Методические указания
Ф СО ПГУ 7.18.1/05
Министерство образования и науки Республики Казахстан
Павлодарский государственный университет им. С. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
к лабораторным работам
по дисциплине Неорганическая и аналитическая химия
для студентов специальностей «5В080100-Агрономия»
Павлодар
2
Лист утверждения к
методическим указаниям
Ф СО ПГУ 7.18.1/05
УТВЕРЖДАЮ
Декан ФХТиЕ
___________Ахметов К.К.
«___»__________ 20 ___ г.
Составитель: к.х.н., ст. преподаватель
Абдуллина Г.Г.
Кафедра химии и химических технологий
Методические указания
к лабораторным работам
по дисциплине Неорганическая и аналитическая химия
для студентов специальностей «5В080100-Агрономия»
Рекомендовано на заседании кафедры «__ » _______ 20__г. Протокол
№2
Зав. кафедрой ___________________________ К.Х. Жапаргазинова
Одобрена учебно-методическим советом факультета химических
технологий и естествознания
« ___»_____________ 20__ г. Протокол № __
Председатель УМС_________________________У.Д. Буркитбаева
3
Основные понятия в химии. Газовые законы
Лабораторная работа 1. Определение молярной массы
эквивалента цинка
Цель работы. Освоить метод определения молярной массы
эквивалента металлов по вытеснению водорода из растворов кислот.
Химический процесс. Для определения молярной массы
эквивалента цинка используют окислительно-восстановительную
реакцию взаимодействия металлического цинка с разбавленной
соляной кислотой.
Zn 2 HCl ZnCl2 H 2
В ходе данной химической реакции цинк окисляется, а водород
восстанавливается:
Zn0 2e Zn2
2 H 2e H 20
Исходя из данной окислительной полуреакции, фактор
эквивалентности цинка равен ½, следовательно, молярная масса
эквивалента цинка равна ½ его молярной массы.
Экспериментальная часть. Для определения молярной массы
эквивалента цинка пользуются прибором, изображенным на рисунке
1.
Прибор состоит из градуированной
бюретки (2), соединенной резиновым
4
шлангом
(3)
с
воронкой
(4),
зафиксированным
на штативе (1) и
пробирки. Бюретка и пробирка плотно
закрываются пробками. Бюретка, резиновая
трубка и воронка должны быть заполнены
2
водой.
Перед началом опыта прибор
3
проверяется на герметичность. Для этого
кольцо штатива с воронкой опустите вниз
и укрепите в неподвижном состоянии. Если
1
прибор герметичен, то в начале при
опускании воронки уровень воды в бюретке
немного понизится, а затем останется
Рисунок 1
постоянным. Если же уровень воды
непрерывно будет понижаться, значит прибор не герметичен. Надо
добиться герметичности.
Установите одинаковый уровень воды в бюретке и воронке,
чтобы давление внутри прибора было равно атмосферному.
4
Снимите пробирку и налейте в нее (не смачивая стенки
верхней части пробирки) 5 см3 разбавленной соляной кислоты (HCl).
Держа пробирку в наклонном положении, положите навеску
цинка на сухую стенку пробирки (металл не должен соприкасаться с
кислотой) и осторожно, не меняя положения пробирки, соедините ее с
прибором. Проверьте, не нарушилась ли герметичность прибора.
Отметьте и запишите уровень воды в бюретке, произведя отсчет по
нижнему мениску жидкости. Легким постукиванием пальца по стенке
пробирки стряхните цинк в кислоту. Под давлением водорода,
образующегося при взаимодействии металла с кислотой, вода из
бюретки вытесняется. Реакция протекает с выделением тепла.
После окончания реакции дайте пробирке остыть до комнатной
температуры, приведите воду в бюретке и воронке к одинаковому
уровню и запишите уровень воды в бюретке. Одновременно запишите
температуру окружающего воздуха по термометру и атмосферное
давление по барометру. Результаты опыта внесите в таблицу 1.
Таблица1
Навеска
цинка,
г
mZn
Положение уровня воды
в бюретке, см3
Условия опыта
температура,
°С
t
давление,
Па (мм рт.
ст.)
Pполн.
до опыта
после опыта
V
V
1
2
Объем
выделивше
гося
водорода,
см3
VH 2 V2 V1
Обработка результатов опыта
1 Приведите найденный объем водорода к нормальным
условиям по формуле 8
V0
VH 2 ( Pполн. PH 2O ) Т 0
P0 T
,
(8)
где PH 2O - давление водяных при данной температуре, Па (мм рт. ст.),
Рполн. – атмосферное давление; P0 ,V0 , T0 - значение температуры,
давления и объема при стандартных условиях; Т – температура К, Т =
273 + t.
2 Вычислите массу вытесненного водорода, учитывая что
мольный объем водорода при нормальных условиях равен 22, 4 л и
весит 2 г. Все данные переведите в одну систему измерений и
составьте пропорцию.
22, 4 л V0
5
2г
Х г,
где Х г - масса водорода, г.
3 Вычислите молярную массу эквивалента цинка по формуле 9
m
Э
Zn
m m
Zn
mH2
Э
H2
,
(9)
где mНЭ 2 - эквивалентная масса водорода, равная 1г/моль; mH 2 – масса
выделившегося водорода, г; mZn - масса цинка, г.
4 Вычислите теоретическую эквивалентную массу цинка, зная
его атомную массу и валентность.
5 Найдите ошибку опыта в % по формуле 10
Э
Э
m теор
m прак
%ош
100 % .
(10)
Э
m теор
Полученный ответ покажите преподавателю. При получении
относительной ошибки больше 10% эксперимент повторите и
полученные вновь данные внесите в таблицу.
Лабораторная работа 2. Определение молекулярной массы
оксида углерода (IV)
Цель работы. Освоить метод определения молекулярной массы
газообразных веществ.
Химический процесс. Для определения молекулярной массы
оксида углерода (IV) используются следующие реакции:
CaCO 3 2 HCl CaCl 2 H 2 O CO 2
Из аппарата Киппа выходит смесь, состоящая из оксида
углерода (IV), воды и хлороводорода.
NaHCO 3 HCl NaCl H 2 O CO 2
В склянках Тищенко происходит улавливание хлороводорода
(первая склянка) и удаление воды при пропускании через серную
кислоту (вторая склянка).
Экспериментальная часть. Для определения молекулярной
массы оксида углерода (IV) используется установка, изображенная на
рисунке 2 и состоящая из аппарата Киппа 1, двух склянок Тищенко
2,3, плоскодонной колбы 4 емкостью 300-350 мл.
6
HCl
NaHCO3
CaCO3
H2SO4
1
2
3
4
CO2
Рисунок 2 - Установка для получения оксида углерода (IV)
Оксида углерода (IV), полученный в аппарате Киппа действием
10%-ного раствора соляной кислоты на мрамор, освобождается от
хлорводорода в склянке 2, заполненной до половины раствором
гидрокарбоната натрия, и высушивается концентрированной серной
кислотой в склянке 3.
Чистую и сухую колбу плотно закройте резиновой пробкой.
