оксид свинца (IV) РbО2 (в порошке), растворы
сульфата марганца (II) MnSO4, иодида калия KI (0,1 н), серной кислоты
H2SO4, крахмала (1%).
Оборудование: горелка, водяная баня, химический стакан, набор
пробирок.
Углерод и кремний - элементы IVA группы периодической системы. На
внешнем энергетическом уровне у них находится по четыре электрона (s2р2),
из которых только 2р-электроны непарные. При возбуждении один из sэлектронов перемещается на р - подуровень и электронная конфигурация
наружного энергетического уровня становится s1p3. В этом состоянии все
электроны непарные. Поэтому углерод и кремний образуют соединения, в
которых им свойственны степени окисления как +4, так и -4.
Сродство к электрону у этих элементов небольшое. Поэтому у углерода
и кремния слабо выражены как способность к потере, так и к присоединению
электронов. Многочисленные соединения углерода и кремния образованы
при помощи ковалентных связей. Таким образом, углерод и кремний
являются неметаллами.
51
В обычных условиях углерод и кремний весьма инертны, но при
высоких температурах они становятся химически активными по отношению
ко многим металлам и неметаллам.
Углерод непосредственно соединяется со многими металлами, образуя
карбиды.
Кремний также дает соединения с металлами - силиды, из которых
солеподобны только силиды щелочных и щелочноземельных металлов.
В соединениях с кислородом углерод и кремний образуют соединения,
в которых их окислительное число +2 и +4: СО, SiO, CO2, SiO2.
Более устойчивы из них CO2 и SiO2. Оксиды СО и SiO относятся к
несолеобразующим, CO2 и SiO2 обладают кислотными свойствами. Им
соответствуют кислоты угольная Н2СО3 и кремниевая Н2SiО2, причем
кислотные свойства кремниевой кислоты выражены слабее, чем угольной.
Вместе с углеродом и кремнием в IVA группу входят германий, олово.
свинец. На наружном слое у этих элементов находится четыре электрона s2p2.
Этим элементам свойственны обычно окислительные числа +2 и +4,
число +4 возникает вследствие перехода одного из s-электронов на уровень р
вследствие химических реакций. Ввиду роста радиусов атомов и уменьшения
энергии ионизации в группе IVB сверху вниз наблюдается усиление
металлических свойств. Германий по электрическим свойствам является
полупроводником.. В своих соединениях германий характеризуется
ковалентным характером связей. Олово, свинец - металлы менее активные и
типичные, чем металлы IА, IIА, IIIА.
Оксиды германия, олова, и свинца (GeO, PbO, SnO) представляют
собой типичные амфотерные оксиды.
В свободном состоянии все элементы этой подгруппы довольно
инертны. Под действием кислорода воздуха германий и олово не
изменяются. Свинец же кислородом воздуха окисляется и покрывается слоем
оксидов. При повышении температуры элементы этой подгруппы легко
соединяются с кислородом, образуя GeO2, SnO2, а свинец окисляется до
оксида PbO. Элементы этой подгруппы в свободном состоянии являются
восстановителями.
Разбавленная серная и соляная кислота не действуют на германий.
Олово и свинец хотя и медленно, но реагируют с разбавленными кислотами.
При этом свинец очень быстро покрывается пленкой PbSO4,
предохраняющей металл от дальнейшего разрушения. С концентрированной
НС1 олово. реагирует при нагревании, вытесняя водород.
В азотной кислоте олово и свинец растворяются значительно скорее.
Разбавленные щелочи медленно действуют на олово и свинец, реакция
протекает скорее в концентрированных растворах щелочей, особенно при
высокой температуре.
Техника безопасности: Соединения свинца ядовиты. Работу выполнять
аккуратно, не допускать попадания реактивов на руки, лабораторные столы.
Пролитый реактив на руки вымыть и немедленно удалить со стола тряпкой.
52
Опыт 1 Получение гидроксида олова (II) и исследование его свойств
Ход работы. В две пробирки внести по 4-5 капель хлорида олова (II). В
каждую из них прилить по несколько капель гидроксида натрия до
образования осадка.
Для испытания образовавшегося осадка в первую пробирку добавить 4-6
капель раствора хлороводородной кислоты, во вторую - такое же количество
гидроксида натрия. Растворы размешать стеклянной палочкой до
растворения осадков.
Задания: 1 Составить молекулярные и молекулярно-ионные уравнения
реакций между:
- хлоридом олова (II) и гидроксидом натрия
- гидроксидом олова (II) и хлороводородной кислотой
- гидроксидом олова (II) и гидроксидом натрия с образованием
тетрагидроксостаннита натрия.
2 Сделать вывод о свойствах гидроксида олова (II).
Опыт 2 Получение гидроксида свинца (II) и определение его свойств
Ход работы. В две пробирки налить по 3-5 капель раствора нитрата
свинца и добавлять по несколько капель гидроксида натрия до образования
осадка.
Для определения свойств гидроксида добавить в одну пробирку 5-6 капель
раствора азотной кислоты, во вторую такое же количество раствора
гидроксида натрия. Перемешать содержимое пробирок стеклянной палочкой
до растворения осадков.
Задания: 1Составить молекулярные и молекулярно-ионные уравнения
реакций между:
- нитратом свинца (II) и гидроксидом натрия
- гидроксидом свинца (И) и азотной кислотой
- гидроксидом свинца (II) и гидроксидом натрия с образованием
гексагидроксоплюмбита натрия.
2 Сделать вывод о свойствах гидроксида свинца (II).
Опыт 3 Восстановительные свойства соединений олова (II)
3.1 Восстановление перманганата калия
Ход работы. В пробирку налить 4-5 капель раствора перманганата калия,
покислить 1-2 каплями раствора хлороводородной кислоты и прилить
раствор хлорида олова (II) до обесцвечивания раствора.
Задания: 1
реакций между:
Составить
уравнения
53
окислительно-восстановительных
- хлоридом олова (II), перманганатом калия и хлороводородной кислотой с
образованием хлорида олова (IV) и хлорида марганца (II).
- лоридом олова (II), дихроматом калия и хлороводородной кислотой с
образованием хлорида олова и хлорида хрома (III)
- тетрагидроксостаннитом натрия, нитратом висмута и гидроксидом натрия с
образованием свободного висмута и гексагидроксостаннатом натрия
2 Сделать вывод об окислительно-восстановительной способности
соединений олова (II).
3.2 Восстановление дихромата калия
Ход работы. В пробирку с раствором дихромата калия (4-5 капель) добавить 2-3 капли хлороводородной кислоты и прилить по каплям раствор
хлорида олова (II) до появления зеленой окраски.
Задания: 1 Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций
между:
- хлоридом олова (II), перманганатом калия и хлороводородной кислотой с
образованием хлорида олова (IV) и хлорида марганца (II).
- хлоридом олова (II), дихроматом калия и хлороводородной кислотой с
образованием хлорида олова и хлорида хрома (III)
- тетрагидроксостаннитом натрия, нитратом висмута и гидроксидом натрия с
образованием свободного висмута и гексагидроксостаннатом натрия
2 Сделать вывод об окислительно-восстановительной способности
соединений олова (II).
Опыт 4 Окислительные свойства оксида свинца (IV)
4.1 Окисление сульфата марганца (II)
Ход работы. В пробирку налить 8-10 капель раствора азотной кислоты,
добавить немного (на кончике шпателя) оксида свинца (IV) и каплю раствора
сульфата марганца (II). Содержимое осторожно прокипятить, дать отстояться
и отметить окраску раствора.
Задания: 1 Составить уравнения окислительно-восстановительных
реакций между:
- сульфатом марганца (II), азотной кислотой, оксидом свинца (IV), с
образованием марганцевой кислоты НМ11О4, нитрата и сульфата свинца (II)
- иодидом калия, серной кислотой и оксидом свинца (IV), с образованием
свободного иода и сульфата свинца (II).
2 Сделать вывод об окислительно-восстановительной способности оксида
свинца (IV).
54
4.2 Окисление иодида калия
Ход работы. В пробирку поместить 5-7 капель раствора иодида калия, 4-5
капель раствора серной кислоты и один микрошпатель оксида свинца (IV).
Подогреть на маленьком пламени горелки. Для подтверждения выделения
свободного иода добавлять одну каплю раствора крахмала.
Задания: 1 Составить уравнения окислительно-восстановительных
реакций между:
- сульфатом марганца (II), азотной кислотой, оксидом свинца (IV), с
образованием марганцевой кислоты НМnО4, нитрата и сульфата свинца (II)
- иодидом калия, серной кислотой и оксидом свинца (IV), с образованием
свободного иода и сульфата свинца (II).
2 Сделать вывод об окислительно-восстановительной способности оксида
свинца (IV).
Опыт 5 Получение и исследование свойств малорастворимых солей
свинца (ІІ)
Ход работы. В три пробирки внести по 4-5 капель раствора нитрата
свинца (II) и добавить по 4-5 капель растворов: в первую - хлороводородной
кислоты, во вторую — серной кислоты, в третью — иодид калия. Отметить
окраску образовавшихся осадков. Во все пробирки добавить по 2-4 капли
воды и нагреть на водяной бане. Отметить растворение хлорида и иодида
свинца (II). Опустить пробирки в стакан с холодной водой. Наблюдать
появление осадков хлорида и иодида свинца (II).
Задания: Составить молекулярные и молекулярно-ионные уравнения
взаимодействия нитрата свинца (II) с хлороводородной кислотой, серной
кислотой и иодидом калия.
Сделать вывод о свойствах малорастворимых солей свинца (II).
Контрольные вопросы и задания
1 Используя таблицу растворимости, объяснить, почему свинец плохо
растворяется в растворе серной кислоты?
2 У какого из оксидов более выражены основные свойства:
a) SnO или РЬО б) SnO или SnO2
3 Написать уравнения реакций, подтверждающие амфотерность гидроксида
свинца (IV).
4 Какая из солей SnCl2 или SnCl4 более подвержена гидролизу? Составить
уравнения реакций.
5 Почему при приготовлении раствора хлорида олова (II) добавляют
металлическое олово? Ответ подтвердить соответствующими уравнениями
реакций.
6 Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций:
а) SnCl2 + FeCl3 → SnCl4 + FeCl3
55
б) РЬО2 + H2O2 → Pb(OH)2 + О2
в) Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
г) NaNO2 + PbO2 + H2SO4 → NaNO3 + PbSO4 + H2O
7 Определить объем газа, выделяющегося при растворении свинцовой
пластинки массой 18,35 г в избытке концентрированного раствора азотной
кислоты (н.у.).
8 Какой объем 2 н. Раствора гидроксида натрия потребуется для осаждения
гидроксида из раствора, содержащего 19 г хлорида олова (II).
9 Рассчитать объем этана, который выделится при действии избытка РbО2
на 65 мл 20 %-го раствора хлороводородной кислоты (р = 1098 кг/м3).
10 Определить массы нитрата свинца (II) и иодида натрия, необходимые для
получения 0,1 моль иодида свинца (II).
Лабораторная работа 14 Галогены и их свойства
Цель работы: определение свойств галогенов и их водородных
соединений.
Реактивы: кристаллические хлорид калия КС1, бромид калия КВг, иодид
калия KI, концентрированная серная кислота H2SO4(p=1840 кг/м3), раствор
гидроксида натрия NaOH, магний металлический в порошке, бромная вода,
растворы тиосульфата натрия Na2S2O3 и нитрата свинца Рb(NO3)2, синяя
лакмусовая бумага, кристаллический иод I2,этиловый спирт, дистиллированная вода, (0,1 н) растворы хлорида калия КС1, бромида калия
КВг, иодида калия KI, нитрата серебра AgNO3.
Оборудование: горелка, держатель для пробирок, фильтровальная бумага, водяная микробаня.
Главную подгруппу VII группы Периодической системы элементов Д. И.
Менделеева составляют фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I. и астат At. Общее
название этой группы элементов -г а л о ген ы.
Атомы галогенов имеют на внешнем энергетическом уровне семь
электронов: ns2np5. Проявляют в своих соединениях степень окисления -1, +1,
+3, +5, +7.
Галогены обладают высокой химической активностью, которая ослабляется в
ряду Fе—С12—Вr2—I2.
