Лабораторная работа - Учебный портал Российского

О. В. Ковальчукова, С. Б. Страшнова
ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ
по курсу
"ХИМИЯ"
Для студентов I курса инженерного факультета
направлений ИСБ-1,ИАБ-1, ИМБ-1, ИДБ-1
Москва
Издательство Российского университета дружбы народов
2003
СОДЕРЖАНИЕ
3
Рекомендации по выполнению лабораторных работ ................................... 5
Семинар 1
Основные понятия и законы химии. .............................................................. 7
Лабораторная работа 1
Определение теплового эффекта реакции нейтрализации .......................... 8
Лабораторная работа 2
Определение молярной массы эквивалента металла ................................. 12
Лабораторная работа 3
Скорость химической реакции. Химическое равновесие ......................... 17
Лабораторная работа 4
Катализ ........................................................................................................... 23
Лабораторная работа 5
Окислительно-восстановительные реакции ................................................ 26
Лабораторная работа 6
Приготовление раствора кислоты заданной концентрации....................... 32
Лабораторная работа 7
Стандартизация раствора соляной кислоты ................................................ 35
Лабораторная работа 8
Определение гидрокарбонатной жесткости воды ...................................... 39
Лабораторная работа 9
Определение общей жесткости воды .......................................................... 42
Лабораторная работа 10
Электролитическая диссоциация ................................................................. 44
Лабораторная работа 11
Водородный показатель. Гидролиз солей ................................................... 49
Лабораторная работа 12
Общие свойства металлов ............................................................................ 55
Семинар 2
Гальванические элементы ............................................................................ 61
Лабораторная работа 13
Коррозия металлов ........................................................................................ 62
Лабораторная работа 14
Электролиз раствора сульфата меди ........................................................... 65
Лабораторная работа 15
Коллоидные растворы .................................................................................. 70
Лабораторная работа 16
Cвойства полимеров ..................................................................................... 73
4
Рекомендации по выполнению лабораторных работ
1. Подготовка к работе
Подготовка к выполнению лабораторной работы
начинается дома:
а)
внимательно
изучите
теоретические
основы
лабораторной работы;
б) ознакомьтесь с предстоящей работой по ее описанию и
составьте план эксперимента;
в) составьте уравнения реакций, которые вы будете
проводить, в случае затруднения обратитесь к учебнику;
г) перепишите в свою рабочую тетрадь - лабораторный
журнал - форму лабораторного отчета, заполнив те его разделы,
которые могут быть заполнены до выполнения эксперимента;
д) письменно ответьте на контрольные вопросы,
помещенные после описания лабораторной работы.
В идеале вы должны подготовиться так, чтобы выполнять
эксперимент, руководствуясь только своими записями и не
обращаясь в лаборатории к данному пособию.
2.В лаборатории
При условии добросовестного выполнения требований
раздела 1 эксперимент займет у Вас минимум времени.
Эффективность работы еще больше возрастет, если Вы будете
соблюдать следующие простые правила:
а) соблюдайте чистоту и порядок на своем рабочем месте;
б) не загромождайте рабочее место посторонними
предметами; не приходите в лабораторию в верхней одежде;
в) перед началом работы проверьте по списку,
приведенному в описании работы, наличие на вашем рабочем
месте необходимого оборудования и реактивов, убедитесь в
чистоте химической посуды, при необходимости вымойте ее;
г) взяв с полки реактив и отобрав нужное количество,
поставьте склянку на место, никогда не выливайте излишки
реактива обратно в склянку;
5
д) сухие реактивы берите только специальными ложечками
и кладите в чистые, сухие пробирки;
е) не проводите опыты, не указанные в лабораторной
работе - это может привести к несчастному случаю;
ж) внимательно изучите правила техники безопасности при
работе в химической лаборатории и неукоснительно их
соблюдайте.
3. Правила техники безопасности
Во избежание несчастных случаев необходимо:
1) все опыты с ядовитыми, неприятно пахнущими
веществами, а также упаривание кислот и кислых растворов
проводить в вытяжном шкафу; при разбавлении кислот лить
маленькими порциями кислоту в воду, а не наоборот;
2) опыты с легковоспламеняющимися веществами
проводить вдали от огня;
3) при нагревании растворов в пробирках пользоваться
держателем и всегда держать пробирку так, чтобы ее отверстие
было направлено в сторону от работающих;
4) не наклонять лицо над нагреваемой жидкостью или
сплавляемыми веществами;
5) нюхать любые вещества нужно с осторожностью,
направляя к себе пары или газы легким движением руки;
6) со всеми веществами в лаборатории обращаться как с
ядовитыми: не пробовать на вкус, не трогать руками; после работы
тщательно вымыть руки;
7) при работе с солями некоторых металлов (по указанию
преподавателя) производить слив реактивов в специальную тару
под тягой.
6
Семинар 1
Основные понятия и законы химии.
Типовые задачи
1. Найдите массу 2 1023 молекул оксида углерода (IV).
2. Сколько молекул водорода содержится в 56 л его при
нормальных условиях?
3. Какой объем занимают при нормальных условиях 1,5 1023
молекул хлороводорода?
4. При 170С и давлении 104 кПа (780 мм рт.ст.) масса 624 мл
газа составляет 1,56 г. Вычислить молярную массу газа.
5. Масса колбы вместимостью 750 мл, наполненной при
270С кислородом, равна 83,3 г. Масса пустой колбы
составляет 82,1 г. Определить давление кислорода в
колбе.
6. В стальном баллоне вместимостью 6 л находится
кислород. Температура его составляет 00С, а давление –
30,4 МПа. Какой объем кислорода можно получить из
этого баллона при нормальных условиях?
7. Газометр вместимостью 20 л наполнен газом, плотность
которого по воздуху составляет 0,40, температура – 170С,
а давление – 103,3 кПа (774,8 мм рт.ст.). Вычислить массу
газа в газометре.
8. Какой объем водорода при температуре 170С и давлении
102,4 кПа выделится при растворении 1,5 кг цинка в
соляной кислоте?
9. Какая масса природного известняка, содержащего 90% по
массе карбоната кальция, потребуется для получения 7 т
негашеной извести (оксида кальция)?
10. Найти молекулярную формулу вещества, содержащего
93,75% по массе углерода и 6,25% по массе водорода,
если плотность этого вещества по воздуху равна 4,41.
7
11. Найти молекулярную формулу масляной кислоты,
содержащей (по массе) 54,5% углерода, 36,4% кислорода,
а остальное – водород, если плотность ее паров по
водороду равна 44.
12. Вещество содержит (по массе) 26,53% калия, 35,37%
хрома и 38,10% кислорода. Найти его простейшую
формулу.
Лабораторная работа 1
Определение
нейтрализации
теплового
эффекта
реакции
Теоретические основы. Совокупность тел, выделенная из
пространства, называется системой. Если в ней возможен массо- и
теплообмен, то такая система называется термодинамической.
Химическая система, в которой возможно протекание реакции,
представляет собой частный случай термодинамической системы.
Состояние системы определяется совокупностью ее
свойств и характеризуется термодинамическими параметрами, к
числу которых относятся температура, давление, объем. Одной их
основных фундаментальных функций состояния является полная
энергия, Е, представляющая собой сумму трех составляющих:
кинетической энергии движущейся системы (К), потенциальной
энергии, обусловленной воздействием на систему внешних
силовых полей (П) и внутренней энергии системы (U). При
термодинамическом описании предполагают, что система
находится в относительном покое (К=0) и воздействие внешних
полей пренебрежимо мало (П=0). В этом случае полная энергия
системы определяется запасом ее внутренней системы (Е=U). В
соответствии с законом сохранения энергии, выражающим первое
начало термодинамики, общий запас внутренней энергии
8
остается постоянным, если отсутствует тепловой обмен с
окружающей средой.
Сообщенное системе тепло расходуется на приращение
внутренней энергии и на совершение работы против внешних сил
(работа по расширению или сжатию системы). Химические
реакции чаще всего проходят в условиях постоянного давления (в
изобарных условиях), Р=Const. Работа расширения (сжатия) в
этом случае может быть записана в виде: А = РV. Прирост или
потеря тепла системой в изобарных условиях носит название
“изменение энтальпии системы”:
Н = H(конечных продуктов) - H(начальных продуктов) = U + РV.
В том случае, если все конечные продукты и начальные
реагенты находятся в стандартных условиях (Р = 760 мм рт. ст.
или 101,3 кПа, Т=298,15 К или 250С, концентрации растворенных
веществ С=1моль/л), изменение энтальпии обозначают символом
Н0 и называют стандартной энтальпией процесса.
Химические реакции сопровождаются выделением или
поглощением теплоты. Реакции, в которых теплота выделяется,
называются экзотермическими, а реакции, сопровождающиеся
поглощением тепла, - эндотермическими. Уравнение химической
реакции, включающее величину теплового эффекта (энтальпии),
называется термохимическим уравнением. При этом выделяемая
теплота записывается со знаком “ + ”, а поглощаемая - со знаком “
- ”. Выделение теплоты системой означает, что энергия конечных
продуктов меньше, чем энергия исходных веществ, т.е.
Н = H(конечных продуктов) - H(начальных продуктов) < 0
Поглощение теплоты системой означает, что энергия конечных
продуктов больше, чем энергия исходных веществ:
Н = H(конечных продуктов) - H(начальных продуктов) > 0
Условия экзотермической реакции: Q > 0; Н < 0.
Условия эндотермической реакции: Q < 0; Н > 0.
Например,
2H2 (г) + O2 (г) = 2Н2О (ж) + 571,6 кДж
или
2H2 (г) + O2 (г) = 2Н2О (ж) ;  Q = - 571,6/2 = 259,8 кДж
9
Теплотой образования соединения называется количество
выделяемой или поглощаемой теплоты при образовании 1 моля
соединения из простых веществ.
Вычисление теплоты реакции по теплотам образования
участвующих в ней веществ проводится на основании закона
Гесса: тепловой эффект химической реакции зависит только от