Отметьте уровень, до которого доходит пробка в горло колбы,
парафиновым карандашом. Колбу с пробкой взвесьте на весах с
точностью до 0,01 г и запишите массу колбы m1.
Наполните колбу диоксидом углерода. Для этого опустите в
колбу до дна газоотводную трубку от склянки 3 и пропускайте
диоксид углерода из аппарата Киппа в течение 3-4 мин. Проверьте
степень заполнения колбы с помощью тлеющей лучинки. Затем, не
закрывая кран, осторожно выньте стеклянную трубку и закройте
колбу пробкой; пробка должна входить до отметки. После этого
закройте кран аппарата Киппа.
Взвесьте колбу с оксидом углерода (IV) на весах с точностью до
до 0,01 г, запишите массу колбы m2.
Повторите опыт с заполнением колбы оксидом углерода (IV), и
снова ее взвесьте. Масса m3 должна отличаться от m2 не более 0,01
г. Если разница в массе превышает эту величину, заполните колбу в
третий раз и снова взвесьте. Так повторяйте до тех пор, пока разность
между двумя последовательными взвешиваниями станет не более
0,01 г. Массу колбы с оксидом углерода (IV) m2 запишите.
Запишите температуру и атмосферное давление по барометру.
Измерьте объем колбы, наполнив ее до метки водой. Воду из
колбы вылейте в мерный цилиндр. Объем воды равен объему оксида
углерода (IV) V. Запишите эту величину.
Обработка результатов опыта
1 При определении массы оксида углерода (IV) mCO2 в объеме
колбы необходимо учесть, что этим газом из колбы был вытеснен
7
равный объем воздуха. Масса оксида углерода (IV) (формула 11)
составит
mCO2 m 2 m1 m B ,
(11)
где m B - масса воздуха в объеме колбы, г.
Величины m1 и m 2 определены экспериментально. Массу
воздуха необходимо рассчитать по уравнению МенделееваКлайперона. Из этого уравнения вытекает, что
mB
Р V M B
.
R T
(12)
Значение универсальной газовой постоянной определите,
исходя из единиц измерения давления и объема.
R = 0,082 л·атм/К·моль;
R = 62360 мл·мм рт.ст./К·моль;
R = 8,31 Дж/К·моль.
Так как средняя молекулярная масса воздуха составляет 29 г,
Т = 273 + t, то масса воздуха составит
mB
29 Р V
.
R (273 t )
(13)
Затем определите массу оксида углерода (IV) mCO2 .
2 Вычислите молекулярную массу оксида углерода (IV) по
уравнению Менделеева-Клайперона.
3 Рассчитайте ошибку опыта в процентах по формуле 14
%ош
М теор М практ
М теор
100 % .
(14)
Контрольные вопросы и задачи
1 Что называется молекулярной массой вещества? В каких
единицах она выражается?
2 Что называется молем? Какое количество вещества
содержится в одном моле?
3 Что называется относительной плотностью газа?
4 Какая зависимость между относительной плотностью газа и
его молекулярной массой?
5 Вычислите молекулярную массу вещества, если установлено,
что масса 60 мл его паров при температуре 87 °C и давлении 524 мм
рт. ст. равна 0,13 г.
8
6 Что называется эквивалентом элемента?
7 Закон эквивалентов и его математическое выражение.
8 Чему равен эквивалентный объем водорода (в литрах)?
9 Определите фактор эквивалентности Fe(OH ) 3 в реакции с
соляной кислотой
Fe(OH ) 3 HCl Fe(OH ) 2 Cl H 2 O
10 Определите эквивалентную массу элемента в соединении,
содержащем 60% кислорода.
Лабораторная работа 3. Периодическая система химических
элементов
Цель работы. Изучить и установить изменение свойств
элементов, их оксидов и гидроксидов в периоде и группе.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Изменение химического характера оксидов и
гидроксидов третьего периода.
1.1 Взаимодействие металлического натрия с воздухом и
водой. Выньте пинцетом из банки с керосином кусочек
металлического натрия, положите его на фильтровальную бумагу и
сделайте надрез. Обратите внимание на потускнение блестящей
металлической поверхности свежего надреза. Отрежьте кусочек
металла величиной со спичечную головку и бросьте его в химический
стакан с водой. Будет наблюдаться энергичная реакция. К
полученному раствору в химическом стакане прибавьте 1-2 капли
фенолфталеина. Объясните изменение окраски. Напишите уравнение
реакции.
1.2 Взаимодействие оксида магния с водой. Поместите в
пробирку с водой немного сухого оксида магния. Добавьте 1-2 капли
фенолфталеина. Нагрейте пробирку на спиртовке. Объясните
изменение окраски, напишите уравнения реакции.
1.3 Горение серы. В колбу на 1/3 объема налить
дистиллированной воды и добавить 2-3 капли метилоранжа, затем
поместить в металлическую ложку кусочек серы величиной с
горошину и нагреть в пламени горелки, как только сера загорится
синим пламенем, внести ложечку в колбу с водой (не касаясь воды).
Отверстие в колбе закрыть ватным тампоном. Когда сера сгорит,
ложку вынуть и воду в колбочке взболтать. Наблюдать за изменением
окраски в колбе. Написать уравнение реакции.
1.4 В третьем периоде найти амфотерный элемент и в
пробирке получить его гидроксид, используя раствор соли этого
элемента и гидроксид натрия. Содержимое пробирки разделить на две
другие пробирки. В первую влить раствор соляной кислоты, во
9
вторую – раствор гидроксида натрия до полного растворения
осадков. Объясните происходящие явления реакции, напишите
уравнения реакции. Заполните таблицу 2.
Опыт 2. Изменение химического характера оксидов и
гидроксидов элементов 15 группы.
2.1 Свойства гидроксида сурьмы. В пробирку налейте 2-3 см3
раствора хлорида сурьмы (III) и к нему по каплям добавьте раствор
гидроксида натрия до выпадения белого осадка (избегать избытка
щелочи). Осадок распределите в две пробирки. В одну налейте 2%ный раствор гидроксида натрия, а в другую 2%-ный раствор соляной
кислоты. В обоих случаях добейтесь полного растворения осадков.
Объясните происходящие явления. Напишите уравнения реакций.
2.2 Свойства гидроксида висмута. В пробирку налейте 2-3 см3
раствора хлорида висмута (III) и к нему по каплям добавьте раствор
гидроксида натрия до выпадения белого осадка (избегать избытка
щелочи). Осадок распределите в две пробирки. В одну налейте 2%ный раствор гидроксида натрия, а в другую раствор соляной кислоты.
В каком случае осадок не растворяется. Объясните происходящие
явления. Напишите уравнения реакций. Заполните таблицу 3.
Таблица 2
Элемент
Формула высшего оксида
Формула гидроксида
Химический характер оксидов и
гидроксидов
Вывод
об
изменении
свойств
элементов и их соединений в периоде
Таблица 3
Элемент
Формула высшего оксида
Формула гидроксида
Химический характер оксидов и
гидроксидов
Вывод
об
изменении
свойств
элементов и их соединений в периоде
Na Mg
N
P
Al
As
P
S
Cl
Sb
Bi
Контрольные вопросы
1 Сформулируйте периодический закон Д.И. Менделеева.