Галогены энергично взаимодействуют со многими металлами образуя
галогениды металлов, например:
2Na + С12 = 2NaCl;
2A1 + 3I2 = 2АlI3
Галогены взаимодействуют со многими неметаллами — водородом,
фосфором, серой и др., например:
Н2 + С12 = 2НС1;
2Р + 5Вr2 = 2РВr5
Фтор энергично взаимодействует с водой:
56
F2 + Н2О = 2HF + О
В водных растворах галогены могут взаимодействовать со щелочами. Так,
при пропускании хлора через раствор гидроксида калия, протекает реакция
Сl2 + 2КОН = КС1 + КСlO + Н2О
Если раствор щелочи нагреть до 100 °С, то в продуктах реакции появляется
хлорат калия КСlO3:
3Cl2 + 6КОН = 5КС1 + KClO3 + 3Н2О
Свободные галогены— сильные окислители, что видно на примерах их
реакций с металлами и неметаллами. Окислительная способность галогенов
снижается в ряду F2—Cl2—Br2—I2, Поэтому галоген может замещать другие
галогены, 2KBr+Cl2=Br2+2KCl
Br2+5Cl2+12KOH=2KBrO3+10KCl+6H2O
Техника безопасности: Все работы с хлором, бромом, иодом и
галогеноводородами проводить под тягой. Не нюхать их. Помнить, что хлор
пары брома, иода, галогеноводородов поражают дыхательные пути, приводят
к тяжелым отравлениям. При попадании на кожу жидкий бром вызывает
сильные ожоги. Пораженное место следует немедленно обмыть водой, затем
раствором гидроксида натрия, после чего еще раз водой, наложить компресс
из концентрированного раствора тиосульфата натрия.
Жидкий бром хранить в склянках из темного стекла с притертой
пробкой и колпачком, иод-в плотно закрытых склянках.
При отравлении хлором в качестве противоядия вдыхать пары 10%
раствора аммиака.
Работу с легковоспламеняющимися органическими растворителями
производить вдали от горелки.
Опыт 1 Сравнение восстановительных свойств галогеноводородов
Ход работы. В три сухие пробирки отдельно поместить по 2
микрошпателя хлорида калия, бромида калия, иодида калия.
Прибавить в каждую пробирку по несколько капель серной кислоты.
Первоначально наблюдать образование во всех пробирках белого тумана. А
затем - изменение окраски паров в двух последних пробирках вследствие
образования брома и иода соответственно. При взаимодействии взятых солей
с концентрированной серной кислотой первоначально образуются
галогеноводороды НС1, НВr, HI из которых два последних частично
окисляются избытком серной кислоты до свободных галогенов. Серная
кислота в реакции с бромоводородом восстанавливается до оксида серы(1У).
Реакция окисления иодоводорода протекает гораздо энергичнее,
поэтому серная кислота восстанавливается до сероводорода.
Для прекращения реакции в пробирки добавить раствор гидроксида
натрия.
57
Задания: 1 Составить уравнения взаимодействия хлорида калия, бромида
калия и иодида калия с серной кислотой с образованием соответствующих
галогеноводородов.
2 Составить окислительно-восстановительные уравнения реакции:
бромоводорода с серной кислотой с образованием свободного брома и
оксида серы (IV), иодоводорода с серной кислотой с образованием
свободного иода и сероводорода.
3 Сравнить восстановительные свойства галогеноводородов и сделать
вывод, какой из них более энергичный восстановитель и почему.
Опыт 2 Взаимодействие брома с металлическим магнием
Ход работы. В пробирку налить бромной воды и добавлять понемногу металлического магния при постоянном взбалтывании. Наблюдать
обесцвечивание бромной воды. Для ускорения реакции содержимое
пробирки можно слегка нагреть.
Задания: Составить уравнение реакции магния и брома. Объяснить
возможное появление пузырьков газа при проведении опыта.
Опыт 3 Восстановительные свойства иодидов
Ход работы. (Под тягой!) В сухую пробирку поместить кристаллики
иодида натрия или калия и прилить несколько капель серной кислоты. На
край отверстия пробирки положить кусочек синей лакмусовой бумаги или
фильтровальной бумаги, смоченной раствором нитрата свинца. При
необходимости слегка подогреть содержимое. Наблюдать образование паров
иода, осаждение кристалликов иода на стенки пробирки. По изменению
окраски лакмусовой или свинцовой бумаги определить газообразный
продукт.
Для прекращения реакции в пробирку налить раствор тиосульфата
натрия.
Задания: Составить уравнение окислительно-восстановительной
реакции между иодидом натрия (калия) и серной кислотой с образованием
свободного иода и сероводорода. Определить восстановительные свойства
иодидов. Сделать вывод об окраске паров и кристаллов иода.
Опыт 4 Растворимость иода в воде и спирте. Растворимость иода в
воде в присутствии иодида калия
Ход работы. Поместить в две пробирки несколько кристалликов иода. В
одну пробирку добавить около 1 мл дистиллированной воды, в другую такой же объем этилового спирта, взболтать. Наблюдать различные
изменения окраски жидкостей.
58
В первую пробирку к водному раствору с малорастворившимися
кристалликами иода добавить несколько капель раствора иодида калия.
Взболтать содержимое пробирки. Как изменяется окраска раствора?
Задания: Сравнить растворимость иода в воде, спирте, водном растворе
иодида калия, сделать вывод. Написать уравнение реакции, происходящей
при растворении иода в растворе иодида калия с образованием полииодида
КI3.
Опыт 5 Иод - крахмальная реакция, ее чувствительность к
нагреванию
Ход работы. В пробирку налить йодной воды и добавить 1-2 капли
раствора крахмала. Отметить окраску раствора. Нагреть содержимое
пробирки на водяной бане до 80° С. Как изменится окраска? Раствор снова
охладить до комнатной температуры. Что происходит с окраской раствора
после охлаждения?
Примечание: Если взять концентрированный раствор иода, то при
добавлении к нему крахмала выпадает зеленый осадок, который после
взбалтывания окрашивается в синий цвет.
Задания: Объяснить синее окрашивание йодной воды раствором крахмала.
Почему с изменением температуры исчезает и появляется окрашивание?
Сделать вывод.
Опыт 6 Качественные реакции на ионы галогенов
Ход работы. В три пробирки раздельно налить по 4-5 капель растворов
хлорида калия, бромида калия и иодида калия и добавить в них по 1-2 капли
раствора нитрата серебра.
Задания: 1 Определить окраску и структуру полученных осадков
галогенидов серебра.
2 Составить уравнения реакции хлорида калия, бромида калия и
иодида калия с нитратом серебра в молекулярном и молекулярно-ионном
видах.
Контрольные вопросы и задания
1 Сравнить физические и химические свойства галогенов, показать
зависимость свойств галогенов от строения их атомов.
2 Какими способами можно получить бром из бромида калия?
3 Как получают хлор в лабораторных условиях?
4 Закончить уравнения окислительно-восстановительных реакций и указать
окислитель и восстановитель:
а) Вг2 + С12 + Н2О
б) KI + KNO2 + H2SO4
в) SO2 + NaIO3 + Н2О
59
г) I2 + С12 + Н2О
д) I2 + HNO3(КОН)
е) KBr + H2SO4(КОНЦ)
5 Сравнить устойчивость, силу и окислительные свойства кислородных
кислот хлора.
6 Почему соли хлорноватистой кислоты обладают белящими и
дезинфицирующими свойствами?
7 Элемент хлор состоит из двух устойчивых изотопов 3517С1 (75,53 %) и
37
17С1 (24,47 %)
Определить атомную массу хлора.
8 Йодная настойка содержит 5 % иода в спирте. Какой объем 0,5 н раствора
тиосульфата натрия потребуется для обесцвечивания 100 г йодной настойки?
9 Определить объем хлороводорода, измеренного при н.у., растворенный в 2
л 20% раствора хлороводородной кислоты, плотность которого равна 1100
кг/м3?
10 Какой объем хлора при н.у. можно получить при действии кислоты на 200
г хлорной извести?
11 Определить молярную и эквивалентную концентрацию 37 % раствора
хлороводородной кислоты, плотность которого равна 1190 кг/м3.
Лабораторная работа 15 Элементы подгруппы серы
Цель работы: определение свойств серы и ее соединений; установление
окислительно-восстановительной способности в зависимости от степени
окисления серы.
Реактивы: сера (в порошке или кусочках), концентрированная серная
кислота H2SO4 (p = 1840 кг/м3), кусочки древесного угля, синяя лакмусовая
бумага, гранулы или стружки металлов цинка, железа и меди, раствор
нитрата свинца Рb(NO3)2, растворы сульфита натрия Na2SO3, серной кислоты
H2SO4, нитрата бария Ва(NO3)2, хлороводородной кислоты НС1,
кристаллический медный купорос CuSO4 • 5Н2О, кристаллический
тиосульфат натрия Na2S2O3.
Оборудование: газовая горелка, держатель для пробирок, химический
стакан, листовой асбест, лучинка, фильтровальная бумага, металлический
штатив.
Группа VIA составляют 0, S, Se, Те и Ро. На внешнем энергетическом
уровне атомов этих элементов находится шесть электронов s2p4. Из них
непарных только два р - электрона, что и объясняет их окислительное число 2 в нормальном состоянии.
Все элементы этой подгруппы являются неметаллами. Соединения
серы, селена и теллура с кислородом образованы ковалентными связями.
60
Кислород и сера образуют соединения, в которых атомы кислорода
Или серы связаны между собой, - это пероксиды -О-О- с окислительным
числом кислорода -1, надпероксиды O2 с окислительным числом кислорода
1/2, озониды О3 с окислительным числом 1/3.
С кислородом сера, селен и теллур образуют два ряда соединений типа
ЭО2 с окислительным числом +4 и ЭО3 с окислительным числом +6. SO2.
SeO2, TeO2 проявляют кислотные свойства. Соответствующие им кислоты
Н2SО3 и H2SeO3 непрочны, кислота же Н2ТеО3 не выделена и известна только
в виде своих солей.
Кроме H2S, H2SO3, H2SO4 сера образует несколько кислот, из которых
неустойчивая тиосерная Н2S2О3 и сильные окислители - двусерную H2S2O7 и
пероксодвуоерную (надсерную) H2S2O8.
Характерные степени окисления серы -2 (H2S и сульфиды, тиосульфат
натрия Na2S2O3*5H2O в этом соединении один атом серы имеет степень
окисления -2, а другой +6; +4 (SO2, соли H2SO3 - сульфиты, особенно
Nа2SО3); +6 [серная кислота H2SO4 и сульфаты, двусерная кислота H2S2O7,
пероксодвусерная H2S2O6, пероксодисульфаты Na2S2O6 и (NН4)2S2O8].
Техника безопасности: Все работы, сопровождаемые выделением
сероводорода и оксида серы (IV), производить под тягой. Опыт по
плавлению серы проводить в вытяжном шкафу. В случае возгорания серы
при нагревании отверстие пробирки накрыть куском листового асбеста. Во
избежание ожога не допускать попадания расплавленной серы на руки.
При приготовлении раствора из концентрированной серной кислоты
последнюю добавлять в воду небольшими порциями при постоянном
перемешивании.
В случае попадания концентрированной серной кислоты на кожу ее
следует смыть большим объемом воды, обработать обожженной место
раствором питьевой соды, снова промыть водой.
Опыт 1 Получение пластической серы
При нагревании сера начинает плавиться при температуре около 113°
С, образуя желтую подвижную жидкость. Выше 160° С жидкость темнеет, а
при 200° С становится темно-коричневой и настолько вязкой, что не
выливается из пробирки. Выше 250° С вязкость снова уменьшается, и при
400° С сера превращается в легкоподвижную жидкость темно-коричневого
цвета, которая при 444,5° С закипает, образуя оранжево-желтые пары.
Ход работы. В пробирку, укрепленную в держателе, насыпать до
половины ее вместимости порошкообразной серы (или кусочках).
Осторожно нагреть на газовой горелке, все время встряхивая
содержимое пробирки. После того, как сера закипит, вылить ее тонкой
струей в стакан с холодной водой. Слить воду из стакана и определить
пластичность полученной модификации серы.