состояния исходных и полученных веществ и не зависит от того,
через какие стадии проходит реакция. Тепловой эффект процесса
равен сумме тепловых эффектов отдельных стадий процесса.
Из закона Гесса следует, что теплота реакции равна
разности между суммами стандартных теплот образования
конечных продуктов и исходных веществ с учетом
стехиометрических
коэффициентов. Теплоты образования
простых веществ принимаются равными нулю.
Цель работы. Экспериментальное определение теплового
эффекта реакции нейтрализации.
Порядок работы.
Опыты по определению тепловых эффектов химических
реакций проводятся в специальных приборах, называемых
калориметрами. Простейший калориметр состоит из двух
стаканов,
вставленных
один
в
другой
и
имеющих
теплоизоляционную прокладку для уменьшения теплообмена со
внешней средой. Сверху прибор закрывается крышкой с тремя
отверстиями для химической воронки, мешалки и термометра.
1. Взвесьте на технохимических весах калориметрический
стакан. Массу стакана ( m1) запишите в тетрадь.
2. Отмерьте цилиндром 75 мл 1М раствора серной кислоты
и налейте ее в калориметрический стакан. Измерьте термометром
температуру раствора кислоты ( tk ).
3. Отмерьте цилиндром 75 мл 1М раствора гидроксида
натрия и вылейте его в стеклянный стакан. Измерьте термометром
температуру раствора щелочи ( tщ ).
10
4. Соберите как показано на рисунке калориметрический
прибор и через воронку быстро при постоянном перемешивании
влейте раствор щелoчи в раствор серной кислоты.
5. По термометру отметьте самое высокое значение
температуры в реакционном стакане ( t2 ).
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Уравнение реакции нейтрализации.
4. Экспериментальные данные:
а) масса калориметрического стакана m1 = ......
б) температура раствора кислоты
tк = .....
в) температура раствора щелочи
tщ = .....
г) самая высокая конечная температура t2 = ......
5. Расчеты:
а) исходная температура раствора в калориметре (t1)
t1 = ( tк + t щ ) / 2 = …
б) масса раствора в калориметре (m2)
m2 = 75 ( k + щ )
где k и щ - плотности 1,00 М растворов H2SO4 и NaOH
в) количество теплоты, выделившейся в процессе
реакции:
q = ( t2 - t1 )  (c1m1 + c2m2) = ...
где с1 -удельная теплоемкость алюминия с1 = 0,88 Дж/г град
с2 - удельная теплоемкость раствора с2 = 4,18 Дж/г град
г) экспериментальное значение (Qнейтр)
Qнейтр.= 1000q / 75
д) относительная ошибка эксперимента
57,22 - Qнейтр
K=
 100%
57,22
6. Выводы.
11
Типовые задачи
При растворении 7,02 г алюминия в соляной кислоте
выделилось 21,1 кДж теплоты. Определить тепловой эффект
реакции (кДж/моль).
При соединении 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж
теплоты. Рассчитать теплоту образования сульфида железа.
Исходя из теплот образования оксидов кальция и фосфора,
равных Но(СаО)= – 635,5 кДж/моль и Но(Р2О5) = – 1492
кДж/моль, а также теплового эффекта реакции
3СаО + Р2О5 = Са3(РО4)2, Но = – 739 кДж,
определить теплоту образования ортофосфата кальция.
Вычислите тепловой эффект реакции PCl3 +Cl2 = PCl5 , если
известны теплоты образования PCl3 и PСl5 , которые равны -317,6
и -454,8 кДж/моль соответственно.
Лабораторная работа 2
Определение молярной массы эквивалента металла
Теоретические основы. Согласно закону эквивалентов,
вещества
реагируют друг с другом в количествах,
пропорциональных их эквивалентам.
Фактор эквивалентности (химический эквивалент), fЭ
- это количество вещества (моль), которое реагирует с 1 молем
атомов водорода или замещает это количество в химических
соединениях.
Молярная масса эквивалента, МЭ - это масса одного
эквивалента вещества (г/моль).
МЭ = fЭ М (М - молярная масса вещества)
12
Вычисление молярных масс эквивалентов проводятся с
использованием следующих формул:
а) для простых веществ и элементов в соединениях
МЭ = М / В (В - валентность элемента)
б) для кислот или оснований МЭ = М / n (n - основность
кислоты или кислотность основания, т.е. число ионов Н+ или ОН-)
в) для оксидов и солей
МЭ = М / p q ( p - число атомов
металла; q - валентность металла)
Число эквивалентов вещества n = m / MЭ .
Для веществ, находящихся в газообразном состоянии
n = V0 / VЭ0 (V0 - объем газа при н.у.)
VЭ0 - молярный объем эквивалента газа - объем,
занимаемый одним эквивалентом газа при нормальных условиях.
Способы записи закона эквивалентов:
n1= n2 ; M1 / MЭ 1 = М2 / MЭ 2 ; V01 / VЭ01 = V02 / VЭ02
Цель работы. Экспериментально определить объем
водорода, выделившегося в процессе реакции магния с соляной
кислотой. Зная эквивалентный объем водорода, вычислить
молярную массу эквивалента магния, используя закон
эквивалентов.
Порядок работы.
1. Опыты по определению объемов газов, выделяющихся в
процессе реакции, проводятся в специальных приборах,
называемых эвдиометрами. Стандартный эвдиометр состоит из
двух соединенных резиновым шлангом трубок, одна из которых
градуирована (бюретка) и соединена посредством резиновой
пробки и шланга с пробиркой. Неградуированная трубка
называется уравнительным сосудом. Выделяющийся водород из
склянки Оствальда (или пробирки) поступает в верхнюю часть
градуированного сосуда и вытесняет из него воду. Разность
уровней воды в градуированном сосуде до и после реакции равна
объему выделившегося водорода. Открытый неградуированный
сосуд называется уравнительным.
13
2. Проверьте герметичность прибора: присоединив
пробирку к эвдиометру, опустите уравнительный сосуд на 20-25
см ниже его первоначального положения; если прибор
герметичен, уровень воды в градуированном сосуде, несколько
понизившись в начальный момент, в дальнейшем остается
постоянным.
3. Отсоединив пробирку, установите уравнительный сосуд
так, чтобы уровень воды в градуированном сосуде совпал с
верхней меткой шкалы - V1 (уровень отсчитывается по нижнему
мениску жидкости).
4. Взвесьте на технохимических весах 0.12-0.15 г
магниевой стружки (m) и заверните металл в бумагу, на которой
проводилось взвешивание, таким образом, чтобы получившийся
сверток мог свободно перемещаться в пробирке и был открыт с
одного конца для обеспечения доступа кислоты к магнию.
5. Отмерьте мерным цилиндром 10 мл соляной кислоты и
залейте ее в пробирку.
6. Держа пробирку наклонно, поместите в верхнюю часть
ее сверток с магнием и присоедините к эвдиометру.
7. Стряхните сверток с магнием в кислоту. В процессе
химической реакции следите за тем, чтобы весь магний
прореагировал с соляной кислотой.
8. После окончания реакции охладите пробирку до
комнатной температуры.
9. Опустите уравнительный сосуд до приведения воды в
нем к одному уровню с водой в градуированном сосуде. Снимите
показание уровня воды - V2.
10. Запишите температуру ( t ) и давление ( Р ) в
лаборатории. По таблице зависимости давления пара от
температуры (приложение 1) определите давление насыщенного
водяного пара ( h ).
11. Проведите расчет молярной массы эквивалента магния.
Имейте в виду, что измеренный при давлении Р и температуре t
объем выделившегося водорода (V2 - V1 ) не может быть
непосредственно применен к расчетам молярной массы
14
эквивалента металла. Необходимые расчетные формулы
приводятся в форме лабораторного отчета.
12. Рассчитайте по формуле теоретическое значение
молярной массы эквивалента магния.
13. Рассчитайте абсолютную ( А ) и относительную ( К )
ошибки опыта.
14. Сделайте выводы о точности Ваших измерений и
возможных причинах ошибки.
15. Составьте лабораторный отчет по прилагаемой форме.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Уравнение реакции.
4. Экспериментальные данные:
а) масса металла m = ......
б) уровень воды в бюретке до реакции V1 = .....
в) уровень воды в бюретке после реакции V2 = .....
г) объем выделившегося водорода V = V1 - V2 = .....
д) температура воздуха в лаборатории t = .....
е) атмосферное давление Р = .....
ж) давление насыщенного водяного пара h = .....
5. Расчеты:
а) объем выделившегося водорода, приведенный к н.у. :
Vo =
V  ( P  h )  273
= .......
760  ( 273  t )
б) молярная масса эквивалента металла
МЭ (эксп.) =
m 11200
= ......
Vo
в) теоретическое значение молярной массы эквивалента
магния:
МЭ (теор.) = М (Mg) / B = .....
г) абсолютная ошибка эксперимента
А = МЭ (теор.) - МЭ (эксп.)
15
д) относительная ошибка эксперимента
K=
А
100%
М
Э(т е ор)
6. Выводы
.
Типовые задачи
1. Оксид металла содержит 10,00 г данного металла и 8,88 г
кислорода. Определить молярную массу эквивалента металла.
2. Гидрид металла содержит 2,02 г водорода и 13,88 г металла.
Определить молярную массу эквивалента металла.
3. При сгорании 53,96 г металла образуется 101,96 г оксида
металла. Определить молярную массу эквивалента металла.
4. 72 г гидрида металла содержат 3,03 г водорода. Определить
молярную массу эквивалента металла.
5. 4,80 г кальция и 7,85 г цинка вытесняют из кислоты
одинаковые количества водорода. Вычислить молярную массу
эквивалента цинка, если молярная масса эквивалента кальция
равна 20,0 г/моль.
6. Определить молярные массы эквивалентов металла и серы,
если 4,86 г металла образуют 5,22 г оксида и 5,58 г сульфида.
7. 4,00 г некоторого металла соединяются с 35,56 г брома и с 7,12
г серы. Определить молярные массы эквивалентов металла и
брома, если молярная масса эквивалента серы равна 16,0
г/моль.
8. При взаимодействии 0,595 г некоторого вещества с 0,275 г
хлороводорода получено 0,440 г соли. Определить молярные
массы эквивалентов вещества и образовавшейся соли.
9. 0,752 г алюминия при взаимодействии с кислотой вытеснили
0,936 л водорода, измеренного при нормальных условиях.
Определить эквивалентный объем водорода, если молярная
масса эквивалента алюминия равна 8,99 г/моль.
16
10. На восстановление 11,75 г оксида металла потребовалось 2800
мл водорода, измеренного при нормальных условиях.
Определить молярные массы эквивалентов оксида и металла.
11. Некоторое количество металла, молярная масса эквивалента
которого равна 27,9 г/моль, вытесняет из кислоты 700 мл
водорода, измеренного при нормальных условиях. Определить
массу металла.
Лабораторная работа 3
Скорость
равновесие
химической
реакции.
Химическое
Теоретические основы. Скорость химической реакции
можно рассматривать как изменение количеств реагирующих или
образующихся в процессе реакции веществ за единицу времени.
Если реакция проходит при постоянном объеме, то ее скорость
можно описать как изменение молярных концентраций веществ в
единицу времени.
v=
C M
n
=