2 Что такое потенциал ионизации?
3 Как связан потенциал ионизации со способностью атома к
потере электрона?
10
4 Как меняется потенциал ионизации в периоде, группе?
5 Что такое сродство к электрону?
6 Как он связан со способностью атома к приобретению
электрона?
7 Как меняется сродство к электрону в периоде, в группе?
8 Что такое электроотрицательность?
9 Как электроотрицательность атома связана с окислительновосстановительными свойствами?
10 Как меняется электроотрицательность в периоде, группе?
Лабораторная
нейтрализации
работа
4.
Тепловой
эффект
реакции
Цель работы. Освоить методику калориметрических
измерений; определить тепловой эффект реакции нейтрализации
серной кислоты щелочью; овладеть термохимическими расчетами.
Химический процесс. Серную кислоту можно нейтрализовать
двумя способами. Первый способ – это последовательная
нейтрализация в две стадии.
H 2 SO4 ж NaOH ж NaHSO4 ж H 2 Oж , H 1
NaHSO4 ж NaOH ж Na 2 SO4 ж H 2 Oж , H 2
Второй способ – полная нейтрализация серной кислоты в одну
стадию.
H 2 SO4 ж 2 NaOH ж Na 2 SO4 ж 2 H 2 Oж , H 3
При этом необходимо учитывать, что серная кислота является
слабой кислотой по второй ступени диссоциации с Кдис= 1,2·10-2.
Экспериментальная часть. Определение теплового эффекта
реакции производят в приборах, называемых калориметрами.
Простейший из них изображен на рисунке 3.
Опыт 1. Нейтрализация серной кислоты в две стадии.
В калориметрический стакан налейте 50 см3 1М раствора серной
кислоты. Измерьте температуру (t1). В два цилиндра отмерьте по 25
см3 2М раствора гидроксида натрия. В раствор кислоты быстро и без
потерь вылейте из первого цилиндра щелочь. Перемешайте путем
встряхивания полученный раствор соли NaHSO4 и быстро измерьте
максимальную температуру (t2). К полученному раствору соли
NaHSO4 быстро прилейте раствор NaOH из второго цилиндра и после
перемешивания измерьте максимальную температуру (t3)
11
1-внешний сосуд;
2-внутренний сосуд;
3-воронка;
4-термометр;
5-мешалка
Рисунок 3 – Калориметрическая
установка
раствора средней соли Na2SO4.
Результаты опыта запишите в
таблицу 4.
Опыт 2. Нейтрализация
серной кислоты в одну стадию.
В
калориметрический
стакан налейте 50 см3 1М раствора
серной
кислоты.
Измерьте
температуру (t1). В
цилиндр
3
отмерьте 50 см 2М раствора
щелочи NaOH. В раствор кислоты
быстро и без потерь вылейте из
цилиндра щелочь. Перемешайте
путем встряхивания полученный
раствор средней соли Na2SO4.
Измерьте
максимальную
температуру
(t2).
Результаты
опыта запишите в таблицу 4.
Обработка результатов опыта
Теплота, выделяющаяся в результате реакции нейтрализации,
вычисляется по формуле 16
Q р V C р t 20 10 3 ,
(16)
где Q р - теплота, кДж; V - общий объем раствора в калориметре,
см3; - плотность раствора в калориметре, г/см3; C р – эффективная
удельная теплоемкость раствора, Дж/г·К; t - разность температур до
и после реакции, К; 20 – коэффициент, приводящий количество
кислоты к 1 моль; 10–3 – переводной коэффициент Дж в кДж.
Введение эффективной удельной теплоемкости раствора
связано с тем, что тепловой эффект реакции нейтрализации
расходуется не только на нагревание самого раствора, но и
нагревании стенок внутренней части колориметра (стеклянного
стакана), причем масса этой част и системы строго говоря неизвестна,
на нагревание термометра, на испарение воды при росте температуры
раствора и т.д. Из-за относительно малых объемов кислоты и
основания влияние этих факторов значительно, и для учета этого
влияния вводят так называемую «постоянную калориметра», которая
в нашей случае заменена эффективной теплоемкостью растворов.
1 Рассчитать тепловой эффект первой и второй стадии реакции
нейтрализации в первом опыте.
12
2 Рассчитать тепловой эффект реакции нейтрализации во
втором опыте.
3 На основании следствия из закона Гесса рассчитать
теоретический тепловой эффект реакции нейтрализации серной
кислоты щелочью, если известны теплоты образования продуктов
реакции и исходных веществ таблица 5.
4 Сравнить тепловой эффект реакции нейтрализации во
втором опыте с теоретическим тепловым эффектом.
5 Сравнить суммарный тепловой эффект реакции
нейтрализации в первом опыте с тепловым эффектом во втором опыте
и сделать вывод о выполнении закона Гесса.
Таблица 4
Раствор соли
Стадия
Общий
опыт I (1,2)
Уд. теп.,
объем, см3 Плотность,
3
опыт II (3)
г/см
Дж/г·К
1
2
3
75
100
100
1,049
1,051
1,051
Температура, К
tнач
tкон
t
5,02
6,27
5,64
Таблица 5
Вещество
Н 0f , 298 , кДж/моль
Na2SO4
H2SO4
NaOH
H2O
-1384,60
-811,30
-427,80
-285,83
Контрольные вопросы
1 Что называется тепловым эффектом химической реакции?
2 Назовите какие реакции называются экзотермическими,
эндотермическими? Изобарными, изохорными?
3 Чему равен тепловой эффект реакции, протекающей при
постоянном давлении, при постоянном объеме?
4 Сформулируйте закон Гесса и вытекающее из него следствие.
5 Вычислите тепловой эффект химической реакции получения
этилового спирта при взаимодействии этилена и паров воды и
напишите термохимическое уравнение, если известно, что
Н 0f , 298 (С2Н5ОН) = -235,31 кДж/моль; Н 0f , 298 (С2Н4) = 52,28 кДж/моль;
Н 0f , 298 (Н2О) = -241,83 кДж/моль;
Лабораторная работа № 5
13
Лабораторная работа 1. Скорость химических реакций.
Химическое равновесие
Цель работы. Установить влияние температуры, концентрации
реагирующих веществ на скорость реакции и сдвиг химического
равновесия.
Химический процесс. Реакция между тиосульфатом натрия и
серной кислотой выражается общим уравнением.
Na 2 S 2 O3 H 2 SO4 Na 2 SO4 SO2 S H 2 O
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на
скорости реакции.
Для проведения опыта налейте в четыре нумерованные
пробирки 2% раствор тиосульфата натрия: в первую - 2 мл, во вторую
- 3 мл, в третью - 4 мл, в четвертую - 6 мл. После этого в первую
пробирку долейте 4 мл воды, во вторую - 3 мл воды, в третью - 2 мл
воды. Затем в каждую из пробирок поочередно приливайте по 6 мл
раствора серной кислоты, отмечая на часах момент приливания
кислоты и момент помутнения раствора. Результаты запишите в
таблицу 1.
По полученным данным на миллиметровой бумаге постройте
график, откладывая на оси ординат величину, характеризующую
скорость реакции, на оси абсцисс - концентрацию раствора Na2S2O3 в
процентах.
Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции.
В три пробирки налейте по 4 мл 2% раствора тиосульфата
натрия, а в три другие пробирки по 4 мл 2% раствора серной кислоты.
Поместите 2 пробирки (одну с кислотой, одну с тиосульфатом натрия)
в стакан с водой, снабженный термометром. Через 3-5 мин отметьте в
температуру. Затем достаньте пробирку с кислотой и, не вытаскивая
вторую пробирку, аккуратно вылейте кислоту в пробирку с
тиосульфатом натрия. Отметьте на часах момент приливания кислоты
и момент помутнения раствора. Помойте пробирки.
После этого нагревайте воду до тех пор, пока температура не
будет выше первоначальной на 10ºС. Поместите в стакан с водой
снова 2 пробирки (одну с кислотой, одну с тиосульфатом натрия)
выдержите пробирки при этой температуре 3-5 минут и вновь влейте
раствор серной кислоты в пробирку с тиосульфатом натрия. Отметьте
на часах момент приливания кислоты и момент помутнения.
Вновь нагрейте стакан с водой до температуры выше
первоначальной на 200 С и вновь проделайте опыт с оставшимися
двумя пробирками. Результаты опыта запишите в таблицу 2.
14
По данным таблицы 1 постройте график, откладывая на оси
абсцисс температуру, а на оси ординат величину, характеризующую
скорость реакции 1/t.
Таблица 1
Объем, мл
Номер Раствор
пробы Na S O
2 2
1
2
3
4
2
3
4
6
Вода Кислота
3
4
3
2
0
Концентрация
Na2S2O3, %
6
6
6
6
Время,
прошедшее от
приливания до
помутнения
Скорость
реакции
усл. ед.,
1/t
0.67
1
1.33
2
Таблица 2
Номер
пробы
Температура, 0С
Время от приливания до
помутнения, с
Скорость реакции усл.
ед., 1/t
1
2
3
Опыт 3. Смещение химического равновесия при изменении
концентрации реагирующих веществ. В пробирку налейте несколько
капель раствора хлорида железа (III), несколько капель раствора
роданида калия (KCNS) и разбавьте водой до светло-желтого цвета.
Полученную смесь разлейте равными частями в четыре пробирки. В
одну пробирку добавьте раствор FeCl3, во вторую - сухого KCl, в
третью пробирку добавьте раствор KCNS. Четвертая пробирка
используется в качестве эталона.
Сравните цвет растворов в этих пробирках с цветом раствора в
пробирке № 4. Данные опыта занесите в таблицу 3.
Напишите уравнение реакции между FeCl3 и KCNS.
Напишите константу химического равновесия для реакции.
Дайте объяснение наблюдаемым явлениям, пользуясь
выражением константы химического равновесия и принципом ЛеШателье.
Таблица 3
Номер
Добавлено
пробы
1
2
3
4
эталон
Наблюдаемые
изменения
Вывод: равновесие сместилось в
сторону образования ...
Контрольные вопросы
1 Сформулируйте закон действия масс.
15
2 Что называется скоростью химических реакций?
3 Что называется химическим равновесием системы?
1 Сформулируйте закон Вант-Гоффа.
2 Напишите выражение для скорости следующей реакции
4 HCl ( ж ) O2( г ) 2 H 2 O( ж ) 2Cl 2( г )
Как изменится скорость данной реакции, если объем газовой
смеси изотермически уменьшить в 2 раза?
3 При помощи каких изменений концентраций реагирующих
веществ можно сместить равновесие в сторону прямой реакции
N 2 3H 2 2 NH 3
7 Сформулируйте принцип Ле-Шателье
Лабораторная работа 6. Концентрация растворов
Цель работы. Освоить методы приготовления растворов
заданной процентной концентрации
из навески и из более
концентрированного раствора.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Приготовление раствора заданной концентрации из
навески. Этот способ применяется главным образом для
приготовления растворов солей.
Получите у преподавателя задание на приготовление раствора
определенной концентрации и объема.
Рассчитайте
необходимое
количество
вещества
для
приготовления раствора заданной концентрации.
Взвесьте на технохимических весах с точностью до 0,01 г
часовое стекло. Затем поместите на него сухую соль в количестве,
примерно равном расчетному. Взвесьте часовое стекло с солью также
с точностью до 0,01 г и подсчитайте массу соли.
Рассчитайте, исходя из массы соли, необходимое количество
воды и отмерьте его мерным цилиндром.
Возьмите плоскодонную колбу и через воронку осторожно
перенесите в нее навеску соли. Часовое стекло над воронкой обмойте
небольшим количеством воды, отмеренной для растворения.
Остальную отмеренную воду вылейте небольшими порциями так,
чтобы всю соль с воронки смыть в колбу. Закройте колбу пробкой,
встряхните ее несколько раз до полного растворения соли.
Измерьте плотность полученного раствора с помощью
ареометра и проверьте правильность приготовления раствора, сравнив
результаты измерения с табличными данными. Колбу с раствором
сдайте лаборанту.
16
Опыт 2. Приготовление раствора заданной концентрации из
более концентрированного раствора. Этот способ применяется
главным образом для приготовления растворов кислот или аммиака.
Получите задание у преподавателя.
Измерьте ареометром плотность
имеющегося
в
лаборатории
концентрированного
раствора
заданного вещества.
Для этого налейте (под тягой)
концентрированный раствор в цилиндр
и опустите в него ареометр, следя
затем, чтобы ареометр не касался
стенок цилиндра, как показано на
рисунке 1.
Запишите показания ареометра и
Рисунок 1 – Определение
найдите
концентрацию
раствора,
плотности раствора
используя табличные данные.
Если
измеренное
значение
плотности окажется между двумя значениями в таблице, то значение
процентной концентрации находят методом интерполяции по
формуле 13.
с с
(с с ) d d
,
d d
(13)
где с – процентная концентрация исследуемого раствора; d –
плотность этого раствора; d - ближайшее значение плотности с
недостатком в таблице; d - ближайшее значение плотности с
избытком в таблице; c - процентная концентрация раствора,
соответствующая плотности d ; c - процентная концентрация
раствора, соответствующая плотности d .
Используя табличные данные, найдите плотность раствора
заданной концентрации и рассчитайте по формуле 14.
с v d
,
с v d
(14)
как будут относиться друг к другу v - объем концентрированного и
v - объем разбавленного раствора. Определите объемы
концентрированного раствора и воды для приготовления раствора
заданной концентрации.
Отмерьте маленьким цилиндром (под тягой) подсчитанный
объем концентрированного раствора. Большим цилиндром или
мензуркой отмерьте необходимый объем воды.
17
Воду перелейте в плоскодонную колбу, затем в нее же вылейте
небольшими порциями концентрированный раствор, перемешивая его
встряхиванием. Ополосните
цилиндр полученным раствором.
Закройте колбу пробкой и перемешайте содержимое. Если раствор
нагрелся, охладите его до комнатной температуры.
Измерьте ареометром плотность приготовленного раствора и
определите его концентрацию, используя табличные данные,
рассчитайте процент ошибки.