61
Задание: Сделать вывод о физических свойствах и условиях получения
пластической серы.
Опыт 2 Водоотнимающее действие концентрированной серной
кислоты
Ход работы. В сухую пробирку налить несколько капель
концентрированной серной кислоты и внести лучинку. Отметить
обугливание древесины. Опыт повторить, взяв вместо лучины полоску
фильтровальной бумаги.
Задание: Объяснить причину обугливания древесины и фильтровальной
бумаги при действии концентрированной.
Опыт 3 Окислительные свойства концентрированной серной
кислоты
Ход работы. В одну пробирку поместить маленький кусочек серы, в
другую - кусочек древесного угля. В обе пробирки добавить по несколько
капель концентрированной серной кислоты и слегка нагреть (под тягой)
Для обнаружения выделяющихся газов к отверстию пробирок поднести
влажную синюю лакмусовую бумагу. Отметить изменение окраски.
Задания: Составить уравнения взаимодействия серы и угля с
концентрированной серной кислотой и сделать вывод об ее окислительной
способности.
Опыт 4 Действие серной кислоты на металлы
Опыт 4.1 Взаимодействие металлов с разбавленной серной кислотой
Ход работы. В три пробирки внести 8-12 капель 2н раствора серной
кислоты. В пробирки опустить по кусочку металлов: в первую - цинка, во
вторую - железа, в третью - меди. Слегка подогреть содержимое. Отметить
различное отношение металлов к разбавленной серной кислоте.
Задание: Составить уравнения взаимодействия разбавленной кислоты с
цинком и железом. Сделать вывод об отношении разбавленной серной
кислоты к металлам.
Опыт 4.2 Взаимодействие металлов с концентрированной серной
кислотой
Ход работы. В пробирку положить кусочек меди, добавить 5-7 капель
концентрированной серной кислоты и слегка нагреть (под тягой).
Выделяющийся оксид серы (IV). Выделяющийся оксид серы можно
обнаружить по изменению окраски увлаженной синей лакмусовой бумагой,
поднесенной к отверстию пробирки.
62
Опыт повторить, взяв вместо меди кусочек цинка. Следует учитывать, что
при взаимодействии концентрированной серной кислоты с цинком вначале
выделяется оксид серы (IV), затем свободная сера и наконец сероводород.
Сероводород можно обнаружить по почернению кусочка фильтровальной
бумаги, смоченной раствором нитрата свинца и поднесенной к отверстию
пробирки.
Задания: 1 Составить уравнения реакции серной кислоты и меди с
выделением оксида серы (IV), цинка с выделением оксида серы (IV), цинка с
выделением свободной серы, цинка с выделением сероводорода.
2 Сравнить действие разбавленной и концентрированной серной кислоты на
металлы.
Опыт 5 Качественная реакция на сульфит- и сульфат-ионы
Ход работы. В одну пробирку налить раствор Na2SO3, в другую - раствор
серной кислоты. В обе пробирки добавить по несколько капель раствора
нитрата бария. К образующимся в пробирках осадкам добавить раствор
хлороводородной кислоты. Отметить различное отношение полученных
осадков к действию хлороводородной кислоты.
Задания: 1 Составить молекулярные и молекулярно-ионные уравнения:
взаимодействие Na2SO3 и нитрата бария: взаимодействие серной кислоты и
нитрата бария, растворения одного из осадков в хлороводородной кислоте. 2
Сделать вывод о качественных реакциях на сульфит- и сульфат-ионы.
Опыт 6 Отношение сульфатов к нагреванию
Ход работы. Насыпать в сухую пробирку измельченного медного
купороса (около 0,5 г), пробирку закрепить в штативе наклонно, так, чтобы
дно было немного выше отверстия. Нагреть медный купорос. Наблюдать
сначала его обезвоживание, затем образование черного порошка оксида меди
(II). В выделяющиеся пары внести синюю лакмусовую бумагу. Отметить
изменение ее цвета.
Задания: Составить уравнения дегидратации медного купороса и
разложения сульфата меди. Сделать вывод о свойствах медного купороса.
Опыт 7 Образование и распад тиосерной кислоты
Ход работы. 2-3 кристаллика тиосульфата натрия растворить в 8-10
каплях и прибавить 2-3 капли раствора хлороводородной кислоты. Через
некоторое время наблюдать помутнение раствора из-за образования
свободной серы и выделение газообразного оксида серы (IV).
Задания: Составить уравнения реакции: образования тиосерной кислоты
при взаимодействии тиосульфата натрия и хлороводородной кислоты,
распада тиосерной кислоты. Сделать вывод о свойствах тиосерной кислоты.
63
Контрольные
вопросы и задания
1 Составить электронную структуру отрицательного иона серы.
2 Чем отличаются аллотропные видоизменения серы?
3 Можно ли применять азотную кислоту для получения сероводорода из
сульфидов?
4 Почему сероводород проявляет только восстановительные свойства?
5 Составить уравнения гидролиза следующих солей: (NH4)2S, Na2SO3, K2SO4
Какая из солей не подвержена гидролизу?
6 Как можно отличить тиосульфат натрия Na2S2O3 от сульфата натрия
Na2SO3?
7 Определить молярную концентрацию 75% раствора серной кислоты (р=
1,670 г/мл).
8 Закончить уравнения окислительно-восстановительных реакций: a)H2S +
H2SO3→
б) S + NaOH→
в) S + HNO3→
9 Почему тиосульфат натрия называют антихлором?
10 Почему в производстве серной кислоты для растворения оксида серы (VI)
используют не воду, а серную кислоту?
11 200 мл раствора серной кислоты нейтрализуют 16 г гидроксида натрия.
Определить молярную и эквивалентную концентрации исходного раствора
серной кислоты.
12 Имея 96% раствор серной кислоты (р=1,840 г/см3) надо приготовить 200
мл 0,5 н раствора. Какой объем кислоты и воды потребуется?
Лабораторная работа 16 Азот, фосфор и и их соединения
Цель работы: получение и исследование свойств водородных и
кислородных соединений фосфора и азота.
Реактивы: кристаллические хлорид аммония NH4C1 и гидроксид кальция
Са(ОН)2, раствор хлороводородной кислоты НС1, фенолфталеин,
универсальная индикаторная бумага, красная и синяя лакмусовая бумага,
растворы хлорида аммония NH4C1, сульфата аммония (NH4)2SO4 гидроксида
натрия NaOH, нитрата серебра AgNO3 (0,1н), гранулированные цинк, олово и
алюминий, раствор азотной кислоты HNO3 (0,5н), концентрированная
азотная кислота HNO3 (р=1400 кг/м3 и дымящая), кристаллический нитрат
калия KNO3, растворы иодида калия KI (0,1н) или перманганата калия
КМnО4 (0,1н), серной кислоты H2SO4, крахмала (1%), раствор
дигидрофосфата натрия NaH2PO4, гидрофосфата натрия Na2HPO4, фосфата
натрия Na3PO4, хлорида кальция СаС12, уксусной кислоты СНзСООН.
Оборудование: металлический штатив с зажимом и кольцом, газовая
горелка, ступка с пестиком, фарфоровая чашка, кристаллизатор, пробка с
64
газоотводной трубкой, вата,
фильтровальная бумага, лучина.
держатель
для
пробирок,
пинцет,
Азот и фосфор являются элементами VA группы периодической
системы. На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов
находится пять электронов – s2p2, из них три неспаренных р - электрона.
Поэтому в нормальном состоянии они проявляют валентность равную трем.
Атомы азота при переходе в возбужденное состояние могут увеличивать
число неспаренных электронов до четырех. В этом случае за счет потери
одного электрона образуется электронная конфигурация – s1p3. При
возбуждении атомов фосфора увеличение числа непарных электронов
происходит за счет использования d - подуровня с образованием электронной
конфигурации s1p3d1, поэтому фосфор, в отличие от азота, может проявлять
валентность, равную пяти.
Характерные степени окисления азота: -3 (аммиак NН3 и соли аммония,
амид натрия NaNH2); -2 (гидразин N2Н4, гидразин-гидрат N2Н4*Н2О);
+1[оксид азота (I) N2O]; +2 [оксид азота (II) NO,] +3 (соли азотистой кислоты
HNO2, особенно NaNO2); +4 [оксид азота(IV) NO2 диоксид]; +5 (азотная
кислота НNО3 и ее соли, особенно NаNО3, KNO3, NН4NО3).
Характерные степени окисления фосфора: -3 (фосфин РН3), +1
(гипофосфит натрия NaH2PO2); +3 (трихлорид фосфора РС13, фосфористая
кислота Н3РО3); +5 [оксид фосфора (V) P2O5 или фосфорный ангидрид,
фосфорная кислота Н3РO4 и ее соли, особенно NaH2PO4, Na2HPO4*l2H2O,
Nа3РO4*12Н2О, Са3(РO4)2. Са(Н2РO4)2, СаНРO4, соли пирофосфорных кислот
nР2O5*mН2O - полифосфаты, пентахлорид фосфора PCl5, оксохлорид
фосфора или хлороокись фосфора РОС13J.
Размеры атомов азота и фосфора меньше, а энергия ионизации этих
элементов больше, чем углерода и кремния. В связи с этим азот и фосфор не
теряет электроны при химических реакциях и не превращается в
элементарные катионы.
Таким образом, азот и фосфор являются неметаллами, причем
неметаллические свойства у них выражены сильнее чем у углерода и
кремния.
С водородом азот и фосфор образуют летучие соединения с общей
формулой ЭН3: NН3 - аммиак, РН3 - фосфин.
Азот и фосфор образуют с металлами химические соединения, в
которых они играют роль электроотрицательных элементов. Эти соединения
получили названия нитридов и фосфидов. По типу химической связи между
металлами и азотом или фосфором нитриды и фосфиды могут быть
разделены на три группы:
а.) солеподобные или ионные,
б) ковалентные,
в) металлоподобные.
К ионным нитридам и фосфидам относятся соединения азота или
фосфора с металлами IВ и IIВ групп периодической системы, например,
65
нитриды – Li3N, Nа3N, Mg3N2, Сu3N, Zn3N2;
фосфиды – Li3P, Сu3Р, Мg3P2, Zn3P2, Сd3Р2.
К ковалентным нитридам и фосфидам относятся соединения азота или
фосфора с элементами IIIА и IVA групп периодической системы. Например,
нитриды - ВN, A1N, Si3N4.
фосфиды - ВР, AlP, GaP, ZnP.
К металлоподобным нитридам и фосфидам относятся соединения азота
и фосфора с металлами. IIIВ - VIIIB групп периодической системы,
лантаноидами, актиноидами, т.е. с металлами, атомы которых имеют
недостроенные внутренние d- и f- подуровни, например:
нитриды - TiN, Cr2N, СrN, Мn3N2, ZnN;
фосфиды – Тi3Р, TiP, Сr3Р, СrР.
Металлоподобные нитриды и фосфиды тугоплавки, обладают высокой
твердостью, жаростойкостью, химической стойкостью и металлической
электропроводностью.
С кислородом азот образует ряд оксидов: N2O, NО, N2О3, NO2, N2O4,
N2О5. Все оксиды азота химически активны. Из них оксид азота (II) обладает
ярко выраженными восстановительными свойствами. Все же остальные
оксиды азота проявляют преимущественно свойства окислителей.
Фосфор образует с кислородом несколько оксидов, но наиболее важное
значение имеют два – Р2О3, P2O5.
Высшие оксиды азота, начиная с N2О3, являются кислотными и,
соединяясь с водой, образуют кислоты – HNO2, HNO3.
Оксиды фосфора Р2О3 и P2O5 также проявляют кислотные свойства.
Они соединяются с водой и образуют кислоты Н3РО3 (фосфористая кислота),
НРО3 (фосфорная метакислота), Н3РO4 (фосфорная ортокислота) и H4P2O7
(двуфосфорная кислота).
Техника безопасности: Все работы, сопровождающиеся выделением
аммиака и оксидов азота, проводить под тягой. Предельно допустимая
концентрация аммиака в воздухе составляет 2 мг/л. Все соли азотистой
кислоты ядовиты, поэтому брать их только шпателем и не допускать
попадания на слизистые оболочки. Концентрированная азотная кислота сильный окислитель. Оставляет на коже желтые пятна и вызывает ожоги. В
случае попадания необходимо смыть большим объемом воды и сделать
примочку раствором гидрокарбоната натрия.