Скорость химической реакции зависит от различных
факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации,
степени измельчения (для гетерогенных реакций), температуры
реакционной смеси, присутствия катализаторов.
Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ.
Скорость химической реакции
пропорциональна концентрациям реагирующих веществ (закон
действия масс). Для простой одностадийной реакции
аА+bB  сС
v = k C aA C bB ,
где k - константа скорости реакции, определяющая
скорость реакции при концентрациях реагирующих веществ,
17
равных 1 моль/л. Константа скорости зависит от природы
реагирующих веществ и от температуры.
СА, СВ - концентрации газообразных или растворенных
веществ (концентрации твердых и жидких реагентов - постоянные
величины, их значения включаются в величину константы
скорости реакции и отдельно не записываются).
Зависимость скорости реакции от температуры. При
увеличении температуры на 10 скорость реакции увеличивается в
2-4 раза (правило Вант Гоффа).
t 2  t1
10
v2 = v1 
,
где v2 и v1 - скорости реакций при температурах t2 и t1;
 - температурный коэффициент скорости, определяет
изменение скорости реакции при изменении температуры на 10.
Химическое равновесие. Если химическая реакция может
протекать только в одном направлении, то она называется
необратимой. Реакции, протекающие одновременно в двух
направлениях, обратимы. С течением времени скорость прямой
реакции (v  ) уменьшается, а скорость обратной реакции (v  )
увеличивается до тех пор, пока они не становятся равными. В
системе устанавливается химическое равновесие. Условие
химического равновесия: v  = v  .
Состояние
химического
равновесия
описывается
константой равновесия, К.
Для обратимой химической
реакции
aA+bB 
 cC+dD
K=
CCc CDd
,
C Aa CBb
где CA, CB, CC, CD - концентрации газообразных или
растворенных веществ.
18
Состояние химического равновесия - динамическое. Его
можно смещать. Смещение химического равновесия подчиняется
принципу Ле Шателье (принципу противодействия): еcли на
систему, находящуюся в состоянии химического равновесия,
оказывается внешнее воздействие (изменяются температура,
давление, концентрация одного из исходных веществ или
продуктов реакции), то положение равновесия смещается в ту
сторону, которая ослабляет внешнее воздействие.
Увеличение температуры вызывает смещение равновесия в
сторону протекания эндотермической реакции (H>0), а
уменьшение температуры - в сторону экзотермической реакции
(H<0).
Увеличение давления в системе вызывает смещение
равновесия в сторону меньшего количества газообразных веществ,
а уменьшение давления - в сторону большего количества
газообразных веществ.
Увеличение концентрации одного из исходных веществ
вызывает смещение равновесия реакции вправо (в сторону его
расходования, то есть в сторону образования продуктов реакции),
а увеличение концентрации одного из продуктов реакции - влево.
Цель работы. Экспериментальное подтверждение закона
действия масс (установление зависимости скорости реакции от
концентрации реагирующих веществ) и закона Вант Гоффа
(определение величины температурного коэффициента скорости
реакции).
Порядок работы.
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ.
В качестве экспериментальной реакции берется реакция
взаимодействия тиосульфата натрия Na2S2O3 c cерной кислотой:
Na2S2O3 +H2SO4 = Na2SO4 + S + H2O + SO2
19
В процессе реакции сначала образуется коллоидный
раствор серы, с течением времени наблюдается опалесценция, а
затем и полное помутнение реакционной смеси. Временем, за
которое протекает реакция, принимаем время, проходящее от
момента сливания двух растворов до заметного помутнения смеси.
1. В три пронумерованных химических стакана налейте из
бюретки 0,1М раствор тиосульфата натрия: в первый - 10 мл, во
второй - 20 мл и в третий - 30 мл. Затем в первый и во второй
стаканы долейте дистиллированной воды - 20 и 10 мл
соответственно, так чтобы объем в каждом стакане составил 30
мл. (Таким образом, условная концентрация в стаканах составит:
№1 - С, в №2 - 2С, в №3 - 3С).
2. В стакан №1 добавьте одной порцией 10 мл серной
кислоты из цилиндра, перемешайте стеклянной палочкой и
включите секундомер. Определите время в секундах от момента
слияния растворов до помутнения раствора. Результаты занесите в
таблицу.
3. Повторите опыты с растворами в стаканах №2 и №3.
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры.
1. Для выполнения опыта возьмите две пробирки и
широкий стакан. Налейте в стакан на одну треть воды комнатной
температуры.
2. Налейте в одну пробирку 2 мл 0,1М раствора
тиосульфата натрия, а в другую - 2 мл 0,1М раствора серной
кислоты.
3. Поместите обе пробирки в стакан с водой, измерьте
термометром температуру воды с стакане.
4. Слейте растворы в одну пробирку, одновременно
включив
секундомер.
Аналогично предыдущему опыту
определите время реакции.
5. Добавьте в стакан горячей воды, чтобы повысить
температуру реакционной смеси на 10о. Снова повторите
эксперимент, предварительно подержав пробирки в стакане с
водой 3 - 5 мин.
20
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. К опыту 1. Экспериментальные данные занесите в таблицу:
№
Объем
Объем
Объем
Время
Относит.
стакана Na2S2O3
воды
H2SO4
реакции
скорость
V1 (мл)
V2 (мл)
V3 (мл)
t (сек)
1/t
1
2
3
Расчеты и задания:
а) Рассчитайте условную скорость протекания реакции для
каждого опыта по формуле:
Vусл = 1/ t, где t - время реакции в секундах.
б) Постройте график зависимости скорости реакции от
концентрации реагирующих веществ, где на оси абсцисс отложите
условную концентрацию раствора, а на оси ординат - условную
скорость реакции.
в) Проанализируйте график и сделайте вывод о
зависимости скорости реакции от концентрации одного из
реагентов.
4. К опыту 2. Экспериментальные данные занесите в таблицу:
№
п/п
Объем (мл)
Na2S2O3
H2SO4
Температура,
0
С
Время
реакции
t, cек
Относит.
скорость
1/t
1
2
21
Расчеты и задания:
Вычислите по правилу Вант Гоффа температурный
коэффициент скорости реакции .
Типовые задачи
1. Напишите математическое выражение для скоростей
следующих реакций: а) N2 + O2 
б) С + О2 
в) FeO + H2 
2. Напишите выражение константы равновесия химической
реакции: 2А + В 
 3С + 2D.
3. Найти значение константы скорости реакции А + В 
АВ, если при концентрациях веществ А и В, равных
соответственно 0,05 и 0,01 моль/л, скорость реакции равна 5,010-5
моль / лмин ?
4. Как изменится скорость реакции 2СО + О2  2СО2, если
повысить концентрацию СО в 3 раза, а концентрацию О2 – в 2 раза
?
5. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В 
А2В, если концентрацию вещества А увеличить в 3 раза, а
концентрацию вещества В уменьшить в 3 раза ?
6. Как изменится скорость реакции 2NO + O2  2NO2, если
уменьшить давление в системе в 3 раза ?
7. Во сколько раз в системе 2А2 + В2  2А2В надо
увеличить концентрацию вещества В2, чтобы при уменьшении
концентрации вещества А2 в 4 раза скорость прямой реакции не
изменилась ?
8. Во сколько раз возрастет скорость реакции при
повышении температуры от 10 до 500С, если температурный
коэффициент ее скорости равен 2 ?
22
9. При повышении температуры от 20 до 500С скорость
некоторой реакции возросла в 27 раз. Найти температурный
коэффициент скорости данной реакции.
10. При 1500С некоторая химическая реакция
заканчивается за 16 мин. За какое время эта реакция закончится
при 1800С, если температурный коэффициент ее скорости равен 2?
11. При 1500С некоторая реакция заканчивается за 16 мин.
Принимая температурный коэффициент скорости данной реакции
равным 2, рассчитать, через какое время она закончится при
1700С.
12. В каком направлении сместится равновесие в системе
Н2О + СО 
 СО2 + Н2 при добавлении паров воды ?
13. В каком направлении сместится равновесие в системе
Ag+ + Cl- 
 AgCl при добавлении хлорида натрия ?
14. В каком направлении сместится равновесие в системе
0
2СО (г) + О2(г) 
а) при повышении
 2СО2, Н = – 566 кДж
давления; б) при понижении температуры?
Лабораторная работа 4
Катализ
Теоретические основы. Процесс изменения скорости
химической реакции за счет введения в реакционную систему
веществ, не участвующих в конечном итоге в данной реакции,
называется
катализом.
Различают
положительный
и
отрицательный катализ, то есть ускоряющий или замедляющий
скорость данной реакции. Катализаторами называют вещества,
увеличивающие скорость реакции и остающиеся после реакции в
неизменном виде. Вещества, замедляющие скорость реакции
называются
ингибиторами.
Различают
гомогенный
и
гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа
реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе.
23
Примером может служить окисление газообразного оксида серы
(IV) до оксида серы (VI) с участием катализатора - оксида азота
(IV) - тоже газа. Явление гомогенного катализа объясняется
теорией образования промежуточных соединений, согласно
которой в присутствии катализатора реакция протекает с его
участием в несколько стадий. Схематично это может быть
выражено так: А + В = АВ (реакция без катализатора идет
медленно).
В присутствии катализатора К :
1-ая стадия А + К = АК (быстро, АК - промежуточное
соединение)
2-ая стадия АК + В = АВ + К (катализатор К после
реакции остается в химически неизменном виде).
В гетерогенном катализе реагирующие вещества и
катализатор находятся в различных фазах (как правило,
катализатором является твердое вещество, на поверхности
которого происходит ускорение реакции. Примером может
служить реакция окисления оксида серы (IV) кислородом на
поверхности платины.
Реакции, в которых один из продуктов является
катализатором
данного
процесса,
называются
автокаталитическими.
Главной причиной ускоряющего действия катализаторов
является снижение энергии активации, необходимой для
протекания реакции.
Цель работы. Установление зависимости
химической реакции от наличия катализатора.
скорости
Порядок работы.
Опыт 1. Каталитическое разложение пероксида водорода.
В две пробирки налить по 1 мл 3% -ого раствора пероксида
водорода Н2О2. В одну пробирку добавить на кончике шпателя
порошок оксида свинца (IV), в другую - оксид марганца (IV). По
24
интенсивности выделения газа сравнить каталитическое действие
обоих оксидов.
Опыт 2. Каталитическое действие нитрат аниона.
Налейте в пробирку 0,5 мл раствора перманганата калия
КMnO4 и 10 мл 2N раствора серной кислоты. Перемешайте
стеклянной палочкой и разлейте на две пробирки. В одну из них
насыпьте немного нитрата калия и перемешайте еще раз для
лучшего растворения соли. Затем опустите в обе пробирки по
грануле металлического цинка. Отметьте пробирку, в которой
реакция протекает быстрее.
Опыт 3. Автокатализ.
1.В коническую колбу налейте из бюретки 5 мл 2N
раствора щавелевой кислоты, H2C2O4 а затем - 5 мл 2N раствора
серной кислоты и перемешайте их.
2. В реакционную смесь из бюретки добавьте 0,5 мл
раствора перманганата калия и одновременно включите
секундомер. Отметьте время, потребовавшееся для исчезновения
окраски раствора.
3. Добавьте в ту же колбу еще 0,5 мл перманганата калия и
снова измерьте время до момента исчезновения окраски раствора.
4. Повторите еще три раза.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. К опытам 1 и 2: составьте уравнения реакции, сделайте
вывод в каждом опыте о влиянии катализаторов на скорость
химических реакции.
4. К опыту 3:
а) Заполните таблицу:
25
№
опыта
Объем
(мл)
Н2С2О4
Объем
(мл)
Н2SО4
Объем
(мл)
KMnО4
Начальная
конц. ионов
Mn2+
Время
реакции
(сек)
б) Постройте график зависимости времени течения
реакции
2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 +10CO2 + 8H2O
от концентрации ионов Mn2+, образующихся в процессе реакции и
являющихся катализатором данной реакции.
в) Сделайте вывод о скорости течения автокаталитических
реакций.
Контрольные вопросы.
1. Приведите примеры гомогенного и гетерогенного
катализа.
2. Каково влияние катализаторов на энергию активации?
3. От каких факторов зависит скорость гомогенной автокаталитической реакции? гетерогенной?
Лабораторная работа 5
Окислительно-восстановительные реакции
Теоретические
основы.
Окислительновосстановительными
называются реакции, при которых
происходит переход электронов от одних частиц (атомов, молекул
или ионов) к другим, в результате чего изменяется степень
окисления данных частиц. Процесс отдачи электронов называется
окислением; вещество, атомы которого
отдают электроны,
называется восстановителем. Восстановительными свойствами
обладают, как правило, молекулы водорода, атомы металлов в
26
свободном состоянии, а также ионы, в которых элемент находится
в низшей степени окисления или степень окисления которого
может возрасти. В лаборатории в качестве восстановителей
обычно применяют H2 , KI, H2S, HNO2 .
Процесс
присоединения
электронов
называется
восстановлением, а восстанавливающая частица - окислителем.
Окислителями часто являются молекулы и ионы, содержащие
элемент в высшей степени окисления, например: MnO4  ,
Cr2O72  , Ni 3+ и т.д.
Окислительно-восстановительные
свойства
вещества
определяют по их окислительной способности, числено
выражаемый через редокс- потенциал . Реальный потенциал
рассчитывается по уравнению Нернста:
 = 0+
0.059
lg(Cок / C восст) ,
n
где 0 - стандартный электродный потенциал данного процесса,
n- количество принятых электронов, Cок и C восст - концентрации
окисленной и восстановленной форм соответственно.
Чем больше значение , тем сильнее окислительные
свойства окисленной формы данного соединения.
Все окислительно-восстановительные реакции можно
разделить на три группы:
1).
Реакции
межмолекулярного
окислениявосстановления - это реакции в которых обмен электронами
происходит между атомами, находящимися в различных
молекулах:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu .
2). Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления - в таких реакциях окислитель и восстановитель находятся в
одном и том же веществе:
2КClO3 = 2KCl + 3O2.
3). Реакции диспропорционирования, в которых одни и те
же атомы в молекулах взаимодействуют друг с другом как
окислитель с восстановителем, вследствие того, что эти атомы
27
имеют промежуточные степени окисления и являются
одновременно окислителем и восстановителем:
3К2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.
Cоставление
уравнений
реакций
окислислениявосстановления. Такие уравнения можно составлять как методом
электронного баланса, так и ионно-электронным методом (
методом полуреакций ). В основе обоих методов лежит общий
принцип: количество отданных и принятых электронов в реакции
должны быть равно.
Метод электронного баланса основан на сравнении
степени окисления атомов в исходных и конечных веществах. Им
рекомендуется пользоваться в тех случаях, когда реакция
протекает не в растворах (обжиг, разложение, горение).
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
O2 + 4 e = 2O2 
 11
Fe 2+ - e = Fe3+
2S  - 10 e = 2S4+
4
Метод полуреакций основан на составлении ионных
уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом
рН среды данной реакции, оказывающей определенное влияние
на направление протекания реакции. Сильные электролиты в
данном методе записываются в виде ионов, слабые - в виде
молекул. В ионную схему включают
ионы и молекулы,
проявляющие окислительно-восстановительные свойства, а также
ионы, характеризующие среду (в кислой среде - ионы Н+ и
молекулы воды, в щелочной среде - ионы ОН  и молекулы воды,
в нейтральной среде - молекулы воды, ионы Н+ или ОН  ):
Ca + HNO3 (разб)  NH4NO3 + ...
Ca0 - 2 e  Ca2+
28
 4
NO3  + 10H+ + 8 e  NH4+ + 3H2O  1
4Ca0 + NO3  + 10H+  4Ca2+ + NH4+ + 3H2O
4Ca + 10HNO3 (разб)  4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Цель работы.
Изучение окислительно-восстановительных свойств различных веществ, типов окислительновосстановительных реакций, а также методов составления
уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР).
Порядок работы.
Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия
в различных средах.
В три пробирки налейте по 5 капель раствора KMnO4.
Затем в первую добавьте 5 капель 2N раствора серной кислоты, во
вторую - 5 капель дистиллированной воды, а в третью - 5 капель
2N раствора щелочи.
После этого во все три пробирки добавьте по каплям
раствор сульфита натрия Na2SO3 до видимого изменения цвета
растворов.
Напишите наблюдения и уравнения реакций, учитывая, что
окраска соединений марганца зависит от его степени окисления:
ион MnO4  - имеет фиолетовую окраску, ион MnO42  - имеет
зеленую окраску, ион Mn2+ - практически бесцветен, оксид
марганца MnO2 - труднорастворимое вещество бурого цвета.
Опыт 2.
Реакции внутримолекулярного окисления восстановления.
а) Разложения дихромата аммония (демонстрационный).
На асбестовую сетку насыпьте 5г дихромата аммония
(NH4)2Cr2O7 и внесите в соль зажженную лучину. Напишите
уравнение реакции, имея ввиду, что из газообразных продуктов
выделяется молекулярный азот и пары воды.
29
б) Разложение перманганата калия (демонстрационный).
Насыпьте в пробирку немного кристаллического
перманганата калия (так, чтобы закрыть дно пробирки) и
осторожно нагрейте пробирку на пламени горелки. Докажите
тлеющей лучиной, что в процессе реакции выделяется
молекулярный кислород. Поставьте коэффициенты в уравнении
реакции, считая, что в сухом остатке находятся оксид марганца
(IV) и манганит калия K2MnO3 .
Опыт 3. Реакции диспропорционирования.
Налейте в пробирку 2 мл раствора пероксида водорода
Н2О2 и добавьте в качестве катализатора несколько кристаллов
оксида марганца (IV). Докажите с помощью тлеющей лучиной,
что в процессе реакции выделяется молекулярный кислород.
Напишите уравнение реакции, поставьте коэффициенты
и
объясните,
почему
эта
реакция
называется
реакцией
диспропорционирования.
Опыт 4. Окислительные свойства дихромата калия. (Cr +6)
Налейте в пробирку 1-2 мл дихромата калия К2Cr2O7 , 3 мл
раствора 2N серной кислоты и 1 мл раствора иодида калия КI .
Отметьте изменение окраски и докажите с помощью крахмального
клейстера выделение свободного иода.
Опыт 5. Восстановительные свойства иона Cr +3.
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора соли трехвалентного
хрома, добавьте по каплям раствора щелочи до растворения
образующегося осадка Cr(OH)3 и затем по каплям раствор
пероксида водорода до изменения окраски раствора. Напишите
уравнение реакции.
30
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Номер и название опыта.
4. Наблюдения.
5. Уравнения реакций (поставьте коэффициенты методом
электронного или электронно-ионного баланса).
Типовые задачи
1. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты,
используя метод электронного или ионно-электронного
баланса:
а) CuSO4 + Fe 
б) Ca + H2O 
в) Cu + HNO3 (конц) 
г) Fe + HNO3 (разб) 
д) Zn + H2SO4(конц) 
е) KMnO4 + KNO2 + H2O 
ж) KMnO4 + K2SO3 + KOH 
з) KMnO4 + H2O2 + H2SO4  O2 + …..
и) Cr(OH)3 + Br2 + KOH  K2CrO4 + KBr + H2O
2. Найти массу газа, полученного при взаимодействии 3,2 г меди
с избытком концентрированной серной кислоты.
3. Найти массу газа, полученного при взаимодействии 4,0 г меди
с избытком разбавленной азотной кислоты.
31
Лабораторная работа 6
Приготовление раствора кислоты заданной
концентрации
Теоретические основы.
Растворы - это гомогенные
системы переменного состава. Они состоят из растворителя и
растворенного вещества, соотношение между которыми
определяется концентрацией раствора.
Способы выражения концентрации раствора:
а) массовая доля раствора (процентная концентрация)
показывает массу растворенного вещества в 100 г раствора
=
mB  BA
100%
mP  PA
(например, 3% раствор NaOH или (NaOH)=3%, (NaOH) =0,03);
б) молярная концентрация раствора (молярность)
показывает количество растворенного вещества в 1 л раствора
СМ =
mB BA
n