Колбу с раствором сдайте лаборанту.
Лабораторная работа 7. Определение молекулярной массы
растворенного вещества
Цель работы. Освоить криоскопический метод определения
молекулярной массы веществ.
Экспериментальная
часть.
Определение
молекулярной
массы
4
растворенного
вещества
3
криоскопическим методом.
Для проведения данной работы
необходимо
собрать
установку,
2
изображенную на рисунке 2. Установка
состоит из стакана 1, с охлаждающей
смесью, емкостью 700-750 мл, стакана 2,
1
с чистым растворителем емкостью 200250 мл, мешалки 3, термометра 4 с
точностью до 0,1ºС.
Первый
стакан
служит
термостатом.
Заполните
его
охладительной смесью, состоящей из
одной части соли NaCl и трех частей
мелкого льда и снега. Температура
Рисунок 2 – Установка
охладительной смеси должна быть в
для определения
пределах 3-3,5 ºС.
понижения температуры
В стакан с емкостью 200-250 мл
замерзания раствора
налейте 100 мл дистиллированной воды
и поместите в охладительную смесь.
Наблюдайте понижение столбика ртути термометра. Когда
температура достигнет минус 1ºС, начинайте энергичное
перемешивание воды мешалкой. При этом выпадут кристаллы льда, а
столбик ртути начнет быстро подниматься вверх. Отмечайте ту
температуру, до которой поднимется столбик ртути. Это и будет
температура замерзания чистого растворителя. Измерение повторите
дважды. Затем вместо стакана с водой поставьте стакан с раствором
(100 мл воды + навеска определяемого вещества). Непрерывно
перемешивая, следите за показаниями термометра. В момент
появления первых кристалликов льда, отметьте температуру. Это и
18
есть
температура
замерзания
раствора.
Не
допускайте
переохлаждения! Замерзание раствора в отличие от воды протекает
при постоянном понижении температуры. Повторите измерение
температуры замерзания раствора дважды. Измерения внесите в
таблицу 4.
Молекулярную массу определяют по формуле 15.
Mч
К m1 1000
,
t m 2
(15)
где К – криоскопическая постоянная воды равна 1,86; m1 – навеска
определяемого вещества, г.; m2 – масса растворителя воды (Н2О), г.
Сравните вычисленную молекулярную массу с теоретической.
Процент ошибки рассчитать по формуле 16.
%ош
m теор m прак
m теор
100 % .
(16)
Таблица 4
Масса
Н2О (m2), г
Т замер. Н2О, ºС
I
II
Навеска
m1, г
Ср.
Т замер. раств., ºС
I
II
Ср.
Задачи и упражнения
1 Вычислите температуру кипения 5%-ного раствора сахара
С12Н22О11 в воде. Эбуллиоскопическая константа воды равна 0,52 ºС.
2 Смещали 247 г 62%-ного и 145 г 18%-ного раствора серной
кислоты. Какова процентная концентрация раствора после смешения?
3 Сколько воды следует прибавить к 1 л 12%-ного раствора
NaOH (плотность 1,131 г/см3) для получения 2 М раствора NaOH?
4 Сколько грамм-эквивалентов содержится в: 6 молях Н2SO4; 0,5
молях Н2SO4; 10 молях NaCl?
5 Вычислите молярную и нормальную концентрацию 8%-ного
раствора НNO3, плотность которого 1,2 г/см3. Сколько грамм кислоты
содержится в четырех литрах этого раствора?
6 Сколько граммов АgNO3 потребуется для обменного
взаимодействия с 6 мл 12,2%-ного раствора НСl (плотность 1,06 г/см3)
7 Смешали 400 мл 1,2 М раствора NaOH и 600 мл 1,8 М
раствора NaOH. Какова концентрация полученного раствора?
8 Вычислите процентную концентрацию водного раствора
метанола СН3ОН, температура кристаллизации которого минус 2,79
ºС. Криоскопическая константа воды 1,86 градусов.
19
Лабораторная работа 8. Электролитическая диссоциация
Цель работы. Определить электропроводность растворов
электролитов. Сделать вывод о влиянии концентрации раствора
электролита на величину электропроводности. Освоить составление
уравнений ионообменных реакций.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Электропроводность растворов сильных и слабых
электролитов.
Переключатель “электропроводность” поставьте в диапазоне от
-2
10 до 10-1. В сосуд №1 налейте 100 cм3 0,5 М раствора H2SO4, в сосуд
№2 налейте 100 см3 1,0 М раствора CH3COOH. Измерьте
электропроводность растворов, последовательно устанавливая
переключатели в положении 1 и 2. Данные опыта внесите в таблицу 5.
Сделайте вывод о свойствах исследованных электролитов.
Напишите уравнения диссоциации.
Таблица 5
Номер
сосуда
Электролит
Цена деления, См
шкалы
гальванометра в
-2
-1
Число
делений
Электропро
водность
диапазоне 10 - 10
1
2
Опыт 2. Определение зависимости электропроводности слабого
электролита от концентрации раствора.
Переключатель “электропроводность” поставьте в положение
1/R = f (c). В качестве слабого электролита возьмите растворы
уксусной кислоты различной концентрации. По 100 см3 раствора
CH3COOH налить в сосуды:№ 1 - 60% CH3COOH; № 2 - 40%
СH3COOH; № 3 - 20% CH3COOH; № 4 - 10% CH3COOH; № 5 - 5%
CH3COOH; № 6 1% CH3COOH. Измерьте электропроводность
растворов, последовательно устанавливая переключатель “Растворы”
от положения 1 до положения 6. Данные опыта занести в таблицу 6.
Постройте график зависимости электропроводности электролита
от концентрации.
Сделайте вывод и объясните полученные результаты.
Таблица 6
Номер
сосуда
Электролит
Цена деления, См
шкалы гальванометра в
диапазоне
20
Число Электропровод
делений
ность
Опыт 3. Смещение ионного равновесия в растворе слабого
основания.
Налейте в две пробирки по 2-3 см3 0,1 М раствора гидроксида
аммония (NH3.H2О) и по 1-2 капли раствора фенолфталеина.
Объясните причину изменения окраски индикатора, напишите
уравнение диссоциации гидроксида аммония.
В одну из пробирок прибавьте немного кристаллического
хлорида аммония и взболтайте содержимое пробирки. Сравните
окраски обеих пробирок, пользуясь уравнением диссоциации.
Объясните
причину
смещения
равновесия
в
сторону
недиссоциированных молекул гидроксида аммония.
Опыт 4.Амфотерные электролиты.
Налейте в пробирку 2-3 см3 раствора сульфата цинка и по
каплям прибавляйте к нему раствор гидроксида натрия.
Образовавшийся осадок распределите в две пробирки и подействуйте
на него в одном случае 2% раствором соляной кислоты, а в другом 10%-ным раствором гидроксида натрия.
Составьте уравнения реакций. Почему гидроксид цинка ведет
себя в кислом растворе как основание, а в щелочном - как кислота?
Опыт 5. Обменные реакции в растворах электролитов.
Налейте в две пробирки по 2-3 см3 сульфида натрия. В первую
пробирку прилейте примерно столько же раствора сульфата железа
(II), во вторую – раствор сульфата меди (II). Наблюдайте образование
осадков.