Опыт 1 Получение аммиака и определение свойств гидроксида
аммония
Ход работы. Собрать прибор для получения аммиака из сухих
пробирок. Кристаллизатор заполнить водой. Хлорид аммония и гидроксид
кальция в приблизительно равных количествах тщательно перемешать в
фарфоровой и ступке (ощущается запах аммиака). Полученную смесь
всыпать в пробирку до половины вместимости, затем закрепить ее в штативе
66
так, чтобы дно было несколько выше отверстия (это необходимо для того,
чтобы образующая при реакции вода не попала на разогретое стекло),
вставить в пробирку пробку с газоотводной трубкой. На газоотводную
трубку надеть сухую пробирку и закрыть ее ватой. Нагреть смесь, но не
сильно, чтобы не возогнать хлорид аммония. Через несколько минут, когда
пробирка заполняется аммиаком, ее снять, не переворачивая, с газоотводной
трубки, убрать вату, отверстие закрыть пальцем и опустить пробирку в
кристаллизатор с водой, под водой ее открыть и наблюдать за
происходящим. Когда вода перестанет подниматься, закрыть отверстие
пробирки под водой пальцем и вынуть ее из кристаллизатора.
Полученный раствор разлить на две пробирки. В одну из них добавить
2-3 капли фенолфталеина и определить характер среды. Далее этот раствор
прокипятить до исчезновения окраски. Обратить внимание на изменение
окраски раствора при охлаждении. Во вторую пробирку по каплям
прибавлять раствор хлороводородной кислоты до нейтральной среды, что
возможно определить по лакмусовой бумажке. Полученный нейтральный
раствор выпарить в фарфоровой чашке до образования кристаллов хлорида
аммония.
Задания: 1 Составить уравнение реакции гидроксида кальция и хлорида
аммония.
2 Объяснить, почему раствор аммиака в воде образует щелочную среду.
3 Объяснить влияние температуры на окрашивание водных растворов
аммиака индикаторами.
4 Написать уравнение нейтрализации гидроксида аммония хлороводородной
кислотой в молекулярном и молекулярно-ионном видах.
Опыт 2 Взаимодействие солей аммония со щелочами. Качественная
реакция на ион аммония
Ход работы. В пробирку налить 5-7 капель раствора хлорида аммония и
прибавить столько же раствора гидроксида натрия, нагреть содержимое
пробирки до кипения. В выделяющиеся пары внести индикаторную бумагу.
Отметить изменение окраски бумаги и появление запаха выделяющегося
газа. Опыт повторить с раствором сульфата аммония.
Задания: Составить молекулярные и молекулярно-ионные уравнения
реакции хлорида аммония и сульфата аммония с гидроксидом натрия.
Сделать вывод о качественной реакции на ион аммония.
Опыт 3 Возгонка хлорида аммония
Ход работы. Поместить на дно пробирки несколько кристалликов
хлорида аммония, нагреть его, держа пробирку с наклоном. Через некоторое
время на холодных частях пробирки образуется белый налет, на дне ничего
не остается.
67
Определить, отличается ли возгонное вещество по своему составу от
хлорида аммония. Для этого полученные кристаллы растворить в воде и
открыть в растворе ион аммония, действуя раствором щелочи, и ион хлора,
действуя раствором нитрата серебра.
Задания: 1 Составить уравнение обратимой реакции разложения и
образования хлорида аммония.
2 Написать уравнения качественных реакций на ионы аммония и хлора в
молекулярно-ионном виде.
3 Сделать вывод о свойствах солей аммония.
Опыт 4 Действие азотной кислоты на металлы
4.1 Действие концентрированной азотной кислоты на металлы
Ход работы. В одну пробирку положить кусочек цинка, в другую олово
и затем (под тягой) прибавить несколько капель концентрированной азотной
кислоты (р=1400 кг/м3).
По окраске определить выделяющийся газ.
Задание: Составить уравнения взаимодействия цинка и олова с
концентрированной азотной кислотой, имея в виду, что в первой реакции
образуется Zn(NO3)2, а во второй - H2SnO3.
4.2 Действие очень разбавленной азотной кислоты на металлы
Ход работы. В одну пробирку положить кусочек цинка, во вторую олова и затем прилить (под тягой) в обе пробирки сильно разбавленную
азотную кислоту (0,5 н).
В течении нескольких минут жидкость взбалтывать, затем слить
раствор и доказать в растворе наличие иона аммония, добавив раствор
гидроксида натрия.
Задание: Составить уравнения реакции цинка и олова с разбавленной
азотной кислотой, если продуктами реакции являются нитрат аммония и
нитраты соответствующих металлов.
4.3 Пассивирование алюминия азотной кислотой
Ход работы. В пробирку налить немного 2н раствора хлороводородной
кислоты и опустить в нее кусочек алюминия. Наблюдать выделение
водорода.
Далее вынуть кусочек алюминия пинцетом, промыть его водой,
высушить между листами фильтровальной бумаги, опустить на несколько
минут в концентрированную дымящую азотную кислоту (р=1522 кг/м). Затем
осторожно вынуть алюминий пинцетом, промыть водой и снова опустить в
раствор хлороводородной кислоты. Водород не выделяется.
68
Задание: дать объяснение, почему алюминий не
хлороводородной кислотой, если предварительно его
концентрированную азотную кислоту.
реагирует с
опустить в
Опыт 5 Разложение нитратов при нагревании
Ход работы. Прокалить в пробирке, закрепленной в штативе, несколько
кристалликов нитрата калия. Наблюдать выделение газа. Выделяющийся газ
испытать тлеющей лучинкой. После охлаждения пробирки растворить ее
содержимое в воде и полученный раствор (под тягой) испытать на
присутствие соли азотистой кислоты по реакции с иодидом калия или
перманганатом калия в кислой среде.
Задание: написать уравнение реакции разложения нитрата калия и
сделать вывод о свойствах нитратов.
Опыт 6 Гидролиз солей фосфорной кислоты
Ход работы. На универсальную индикаторную бумагу нанести по капле
растворов дигидрофосфата натрия. Определить значение рН этих растворов,
сравнивая окраску бумаги с окраской эталонов.
Задания: Составить уравнения гидролиза солей ортофосфорной кислоты.
Сделать вывод о силе фосфорной кислоты. Объяснить, почему различна
среда в растворах натриевых солей ортофосфорной кислоты.
Опыт 7 Качественная реакция на соли фосфорной кислоты
Ход работы. В пробирку внести 4-5 капель дигидрофосфата натрия и
добавить 2-3 капли раствора нитрата серебра. Отметить цвет и структуру
выпавшего осадка. Испытать его растворимость в растворе азотной кислоты.
Задания: Составить соответствующие уравнения реакции в молекулярноионном видах. Сделать вывод о качественной реакции на соли фосфорной
кислоты.
Опыт 8 Получение фосфатов кальция
Ход работы. Налить раздельно в три пробирки по 4-5 капель растворов
солей: дигидрофосфата натрия, гидрофосфата натрия, фосфата натрия. Во все
пробирки добавить по 4-5 капель хлорида кальция.
Отметить, в каких пробирках выпадают осадки и их цвет. Испытать
отношение полученных осадков к уксусной кислоте. Получить осадки вновь
и испытать их растворимость в хлороводородной кислоте.
Задания: Сделать вывод о растворимости кальциевых солей
ортофосфорной кислоты в воде и кислотах. Составить молекулярные и
молекулярно-ионные уравнения реакций получения кальциевых солей
фосфорной кислоты.
69
Контрольные вопросы и задания
1
Почему на химической посуде, хранимой в лаборатории, образуется
белый налет? Как доказать, что в его состав входят соли аммония?
2 Составить уравнения реакции последовательного получения: N2 → NO→
NO2 → HNO3 → Cu(NO3)2 → CuO → Сu
3 Как изменится степень диссоциации гидроксида аммония при добавлении
к нему хлорида аммония?
4 Составить уравнения гидролиза следующих солей: NH4NO3, NaNO2,
NH4NO2, NaNO3
Какая из солей гидролизу не подвержена?
5 Как отделить оксид азота (II) от оксида азота (IV) ?
6 Какой объем 2н раствора можно приготовить из 500 мл 68% раствора
азотной кислоты, плотность которого 1400 кг/м3?
7 Определить молярную и эквивалентную концентрации 40% раствора
азотной кислоты, с плотностью 1250 кг/м3.
8 Какой объем 2 н раствора гидроксида натрия потребуется для поглощения
5,6 л оксида азота (IV), измеренного при н.у.?
9 Смесь двух газов NO и NO2 в объеме 140 мл была смешана с 120 мл
кислорода. После реакции в смеси газов обнаружено 80 мл кислорода.
Определить объемные доли NO и NO2 в смеси в процентах.
10 Что такое аллотропия? Привести примеры аллотропии фосфора.
11 Привести формулы и названия важнейших фосфорных кислот и их солей.
12 Как можно отличить ортофосфорную кислоту от метафосфорной?
13 Какие вещества образуются при взаимодействии белого фосфора с
горячим раствором гидроксида калия?
14 Закончить уравнения следующих реакций:
а) Р2О5 + Н2О
б) Са3Р2 + РС1
в) NaH2PO4
г) РН3 + KMnO4 + H2SO4
15
Составить графические формулы фосфата кальция, гидрофосфата
кальция.
16 Осуществить следующие превращения: Са3(РО4)2 Р Р2О5 НРО3
Н3РО4 Н4Р2О7
17 Почему фосфориты как удобрения используют только для кислых почв?
18 Рассчитать коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных
реакций, определить окислитель и восстановитель:
а) As + NaCIO + H2O H3AsO4 + NaCl
б) Sb2S5 + HNO3 + Н2О H3Sb04 + H2SO4 + NO
19 Определить массу 7%-го раствора серной кислоты, которая потребуется
для получения суперфосфата из 50 кг фосфорита, содержащего 35 % Р2О5.
20 Рассчитать массу 68 %-ой азотной кислоты, необходимую для окисления
155 г фосфора.
70
21 Какая соль и в каком количестве образуется при взаимодействии
растворов, содержащих 8 г гидроксида натрия и 9,8 г фосфорной кислоты?
Лабораторная работа 17. Металлы подгруппы меди и цинка
Цель работы: получение свойств соединений меди и серебра;
исследование комплексообразующих свойств меди (II); установить различия
восстановительных свойств металлов главной и побочной подгрупп II
группы; получить и определить свойства соединений металлов побочной
подгруппы II.
Реактивы: растворы меди (II) CuSO4, гидроксида натрия NaOH, глюкозы
С6Н12О6 (10%), оксид меди (I) Cu2O и оксид меди (II) СuО (в порошках),
раствор нитрата серебра AgNO3 (0,1 н.), гексацианоферрата (II) калия
K4[Fe(CN)6], фосфорной кислоты, цинк (в порошке), концентрированная
серная кислота (р=1,840 г/мл.), растворы серной кислоты и хлороводородной
кислот, синяя лакмусовая бумага, растворы сульфата цинка ZnSO4, нитрата
ртути (II) Hg(NO3)2, хлорида олова (II) SnCl2, гидроксида аммония NH4OH.
Оборудование: горелка, микрошпатель, штатив с пробирками.
Побочную подгруппу I группы Периодической системы Д. И.
Менделеева составляют медь Сu, серебро Ag и золото Аu.
Строение электронных оболочек атомов меди, серебра и золота
выражается формулой (п—l)dtons1. На внешнем энергетическом уровне атома
находится один электрон, однако в образовании химических связей могут
принимать участие и электроны с d-подуровня предпоследнего уровня.
Поэтому медь, серебро и золото могут проявлять в соединениях степени
окисления +1, +2, +3 (золото также +4 и +5), при этом для меди наиболее
устойчивы соединения со степенью окисления для серебра +1, для золота +3.
Это химически малоактивные металлы не взаимодействуют
с
кислородом, водой, растворами щелочей, хлороводородной и разбавленной
серной кислотами. Медь с кислородом взаимодействуют только при
нагревании.