V M B BA  V
(например 2 М раствор HCl или СМ (HCl) = 2 моль/л);
в) молярная концентрация эквивалента (нормальная
концентрация или нормальность) показывает количество
эквивалентов вещества в 1 л раствора
CN =

V

mB  BA
M Э( B  BA)  V
(например, 0,1N раствор НNO3 или CN(НNO3) = 0,1 моль/л).
32
Цель работы. По плотности исходного раствора соляной
кислоты, экспериментально определенной с помощью ареометра,
найти по таблице его концентрацию. Рассчитать объем
концентрированного раствора соляной кислоты и воды,
необходимые для приготовления требуемого объема кислоты
заданной концентрации. Приготовить раствор кислоты.
Порядок работы.
1. Налейте исходный раствор кислоты в цилиндр без
делений примерно на половину его объема.
2. Осмотрите ареометры. Ареометр, рассчитанный на
измерение меньших плотностей, опустите в раствор кислоты в
мерном цилиндре. Если шкала ареометра полностью находится
над поверхностью, замените его на другой - для измерения
больших плотностей. Для снятия показаний на шкалу смотрят
несколько снизу, сквозь толщу раствора. Верхняя видимая при
этом метка соответствует плотности раствора ().
3. В таблице зависимости плотности раствора от
концентрации (см. приложение 2) найдите массовую долю
раствора соляной кислоты. При необходимости проведите
интерполяцию (см. приложение 3).
4. Рассчитайте объемы исходного раствора Vисх и
дистиллированной воды, необходимые для приготовления 250 мл
0,1 N раствора соляной кислоты.
5. Мерным цилиндром объемом 10 мл отмерьте в склянку
рассчитанный объем исходного раствора НCl
и мерным
цилиндром объемом 250 мл - рассчитанный объем
дистиллированной воды.
6. Закройте склянку пробкой и перемешайте содержимое,
опрокидывая склянку не менее 20 раз.
7. На листе бумаги запишите: “HCl  0,1N”, свою
фамилию, номер группы, закрепите его на склянке и оставьте
раствор кислоты до следующего занятия.
33
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Задание: приготовить 250 мл 0,1 N раствора соляной
кислоты. Образец концентрированной кислоты № ..... .
4. Характеристика исходного раствора соляной кислоты:
плотность  = .......
интерполяция: ........
массовая доля исходного раствора кислоты  = ...... .
5. Расчеты:
а) масса соляной кислоты, содержащаяся в 250 мл 0,1 N
раствора соляной кислоты
mHCl = MЭ (HCl)  CN  Vр-ра = .......
б) масса
исходного раствора соляной кислоты,
содержащая рассчитанное количество соляной кислоты
mисх .р-ра =
mHCl 100%

= ......
в) объем исходного раствора соляной кислоты
Vисх.р-ра = mисх. р-ра /  = ......
г) объем дистиллированной воды
Vводы = 250 - Vисх .р-ра = ......
Типовые задачи
1. В 300 г воды растворили 20 г нитрата калия. Вычислите
массовую долю раствора.
2. Какая масса соли содержится в 600 г 12% раствора нитрата
натрия?
3. Какая масса сульфата натрия требуется для приготовления 5 л
8% раствора (плотность 1,075 г/мл)?
4. Какая масса соли содержится в 800 мл 1,2 М раствора бромида
калия?
34
5. Какую массу гидроксида калия надо взять для приготовления
200 мл 3 Н раствора?
6. Какой
объем
6,0
М
раствора
соляной
(хлороводородной)кислоты требуется для приготовления 25 мл
2,5 М раствора?
7. Какой объем 96% серной кислоты (плотность 1,84 г/мл)
требуется для приготовления 0,8 л 2 М раствора?
8. К 500 мл 32% раствора азотной кислоты (плотность 1,20 г/мл)
прибавили 1 л воды. Чему равна массовая доля кислоты в
полученном растворе?
9. Рассчитать
молярную
концентрацию
эквивалента
(нормальность)
концентрированной
соляной
(хлороводородной) кислоты (плотность 1,18 г/мл), содержащей
по массе 36,5% HCl.
10. Пользуясь данными таблицы зависимости плотности от
массовой доли раствора (приложение 2) и применив метод
интерполяции (приложение 3), рассчитайте массовую долю
раствора соляной кислоты с плотностью 1,163 г/мл.
Лабораторная работа 7
Стандартизация раствора соляной кислоты
Теоретические основы.
Если химическая реакция
происходит между веществами, находящимися в растворах, то
число эквивалентов вещества можно выразить через молярную
концентрацию его эквивалента, то есть
1 = 2
СN 1  V1 = СN 2  V2
(закон эквивалентов для реакций в растворах).
Точное определение концентрации неизвестного раствора
(стандартизация) проводится с помощью титрования постепенного смешивания реагирующих веществ до достижения
точки эквивалентности. В точке эквивалентности выполняется
35
закон эквивалентов - реагирующие вещества содержатся в
эквивалентных количествах.
Стандартизацию раствора соляной кислоты
можно
провести с помощью реакции с гидроксидом натрия:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
Метод титрования, основанный на реакции нейтрализации
(взаимодействие кислоты со щелочью) носит название кислотноосновное титрование (метод нейтрализации).
Раствор гидроксида натрия с точно известной
концентрацией носит название рабочего (стандартного,
титрованного) раствора.
Точку эквивалентности в процессе кислотно-основного
титрования можно определить с помощью кислотно-основных
индикаторов - веществ, изменяющих свой цвет при изменении
реакции среды. Например, индикатор метилоранж в кислой
среде имеет красную окраску, в нейтральной - оранжевую, а в
щелочной среде - желтую.
Цель работы. Методом кислотно-основного титрования
определить точную концентрацию приготовленного ранее
раствора соляной кислоты. В качестве стандартного раствора
использовать раствор гидроксида натрия, а в качестве индикатора
- метилоранж. Измерив объем добавленного раствора кислоты,
рассчитать его точную концентрацию.
Порядок работы.
1. Ознакомьтесь с установкой для титрования. Она состоит
из бюретки, закрепленной в штативе. Капиллярный конец бюретки
присоединен к ней резиновым шлангом с зажимом. Цена деления
шкалы бюретки 0,1 мл. Пипетка представляет собой стеклянную
трубку, утолщенную посередине. Она позволяет измерять точные
фиксированные объемы (раствор заполняется до метки в верхней
части пипетки).
36
2. Укрепите бюретку в штативе и промойте ее раствором
кислоты: через воронку залейте в бюретку раствор кислоты выше
нулевой отметки и затем слейте его полностью в стакан, ослабив
для этого зажим бюретки.
3. Снова заполните бюретку раствором кислоты и
заполните ее капиллярный конец, загнув его вверх для облегчения
удаления воздуха.
4. Установите уровень раствора кислоты на нулевой метке.
5. В коническую колбу отмерьте из общей бюретки или
пипеткой 10,0 мл стандартного раствора гидроксида натрия,
добавьте цилиндром 25-30 мл дистиллированной воды и 2-3 капли
метилоранжа, который в присутствии щелочи окрасится в желтый
цвет.
6. Подставив колбу под бюретку, проводите титрование:
добавляйте по каплям раствор кислоты, непрерывно перемешивая
раствор. Титрование окончено, когда добавление очередной капли
раствора NaOH изменит окраску раствора в колбе на
оранжевую (красный цвет раствора означает, что добавлен
избыток кислоты, титрование необходимо повторить).
7. Запишите объем кислоты в бюретке в таблицу (см.
форму лабораторного отчета) с точностью до 0,1 мл.
8. Повторите титрование еще два раза, каждый раз доливая
раствор кислоты в бюретке до нулевого уровня. Расхождение
между измеренными объемами кислоты не должно превышать 0,10,2 мл.
9. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента
раствора соляной кислоты с точностью до 0,0001.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Уравнение реакции.
37
4. Экспериментальные данные занесите в таблицу:
№ опыта
Объем раствора кислоты, V, мл
1
2
3
Объем раствора NaOH , VNaOH = 10,0 мл
Концентрация раствора NaOH , CN (NaOH) = .......
5. Расчеты: 1) средний объем кислоты:
VHCl =
V1  V2  V3
= ...
3
2) концентрация раствора кислоты:
CN HCl =
CN
NaOH
 VNaOH
VHCl
= ...
Типовые задачи.
1. При стандартизации раствора NaOH на титрование 10 мл его
пошло 12,5 мл 0,0967 N раствора H2SO4. Вычислите
концентрацию раствора NaOH.
2. Какой объем 15% раствора серной кислоты (плотность 1,10
г/мл) потребуется для полного растворения 24,3 г магния?
3. Для полного осаждения сульфата бария из 100 г 15% (по
массе) раствора хлорида бария потребовалось 14,4 мл раствора
серной кислоты. Найти молярную концентрацию эквивалента
(нормальность) раствора кислоты.
4. Какой объем 0,3 Н раствора кислоты требуется для
нейтрализации раствора, содержащего 1,4 г гидроксида калия?
38
Лабораторная работа 8
Определение гидрокарбонатной жесткости воды
Теоретические основы. За счет вымывания осадочных
горных пород природные воды содержат растворенные соли
кальция и магния, которые придают воде жесткость.
Гидрокарбонаты кальция и магния Са(НСО3)2 и Mg(НСО3)2
обусловливают гидрокарбонатную (временную) жесткость
воды (Жврем). Она легко удаляется за счет разложения
гидрокарбонатов при кипячении воды:
0
t
Са(НСО3)2  СаСО3  + СО2  + Н2О
0
t
Mg(НСО3)2  MgСО3  + СО2  + Н2О
Постоянная жесткость воды (Жпост) связана с
присутствием в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния:
MgSO4, MgCl2, CaCl2. Эта жесткость воды удаляется только за счет
обменных реакций, приводящих к образованию осадков
(карбонатов кальция и магния) или с помощью ионообменных
смол, обменивающих ионы водорода или натрия на ионы магния и
кальция:
 CaCO3  + 2 NaHCO3
Са(НСО3)2 + Na2CO3 
 MgCO3  + 2 NaHCO3
Mg(НСО3)2 + Na2CO3 
Общее содержание солей кальция и магния в воде носит
название общей жесткости воды (Жобщ). Общая жесткость
слагается из постоянной и временной жесткости:
Жобщ=Жпост+ Жврем
Количественно жесткость выражается суммарным числом
моль эквивалентов ионов магния и кальция в 1 м3 воды и может
быть рассчитана по формуле:
Ж = СN  1000 = CN (Ca2+)  1000 + CN (Mg2+)  1000
Гидрокарбонатная
жесткость
воды
определяется
титрованием соляной кислотой:
39
 СаCl2 + 2 CO2  + 2 H2O
Са(НСО3)2 + 2 НСl 
 MgCl2 + 2 CO2  + 2 H2O
Mg(НСО3)2 + 2 НСl 
Цель работы. Экспериментально определить гидрокарбонатную жесткость предложенного образца жесткой воды
титрованием соляной кислотой.
Порядок работы.
В коническую колбу отмерьте пипеткой точный объем
жесткой воды (по указанию преподавателя), добавьте при
необходимости дистиллированной воды. Титруйте раствором
соляной кислоты в присутствии индикатора - метилоранжа как
указано в работе 5.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Номер варианта жесткой воды ...... .
4. Экспериментальные данные:
№ опыта
Объем кислоты V, мл
1
Объем жесткой воды V
2
H 2O
= .......
Концентрация раствора кислоты СN (HCl) = ......
5. Расчеты:
а) средний объем раствора кислоты:
40
3
V=
V1  V2  V3
= ......
3
б) концентрация гидрокарбонатов кальция и магния в
жесткой воде:
СN (солей) =
CN ( HCl)  VHCl
= .......
VH O
2
в) гидрокарбонатная жесткость воды:
Жврем = СN (солей)  1000 = ........
Типовые задачи
1. Жесткость воды, содержащей только гидрокарбонат кальция,
равна 1,785 мэкв/л. Определить массу гидрокарбоната кальция
в 3 л воды.
2. Чему равна временная жесткость воды, в 2 л которой
содержится 0,292 г гидрокарбоната кальция?
3. В 2 л воды содержится 76 мг ионов магния и 216 мг ионов
кальция. Вычислить общую жесткость воды.
4. Какую массу карбоната натрия надо добавить к 20 л воды,
чтобы устранить общую жесткость, равную 4,60 мэкв/л?
5. При определении гидрокарбонатной жесткости воды на
титрование 100 мл воды пошло 4,0 мл 0,1500 Н раствора
соляной кислоты. Найти постоянную жесткость, если общая
жесткость равна 7,1 мэкв/л.
6. При определении гидрокарбонатной жесткости воды на
титрование 100 мл воды пошло 8,0 мл 0,0900 Н раствора
соляной кислоты. Найти постоянную жесткость, если общая
жесткость равна 8,3 мэкв/л.
41
Лабораторная работа 9
Определение общей жесткости воды
Теоретические основы. Общую жесткость воды можно
экспериментально
определить
титрованием
органическим
реагентом
трилоном
Б
(динатриевой
солью
этилендиаминтетрауксусной кислоты). В качестве индикатора
используется эриохром черный Т, который образует с ионами
кальция и магния комплексную соль красного цвета. При
добавлении к раствору трилона Б происходит ее разрушение и
образование бесцветной комплексной соли металлов с трилоном
Б. Когда количество добавленного трилона Б эквивалентно
количеству ионов кальция и магния в воде, весь индикатор
выделяется в свободном виде и окраска раствора меняется с
красной на синюю. Реакция протекает в слабо щелочной среде,
которую создают добавлением аммиачного буферного раствора
(смеси водного раствора аммиака и раствора хлорида аммония).
Цель работы. Методом комплексонометрического
титрования с трилоном Б определить общую жесткость воды.
Зная значение временной жесткости, определить постоянную
жесткость.
Порядок работы.
1. В коническую колбу отмерьте пипеткой точный объем
жесткой воды (по указанию преподавателя), добавьте цилиндром
10 мл аммиачного буферного раствора, а затем несколько
кристаллов индикатора - эриохрома черного Т.
2. Титруйте из бюретки раствором трилона Б до перехода
красной окраски раствора в синюю.
3. Титрование проведите 3 раза.
42
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Номер варианта жесткой воды ...... .
4. Экспериментальные данные:
№ опыта
1
Объем трилона Б V, мл
Объем жесткой воды V
H 2O
2
3
= .......
Концентрация раствора трилона Б СN (Тр.Б.) = ......
5. Расчеты:
а) средний объем раствора трилона Б:
V=
V1  V2  V3
= ......
3
б) концентрация ионов кальция и магния в жесткой воде:
C
СN (солей) =
V
N ( Тр.Б) Тр.Б
= .......
VH O
2
в) общая жесткость воды: Жобщ = СN (солей)  1000 = ....
6. Временная жесткость воды, определенная в работе 5,
Жврем = .......
7. Постоянная жесткость воды
Жпост. = ........
Типовые задачи.
1. При определении общей жесткости воды на титрование
100 мл воды пошло 14,0 мл 0,0550 Н раствора трилона Б
(ЭДТА). Найти постоянную жесткость, если временная
жесткость равна 7,0 мэкв/л.
2. При определении общей жесткости воды на титрование
100 мл воды пошло 15,0 мл 0,0620 Н раствора трилона Б
43
(ЭДТА). Найти постоянную жесткость, если временная
жесткость равна 8,0 мэкв/л.
3. Рассчитайте постоянную жесткость воды, если на
титрование 100,0 мл ее потребовалось 5,6 мл 0,1015 N
раствора трилона Б, а временная жесткость образца
составляет 2,730 моль эквивалентов в 1 м3 воды.
Лабораторная работа 10
Электролитическая диссоциация
Теоретические основы. Вещества, которые в расплавах
или растворах полярных растворителей диссоциируют на ионы,
называются электролитами:
Na2CO3  2 Na+ + CO3 2
Процесс диссоциации количественно характеризуют степенью
диссоциации:
=
nдис
Cдис
 100% 
 100% ,
n
С
об щ
об щ
где n - количество вещества, С - концентрация.
Если степень диссоциации электролита  > 30%, то такой
электролит называется сильным. К сильным электролитам
относятся соли, сильные кислоты (HCl, H2SO4, HNO3, HClO4 и
некоторые
другие),
щелочи
(основания
щелочных
и
щелочноземельных металлов NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH,
Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2). Диссоциация сильных электролитов
протекает необратимо и в одну стадию. Например:
Al2(SO4)3  2 Al3+ + 3 SO4 2
Если степень диссоциации электролита  < 3%, то
электролит называют слабым. К слабым электролитам относятся
молекулы воды, гидроксида аммония NH4OH, слабых кислот и
оснований. Диссоциация слабых электролитов - процесс
обратимый и ступенчатый, для него устанавливается состояние
химического равновесия, которое характеризуется константой
равновесия - константой диссоциации.
44
Например,
диссоциация
трехступенчатый процесс:
фосфорной
кислоты