Напишите уравнения происходящих реакций в молекулярной,
полной и сокращенной ионной формах.
Лабораторная работа 9. Гидролиз солей
Цель работы. Ознакомиться с типичными случаями и
условиями протекания гидролиза солей.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Ознакомиться с типичными случаями и условиями
протекания гидролиза солей.
В четыре пробирки налейте по 2 см3 свежеприготовленных
растворов карбоната натрия, хлорида цинка, нитрата натрия и ацетата
натрия. Определите рН растворов при помощи универсальной
индикаторной бумаги. Полученные данные внесите в таблицу 7.
Таблица 7
Испытуемый
раствор
Уравнение
реакции
диссоциаци
и соли
Катионы (нионы),
образующие
прочные связи с
водой
21
Уравнение реакции
гидролиза соли
Сокра- Молекущенное
лярное
Состо
яние
среды
(рН)
Опыт 2. Зависимость гидролиза солей от различных факторов.
К раствору ацетата натрия прилейте одну-две капли
фенолфталеина. Заметьте интенсивность окраски. Нагрейте пробирку
до кипения. Как меняется интенсивность окраски? Объясните
полученный результат. Дайте немного остыть пробирке и охладите ее
в холодной воде. Что происходит?
Налейте в пробирку 1-2 см3 раствора хлорида висмута.
Постепенно разбавляйте раствор дистиллированной воды до
выпадения в осадок основной соли. К полученной основной соли
висмута прибавьте из пипетки несколько капель концентрированной
соляной кислоты до растворения осадка.
Напишите уравнение реакции гидролиза хлорида висмута.
Укажите, как смещается равновесие гидролиза при разбавлении
раствора соли и при увеличении концентрации соляной кислоты.
К 2-3 см3 хлорида алюминия прибавьте по каплям раствор
карбоната натрия. Образование осадка Al(OH)3 является результатом
взаимного усиления гидролиза двух солей.
Напишите уравнение реакций между хлоридом алюминия и
карбонатом натрия с образованием карбоната алюминия и
последующей реакцией между Аl2(CO3)3 и Н2О. Сделайте вывод о
необратимости гидролиза.
Лабораторная работа 10. Определение жесткости воды
Цель работы. Ознакомление с различными видами жесткости;
количественное определение карбонатной и временной жесткости;
умягчение воды.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Определение карбонатной жесткости воды.
Определение карбонатной жесткости воды основано на
взаимодействии гидрокарбонатов кальция или магния, содержащихся
в воде, с соляной кислотой.
Налейте 50-100 см3 водопроводной воды в коническую колбу,
прибавьте 2-4 капли индикатора метилоранжа (вода окрашивается в
желтый цвет) и титруйте 0,1М раствором соляной кислоты НСl до
перехода желтой окраски в оранжевую. Результаты титрования
занесите в таблицу 8.
Таблица 8
Номер
пробы
Объем
воды,
см3
V HCl, мл
израсходованного
на титрование
N HCl ,
нормальность
кислоты
22
V HCl,
мл среднее
Примечание: отбирают и титрируют две параллельные пробы
воды.
Расчет жесткости воды произвести по формуле 23.
Ж
N HCl V HCl ( cp.) 1000
V H 2O
мэкв / л .
(23)
Опыт 2. Определение общей жесткости воды.
Общую жесткость воды определяют титрованием пробы воды
раствором трилона Б (Na2C10H14O8N2), с которым ионы Са2+ и Mg2+
дают прочные бесцветные комплексы. Образование комплексов, а
следовательно, и титрование производится при рН = 9-10, что
создается добавлением аммиачно-буферного раствора. Титрование
производится в присутствии индикатора хром-синего или хром темносинего.
В колбу для титрования налейте 50-100 см3 водопроводной
воды, добавьте 5 см3 аммиачно-буферного раствора. Внесите
несколько кристаллов индикатора хром темно-синего, предварительно
смешанного с хлоридом калия. При этом раствор окрашивается в
красно-фиолетовый цвет.
Проведите титрование содержимого колбы 0,1 н раствором
трилона Б, при энергичном перемешивании до тех пор, пока появится
синяя окраска. Результаты титрования занесите в таблицу 9.
Таблица 9
Номер Объем
пробы воды, см3
N тр.Б,
нормальность
трилона Б
V тр.Б, см3
израсходовано на
титрование
V тр. Б, см3
среднее
Расчет жесткости воды производится по формуле 24.
Ж общ Са 2 , Мg 2
N ТР . Б ( ср ) VТР . Б ( cp.) 1000
V H 2O
мэкв / л .
(24)
Зная общую и карбонатную жесткость, вычислите постоянную
жесткость данной воды.
Контрольные вопросы и задания
1 Сформулируйте,
что
называется
процессом
электролитической диссоциации, какие вещества называются
электролитами?
2 Сформулируйте, что называется степенью диссоциации
электролита и что называется константой диссоциации электролита?
23
3 Какие из приведенных веществ не являются электролитами:
LiOH, CH3COOH, SO2, NH4Cl, H2S.
4 Какой из приведенных электролитов относится к
амфотерным электролитам: NaOH; Mg(OH)2; Fe(OH)3; Al(OH)3.
5 Какая вода является жесткой? Чем она вредна?
6 Какие соли обуславливают жесткость природной воды?
7 Какая жесткость называется карбонатной и некарбонатной?
8 В каких единицах выражают жесткость воды?
9 Напишите реакции процессов термического, химического,
катионитного умягчения воды.
10 Как осуществляется регенерация катионита.
11 Какие существуют способы устранения жесткости воды?
Составить уравнения реакций.
12 Жесткость воды равна 5 мг-экв/л. Рассчитать, какой это
соответствует концентрации Мg2+ в мг/л.
13 Что называется гидролизом?
14 Какие из приведенных солей гидролизуются: Na 2 SiO3 ;
K 2 SO3 ; KCl ; KBr ?
15 Что следует писать в правую часть уравнения гидролиза
AlCl 3 по первой ступени?
16 Какая из приведенных солей имеет рН=7: Na 2 CO3 ; Na 2 SiO3
NiCl 2 ; CuSO4 ; KI ?
17 Гидролиз какой соли будет происходить по аниону: NH 4 Cl ;
KCNS ; MgCl 2 ; Na 2 S ?
Лабораторная работа 11. Окислительно-восстановительные
реакции
Цель работы. Изучить свойства наиболее распространенных
окислителей и восстановителей. Освоить методику составления
уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Экспериментальная часть. В данной лабораторной работе
изучаются окислительно-восстановительные реакции, протекающие в
растворах. При проведении опыта растворы наливаются в пробирки в
небольших количествах, порядка 2 см3. Необходимо строго соблюдать
условия проведения опытов.
Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия в
различных средах.
Продукты восстановления перманганата калия различны и
зависят от рН среды.