Медь и серебро растворяются в кислотах, являющихся сильными окислителями (азотной и концентрированной серной), например:
3Сu + 8HNО3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4Н2О
Сu + 2H2SO4(KOHЦ.) = CuSO4 + SO2 + 2Н2О
Ag+2HNO3(конц.)=AgNO3+NO2+H2O
Золото растворяется только в «царской водке» - смеси концентрированных
HCl и HNO3:
Au+3HNO3+3HCl=AuCl3+3NO2+3H2O
Металлы этой группы комплексообразователи для серебра характерно
координационное число – 2, для меди и золота – 4.
71
Побочную подгруппу II группы Периодической системы элементов Д. И.
Менделеева составляют цинк Zn, кадмий Cd и ртуть Hg.
Атомы элементов имеют следующую электронную оболочку:
2 6 l0 2
(п-1)s p d ns . В образовании химических связей участвуют только
электроны внешнего энергетического уровня атома, поэтому цинк, кадмий и
ртуть проявляют в соединениях степень окисления +2 (ртуть также +1).
Цинк — химически активный металл. При нагревании легко
взаимодействует с неметаллами (серой, хлором, кислородом), например:
2Zn + О2 = 2ZnO
Растворяется в разбавленных и концентрированных кислотах НС1, H2SO4,
HNO3 и в водных растворах щелочей, например:
Zn + 2HCl = ZnCl2+ Н2
4Zn + 10HNО3(разб.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3+ 3Н2О
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
В соединениях цинк проявляет степень окисления +2.
Оксид цинка и гидроксид цинка Zn (0H)2 являются амфотерными
соединениями; они peaгируют с кислотами и щелочами:
ZnO + 2НС1 = ZnCl2+ Н2О
ZnO + 2КОН + Н2О = K2[Zn(OH)4]
Гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя
комплексные соединения: Zu(OH)2 + 6NH3 = [Zn(NH3)6](OH)2
При нагревании эти металлы взаимодействуют с неметаллами
(кислородом, серой, галогенами), например:
2Hg + О2 = 2HgO
Cd + Сl2 = CdCl2
Так же, как и цинк, кадмий растворяется в разбавь ленных и
концентрированных кислотах, например:
Cd + H2SO4(paзб) = CdSO4 + Н, Cd + 2H2S04(KOHЦ.) = CdSO4 + SO2 + 2H2O
Ртуть не реагирует с хлороводородной и разбавленной серной кислотами и
щелочами. Окисляется азотной и концентрированной серной кислотами,
например: Hg + 2H2SO4 = HgSO4 + SO2 + 2Н2О
Oксид CdO и гидроксид Cd(OH)2, эти соединения легко растворяются в
кислотах и значительно труднее в концентрированных растворах щелочей.
Ртуть не образует гидроксидов. При действии на соли ртути (ІІ) щелочами
образуется оксид ртути(ІІ):
Hg(NO3)2 + 2NaOH = HgO↓ + 2NaNO3 + H2O
Ртуть образует также соединения в степени окисления +1. В них катионы
ртути состоят из двух атомов
Hg2+2. Двухатомные ионы существуют и в растворах солей ртути(I).
Нитрат ртути(I) образуется при растворении металла в разбавленной
или концентрированной азотной кислоте без нагревания:
6Hg + 8НNO3(pasб.) = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4Н20
Техника безопасности: Ввиду ядовитости оксида меди (II)
гексацианоферрата (II) калия проявлять в работе с ними аккуратность.
72
и
Так как соли серебра относятся к ценным реактивам, то их остатки после
проведения опытов не выливать в канализацию, а сливать в специально
отведённую ёмкость.
Соли цинка и особенно ртути ядовиты. Работу проводить аккуратно, не
допускать попадания растворов этих солей на столы. Ртуть легко восстанавливается из растворов солей. При попадании солей ртути в
канализацию, она может быть остановлена металлом, из которого
изготовлены канализационные грубы. Испаряясь, ртуть станет причиной
токсичности воздуха, поэтому все отходы соединений ртути не выливать в
раковину, а сливать в специальную ёмкость. При взаимодействии металлов с
концентрированными кислотами выделяются ядовитые газы - этот опыт надо
проводить в вытяжном шкафу. Требуют осторожного обращения
концентрированные растворы кислот и щелочей.
Опыт 1 Получение оксида и гидроксида меди
Ход работы. К 5-7 каплям раствора сульфата меди (II) добавить по каплям
раствора гидроксида натрия до образования осадка гидроксида меди (II).
Затем внести ещё 5-7 капель раствора щёлочи и столько же раствора
глюкозы. Смесь хорошо перемешать стеклянной палочкой и нагреть на
горелке. Наблюдать появление жёлтой окраски из-за образования гидроксида
меди (I), который при более сильном нагревании постепенно переходит в
оксид меди (I) красного цвета:
2Сu(ОН)2 + С6Н12О6→ 2CuOH↓ + С6Н12О7 + Н2О
2 СuОН →Сu2О↓+ Н2О
Задания: Записать указанные в опыте уравнения реакций. Сделать вывод об
окислительно-восстановительной способности гидроксида меди (II) в
реакции с глюкозой. Сделать вывод о свойствах гидроксида и оксида меди
(I).
Опыт 2 Взаимодействие оксидов меди
Ход работы. Взять две пробирки. В одну поместить 1 микрошпатель
оксида меди (I), а в другую - столько же оксида меди (II). В обе пробирки
прилить по 7-8 капель раствора хлороводородной кислоты. Отметить
появление окраски растворов.
Задание: Составить уравнения взаимодействия оксидов меди с
хлороводородной кислотой и сделать вывод о свойствах оксидов меди.
Опыт 3 Получение оксида серебра (I)
Ход работы. В пробирку налить 3-4 капли раствора нитрата серебра и
добавить 1-2 капли гидроксида натрия. Отметить цвет образующегося
осадка. Остатки растворов после опыта слить в специальную ёмкость.
73
Задания: Составить молекулярные и молекулярно-ионные уравнения
между нитратом серебра и гидроксидом натрия с образованием оксида
серебра (I). Сделать вывод о свойствах оксида и гидроксида серебра (I).
Опыт 4 Получение и исследование свойств гидроксида меди (II) и
гидроксида цинка
Ход работы. Налить в две пробирки по 4-5 капель раствора сульфата
цинка. В каждую пробирку добавлять по каплям раствор гидроксида натрия
до появления белых студенистых осадков гидроксида цинка. Чтобы испытать
отношение гидроксида цинка к кислотам и щелочам, прилить при
перемешивании стеклянной палочкой до растворения осадков: к первой —
раствор хлороводородной кислоты, ко второй - гидроксида натрия.
В три пробирки налить по 5-7 капель раствора сульфата меди (II) и во все
добавить раствор гидроксида натрия до выпадения осадка. Затем добавить
при перемешивании до полного растворения осадков: к первой - раствор хлороводородной кислоты, во вторую - раствор аммиака. Содержимое третьей
пробирки нагреть до кипения и отметить изменение окраски.
Задания:Составить молекулярные и молекулярно-ионные уравнения
между: сульфатом меди (II) и гидроксидом натрия, гидроксидом меди (II) и
хлороводородной кислотой, гидроксидом меди (II) и аммиаком с
образованием гидроксида тетраамминмеди (II).Написать уравнение
разложения гидроксида меди (II) при нагревании.Сделать вывод о свойствах
гидроксида меди (II). Составить уравнения реакции в молекулярном и
молекулярно-ионных видах между:
- Сульфатом цинка и гидроксида натрия;
- Гидроксидом цинка и хлороводородной кислотой;
- Гидроксидом цинка и гидроксидом натрия с образованием
тетрагидроксоцинката натрия.
Сделать вывод о свойствах гидроксида цинка.
Опыт 5 Получение малорастворимых солей меди (II)
Ход работы. В две пробирки внести по 3-4 капли раствора сульфата меди
(II). В первую пробирку налить 3-4 капли Н3РО4 , во вторую - то же
количество гексацианоферрата (II) калия. Отметить окраску образующихся
осадков.
Задания: Составить молекулярные и молекулярно-ионные уравнения
реакций между: сульфатом меди (II) и Н3РО4, сульфатом меди (II) и
гексацианоферрата (II) калия с образованием гексацианоферрата (II) меди
(II). Сделать вывод о свойствах малорастворимых солей меди (II).
74
Опыт 6 Гидролиз солей меди и цинка
6.1 Гидролиз солей меди, образованных сильными кислотами
Ход работы. На синюю лакмусовую бумагу нанести по капле растворов
сульфата и хлоридов меди (II). Определить реакцию среды.
Задания: Составить молекулярные и молекулярно-ионные уравнения
гидролиза сульфата и хлорида меди (II).
6.2 Гидролиз солей меди в присутствии карбоната натрия
Ход работы. К раствору сульфата меди (II) прилить раствор карбоната натрия (5-7 капель) до образования зелёного осадка основной соли.
Одновременно наблюдать выделение пузырьков газа.
Задания: Написать молекулярные и молекулярно-ионные уравнения
реакций с образованием гидроксокарбоната меди (II) . сделать вывод о
свойствах солей и объяснить причину образования основной соли.
6.3 Гидролиз солей цинка
Ход работы. На синюю лакмусовую бумагу нанести по капле раствора
сульфатов цинка. Определить реакцию среды.
Задания: Составить молекулярные и молекулярно-ионные уравнения
гидролиза солей сульфата цинка. Сделать вывод о свойствах гидроксида
цинка.
Опыт 7 Взаимодействие цинка с кислотами и щелочью
7.1 Взаимодействие цинка с концентрированной серной кислотой
Ход работы. В пробирку под тягой налить 5-6 капель концентрированной
серной кислоты и добавить микрошпатель цинкового порошка. На край
пробирки положить кусочек влажной лакмусовой бумаги. Слегка подогреть
содержимое пробирки до начала реакции. По изменению окраски лакмусовой
бумаги определить газ.
Задания: Составить уравнения реакции цинка с концентрированной
серной кислотой. Сделать вывод.
7.2 Взаимодействие цинка с растворами кислот
Ход работы. В одну пробирку внести 5-7 капель раствора
хлороводородной кислоты, а в другую - такое же количество раствора серной
кислоты. В обе пробирки добавлять по микрошпателю порошкообразного
цинка. Для ускорения реакции содержимое пробирок слегка нагреть.
Задания: Составить молекулярные и молекулярно-ионные уравнения
взаимодействия цинка с растворами хлороводородной и серной кислот.
75
Сделать вывод о положении цинка в ряду напряжений металлов, его
отношение к растворам кислот.
7.3 Взаимодействие цинка с растворами щелочей
Ход работы. В пробирку внести 5-7 капель раствора гидроксида натрия и
микрошпатель порошкообразного цинка. Слегка подогреть содержимое.
Отметить наблюдение явления.
Задания: Составить молекулярное и молекулярно-ионное уравнение
взаимодействие цинка, гидроксида натрия и воды с образованием
тетрагидроксоцинката натрия и водорода.
Сравнить свойства цинка, ртути со свойствами металлов главной подгруппы
II группы.
Опыт 8 Взаимодействие солей ртути со щелочью
Ход работы. К пробирке, содержащей по 5-7 капель раствора нитрата
ртути (II), прилить по 3-4 капли раствора щёлочи. Отметить цвет и состав
образующегося осадка. Остатки реактивов, содержащих соединения ртути,
слить в отведённую ёмкость!
Задания: Составить уравнения реакции в молекулярном и молекулярноионным видах между:
Нитратом ртути (I) и гидроксидом натрия с образованием оксида ртути (I);
Нитратом ртути (II) и гидроксида натрия с образованием оксида ртути (II).
Сделать вывод об особенностях взаимодействия солей ртути со щёлочью.
Опыт 9 Окислительные свойства ртути
Ход работы. В пробирку налить 2-3 капли раствора ртути (II) и добавить
3-4 капли раствора хлорида олова(П). Наблюдать появление белого осадка
хлорида ртути (I) Hg2Cl2 и постепенное его потемнение вследствие
образования металлической ртути. Остатки реактивов слить в специальную
ёмкость, пробирки сдать лаборанту.