1 ступень: H3PO4
2 ступень: H2PO4 




3 ступень: HPO4 2
H3PO4


[H  ]  [H2 PO4 ]

H + H2PO4 ; K1 =
[H3 PO4 ]
+
[H  ]  [H PO4
2
H + HPO4
; K2 =

[H2 PO4 ]
2
+


H + PO4 3 ;
+
3H+ + PO4 3 ;
K3 =
K=
[H  ]  [ PO4
]
3
]
2
[HPO4 ]
[ H  ]3  [ PO4
3
]
[ H3 PO4 ]
[H+], [H2PO4  ], [HPO4 2 ], [PO4 3 ], [H3PO4] - равновесные
концентрации ионов;
К1, К2, К3 - ступенчатые константы диссоциации;
К - общая константа диссоциации.
Добавление в раствор слабых электролитов одноименных
ионов вызывает смещение равновесия реакции диссоциации в
сторону ее уменьшения (эффект одноименного иона).
Обменные реакции в растворах происходят между ионами
сильных электролитов и молекулами слабых электролитов.
Равновесие реакций обмена в растворах смещено в сторону
образования осадков, газов, молекул слабых электролитов.
В ионном виде реакции обмена записывают следующим
образом: сильные растворимые в воде электролиты пишут в виде
ионов; слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде
молекул:
2NaNO2
+ H2SO4 
 Na2SO4 + 2HNO2
растворимая
сильная
растворимая слабая
45
в воде соль
кислота
в воде соль
кислота
(реакция в молекулярном виде)
2Na+ + 2NO2  + 2H+ + SO42  
 2Na+ + SO42  + 2HNO2
(полное ионное уравнение реакции)
2NO2  + 2H+ 
 2HNO2
(сокращенное ионное уравнение реакции)
Свойства
химических
соединений
в
растворах
определяются характером их диссоциации:
HCl  H+ + Cl  (кислоты при диссоциации дают ионы Н+);
NaOH  Na++OH  (основания при диссоциации дают ионы ОН  );
NaCl  Na++Cl  (cоли при диссоциации дают катионы металлов
и анионы кислотных остатков).
Существуют электролиты, которые могут участвовать в
химических реакциях как в роли основания, так и в роли кислоты.
Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся
оксиды и основания некоторых металлов: цинка, алюминия,
свинца, олова, хрома(III) и некоторых других. Эти оксиды и
основания способны реагировать как с кислотами, так и с
основаниями, образуя в качестве продуктов реакции соли:
Al(OH)3 + 3HCl  AlCl3 + 3H2O
с п лавле н ие
Al(OH)3 + NaOH   NaAlO2 + 2H2O
Al(OH)3 + 3NaOH  Na3[Al(OH)6]
Sn(OH)2 + 2HCl  SnCl2 + 2H2O
с п лавле н ие
Sn(OH)2 + 2NaOH   Na2SnO2 + 2H2O
Sn(OH)2 + 2NaOH  Na2[Sn(OH)4]
Цель работы. Изучить реакции, идущие в растворах
электролитов.
46
Порядок работы.
Опыт 1. Ионизирующее действие воды
В сухой пробирке перемешайте небольшие количества
кристаллических карбоната натрия Na2CO3 и щавелевой кислоты
H2C2O4. Идет ли реакция? Добавьте 2 мл дистиллированной воды.
Запишите наблюдения.
Опыт 2. Реакции с образованием осадков
В отдельные пробирки налейте по 2 мл растворов: а)
серной кислоты; б) сульфата какого-либо металла. В каждую
пробирку добавьте 2-3 капли раствора хлорида бария. Запишите
наблюдения.
Опыт 3. Реакции с образованием газов
В отдельные пробирки налейте по 2 мл растворов: а)
карбоната калия; б) карбоната натрия. Добавьте в каждую
пробирку 3-4 капли разбавленной соляной кислоты. Запишите
наблюдения.
Опыт 4. Сильные и слабые электролиты
В отдельные пробирки налейте по 2 мл разбавленных
растворов: а) соляной кислоты; б) уксусной кислоты. В каждую
пробирку положите по грануле цинка. Сравните интенсивность
выделения газа в двух пробирках.
Опыт 5. Ослабление диссоциации слабого электролита
(эффект одноименного иона)
а). В пробирку налейте 4 мл разбавленной уксусной
кислоты и добавьте 2 капли метилоранжа. Отлейте половину
47
раствора в другую пробирку и добавьте в нее несколько
кристаллов ацетата натрия. Сравните цвет растворов в пробирках.
б).
В пробирку налейте 4 мл разбавленного водного
раствора аммиака и добавьте 2 капли фенолфталеина. Отлейте
половину раствора в другую пробирку и добавьте в нее несколько
кристаллов хлорида аммония. Сравните цвет растворов в
пробирках.
Опыт 6. Амфотерные основания
В пробирку налейте 3 мл раствора хлорида цинка.
Осторожно добавьте 2 капли раствора гидроксида натрия до
образования осадка гидроксида цинка. Разделите осадок на 2
части и испытайте его растворимость в соляной кислоте и
гидроксиде натрия. Запишите наблюдения.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Номер и название опыта.
4. Уравнение реакции: а) в молекулярной форме;
б) в полной ионной форме; в) в сокращенной ионной форме.
5. Наблюдения.
6. Обсуждения.
7. Выводы.
Типовые задачи.
1.
48
Напишите уравнения реакций диссоциации
следующих электролитов: AlCl3, H2SO3, NaHCO3. Для
обратимых процессов запишите выражения константы
равновесия.
2.
3.
Вычислите концентрацию ионов водорода в 0,1 М
растворе соляной кислоты, если степень ее
диссоциации равна 98%.
Закончите
уравнения
реакций,
расставьте
коэффициенты, запишите уравнения в ионномолекулярной и сокращенной форме:
а) AgNO3 + BaCl2 
б) Ca(OH)2 + HCl 
в) Na2SO3 + H2SO4 
г) CaCO3 + HNO3 
д) K2SO4 + NaOH 
e) Pb(OH)2 + KOH 
ж)Al2(SO4)3+NaOH(изб.) з) AgNO3 + H2S 
4. Вычислите ионную силу раствора, содержащего смесь
0,01 М AlCl3 и 0,1 М Na2SO4.
5. Вычислите ионную силу раствора, содержащего смесь
0,01 М Cr2(SO4)3 и 1М NaCl.
6. Вычислите активность ионов Са2+ в 0,1 М растворе
СаСl2.
7. Вычислитеь активность ионов Nа+ в 0,1 М растворе
Nа3PO4.
Лабораторная работа 11
Водородный показатель. Гидролиз солей
Теоретические основы.
Вода - слабый электролит,
диссоциирует в незначительной степени с образованием ионов

+
водорода Н+ и гидроксил-анионов ОН  :
Н2О 
 Н + ОН .
Состояние равновесия этой реакции характеризуется
константой, которая называется ионное произведение воды:
К H O = [Н+ ]  [ОН  ] = 10  14 (при 220С),
2
где [Н ] и [ОН  ] - равновесные концентрации ионов.
+
49
Обычно вместо величин [Н+] и [ОН  ] используют их
отрицательные десятичные логарифмы. Эти величины называют
соответственно водородным и гидроксильным показателями:
рН = - lg [Н+ ]
рОН = - lg [ОН  ]
рК H O = рН + рОН = 14
2
Нейтральные растворы не имеют избытка ионов
Н+
или ОН  :
[Н+ ] = [ОН  ] = 10  7 ;
рН = рОН = 7
Кислые растворы содержат избыток ионов Н+:
[Н+ ]> [ОН  ];
рН< рОН;
рН<7;
рОН>7
Щелочные растворы содержат избыток ионов ОН  :
[Н+ ]< [ОН  ];
рН> рОН;
рН>7;
рОН<7
Если растворенная в воде соль содержит ионы-остатки
слабых кислот или слабых оснований, то происходит процесс
гидролиза соли - обменной реакции ионов соли с молекулами
воды, приводящей к образованию молекул и ионов новых слабых
электролитов.
Основные правила написания реакций гидролиза:
1. Гидролизу подвергаются анионы слабых кислот и
катионы слабых оснований, входящих в состав соли.
2. Гидролиз - процесс ступенчатый. На каждой ступени
один гидролизующийся ион реагирует с одной молекулой воды.
3. В обычных условиях гидролиз протекает только по
первой ступени. Гидролиз усиливается при нагревании и
разбавлении растворов солей.
4. Гидролиз - процесс, как правило, обратимый, его
равновесие можно смещать. Добавление одноименных ионов (Н+
или ОН  ), выделяющихся в процессе гидролиза, смещает
равновесие в сторону уменьшения гидролиза. Добавление
противоположных ионов, связывающих выделяющиеся ионы Н+ и
ОН  в молекулы воды, смещает равновесие в сторону усиления
гидролиза.
50
Типы реакций гидролиза.
1. Соль образована ионами сильного основания и сильной
кислоты (например, NaCl, KNO3 и др.).
NaCl + H2O  гидролиз не идет (NaOH - сильное
основание, HCl - сильная кислота).
2. Соль образована ионами сильного основания и слабой
кислоты (например, Na2CO3, KSCN и др.).
Na2CO3 + Н2О  гидролиз по аниону (NaOH - сильное
основание, H2CO3 - cлабая кислота).