Налейте в три пробирки раствора перманганата калия KMnO4. В
одну из них добавьте такой же объем разбавленной серной кислоты, в
другую - концентрированный раствор щелочи, в третью - ничего не
добавляйте. Во все три пробирки прибавляйте по каплям, встряхивая
24
содержимое пробирки, раствор восстановителя сульфита натрия
(Na2SO3) до тех пор, пока в первой пробирке раствор не обесцветится,
во второй - раствор окрасится в зеленый цвет (образуется K2MnO4), а в
третьей выпадет бурый осадок (образуется MnO2).
Опыт 2. Окислительные свойства дихромата калия.
Дихромовая кислота H2Cr2O7 и ее соли, например K2Cr2O7
являются сильными окислителями в кислой среде в результате
перехода Cr+6 Cr +3 .
В три пробирки налейте раствора дихромата калия K2Cr2O7 и
такой же объем 1М раствора серной кислоты. Добавьте в качестве
восстановителя: cухую соль FeSO4 - в первую пробирку, сухую соль
NaNO2 - во вторую пробирку (под тягой); раствор SnCl2 - в третью
пробирку.
Во всех пробирках происходят изменения оранжевой окраски
дихромата калия в зеленую как результат изменения степени
окисления числа хрома от плюс шести до плюс трёх.
Опыт 3. Восстановительные свойства отрицательных ионов
галогенов.
В пробирку налейте примерно 1 см3 раствора соли железа
Fe2(SO4)3 или FeCl3 и одну каплю раствора KI. Содержимое пробирки
разбавьте дистиллированной водой до слабо - желтого цвета и
добавьте 1-2 капли крахмала. Появление синей окраски
свидетельствует о наличии в растворе свободного йода I2.
Обработка результатов опытов. Отметить наблюдаемые
изменения в ходе реакции. Написать уравнения реакций и уравнять их
методом электронного баланса.
Лабораторная работа 12. Коррозия металлов
Цель работы. Изучить электрохимическую коррозию в кислой
и нейтральной средах; познакомиться с некоторыми методами защиты
от коррозии; приобрести навык в составлении уравнений
электрохимической коррозии в различных средах.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Коррозия цинка в присутствии меди (образование
макрогальванопары).
Налейте в пробирку 2 см3 раствора серной кислоты и опустите
кусочек цинка. Наблюдается ли выделение водорода? Погрузите в
пробирку медную проволоку, не дотрагиваясь до цинка. Наблюдается
ли выделение водорода из меди? Прикоснитесь медной проволокой к
кусочку цинка. Что изменилось? Дайте объяснения происходящему.
На каком металле выделяется водород? Какой из металлов
разрушается и является анодом, какой является катодом. Напишите
электронные уравнения анодного и катодного процессов.
Опыт 2. Коррозия оцинкованного и луженого железа.
В пробирку налейте до половины объема дистиллированной
воды и добавьте 1см3 2% серной кислоты и несколько капель раствора
25
красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Полученный раствор разделите
на две пробирки. В первую пробирку опустите кусочек оцинкованного
железа, во вторую - луженого железа (предварительно
процарапанные). Через 5-10 минут наблюдайте изменение окраски
раствора на поверхности металла. В каком случае железо
подвергается коррозии? Напишите электронные уравнения анодного и
катодного процессов в гальванических элементах цинк - железо и
олово - железо.
Опыт 3. Коррозия в результате различного доступа кислорода.
Очистите стальную пластину наждачной бумагой, промойте водой и
вытрите фильтрованной бумагой. На чистую поверхность нанесите
несколько капель 3 % NaCl раствора с добавлением красной кровяной
соли K3[Fe(CN)6] и фенолфталеина. Пластинку оставьте на 10 минут.
Через 10 минут проследите за появлением окрашивания в середине и
по окружности капли. Объясните, чем вызвано появление окраски в
середине и по центру. Напишите электронные уравнения анодного и
катодного процессов.
Опыт 4. Коррозия железа в различных электролитах.
Взять пять пробирок и в каждую налейте по 4-5 см3 следующих
жидкостей:
1 раствор хлорида натрия (pH~7);
2 раствор хлорида натрия и две капли раствора гидроксида
натрия (pH~13);
3 дистиллированной воды и две капли раствора серной кислоты
(pH~2);
4 дистиллированной воды (pH~5);
5 водопроводной воды из под крана (pH~8).
Во все пробирки добавьте по две капли раствора K3[Fe(CN)6].
Содержимое пробирок взболтайте и во все пять пробирок
одновременно опустите по гвоздю, предварительно зачищенному
наждачной бумагой. Наблюдайте через 2-5 мин, в каких пробирках
произошло посинение раствора около гвоздя. Объясните, какие ионы
являются ингибиторами, а какие активаторами коррозии железа.
Опыт 5. Протекторная защита.
Покажите схематически принцип протекторной защиты на
примере свинец - цинк.
Налейте в пробирку около 5 см3 0,4 М раствора уксусной
кислоты, добавить пять капель раствора йодида калия. Разлейте в две
пробирки. В одну пробирку поместите цинк и свинец, соединённые
контактно друг с другом. В другую - только свинец. В какой из
пробирок на поверхности свинца появляется желтое окрашивание
вследствие
образования
малорастворимого
PbI2.
Напишите
электронные уравнения анодного и катодного процессов в
гальваническом элементе цинк - свинец.
Опыт 6. Ингибиторы коррозии.
Налейте в три пробирки по 5 см3 соляной кислоты. В одну из
них добавьте таблетку измельченного
уротропина и сильно
26
взболтайте, в другую - 2 см3 40% раствора формалина. В каждую
опустите по две железные стружки. Что вы наблюдаете? Напишите
уравнение реакции взаимодействия железа с соляной кислотой.
Ингибированная соляная кислота почти утратила свою агрессивность,
но не утратила способности взаимодействовать с оксидами, гидратами
оксидов, солями. Слейте ингибированную кислоту в одну пробирку и
поместите в нее кусочек мрамора (CaCO3). Что происходит?
Напишите уравнения реакции.
Лабораторная работа 13. Электролиз солей
Цель работы. Изучение закономерностей электролиза водных
растворов электролитов.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Электролиз раствора хлорида олова.
Налейте в электролизер 0,5 М раствора SnCl2, погрузите
электроды и пропустите электрический ток, в течение нескольких
минут. Рассмотрите катод, убедитесь, что на нем выделилось олово.
Докажите образование свободного хлора в анодном
пространстве. Для этого через две-три минуты пропускания тока
выньте из электролизера анод и прилейте (быстро) немного йодистого
калия и крахмала. Составьте схему электролиза и уравнения реакций,
протекающих на электродах. Окончив опыт, погрузите электрод-катод
на пять минут в 10% раствор тиосульфата натрия (Na2S2O3), затем в
гидросульфит калия (KHSO3) и затем электрод промойте водой.
Опыт 2. Электролиз водного раствора иодида калия.
Налейте в электролизер раствор KI , затем опустите графитовые
электроды и подключите к источнику тока. Какое вещество
выделилось на катоде через несколько минут электролиза?
Выделяется ли газ на аноде? Напишите уравнение катодного и
анодного процессов с графитовыми электродами.
Опыт 3. Электролиз водного раствора сульфата натрия.
Заполните электролизер водным раствором сульфата натрия.