Задания: Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций
взаимодействия:
- Нитрата ртути (II) и хлорида олова (II) с образованием хлорида ртути (I);
- Хлорида ртути (I) и хлорида олова (II) с образованием свободной ртути.
Сделать вывод об окислительно-восстановительной способности солей
ртути.
Опыт 10 Комплексные соединения цинка
Ход работы. В пробирку поместить 5-6 капель раствора сульфата цинка и
добавлять по каплям раствор гидроксида аммония до образования осадка, а
затем до полного его растворения.
76
Задания: Составить уравнения взаимодействия:
сульфата цинка и гидроксида аммония с образованием сульфата
тетраамминцинка;
- диссоциация комплексных солей.
Сделать вывод о комплексообразующей способности металлов побочной и
главной подгрупп II группы.
Контрольные вопросы и задания
1
В чём сходство и отличие в строении атома элементов подгруппы меди
от щелочных металлов?
2 Чем объяснить появление зеленоватого налёта на изделиях из меди при
длительном контакте с атмосферным воздухом? Подтвердить уравнением
реакции.
3 Составить уравнения реакции растворения меди и серебра в
концентрированной серной кислоте и при нагревании.
4 Какое вещество выпадает в осадок при сливании горячих растворов
нитрата меди (II) и гидроксида кали? Составить уравнения реакции в
молекулярном и молекулярно-ионным видах.
5 Хлорид серебра растворим в растворах аммиака и тиосульфата натрия.
Составить уравнения реакции образования комплексных соединений серебра,
учитывая, что координационное число иона Ag+ равно двум.
6 Осуществить превращения, назвать вещества:
СuО →Сu →Cu(NO3)2 →Сu(ОН)2 →CuSO4 →
→[Cu(NH3)4]SO4
↓
↓
CuO (CuOH)2SO4
7 Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций:
а. Ag + HNO3 →Ag NO3 + NO2↑+ H2O
б. Сu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO↑ + Н2О
в. Аu + HNO3 + НСl →АuС13 + NO2↑ + Н2О
8 Рассчитать массу медного купороса, необходимую для приготовления 0,2
л. 0,5 н. раствора сульфата меди.
9 К 400 г. 4% раствора сульфата меди (II) прилили эквивалентное
количество раствора гидроксила калия. Рассчитать массу выделившегося
осадка.
10 К 12,8 г. медных опилок прилили 43 г. 93% горячего концентрированного
раствора серной кислоты. Вычислить, полностью ли растворятся опилки и
какой объём газа при этом выделится (н.у.)?
11 Определить массу медного купороса, образующегося из 6,4 г. меди при
растворении в концентрированной серной кислоте.
12 Какая масса 20% раствора азотной кислоты потребуется для полного
растворения 49 г. гидроксида меди (II)?
13 Привести уравнения реакций, свидетельствующих об амфотерности
гидроксидов бериллия и цинка.
77
14 Сравнить отношение цинка, кадмия и ртути к разбавленным
и
концентрированным кислотам: а) соляной; б) серной; в) азотной. Написать
уравнения соответствующих реакций.
15 Что происходит при действии на гидроксиды цинка и кадмия растворов:
а) щелочи; б) аммиака?
16 При прокаливании 1,56 г смеси карбоната цинка с оксидом цинка
получили 1,34 г оксида цинка. Вычислить состав исходной смеси (в
массовых долях, %).
17
Найти количество теплоты, которое
будет поглощено при
восстановлении 1 кг оксида цинка графитом. Зависимостью энтальпии
реакции от температуры пренебречь.
18 В каких растворах восстановительные свойства цинка выражены более
сильно, если
Zn2++2e-=Zn
Е = -0,76В,
ZnO22-+2Н2О + 2е- = Zn + 4OHа) в кислых; б) в щелочных?
Е = -1,26В,
Лабораторная работа 18 Свойства элементов VIВ – VIIIВ групп
Цель работы: изучение химических свойств элементов подгруппы
хрома и марганца; изучение химических свойств железа, кобальта, никеля и
их соединений.
Реактивы: растворы дихромата калия, иодида калия, гидроксида
натрия, соли марганца (II) ,перекиси водорода H2O2, соли хрома (III),
перманганата калия, сульфит натрия кристаллический, 2М HCl, 1M H2SO4,
концентрированная H2SO4, 2М HNO3, железные стружки, раствор роданида
калия, пластинка из мягкой стали, растворы сульфата меди, соли железа (III),
соли кобальта и никеля(II), NH4SCN или KSCN кристаллический.
Оборудование: штатив с пробирками, пробиркодержатель, спиртовка.
Хром, молибден и вольфрам составляют VIB группу периодической
системы. В невозбужденном состоянии электронное строение атомов этой
подгруппы различно: у хрома - 3d54s1, у молибдена - 4d54s1 и у вольфрама 5d14s2. У хрома и молибдена наблюдается проскок электрона с внешнего на
предвнешний энергетический уровень. Данная электронная структура
внешних энергетических уровней характеризует эти элементы как металлы.
Большое число валентных электронов позволяет этим элементам проявлять в
своих соединениях переменные окислительные числа. Хрому в его
соединениях свойственны окислительные числа
+1,+2,+3,+4,+5,+6; из них наиболее устойчивые соединения Cr(III) и
Сr(VI). Совершенно неустойчивы соединения Сr(I), Cr(IV) и C(V).
Молибдену и вольфраму в их соединениях свойственны окислительные
числа +2,+3,+4,+6, из них наиболее устойчивы соединения Mo(VI) и W(VI).
78
Хром, молибден и вольфрам при обыкновенной температуре реагируют
только с фтором, с остальными окислителями - кислородом, серой,
галогенами, азотом, углеродом и др. - они реагируют лишь при высоких
температурах. Активность металлов падает в ряду Сr  W . Это
подтверждается их стандартными потенциалами: хром образует два катиона Cr 2 и Cr 3 .
Для превращения Сr  Сr2+ Еo =-0,913В
Для превращения Сr  Сr3+ Е° =-0,744B
Молибден и вольфрам элементарных катионов не образуют. При
окислении в водной среде они реагируют по следующей схеме:
Мо + 4Н2О = H2MoО4 + 6Н+ + 6е- Е°.0,0В
W + 3Н2О – МО3 + 6Н+ + 6е- Е°=-0,09В
Взаимодействуя при высокой температуре с кислородом, хром
образует оксид Cr2O3, а молибден и вольфрам - оксиды МоО3, WО3.
Оксид и гидрокcид хрома (II) СrО и Сr(ОН)2 обладают основными
свойствами, оксид и гидроксид хрома (III) С2О3 и Сr(ОН)3 амфотерны.
Триоксиды всех трех элементов ЭО3 и соответствующие им гидроксиды
H3ЭО4 обладают кислотными свойствами. Сила кислот уменьшается в ряду
H2СrO4, H2MoO4, Н2WO4.
По отношению к воздуху и воде эти металлы устойчивы вследствие
образования защитных оксидных пленок. В разбавленных кислотах НСl,
H2SО4 хром окисляется, превращаясь в ионы Сr3+. Молибден и вольфрам
устойчивы по отношению к разбавленным кислотам. По отношению к
растворам щелочей в присутствии окислителей наиболее устойчивы хром,
менее устойчив молибден и неустойчив вольфрам.
2W + 4КОН + 3О2 = 2K2WO4 + 2Н2О
Соединения хрома (VI|), молибдена (VI|), вольфрама (VI|) образованы
ковалентными связями.
Элементы Мп, Тс и Re составляют VIIВ группу периодической
системы. На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов
находится по два s-электрона, а на подуровне d предпоследнего
энергетического уровня - по пять d-электронов, т.е. d5S2.
В невозбужденном состоянии непарными являются пять d-электронов,
а при возбуждении – все семь электронов внешнего и предвнешнего
энергетических уровней становятся непарными, т.е. валентными. Этим
элементам свойственно максимальное окислительное число +7.
Из элементов группы марганца технеций в природе не встречается и
получен искусственным путем. Марганец и рений в свободном состоянии типичные металлы с металлическим блеском.
Марганец относится к активным металлам. На воздухе он окисляется и
покрывается видимой пленкой оксидов. В разбавленных кислотах марганец
растворяется с образованием солей марганца (II). В растворах щелочей
марганец устойчив. В соединениях марганец имеет окислительные числа
+2,+3,+4 и +7. Наиболее устойчивы Мп (II), Мп (IV) и Мп (VII). С
79
повышением окислительного числа характер оксидов и гидроксидов
изменяются от основного до кислотного.
В соединениях Мп(II) и Мп (III) химические связи ближе к ионным, а
соединения, в которых марганец имеет более высокие степени окисления,
образованы ковалентными связями.
Рений - малоактивный металл, он устойчив по отношению к воздуху,
воде, разбавленным кислотам. При окислении кислородом рений образует
полусемиокись Re2O7. Второй устойчивый оксид ReO2 получают
восстановлением Re2O7 водородом.
Первую триаду VIIIВ группы периодической системы, состоящую из
Fе, Со, Ni, очень часто называют семейством железа. На внешнем
энергетическом уровне этих элементов находится по 2s-электрона. На
подуровне i предпоследнего энергетического уровня у железа находится 6
электронов, у кобальта - 7, у никеля - 8.
При возбуждении атомов этих элементов за счет перемещения одного
из 4s - электронов в р - подуровень число неспаренных электронов
увеличивается у атомов железа до 6, у кобальта до 5, у никеля до 4. Таким
образом, максимально возможные окислительные числа этих элементов:
железа +6, кобальта +5, никеля +4. Но такие окислительные числа в
соединениях кобальта и никеля не встречаются, а у железа окислительное
число 6 встречается только в ферратах. Всем этим элементам свойственны
окислительные числа +2 и +3 и по своим свойствам они очень похожи друг
на друга. Но при этом между ними существуют различия: железо по своим
магнитным свойствам ярко выделяется в триаде, его восстановительная
способность значительно больше, чем у кобальта и никеля, которые по
значению своих электродных потенциалов находятся значительно ближе к
олову, чем к железу.
Железо образует два ряда солей: соли Fe(II): FeSO4, FeCl2 и т.д. и соли
Fe(III): FeCl3, Fe2(SO)4 и т.д.
В виду того, что ионы Fe2+ легко окисляются и даже кислородом
воздуха, через некоторое время в растворах солей Fe(II) можно обнаружить
не только ионы Fe2+, но и ионы Fe3+. Подобный процесс происходит с
гидроокисью железа:
Fe(OH)2+O2+2H2O4Fe(OH)3
Окисление ионов Со2+ и особенно N12+ происходит намного труднее.
При высоких температурах железо соединяется с кислородом, образуя
по мере повышения температуры оксиды Fe2O3, Fe3О4, FeO.
Кобальт и никель соединяются при более высокой температуре,
образуя при этом оксиды СоО, NiO.
Свое максимальное окислительное число +6 железо проявляет только в
солях железной кислоты –ферратах (K2Fe04, BaFeО4). Сама железная
кислота и соответствующий ей оксид FеО3 в свободном состоянии не
получены.
80
Растворы солей железа (II) почти бесцветны, растворы солей железа
(III) окрашены в коричневый цвет, солей кобальта CoCl2, Со(NО3)2 - в
розовый, никеля - в зеленый.
Для элементов семейства железа характерна способность к
образованию комплексных соединений.
Устойчивыми комплексными соединениями железа являются: желтая
кровяная соль K4[Fe(CN)6], красная кровяная соль K3[Fe(CN)6].
Опыт 1 Окислительные свойства соединений хрома (VI) и иона
Fe
3+
Ход работы.Налейте в пробирку 3-4 капли раствора КI и подействуйте
на него раствором соли железа (III). Убедитесь в образовании свободного
иода. Напишите уравнение реакции.
В пробирку внесите 6-7 капель раствора дихромата калия, 2-3 капли
раствора серной кислоты и 3-4 капли раствора иодида калия. Как изменилась
окраска раствора? Напишите уравнение реакции.
Опыт 2 Свойства гидроксида хрома (III)
Ход работы.Налейте в пробирку 5-7 капель раствора хрома (III) и
прибавьте туда по каплям раствор гидроксида натрия до образования серозеленого осадка.