CO32  + HOH 
+ OH  (среда щелочная, рН>7).
 HCO3
Na2CO3+ HOH 
(1 ступень гидролиза).
 NaHCO3 + NaOH
Добавление к раствору сильных щелочей (NaOH),
содержащих одноименные ионы (OH  ), вызывает ослабление
гидролиза (смещение равновесия влево по принципу Ле Шателье).
Добавление к раствору кислот усиливает гидролиз за счет реакции
Н++OH   Н2О, в результате которой концентрация ионов OH 
в растворе уменьшается, и равновесие гидролиза смещается
вправо. Гидролиз усиливается и начинает идти по второй ступени:

НCO3  + HOH 
 H2CO3 + OH
NaНCO3 + HOH


H2CO3 + NaOH (2 ступень гидролиза).
3. Соль образована ионами слабого основания и сильной
кислоты (например, AlCl3, FeSO4 и др.).
AlCl3 + H2O  гидролиз по катиону (Al(OH)3 - слабое
основание, НCl - cильная кислота).
2+
+
Al3+ + HOH 
(среда кислая, рН<7)
 AlOH + H
AlCl3 + HOH


AlOHCl2 + HCl
(1 ступень гидролиза).
51
4. Соль образована ионами слабого основания и слабой
кислоты:
а) соль растворима в воде (например, (NH4)2CO3, NH4NO2 и др.).
(NH4)2CO3 + H2O  гидролиз идет сразу по катиону и аниону:

2NH4+ + CO32  + HOH 
+ NH4+ (рН  7)
 NH4OH + HCO3
(NH4)2CO3 + HOH


NH4OH + NH4HCO3
б) соль нерастворима в воде (например, FeS, ZnSiO3 и др.).
FeS + H2O  нерастворимые соли гидролизу не подвергаются;
в) соль разлагается водой (в таблице растворимости стоит
прочерк, например, Fe2S3, Al2(CO3)3 и др.). Гидролиз таких солей
идет необратимо и до конца: Fe2S3+6H2O  2Fe(OH)3  +3H2S 
Цель работы. C помощью универсальной индикаторной
бумаги определить реакцию среды водных растворов солей,
изучить влияние температуры и концентрации на гидролиз,
взаимное усиление гидролиза растворов различных солей.
Порядок работы.
Опыт 1. Определение рН в кислых, щелочных и
нейтральных средах
На предметное стекло положите небольшие кусочки
универсальной индикаторной бумаги и стеклянными палочками
нанесите на них по капле дистиллированной воды, растворов
NaOH, NH4OH, HCl, CH3COOH. С помощью цветовой шкалы
определите рН в нейтральной, щелочной и кислой средах.
Опыт 2. Определение реакции среды при гидролизе солей
В отдельные пробирки добавьте по нескольку
кристалликов следующих солей: нитрата натрия, сульфита натрия,
52
нитрата цинка, ацетата аммония. Растворите соли в 1-2 мл
дистиллированной воды. На предметное стекло положите кусочки
универсальной индикаторной бумаги и определите рН растворов
солей.
Опыт 3. Влияние температуры на гидролиз
Налейте в пробирку 3-4 мл раствора ацетата натрия и
добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Разделите раствор на 2
пробирки и одну из них нагрейте на водяной бане. Сравните
интенсивность окраски индикатора в обеих пробирках.
Опыт 4. Влияние концентрации раствора соли на гидролиз
Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида сурьмы и
добавьте дистиллированной воды. Выпадение белого осадка
связано с разложением хлорида дигидроксосурьмы, образующейся
за счет гидролиза соли по второй ступени:
Sb(OH)2Cl 
SbOCl  + H2O
Добавьте в пробирку раствор соляной кислоты до
растворения осадка. Объясните смещение равновесия реакции
гидролиза.
Опыт 5. Взаимное усиление гидролиза
Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида алюминия и
добавьте равное количество раствора карбоната натрия.
Объясните взаимное усиление гидролиза солей, приводящее к
выделению оксида углерода (IV) и образованию осадка
гидроксида алюминия. Используя амфотерные свойства
гидроксида алюминия, докажите его образование.
53
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
Опыт 1. Определение рН в кислых, щелочных и
нейтральных средах
Исследуемое
вещество
Цвет универсальной
индикаторной
бумаги
рН
Реакция среды
Опыт 2. Определение реакции среды при гидролизе солей
Исследуемое
рН
вещество
раствора
Реакция
среды
Уравнение реакции
гидролиза соли в
молекулярном и ионном
видах
Опыты 3-5 оформите по схеме:
а) название опыта;
б) уравнение реакций в молекулярной и ионной формах;
в) наблюдения и обсуждения;
г) выводы.
Типовые задачи.
1. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах
уравнения реакций гидролиза следующих солей: ZnCl2,
Fe(NO3)3, CH3COOK, MnSO4, Na3PO4, K2S, NH4Cl, (NH4)2CO3,
Al2S3. Укажите реакцию среды.
54
2. Рассчитайте концентрацию ионов водорода в водном растворе,
в котором концентрация ионов ОН- равна 3,910-9 моль/л.
3. Найти рН 0,0001 М раствора КОН при условии его полной
диссоциации.
4. Найти рН 0,1 М раствора соляной кислоты при условии ее
полной диссоциации.
5. Найти рН 0,005 М раствора H2SO4 при условии полной
диссоциации.
6. Найти рН 0,5 М раствора Ва(ОН)2 при условии полной
диссоциации.
7. Найти рН и степень диссоциации 0,1 М раствора СН3СООН,
если константа ее диссоциации К = 1,8 10-5.
8. Найти рН и степень диссоциации 0,001 М раствора NH4OH,
если константа его диссоциации К = 1,75 10-5.
9. Смешали 1 л 0,001 М раствора азотной кислоты и 1 л 0,0008 М
раствора гидроксида натрия. Найти рН полученного раствора.
10. Смешали 1 л 0,03 М раствора HCl и 1 л 0,028 М раствора КОН.
Найти рН полученного раствора.
Лабораторная работа 12
Общие свойства металлов
Теоретические основы. Металлы - это элементы, обычно
имеющие на последнем энергетическом уровне не более трех
электронов. В периодической системе элементов металлы
расположены в главных подгруппах I-III групп (кроме Н и В) и в
побочных подгруппах. Валентные электроны металлов слабо
связаны с ядром, поэтому металлы являются типичными
восстановителями (легко отдают электроны, превращаясь в
положительно заряженные ионы). По активности металлы
располагаются в ряд, называемый электрохимическим рядом
напряжений или рядом активностей металлов. Металлы,
55
стоящие в ряду активностей до водорода, имеют отрицательные
значения стандартных электродных потенциалов (0), а металлы,
стоящие после водорода - положительные значения 0. Чем левее
стоит металл, тем больше его активность.
Металлы реагируют с кислородом воздуха с образованием
оксидов, а щелочные и щелочноземельные металлы - пероксидов и
супероксидов: 4Li + O2  2Li2O (оксид лития)
2Na + O2  Na2O2 (пероксид натрия)
К + О2  КО2 (супероксид калия)
t0
Металлы реагируют с неметаллами: 2Al +3S  Al2S3 .
Активные металлы способны вытеснять водород из воды:
2Na + 2H2O  2NaOH + H2 
Более активные металлы вытесняют менее активные из
оксидов и солей:
Cr2O3 + 2Al  Al2O3 + 2Cr
Реакции металлов с кислотами:
1. Кислоты-неокислители (все кислоты, кроме H2SO4 конц. и
HNO3 любой концентрации) реагируют только с металлами,
стоящими в ряду напряжений до водорода. В результате реакции
образуется соль и выделяется водород: 2Al+6HCl  2AlCl3+3H2 
2. Кислоты-окислители (H2SO4 конц., HNO3 конц., HNO3
разб.) реагируют со всеми металлами, кроме Au и Pt. В результате
образуются соль, вода и продукт восстановления кислоты,
который зависит от концентрации кислоты и активности металла:
SO2  (металлы, стоящие в ряду
напряжений после водорода)
H2SO4.
конц
S  (металлы, стоящие в ряду напряжений
между водородом и цинком)
H2S  (металлы, стоящие в ряду
напряжений до цинка)
56
NO2 
(тяжелые металлы)
HNO3
конц.
N2O 
NO 
(активные металлы)
(тяжелые металлы)
HNO3
разб.
N2 
(активные металлы)
Например, Cu + 2H2SO4 конц.  CuSO4 + 2H2O + SO2 
Cu + 4HNO3 конц.  Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2 
3Cu + 8HNO3 разб.  3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO 
Металлы, стоящие в ряду напряжений до алюминия,
восстанавливают очень разбавленную азотную кислоту до
NH4NO3: Сa+10HNO3оч.разб.  4Ca(NO3)2 +3H2O+NH4NO3
Коэффициенты в вышеуказанных реакциях расставляются
по правилам окислительно-восстановительных реакций.
Концентрированные
серная
и азотная
кислоты
пассивируют такие металлы, как железо, алюминий, хром и
некоторые другие, покрывая их прочной оксидной пленкой,
которая препятствует дальнейшему окислению.
Цель работы.
металлов.
Изучить общие химические свойства
57
Порядок работы.
Опыт 1. Взаимодействие металлов с кислородом
Кусочек магниевой стружки внесите в тигельных щипцах в
пламя газовой горелки и наблюдайте его горение. Внесите
продукт сгорания магния в пробирку, добавьте дистиллированной
воды
и
встряхните.
Испытайте
полученный
раствор
фенолфталеином.
Опыт 2. Взаимодействие металлов с водой
Приготовьте пять пробирок с 3-4 мл дистиллированной
воды.
а). В первую пробирку внесите небольшой кусочек натрия
и наблюдайте реакцию (реакция проводится в вытяжном
шкафу!). Испытайте полученный раствор фенолфталеином.
б). Во вторую пробирку внесите кусочек кальция реакцию
(реакция проводится в вытяжном шкафу!). Сравните скорость
выделения водорода в реакциях натрия и кальция с водой.
Испытайте полученный раствор фенолфталеином.
в). В третью пробирку поместите небольшой кусочек
магния. Идет ли реакция при комнатной температуре? Осторожно
нагрейте пробирку на газовой горелке.
г). В четвертую пробирку внесите кусочек алюминиевой
проволоки. Идет ли реакция при комнатной температуре? При
нагревании?
д). В пятую пробирку внесите кусочек алюминиевой
проволоки, предварительно зачищенной наждачной бумагой. Идет
ли реакция при комнатной температуре? При нагревании?
Опыт 3. Взаимодействие металлов с галогенами
Для проведения опыта необходимо сначала получить хлор
по нижеприведенной реакции:
58
KMnO4 + HCl конц.  Сl2  + MnCl2 + KCl + H2O
(коэффициенты в этой реакции поставьте самостоятельно).
а). Откройте кран капельной воронки установки для
получения хлора таким образом, чтобы кислота капала в колбу с
частотой примерно 1 капля в 7 секунд. Заполните хлором
коническую колбу и закройте ее пробкой (реакция проводится в
вытяжном шкафу!). Перекройте кран капельной воронки.
б). В ложечке для сжигания нагрейте железные опилки до
красного каления и опустите ложечку в колбу с хлором. После
окончания реакции и конденсации паров хлорида железа (III)
налейте в колбу 10-15 мл дистиллированной воды и перемешайте
содержимое колбы. Разлейте полученный раствор на две пробирки
и проведите качественные реакции на ионы Fe3+ и Cl  :
- в одну пробирку добавьте раствор нитрата серебра; в
присутствии ионов Cl  выпадает белый осадок хлорида серебра;
- в другую пробирку добавьте раствор роданида калия или
роданида аммония; в присутствии ионов Fe3+ раствор
окрашивается в кроваво-красный цвет за счет образования
роданида железа (III).
Опыт 4. Взаимодействие металлов с кислотаминеокислителями
В четыре пробирки налейте по 2 мл 2N раствора серной
кислоты. Поместите в кислоту по кусочку следующих металлов:
магния, цинка, железа, меди. Сравните интенсивность протекания
реакции в каждой пробирке и сделайте выводы. Расположите
металлы в порядке возрастания их активности.
59
Опыт 5. Взаимодействие металлов с кислотамиокислителями
(опыт проводится в вытяжном шкафу!).
Последовательно проведите реакции меди, железа и цинка
с разбавленной азотной, концентрированной азотной и серной
кислотами. Если реакция не идет при комнатной температуре,
осторожно нагрейте пробирку.
Опыт 6. Вытеснение одних металлов другими из солей
Проведите реакции взаимодействия:
а) раствора сульфата меди с железом;
б) раствора сульфата железа с медью;
в) раствора нитрата свинца с цинком.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Номер и название опыта.
4. Уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
5. Наблюдения.
6. Обсуждения.
7. Выводы.
Контрольные вопросы.
1. С чем связаны восстановительные свойства металлов?
2. Приведите примеры реакций металлов: а) с кислородом; б) с
водой; в) с кислотой - неокислителем; г) с кислотой-окислителем;
д) с солью.
60
Семинар 2
Гальванические элементы
Типовые задачи.
1. Какой из металлов будет растворяться при работе
гальванического элемента Cu | Cu2+ || Ag+ | Ag
при
концентрации электролитов, равных 1 моль/л ?
2. Какой из металлов будет растворяться при работе
гальванического элемента Zn | Zn2+ || Al3+ | Al
при
концентрации электролитов, равных 1 моль/л ?
3. Какой из металлов будет служить анодом при работе
гальванического элемента Ni | Ni2+ || Fe2+ | Fe
при
концентрации электролитов, равных 1 моль/л ?
4. Какой из металлов будет служить анодом при работе
гальванического элемента Mg | Mg2+ || Zn2+ | Zn при
концентрации электролитов, равных 1 моль/л ?
5. В каком направлении будут перемещаться электроны во
внешней цепи при работе гальванического элемента Ni | Ni2+ ||
Al3+ | Al при концентрации электролитов, равных 1 моль/л ?
6. В каком направлении будут перемещаться электроны во
внешней цепи при работе гальванического элемента Hg | Hg2+ ||
Ag+ | Ag при концентрации электролитов, равных 1 моль/л ?
7. Вычислить ЭДС стандартного медно-никелевого элемента.
8. Вычислить
ЭДС
стандартного
хромово-алюминиевого
элемента.
9. Вычислить потенциал цинкового электрода, опущенного в
раствор сульфата цинка с концентрацией 0,01 моль/л.
10. Вычислить потенциал ртутного электрода, опущенного в
раствор нитрата ртути (II) с концентрацией 0,001 моль/л.
11. Вычислить потенциал водородного электрода при рН = 5.
12. Вычислить потенциал водородного электрода при рН = 12.
13. Найти ЭДС гальванического элемента, состоящего из меди,
опущенной в 0,01 М раствор сульфата меди, и цинка,
опущенного в 0,1 М раствор сульфата цинка.
61
14. Найти ЭДС гальванического элемента, состоящего из серебра,
опущенного в 0,01 М раствор нитрата серебра, и алюминия,
опущенного в 0,001 М раствор нитрата алюминия.
15. Найти ЭДС гальванического элемента, состоящего из двух
водородных электродов, опущенных в растворы с рН = 2 и рН
= 10.
16. Гальванический элемент составлен из стандартного цинкового
электрода и хромового электрода, погруженного в раствор
нитрата хрома (III). При какой концентрации ионов Cr3+ ЭДС
этого элемента будет равна нулю ?
Лабораторная работа 13
Коррозия металлов
Теоретические основы. Процесс разрушения веществ под
действием окружающей среды называется коррозией. Коррозия
делится на химическую (разрушение металлов в агрессивной
среде) и электрохимическую. При контакте двух металлов во
влажном воздухе возникают микрогальванические пары,
приводящие к протеканию электрохимической коррозии
металлов. В процессе электрохимической коррозии более
активный металл, имеющий более отрицательное значение
стандартного электродного потенциала, отдает электроны и
переходит в раствор. Электроны от него перемещаются к менее
активному металлу и участвуют в восстановительных процессах
ионов
и
молекул,
находящихся
в
окружающей
микрогальваническую пару среде.
В кислых растворах идет процесс водородной
деполяризации:
2Н+ + 2е  Н2 
В нейтральных и щелочных средах идет процесс с
участием растворенного кислорода воздуха - кислородная
деполяризация:
О2 + 2Н2О + 4е  4ОН 
62
Пример Коррозия контакта Cu / Zn , среда - КОН.
Zn:
Zn - 2e  Zn2+
2