Распределите осадок на две пробирки. В одну из них прибавьте раствор
гидроксида натрия, в другую - разбавленный раствор соляной кислоты. В
обоих случаях добейтесь полного растворения осадка.
Составьте уравнения реакций.
Опыт 3 Реакция на обнаружение ионов Сr3+
Ход работы.Налейте в пробирку 5-7 капель раствора соли хрома (III) и
прибавьте к нему раствор щелочи (NаОН и КОН) в избытке до растворения
выпавшего осадка. Заметьте цвет полученного раствора хромита. Составьте
уравнение реакции (см, опыт 2).
К полученному раствору хромита прилейте 3% раствор перекиси
водорода. Нагрейте пробирку и наблюдайте переход зеленой окраски
хромита в желтый цвет хромата. Окисление хромита выражается
уравнениями:
Опыт 4 Качественная реакция на ион СrО42Ход работы.На несколько капель раствора хромата или дихромата
калия подействуйте раствором соли бария. Что наблюдается?
В случае раствора К2Сr2О7 в осадке также окажется ВаСrO4, а не
BaCr2O7.
81
Это объясняется наличием в растворе дихроматов равновесия между
хромат-ионами и дихромат-ионами и тем, что ввиду значительно меньшей
растворимости ВаСrO4 по сравнению с BaCr2O7 равновесие смещается в
сторону ВаСrO4 как менее растворимого соединения.
Опыт 5 Восстановительные свойства соединений марганца (II)
Ход работы.К раствору соли марганца (II) добавьте 2-3 капли раствора
щелочи и 3-4 капли раствора перекиси водорода с массовой долей H2O2,
равной 10%. Смесь нагрейте до полного прекращения выделения кислорода
вследствие полного разложения избытка перекиси водорода. Наблюдайте
образование осадка Н2МnО3. Напишите уравнение реакций.
Опыт 6 Окислительные свойства перманганата калия
Ход работы. В три пробирки внесите по 3-5 капель раствора
перманганата калия. Добавьте по 3-4 капли: в первую – 1М раствор серной
кислоты, во вторую - воды, в третью - 2М раствор щелочи. Во все три
пробирки внесите по 2-3 микрошпателя сульфита натрия. Наблюдайте
изменение окраски раствора в каждой пробирке. Напишите уравнения
реакций.
Опыт 7 Взаимодействие железа с кислотами
Ход работы. Налейте в 4 пробирки по 5 капель кислот: 2М HCl, 1M
H2SO4, концентрированной H2SO4, 2М HNO3. В каждую пробирку внесите
кусочек железной стружки.
Пробирку с концентрированной серной кислотой нагрейте. Затем
добавьте во все растворы по капле 0,01М раствора роданида калия или
аммония, которые образуют с ионами железа (III) соль Fe(SCN)3,
окрашенную в красный цвет. В каких пробирках образовались ионы Fe3+?
В тех кислотах, где не произошло окрашивание раствора в красный
цвет, при растворении железа образуются ионы Fe2+.
Напишите уравнение реакций растворения железа и различных
кислотах.
В пробирку с концентрированной азотной кислотой опустите хорошо
зачищенную пластинку из мягкой стали. Наблюдайте быстрое прекращение
бурного вначале взаимодействия железа с азотной кислотой. Почему?
Выньте пластинку из раствора кислоты, несколько раз промойте ее
водой и опустите в пробирку с раствором сульфата меди. Для сравнения
другую железную пластинку (непассивированную) также опустите в раствор
сульфата меди. В каком случае пластинка покрывается медью? Почему?
82
Опыт 8 Комплексные соединения никеля и кобальта
Ход работы.На несколько капель раствора соли никеля подействуйте
раствором аммиака сперва до образования осадка, а затем до его
растворения. Составьте уравнения реакций, зная, что координационное число
никеля в его аммиачном комплексе равно 6.
Налейте в пробирку 2-3 капли розового раствора соли кобальта (II) и
добавьте несколько крупинок NH4SCN или KSCN. Что наблюдается?
Составьте уравнение реакции, зная, что образуется ион [Со(SСN)4]2-.
Добавьте несколько капель амилового спирта и встряхните ее. На чем
основано экстрагирование? Наблюдайте появление синего кольца в верхнем
слое раствора. Ион [Co(SCN)4]2- очень неустойчив. Докажите это.
Контрольные вопросы и задания
1 Укажите отличительные и сходные черты железа, кобальта, никеля.
Почему Д.И.Менделеев поместил в периодической системе элементов
кобальт между железом и никелем, несмотря на значение его атомной массы.
2 Напишите формулы комплексных соединений железа, кобальта,
никеля. Чем объясняется хорошая комплексообразующая способность этих
элементов?
3 Дайте характеристику окислительно-восстановительной способности
соединений железа, кобальта, никеля.
4
На каких свойствах кобальта, железа, никеля основано их
применение в технике.
5 Составьте уравнение реакций:
а) Ni2О3+НС1
б) Fe  FeSO4  Fе2(SO4)3
в) CoS  СоО  Со(NО3)2  К2Со(SСN)4
6 Чем объяснить, что в воде, содержащей ионы Fe3+, коррозия многих
металлов ускоряется?
7 Как можно обнаружить в растворе ионы Fe3+, Fe2+.Co2+, Ni2+?
Составьте соответствующие уравнения реакций.
8 Составьте электронную формулу атома хрома.
9 Составьте электронную формулу марганца. Объясните почему его
относят к металлам.
10 На каких свойствах хрома основано его применение в технике?
Примеры.
11 Дайте характеристику окислительно-восстановительных свойств
различных соединений хрома.
12 Объясните устойчивость хрома на воздухе и в воде.6. Как
изменяется характер оксидов марганца? Чем это обусловлено?
13 Есть ли сходство в химии марганца и хрома? В чем оно
выражается?
83
14 Зная, что на окисление 20мл NaBr в кислой среде пошло 10мл
раствора K2Cr2O7, титр которого равен 0,490, вычислите нормальность и
титр раствора NaBr.
15 Каково отношение молибдена, вольфрама к воде, кислороду, галогенам при обычной и высокой температуре?
16 На титрование 10мл раствора КМпО4 пошло 12мл 0,1М раствора
щавелевой кислоты. Вычислить молярность раствора перманганата.
Вопросы к экзамену по дисциплине «Общая и неорганическая химия»
1 Предмет и задачи неорганической химии.Место химии среди наук о
природе.История возникновения и развития химии.
2 Основные понятия и законы химии.
3 Атомно-молекулярное учение. Учёные,внесшие вклад в создание и
развитие учения
4 Открытие периодического закона. Научный подвиг Д.И.Менделеева
5 ПСХЭ,её структура,семейства элементов
6 Длинный и короткий варианты ПСХЭ. Преимущества и недостатки
каждого варианта
7 Строение атомов химических элементов.Изотопы
8
Квантовые числа (главное, орбитальное, магнитное, спиновое), их
физический смысл.Квантовые числа и семейства химических элементов
9 Химические связи:природа и причины возникновения связей строения
атома.
10 Классификация химических связей. Относительность классификации
(ковалентная,ионная,металлическая)
11 Механизм возникновения ковалентной связи(обменный,донорноакцепторный,дативный).
12
Основные
свойства
химической
(длина,прочность,кратность,
насыщенность, направленность, сопряжение, полярность, поляризуемость).
13 Водородные связи. Их влияние на свойства веществ
14 Предмет и задачи химической термодинамики.Тепловой эффект
химической реакции
15 Основные законы термодинамики . Энтальпия,энтропия
16 Термодинамические системы:открытые, закрытые, изолированые
17 Энергия Гиббса,как критерий направленности химических реакций
18 Химическая кинетика. Гомо- и гетерогенные системы.
19 Предмет и задачи химическая кинетики.Законы химическая кинетики
20 Катализ, катализаторы. Биологические катализаторы
21 Классификация неорганических веществ по разным признакам.Теории
кислот и оснований
22 Учение о химической реакции. Классификация химических реакций по
разным признакам
23
Учение о скорости химической реакции. Факторы, влияющие на
скорость реакций
84
24 Химическое равновесие. Условия поддержания и смещение равновесия
25 Растворы. Способы выражения концентрации растворов
26
Коллигативные свойства растворов неэлектролитов. Осмос. Законы
Рауля.
27 Растворы,растворение.Механизмы растворения веществ с разным типом
химических связей
28 Теория электролитической диссоциации.Основные положения. Процесс
диссоциации и его причины.
29 Равновесие в растворах слабых электролитов.Количественные
характеристики .Степень диссоциации. Константа диссоциации.
30 Растворы электролитов. Ионные уравнения.Реакции, идущие до конца
31 Гидролиз солей и его виды.Управление гидролизом
32
Факторы,
влияющие
на
протекание
ОВР:температура,рН
среды,катализаторы. ОВР в промышленности и биологических системах
33
Классификация
окислительно-восстановительных
реакций:
межмолекулярные,внутримолекулярные,диспропорционирования.Методы
составления уравнений реакций:метод электронного баланса, метод
полуреакций
34
Электроотрицательность.
Абсолютная
и
относительная
электроотрицательность. Степень окисления элементов.Установление
степени окисления элементов в соединениях
35 ОВР.Процессы окисления и восстановления.Важнейшие окислители и
восстановители.
36 Химические источники электрической энергии (Гальванические
элементы,аккумуляторы).Электрохимическое уравнение Нернста
37 Электролиз, как окислительно-восстановительная реакция.Электролиз
растворов и расплавов.Катодные и анодные процессы.Инертный и активный
анод
38 Законы электролиза.Применение электролиза в промышленности
39 Коррозия. Виды коррозии. Основные методы защиты от коррозии
40 Основные положения координационной теории Вернера. Структура
комплексных
соединений.
Комплексообразователь,
лиганды,
координационное число, внутренняя сфера, внешняя сфера
41 Классификация и номенклатура комплексных
соединений:
ацидокомплексы,
аквакомплексы,
аммиакаты;
переходные
ряды:
циклические и хелатные комплексные соединения
42 Химическая связь в комплексных соединениях. Диссоциация и константа
нестойкости комплекса. Значение комплексных соединений в живой природе
43-59 Химия элементов. Общая характеристика атомов. Распространённость
в природе. Основные минералы. Физико-химические свойства. Получение,
применение. Важнейшие соединения. Биологическая роль
-Элементов IA группы;
-Элементов IB группы;
-Элементов IIA группы;
-Элементов IIB группы;
85
-Элементов IIIA группы;
-Элементов IIIB группы;
-Элементов IVA группы;
-Элементов IVB группы;
-Элементов VA группы;
-Элементов VB группы;
-Элементов VIA группы;
-Элементов VIB группы;
-Элементов VIIA группы;
-Элементов VIIB группы;
-Элементов VIIIB группы: элементы семейства железа(железо, кобальт,
никель);
-Элементов VIIIB группы:элементы семейства платины;
-Химия f-элементов: лантаноиды и актиноиды.
60 Химия благородных газов. История открытия. Общая характеристика
атомов.Причины устойчивости (инертности атомов). Распространённость в
природе. Фториды, оксиды, комплексные соединения инертных газов.
Задания для проведения экзамена по дисциплине «Общая и
неорганическая химия»
1 Напишите термохимическое уравнение реакции между СО(2) и водородом,
в результате образуется CH4(2) и Н2О(2). Сколько теплоты выделяется при
этой реакции, если было получено 67,2л метана.
2 Температурный коэффициент скорости реакции равен 2. Во сколько
раз возрастет скорости реакции при повышении температуры от 20 до 700С.
3 Указать электронную формулу и составить графическую схему атома
элемента с зарядом ядра +42 и электронную формулу иона Fe3+.
4 Определить э.д.с гальванического элемента: Ag/AgNО3(0,001М)
// AgNO3(0,lM)/Ag.
В
каком
направлении
будут
перемещаться
электроны во внешней цепи при работе этого элемента.
5 При согревании 5г металла образуется 9,44г оксида металла. Определить
эквивалентную массу металла.
6 Какой объем 96% кислоты (ρ=1,84 г/см3) потребуется для приготовления
3л 0,4 Н раствора.