Cu: О2 + 2Н2О + 4е  4ОН
1
к о рро з ия Zn / Cu, cре да КОН
 2Zn(OH)2
Zn+O2+2H2O  
Цель работы. Изучение различных случаев коррозии
металлов и методов защиты от коррозии.
Порядок работы.
Опыт 1. Коррозия оцинкованного и луженого железа
Зачистите наждачной бумагой две железные проволочки.
Прикрепите к одной из них гранулу цинка, а к другой - гранулу
олова. Опустите проволочки в отдельные пробирки. В каждую
пробирку добавьте по 2-3 мл дистиллированной воды, 5 капель 2N
раствора серной кислоты и 1 каплю раствора гексацианоферрата
(III) калия K3[Fe(CN)6]. Сравните изменения в обеих пробирках.
Примечание. Гексацианоферрат (III) калия K3[Fe(CN)6]
используют для качественной реакции на ион Fe2+. В присутствии
ионов двухвалентного железа образуется темно-синий осадок
KFe[Fe(CN)6].
Опыт 2. Коррозия железа в присутствии меди
В стакан объемом 50 мл налейте дистиллированную воду,
растворите в ней немного хлорида натрия (катализатор коррозии),
добавьте 1 мл раствора гексацианоферрата (III) калия и несколько
капель раствора фенолфталеина. Опустите в стакан перевитые
медную и железную проволочки. Через несколько минут отметьте
наблюдаемые явления.
63
Опыт 3. Катализаторы (стимуляторы) коррозии
Налейте в пробирку 2 мл 2N раствора соляной кислоты и
опустите в нее алюминиевую проволочку. Идет ли реакция?
Добавьте в пробирку небольшое количество кристаллического
хлорида натрия. Запишите наблюдения.
Опыт 4. Защита от коррозии. Оксидирование
Зачистите наждачной бумагой 2 железных гвоздя и один из
них поместите на 5 минут в пробирку с концентрированной
азотной кислотой. Промойте гвозди водой и опустите их в стакан с
разбавленной серной кислотой. Сравните интенсивность
выделения газа в обоих случаях.
Опыт 5. Защита от коррозии. Ингибирование
В две пробирки поместите немного железных опилок,
добавьте в одну из них 1 мл раствора формалина (СН2О) и
прилейте в каждую пробирку по 2 мл разбавленной соляной
кислоты. Сравните интенсивность выделения газа в каждой
пробирке.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Номер и название опыта.
4. Значения стандартных электродных потенциалов
металлов, катод и анод микрогальванической пары.
5. Уравнения электрохимических процессов, идущих на
аноде и на катоде.
6. Наблюдения и обсуждения.
7. Выводы.
64
Типовые задачи.
1. Написать уравнения химических реакций, протекающих при
коррозии следующих сплавов (контактов): а) Cu/Cr, среда HCl;
б) Zn/Al, среда KOH; в) Fe/Sn, среда H2O; г) Ag/Cu, среда
H2SO4; д) Fe/Zn, среда KCl; е) Mg/Zn, среда NaOH.
2. Предложить анодное покрытие для защиты цинка от коррозии.
Обосновать и указать достоинства и недостатки способа.
3. Предложить катодное покрытие для защиты меди от коррозии.
Обосновать и указать достоинства и недостатки способа.
Лабораторная работа 14
Электролиз раствора сульфата меди
Теоретические основы. При пропускании электрического
тока через растворы или расплавы электролитов на электродах
происходят
окислительно-восстановительные
процессы,
называемые электролизом.
В растворах или расплавах электролита, например МХ,
происходит процесс электролитической диссоциации:
МХ  Ма+ + Ха 
Образующиеся
ионы
под
действием
сил
электростатического
притяжения
перемещаются
к
противоположно заряженным электродам, где участвуют в
окислительно-восстановительных процессах. В них могут также
участвовать ионы водорода (в кислой среде) и молекулы воды.
Процессы, проходящие на катоде (отрицательно
заряженном электроде). Этот электрод имеет избыток электронов,
на нем происходят процессы восстановления:
65
а). Восстановление катиона металла (или катиона
водорода):
Ма+ + а е  М0
2Н+ + 2е  Н2 
б). Восстановление молекул воды:
2Н2О + 2е  Н2  + 2ОН 
Если металл в ряду напряжений стоит после олова (Sn), в
кислой среде - после водорода, то возможен только процесс
восстановления металла (водорода) (а).
Если металл в ряду напряжений стоит до алюминия (Аl),
то возможен только процесс восстановления молекул воды (б).
Если металл в ряду напряжений стоит между алюминием
и оловом, то оба процесса идут одновременно.
Если электролизу подвергается раствор смеси солей (и
кислот), то первыми на катоде будут восстанавливаться менее
активные ионы (стоящие правее в ряду напряжений).
Процессы, проходящие на аноде (положительно
заряженном электроде). На этом электроде существует недостаток
электронов, поэтому идут процессы окисления, в которых могут
участвовать ионы соли, молекулы воды и непосредственно анод.
а). Если анод растворимый (металлический, кроме анодов,
изготовленных из золота и платины), то идет процесс окисления
(растворения) анода:
- m e  Am+
A
ан од
б). Если анод нерастворимый (неметаллический, в
частности угольный, а также золотой или платиновый), а анион
представляет собой остаток бескислородной кислоты (Сl  ; Br  ;
I  ; S2  ), кроме аниона F  , то идет процесс окисления аниона,
например,
2Сl  + 2е  Cl2 
в). Если анод нерастворимый (неметаллический, в
частности угольный, а также золотой или платиновый), а анион
имеет сложный состав (SO42  ; NO3  ) или F  , то идет процесс
окисления молекул воды (в щелочной среде - гидроксильных
групп ОН  ):
2Н2О - 4е  О2  + 4Н+
4ОН  - 4е  О2  + 2Н2О
66
Пример.
Электролиз раствора нитрата калия на
медном аноде.
Диссоциация раствора нитрата калия: KNO3  K++NO3 
Катод: K+; H2O.
Процесс, происходящий на катоде:
2Н2О+2е  Н2  +2ОН 
Анод: NO3  , H2O, анод медный - растворимый.
Процесс, происходящий на аноде:
- 2e  Cu2+
Cu
ан од
В общем виде, уравнивая число электронов, участвующих
в процессах окисления и восстановления, процесс электролиза
нитрата калия на медном аноде можно записать в следующем
виде:
эле к тро лиз
Cu
рас тво ра KNO
3  H2  +Cu(OH)2
+2Н2О 