7 Гальванический элемент состоит из металлического цинка, погруженного
в 0,1 М раствор нитрата цинка, и металлического цинка, погруженного в
0,02М раствор нитрата свинца. Вычислить Э.Д.С. элемента, составить
схему ГЭ, написать уравнение электронных процессов.
8 Определите, при какой температуре должен кристаллизоваться
раствор, содержащий в 250г воды 54г глюкозы C6Hi2O6.
9
Указать, какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу:
NH4Cl, Fe2(SO4)3,NaNO3, BaS04. Для каждой из гидролизирующихся солей
написать уравнение гидролиза, указать реакцию водного раствора соли.
86
10
Вычислите: а) массовую долю вещества в %; б)молярную; в)
нормальную; г) моляльную концентрацию раствора H2SO4, полученного
растворением 18г кислоты в 282см3 воды, если его плотность 1,031 г/см .
11
Составить в молекулярной форме уравнение реакций, которые
выражаются следующими ионно - молекулярными уравнениями: NO2+H+=HNO3; Cu2+ +2OH- =Сu(ОН)2, Pb2++2J- =PbJ2.
12 Написать уравнения процессов, происходящих при электролизе
водного раствора сульфата натрия с инертным анодом.
13 К 100мл 0,5М водного раствора сахарозы C12H22O11 добавили 300мл
воды. Чему равно осмотическое давление полученного раствора при 25°С?
14 Укажите
вид
окислительно-восстановительной
реакции.
Расставьте
коэффициенты
(2
способа)
NaNO2+NaJ+H2SO4→NO+J2+Na2SO4+H2O.
15 Раствор содержащий 8г некоторого вещества в 100г диэтилового эфира
кипит при 36,86°С, тогда как чистый эфир кипит при 35,60 0 С.
Определить молекулярную массу растворенного вещества (Е=2,02).
16
Указать,
какие из перечисленных ниже солей подвергаются
гидролизу: ZnBr2, KNО3,KOCl,AgCl. Для каждой из гидролизирующихся
солей написать уравнения гидролиза, указать реакция водного раствора
соли.
17
Какой объём 0,1 М раствора НзРО4 приготовить из 75мл 0,75Н
раствора?.
18 Для каких из приведенных реакций одновременное повышение
температуры и понижения давления смещает равновесие влево? Н2(г) +
С12(г) ↔ 2HCl(г)+Q; 2CO(г)+O2(г)↔2CO2+Q; СО(г)+Н2О(г)↔СО2(г)+Н2(г)
+Q; N2(г)+O2(г)↔2NО(г) – Q.
19
Сколько граммов сульфита натрия потребуется для приготовления 5л
8% раствора (ρ=1,075 г/мл).
20 При наступлении равновесия реакции N2+3H2↔2NH3 концентрации
веществ имели следующие значения С(N2)=0,5моль/л, С(Н2)=1 моль/л,
С(NНз)=2моль/л. Рассчитать концентрации N2 и Н2.
21 Ток силой 2,5А, проходя через раствор электролита за 30 мин выделяет
из раствора 2,77г металла. Найти эквивалентную массу металла.
22
Во сколько раз изменится скорость реакции 2А+В↔А2В, если
концентрацию вещества А увеличить в 3 раза, а концентрацию вещества В
уменьшить в Зраза.
23 Укажите
вид
окислительно - восстановительной
реакции.
Расставьте
коэффициенты
(2способа).НNО2+КМпО4+Н2SО4→HNОз+МnSО4+К2SО4+Н2О.
24 Какие воздействия на систему 4НС1(г)+О2(г)↔2С12(г)+ 2Н2О(г), ∆Н=393 Кдж/моль приведут к смещению химического равновесия влево.
87
25-30 Осуществите следующие превращения:
Са →СаС2 →Са(ОН)2 →CaS03 →Ca(HS03)2 →CaS03
H2SO4 →SO2
S
FeS → Fe2(SO4)3 → FeSO4
Al(OH)3 → NaAlO2
Al
Na[Al(OH)4] → Al(OH)3 → Al2O3
AgN03 →Ag →Ag20 → [Ag(NH3)2]OH →Ag2S →AgN03.
Fe → FeCl2 →Fe(N03)2 → Fe203 → FeCl3 → Fe4[Fe(CN)6]3.
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1 - Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительновосстановительных систем
№
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Окисленн Восстановл
ая форма
енная
форма
+
Li
Li
+
K
K
Ba2+
Ba
2+
Ca
Ca
+
Na
Na
2+
Mg
Mg
3+
Al
Al
Mn2+
Mn
2SO3
S
2SO4
SO32NO3
NO2
H2O
H2
Zn2+
Zn
3+
Cr
Cr
2+
Fe
Fe
2+
Сd
Сd
2+
Со
Со
2+
Ni
Ni
2+
Sn
Sn
Pb2+
Pb
Уравнение реакции
В
Li+ + 1е  Li
K+ + 1е  K
Ba2+ + 2е  Ва
Ca2+ + 2е  Са
Na+ + 1е  Na
Mg2+ + 2е  Mg
Al3+ + 3е  Al
Mn2+ + 2е  Mn
SO32- + 4е + 3Н2О  S +6OH
SO42- +2e + Н2О  SO32- + 2OH
NO3 + e+ Н2О  NO2 + 2OH
H2O +2e  H2 +2OH
Zn2+ + 2e  Zn
Cr3+ +3e  Cr
Fe2+ + 2e  Fe
Сd2+ +2е Сd
Со2+ +2е Со
Ni2+ + 2e  Ni
Sn 2+ +2e  Sn
Pb2+ +2e  Pb
-3,05
-2,92
-2,90
-2,87
-2,71
-2,36
-1,66
-1,05
-0,90
-0,90
-0,85
-0,83
-0,76
-0,74
-0,44
-0,40
-0,28
-0,25
-0,14
-0,13
88
21
22
23
24
25
26
27
2H+
Нg2+
Cu2+
Ag+
NO3
Br2
O2
2H+ +2e  H2
Нg2+ + 2е Hg
Cu2+ +2e  Cu
Ag+ +1e  Ag
NO3 +e + 2H+  NO2 + Н2О
Br2 + 2e  2Br
O2 +4e +4 H+  2 H2O
H2
Нg
Cu
Ag
NO2
2BrH2O
0,00
0,85
0,34
0,80
0,81
1,07
1,23
Таблица 2 - Термодинамические характеристики некоторых веществ
Вещество
А1(к)
А12О3(к)
С(графит)
С(алмаз)
СО(г)
СО2(г)
СОС12(г)
СН4(г)
С2Н2(г)
С2Н4(г)
С2Н6 (г)
С6Н6(г)
С6Н6(ж)
СН3ОН(ж)
С2Н5ОН(ж)
С2Н5С1(г)
СS2(г)
Са(к)
СаО(к)
Са(ОН)2
СаСО3(к)
С12(г)
Сr(к)
Сr2О3(к)
Сu(к)
СuО(к)
F2(г)
Fе(к)
FеО(к)
Fе2О3(к)
ΔG0 кДж/моль
ΔН0 кДж/моль
0
-1580,0
0
2,85
-137,14
-394,4
-205,31
-50,79
209,2
68,11
-32,9
129,7
124,5
-166,23
-174,8
0
-1679,0
0
1,83
-110,5
-393,51
-219,5
-74,85
226,75
52,28
-84,68
82,93
49,0
-238,6
-277,7
-105,3
115,3
0
-635,5
-986,2
-1207,1
0
0
-1141
0
-165,0
0
0
-263,7
-822,16
65,06
0
-604,2
-898,5
-1128,8
0
0
-1058
0
-127,0
0
0
-244,3
-740,98
89
S
кДж/мольК
28,32
50,94
5,74
2,38
197,54
213,68
283,64
186,19
200,8
219,4
229,5
269,2
172,8
126,8
160,7
205,9
237,8
41,42
39,70
83,40
92,88
223,0
23,76
81,1
33,30
42,64
202,9
27,15
58,79
89,96
Н2 (г)
Н2О(ж)
Н2О(г)
Н2S(г)
НF(г)
НС1(г)
НВr(г)
НI(г)
Mg(к)
MgО(к)
MgСО3(к)
N2 (г)
NН3(г)
NН4ОН(ж)
NН4С1(к)
NО(г)
N2О(г)
NО2(г)
NaF(к)
NaС1(к)
NaВr(к)
NaI(к)
Ni(к)
NiО (к)
Ni(ОН)2(к)
О2(г)
О3(г)
РС13(г)
РС15(г)
Рb (к)
РbS (к)
РbО (к)
РbО2 (к)
S (к)
SО2 (г)
SО3 (г)
Sn (к)
Ti(к)
Zn (к)
ZnО (к)
Zn(ОН)2 (к)
ZnS (к)
ZnSО4 (к)
0
-237,2
-228,61
-33,01
-270,7
-95,27
-53,5
1,3
0
-569,4
-1029
0
-16,7
-254,2
-203,0
86,71
104,12
51,8
-543,5
-384,0
-347,7
-284,5
0
-211,7
-453,1
0
163,4
-286,3
-545,2
0
-92,7
-188,5
-219,0
0
-300,4
-370,4
0
0
0
-318,2
-554,4
-239,8
-870,7
0
-285,84
-241,82
-20,17
-268,61
-92,30
-35,98
25,94
0
-601,24
-1096
0
-46,19
-361,2
-314,4
90,37
82,01
33,50
-570,3
-410,9
-359,8
-287,9
0
-239,7
-539-8,0
0
142,3
-306,3
-592,0
0
-94,8
-217,9
-276,6
0
-296,9
-395,2
0
0
0
-349,0
-642,2
-201,0
-978,2
90
130,58
70,80
188,7
205,6
173,51
186,7
198,5
206,3
32,55
26,94
65,69
191,5
192,5
165,4
94,6
210,62
219,83
240,45
51,3
72,33
83,7
91,2
29,86
38,0
79,5
205,04
238,8
311,71
324,6
64,9
91,2
69,45
76,44
31,88
248,1
256,23
51,55
30,6
41,59
43,5
84,9
57,7
124,6
Список использованных источников
Основная литература
-Глинка, Н. Л.
Общая химия [Текст] : учеб. пособие для вузов / Н. Л.
Глинка; под ред. А. И. Ермакова.- 30-е изд., испр. - М. : Интеграл-Пресс,
2007. - 728 с. - Библиогр.: с. 704-705. - Предм. указ.: с. 706-727. - ISBN 589602-017-1.
-Хомченко, И. Г.
Общая химия [Текст] : учебник / И. Г. Хомченко . М. : Новая Волна : ОНИКС, 2001. - 464 с - ISBN 5-7864-0113-8. - ISBN 5249-00289-7.
-Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов
[Текст] : учеб. для вузов / Ю. А. Ершов, В. А. Попков, А. С. Берлянд ; под
ред. Ю. А. Ершова.- 2-е изд., испр. и доп. - М. : Высш. шк., 2000. - 560 с. : ил
- ISBN 5-06-003626-Х.
Дополнительная литература
-Химия [Текст] : большой энцикл. словарь / гл. ред. И. Л. Кнунянц.- 2-е
изд. - М. : Большая Рос. энциклопедия, 1998. - 792 с. - (Большие
энциклопедические словари)
-Неорганическая химия [Текст] : в 3 т.: учебник / под ред. Ю. Д.
Третьякова . - М. : Академия, 2004. - (Высшее профессиональное
образование).. - ISBN 5-7695-1437-Х
Т. 2 : Химия непереходных элементов. - , 2004. - 367 с. : ил. - ISBN 57695-1436-1.
-Князев, Д. А.
Неорганическая химия [Текст] : учебник для вузов / Д.
А. Князев, С. Н. Смарыгин .- 3-е изд., испр. - М. : Дрофа, 2005. - 591 с. : ил..
- Библиогр.: с. 582. - Предм. указ.: с. 583. - ISBN 5-7107-9162-8.
-Химия Дибров, И. А. Неорганическая химия [Текст] : учеб. для вузов
/ И. А. Дибров . - СПб. : Лань, 2001. - 432 с. : ил. - ISBN 5-8114-0325-9.
Интернет-ресурсы
 Название сайта: Book.ru Режим доступа http://books4study.biz/c16
 Название сайта: ХиМиК; Режим доступа http://www.xumuk.ru/
91