ан од
Количественно
электролиз
описывается
законами
Фарадея: 1. Масса выделяющегося на электроде вещества
пропорциональна количеству электричества, протекающего через
раствор: m = kIt = kQ, где k- коэффициент пропорциональности,
I- сила тока, протекающего через раствор, t- время электролиза
(сек), Q - количество электричества (Q=It).
2. Для выделения на электроде 1 эквивалента любого
вещества необходимо затратить одно и то же количество
электричества, равное числу Фарадея: F = 96500 Кл  моль  1.
Обобщая оба закона Фарадея, можно записать: m =
M Э It
F
Реально выделяющееся при электролизе количество
вещества меньше, чем рассчитанное теоретически по
вышеприведенной формуле. Выход по току: h =
mп рак
mт е ор
т
100%
Цель работы. Изучить электролиз раствора сульфата
меди на медном аноде, рассчитать выход по току.
67
Порядок работы.
1. Зачистите наждачной бумагой медный электрод и
измерьте его массу с точностью до 0,01 г.
2. Присоедините медные электроды к источнику
постоянного тока (электрод с известной массой - к катоду),
опустите электроды в стакан с раствором сульфата меди.
3. Включите секундомер одновременно с источником тока.
Установите и поддерживайте силу тока 2,5 А в течение всего
времени
электролиза
(время
электролиза
указывает
преподаватель).
4. По окончании электролиза отключите источник тока,
отсоедините катод, промойте его в ацетоне и высушите в токе
теплого воздуха, держа в 30-40 см над газовой горелкой.
5. Охладите катод до комнатной температуры и определите
его массу после электролиза.
6. Рассчитайте теоретический выход меди и выход по току.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Электрохимические процессы, происходящие при
электролизе раствора сульфата меди на медном аноде.
4. Экспериментальные данные:
а) сила тока I = ......
б) время электролиза t = ....
в) масса катода до электролиза m1 = ....
г) масса катода после электролиза m2 = ....
5. Расчеты:
а) практический (экспериментальный) выход меди mпракт.= ....
б) теоретический выход меди (рассчитывается по формуле
закона Фарадея) mтеор. = ....
в) выход по току h = ....
68
Типовые задачи.
1. Написать уравнения реакций, протекающих при электролизе
расплавов следующих электролитов с инертным анодом: а)
CuCl2; б) K2S; в) NaOH; г) AlF3.
2. Написать уравнения реакций, протекающих при электролизе
растворов следующих электролитов: а) CuSO4, анод инертный;
б) NiCl2, анод Au; в) Na2SO4, анод C; г) AgNO3, анод Cu; д)
KCl, анод Al.
3. В каком порядке будет проходить восстановление ионов на
катоде при электролизе водного раствора, содержащего смесь
нитратов серебра, никеля и натрия ?
4. Какое количество электричества потребуется для выделения
из раствора: а) 2 г водорода; б) 2,25 л кислорода (н.у.) ?
5. Какой объем кислорода (условия нормальные) выделится при
пропускании тока силой 6 А в течение 30 мин. через водный
раствор гидроксида калия ?
6. Сколько времени потребуется для полного разложения 2 моль
воды током силой 2 А ?
7. При электролизе водного раствора NaOH на аноде выделилось
2,8 л кислорода (н.у.). Какой объем водорода, измеренный в
тех же условиях, выделится на катоде ?
8. За 10 мин. Из раствора хлорида платины ток силой 5 А
выделил 1,517 г металла. Вычислить молярную массу
эквивалента платины и установить состав соли.
9. При прохождении через раствор соли трехвалентного металла
тока силой 1,5 А в течение 30 мин. на катоде выделилось 1,071
г металла. Вычислить молярную массу металла.
10. При электролизе раствора нитрата серебра током силой 7,0 А в
течение 8,5 мин. масса катода увеличилась на 2,59 г. Найти
выход по току.
11. При электролизе раствора сульфата меди током силой 87,0 А
в течение 68,5 мин. масса катода увеличилась на 0,72 г. Найти
выход по току.
69
Лабораторная работа 15
Коллоидные растворы
Теоретические основы. Системы, в которых одна
составная часть равномерно распределена в объеме другой,
называются дисперсными. Составная часть, которая распределена
в мелкораздробленном состоянии, называется дисперсной фазой.
Часть системы, в которой распределена дисперсная фаза,
называется дисперсионной средой.
В зависимости от размера частиц дисперсной фазы
системы делятся на крупнодисперсные, коллоидные и истинные
растворы. В крупнодисперсных системах диаметр частиц
дисперсной фазы превышает 10-5 см, в коллоидных (золях) диаметр может колебаться от 10-5 см до 10-7 см, тогда как в
истинных растворах диаметр частиц не превышает 10-7 см.
Как дисперсная фаза, так и дисперсионная cреда могут
иметь различные агрегатные состояния - находиться в твердом (Т),
жидком (Ж) или газообразном (Г) состояниях. В зависимости от
агрегатных состояний дисперсной фазы и дисперсионной cреды,
такие системы имеют различные названия.
Дисп.фаза
твердое
состояние
(Т)
дымы
пыли
суспензии
взвеси
литозоли
газ
жидкость
Дисп.среда
(Г)
(Ж)
газ
аэрозоли
(Г)
туманы
жидкость
пены
эмульсии
(Ж)
твердое состояние пенопласты
гели
(Т)
Существует два метода получения веществ в коллоидном
состоянии: дисперсионный (от “dispergere” - рассеивать) - состоит
в раздроблении крупных частиц до размера коллоидных, и
конденсационный (от “condensare” - сгущать) - заключается в
70
объединении многих молекул или атомов в коллоидную частицу.
Диспергирование осуществляется механическим путем, а
конденсирование - с помощью химических реакций. При
образовании коллоидных частиц большую роль играет явление
адсорбции.
Адсорбцией называется концентрирование газообразных
или растворенных веществ на поверхности твердого или жидкого
тела. Адсорбция характерна для гетерогенных реакций.
Способность поверхности адсорбировать вещества объясняется
особым состоянием молекул, находящихся в поверхностном слое.
За счет сил притяжения частицы дисперсной фазы окружаются
ионами дисперсионной среды (растворителя) и приобретают
одноименный заряд, мешающий
коагуляции коллоида объединению частиц в более крупные.
Коллоидные
растворы
обладают
специфическими
электрическими и оптическими свойствами: при пропускании
постоянного электрического тока через коллоидную систему
(электрофорез) все коллоидные частицы движутся к одному
электроду, а противоионы - к другому. Коллоидные растворы
рассеивают свет и часто опалесцируют при боковом освещении.
Цель работы. Познакомиться с различными типами
коллоидных растворов, способами их получения и их оптическими
свойствами.
Порядок работы.
Опыт 1. Получение коллоидного раствора серы.
Налейте в пробирку 2-3 мл 2N раствора тиосульфататa
натрия и добавьте 2 мл 2N раствора серной кислоты. Наблюдайте
образование коллоидного раствора. Посмотрите сквозь раствор на
свет. Опишите наблюдаемые с течением времени изменения в
растворе.
71
Опыт 2. Получение золя гидрооксида железа (III).
В химическом стакане нагрейте до кипения 50 мл воды.
Затем в кипящую воду прилейте 1-2 мл 2%-ого раствора FeCl3.
Наблюдайте интенсивное окрашивание. Высокая температура при
которой идет реакция смещает равновесие реакции гидролиза
вправо. Охладите стакан и наблюдайте изменения в растворе.
Опишите наблюдаемые изменения.
Опыт 3. Получение геля кремниевой кислоты.
Налейте в пробирку 2 мл концентрированного раствора
силиката натрия Na2SiO3 и прибавьте к нему 1 мл 4Н раствора
соляной кислоты и хорошо перемешайте стеклянной палочкой.
Через некоторое время наблюдается выделение кремниевой
кислоты в виде геля.
Опыт 4. Получение эмульсии масла.
Налейте в пробирку 2-3 мл дистиллированной воды и
добавьте несколько капель растительного масла. Закрыв пробирку
пробкой, хорошо встряхните. Получается неустойчивая эмульсия,
которая быстро расслаивается.
Добавьте в вашу пробирку несколько капель 1%-ого
раствора мыла и еще раз взболтайте ее. Объясните получение
устойчивой эмульсии во втором случае.
Опыт 5. Коагуляция золей.
Налейте в пробирку 3-4 мл хлорида сурьмы и добавьте
немного раствора сульфида натрия. Наблюдайте изменение цвета
раствора, определите рН cреды, зная что часть молекул сульфида
натрия подвергается гидролизу и в адсорбционном слое
коллоидных частиц находятся ионы HS  .
Добавьте к полученному золю 2 мл 2N раствора сульфата
калия. Объясните коагулирующее действие K2SO4.
72
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. В каждом опыте напишите наблюдения и уравнения
реакций в молекулярной и ионной формах. Где это возможно,
нарисуйте структуру мицеллы - коллоидной частицы вместе
адсорбированными ионами и ближайшими противоионами.
Контрольные вопросы.
1. Что такое дисперсные системы?
2. Напишите, каким способом получен каждый из
коллоидных растворов в данной лабораторной работе.
3. Приведите по два примера каждого из встречающихся в
жизни типов коллоидных систем: Ж/Г, Г/Ж, Т/Ж, Ж/Ж и Т/Ж.
Назовите их.
Лабораторная работа 16
Cвойства полимеров
Теоретические основы. Уже несколько десятилетий в
промышленности и строительстве используются синтетические
полимерные материалы. Они совмещают в себе совокупность
ценных технических свойств, которых может и не быть у
природных материалов. Синтетические материалы также могут
являться более доступными заменителями природных. Среди
полимеров различают пластмассы, синтетические волокна,
73
синтетические каучуки. Полимеры состоят из соединенных друг
с другом много раз повторяющихся структурных единиц
(мономеров). Их строение можно представить на примере
молекулы полиэтилена: (-СН2-СН2-)m, где m- число структурных
единиц
мономера
в
молекуле
полимера
(степень
полимеризации). Это число зависит от условий процесса
получения полимера и влияет на свойства полимера.
Полиэтилен применяют для производства санитарнотехнических труб, для выработки пленок различного назначения и
для других промышленных нужд.
Поливинилхлорид,
получаемый
полимеризацией
хлорэтена - один из распространенных полимеров, применяется в
технологии строительных пластмасс - для изготовления
линолеума, вентиляционных коробов, теплоизоляторов, которые
не подвергаются коррозии. Поливинилхлорид размягчается при
50-600С, при нагревании выделяет хлороводород, который легко
можно определить по образованию белого дыма (хлорида
аммония), если поднести к отверстию пробирки палочку,
смоченную раствором аммиака. Разбавленные кислоты и щелочи
не оказывают на поливинилхлорид заметного действия, тогда как
в концентрированных кислотах он сжимается и чернеет.
Полиметилакрилат из всех пластмасс наиболее
прозрачен. Он горит голубым пламенем без копоти с
потрескиванием, распространяя эфирный запах. В органических
растворителях, например в дихлорэтане, он набухает, а затем
растворяется.
Полистирол бывает прозрачным и непрозрачным. Он
хрупок и при постукивании звенит. Горит с обильным выделением
копоти, распространяя резкий своеобразный запах.
Фенопласты окрашены в темные цвета, они неплавки и
нерастворимы ни в одном растворителе. Горят в резким запахом
фенола, который может быть обнаружен химическим путем.
Капрон плавиться при температуре 2160 С - с трудом
загорается голубоватым пламенем и быстро гаснет. При
нагревании разлагается с выделением аммиака. Растворим в
концентрированных кислотах.
74
Все вышеперечисленные полимеры можно рассматривать
как вид пластмасс, состоящих из одной смолы. Большинство же
пластмасс кроме смолы содержат еще и другие составные части:
- наполнители: древесная мука, асбест, бумага, ткань и.т.д.
- пластификаторы: сложные эфиры органических кислот
-смазывающие масла и красители, обуславливающие
определенные физические свойства, плотность, цвет.
Пенопласты получают путем вдувания под давлением
газа в размягченную смолу с последующим охлаждением пены.
Пенопласты- легкий строительный и теплоизоляционный
материал.
Цель работы. Изучение физических и химических
свойств полимеров. Распознавание некоторых полимеров
химическим путем.
Порядок работы.
Опыт 1. Свойства полиэтилена
1. Возьмите три пробирки, положите в каждую небольшой
кусочек полиэтилена. В первую пробирку налейте 2 мл воды, во
вторую - 2 мл ацетона, в третью - 2 мл толуола. Что происходит?
2. Возьмите кусочек полиэтилена тигельными щипцами и
внесите в стакан с кипящей водой. Опишите наблюдения.
3. Тигельными щипцами внесите кусочек полиэтилена в
пламя горелки. Обратите внимание на цвет пламени и запах.
Опыт 2. Распознавание поливинилхлорида
1.
Нагрейте
осторожно
в
пробирке
кусочек
поливинилхлорида. После начала разложения поднесите к
пробирке палочку, смоченную раствором аммиака. Опишите
наблюдения. Проверьте лакмусовой бумажкой кислотный
характер летучих продуктов разложения.
75
2. Сильно нагрейте медную проволоку в пламени горелки,
затем прижмите ее к образцу поливинилхлорида и снова внесите в
пламя. Наблюдаемая зеленая окраска пламени обусловлена
образованием на поверхности проволоки хлорида меди. Такая же
реакция характерна для всех полимеров, содержащих хлор.
Опыт 3. Свойства капрона
1. Тигельными щипцами внесите кусочек капрона в пламя
газовой горелки. Опишите наблюдения, обратите внимание на
цвет пламени и запах.
2. Возьмите четыре пробирки, положите в каждую по
кусочку капрона. В первую пробирку добавьте 2 мл 2N раствора
азотной кислоты, во вторую - 2 мл 2N раствора соляной кислоты, в
третью - 2 мл 2N раствора серной кислоты, а в четвертую 2 мл
раствора щелочи. Опишите, что происходит в каждой пробирке.
3. Возьмите три пробирки, положите в каждую по кусочку
капрона. В первую пробирку налейте 2 мл воды, во вторую - 2 мл
ацетона, в третью - 2 мл толуола. Опишите наблюдения.
4. Внесите кусочек капрона в стакан с кипящей водой.
Опишите наблюдения.
Опыт 4. Свойства органического стекла
(полиметакрилата)
1. Возьмите кусочек органического стекла тигельными
щипцами и внесите в стакан с кипящей водой. Опишите
наблюдения.
2. Тигельными щипцами внесите кусочек полиметакрилата
в пламя горелки. Обратите внимание на цвет пламени и запах.
3. Возьмите три пробирки, положите в каждую по кусочку
органического. стекла. В первую пробирку налейте 2 мл воды, во
вторую - 2 мл ацетона, в третью - 2 мл толуола. Опишите
наблюдения.
4. Возьмите четыре пробирки, положите в каждую по
кусочку органического. стекла. В первую пробирку добавьте 2 мл
76
2N раствора азотной кислоты, во вторую - 2 мл 2N раствора
соляной кислоты, в третью - 2 мл 2N раствора серной кислоты, в
четвертую - 2мл раствора щелочи. Опишите наблюдения,
опишите, в каких случаях происходит растворение полимера.
Опыт 5. Доказательство присутствия серы
в полимерном материале
1. Поместите в пробирку несколько кусочков резины и
нагрейте пробирку на открытом огне (Опыт проводите под
тягой!) . Когда разложение резины станет заметным, поднесите к
пробирке фильтровальную бумагу, смоченную раствором соли
свинца. Образующийся на бумаге сульфид свинца указывает на
наличие серы в полимере.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Для каждого опыта опишите наблюдения и выводы.
Напишите, где возможно, уравнения химических реакций.
Контрольные вопросы.
1. Что такое полимеры? мономеры? макромолекулы?
2. Опишите свойства пластмасс, используемых в
лабораторной работе (плотность, механическая прочность,
термостойкость, химическая стойкость, электрические свойства).
3. Какими, по вашему мнению, общими свойствами
должны обладать полимеры, используемые для изготовления
синтетических волокон?
77