Добавьте 1-2 капли метилоранжа в прианодное пространство и 1-2
капли фенолфталеина в прикатодное пространство. Раствор не
перемешивать! Опустите графитовые электроды и подключите к
источнику тока. Наблюдайте на обоих электродах выделение газа и
изменение окраски в катодном и анодном пространствах. Какие ионы
окрасили раствор в катодном пространстве в малиновый цвет цвет?
Какой газ выделяется на катоде? Какие ионы раствора изменили цвет
в анодном пространстве? Какой газ выделяется на аноде?
Составьте схему электролиза водного раствора Na2SО4, укажите
электродные процессы и вторичные реакции.
Опыт 4. Электролиз раствора сульфата меди с нерастворимым
анодом.
27
В электролизер налейте 1М раствор CuSO4 и опустите
графитовые электроды. Включите ток, через несколько минут
наблюдайте выделение газа на аноде. Подвергся ли изменениям анод?
Составьте уравнения происходящих процессов на электродах.
Опыт 5. Электролиз раствора серной кислоты с растворимым
анодом.
В электролизёр налейте 1М раствор Н2SO4. В качестве анода
используйте медную пластину, катодом пусть служит графитовый
стержень. Во время электролиза наблюдайте за процессом,
протекающим на катоде. Обратите внимание на то, что в начале опыта
на катоде выделяются пузырьки водорода, а затем по мере
окрашивания раствора в голубой цвет скорость выделения водорода
уменьшается и одновременно катод начинает покрываться слоем
меди.
Дайте объяснение этим явлениям и составьте уравнения
реакций, протекающих на катоде и аноде. Поменяйте местами
электроды и проведите опыт как предыдущий. В чем отличие?
После окончания опыта погрузите угольный электрод на 3-4
минуты в 10% раствор Na2S2O3 (под тягой), а затем промойте его
водой.
Опыт 6. Определение полюсов.
На стеклянную пластину положите полоску фильтровальной
бумаги и нанесите на нее 2-3 капли раствора хлорида или сульфата
натрия и одну каплю фенолфталеина. Медные электроды,
соединенные с источником тока, прижимают к влажной бумаге на 3040 секунд.
Наблюдайте появление красного окрашивания около одного из
проводов. Катод или анод обнаружился появлением красной окраски?
Составьте уравнение реакции.
Возьмите раствор KI
и, добавив крахмал, наблюдайте
появление синего цвета. У какого полюса появилось это
окрашивание? Объясните наблюдаемые изменения и составьте
уравнение реакции.
Контрольные вопросы
1 Какие
вещества
называются
окислителями,
какие
восстановителями?
2 Почему все металлы проявляют только восстановительные
свойства, а неметаллы могут быть и окислителями, и
восстановителями?
3 Определите степень окисления азота и хлора в следующих
соединениях: HNO3, NO2, N2, NH4Cl, HCl, HClO, HClO4.
4 Почему ионы S-2 проявляют только восстановительные
свойства, атомы S0 - окислительные и восстановительными, а S+6 лишь
окислительные свойства?
28
5 Укажите в каких случаях происходят отдача электронов, в
каких прием:
S0 S-2
Fe0 Fe+2
Fe+3 Fe+2
Sn+2 Sn+4
S+6 S+4
N-3 N+5
6 Укажите в периодической системе элементы, обладающие
наиболее сильными восстановительными и окислительными
свойствами.
7 Напишите
уравнения
следующих
окислительновосстановительных реакций:
а) KМnO4 + Zn + H2SO4 …;
б) K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 …;
в) KMnO4 + NaI + H2SO4 ….
8 Из каких солей Pb(NO3)2; AlCl3; CuSO4; AgNO3; ZnSO4
металл может быть вытеснен железом?
9 Потенциал платинового электрода в соляной кислоте равен –
0,118В, чему равна концентрация кислоты?
10 Составить схемы гальванических элементов, в одном из
которых медь является анодом, а в другом катодом.
11 Вычислить активность иона Н+ в растворе, в котором
потенциал водородного электрода равен 236 мВ.
12 Потенциал электрода Pt, Н2 (раствор с рН = х) равен –295 мВ.
Чему равен х?
13 Вычислите электродный потенциал Сu 0,1 М СuSO4, если
степень диссоциации CuSO4 = 40%.
14 Что называется коррозией?
15 Какие причины вызывают коррозию металлов?
16 Чем отличается электрохимическая коррозия от химической?
17 Объясните процессы окисления на анодных участках
металлов и процессы восстановления на катодных участках.
18 Что называется катодной деполяризацией? Как происходит
водородная и кислородная деполяризация?
19 Почему химически чистый цинк очень медленно вытеснят
водород из кислот, а технический интенсивно вытесняет? Ответ
мотивируйте.
20 Какая из ниже приведенных схем является схемой коррозии
луженного железа в кислой среде?
1) Fe0 - 2e Fe+2
2H+ + 2e H2
2) Sn - 2e Sn+2
2H+ + 2e H2
3) Sn - 2e Sn+2
2Н2О + О2 +4е 4ОН-
4) Fe0 - 2e Fe+2
2Н2О + О2 +4е 4ОН-
21 Какой процесс называют электролизом?
29
22 Какие вещества можно восстановить из водных растворов
на катоде?
23 Почему нельзя восстановить ионы активных металлов из
водных растворов?
24 Что такое нерастворимый, растворимый анод?
25 Для каких целей используют в технике процесс электролиза?
Литература
1 Ахметов Н.С., и др. Лабораторные и семинарские занятия по
общей и неорганической химии. – М.: Высшая школа, 2003. – 367 с.
2 Браун Т., Лемей Г.Ю. Химия - в центре наук: В 2-х частях.
Ч.1/ Пер. с англ. – М.: Мир, 1983. – 448 с.
3 Браун Т., Лемей Г.Ю. Химия - в центре наук: В 2-х частях. Ч.2/
Пер. с англ. – М.: Мир, 1983. – 520 с.
4 Коровин Н.В. Задачи и упражнения по общей химии. – М.:
Высшая школа, 2003. – 255 с.
5 Левант Г.Е., Райцын Г.А. Практикум по общей химии. - 4-е
изд., переработ. и доп. – М.: Высшая школа, 1971. – 336 с.
6 Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. Учеб. для
хим.-технол.спец.вузов / Под ред. А.Г. Стромберга. – 2-е изд., перераб.
и доп. – М.: Высшая школа, 1988. – 496 с.
7 Фримантл М. Химия в действии. В 2-х ч. Ч.1/ Пер. с англ. –
М.: Мир, 1998. – 528 с.
8 Фримантл М. Химия в действии. В 2-х ч. Ч.2/ Пер. с англ. –
М.: Мир, 1998. – 620 с.
9 Хаускрофт К., Констебл Э. Современный курс общей химии.
В 2-х т. Т.1/ Пер. с англ. – М.: Мир, 2002. – 540 с.
10 Хаускрофт К., Констебл Э. Современный курс общей химии.
В 2-х т. Т.2/ Пер. с англ. – М.: Мир, 2002. – 528 с.
11 Хомченко И.Г. Общая химия. Сборник задач и упражнений.
Учеб. пособие. – М.: Новая волна, 2001. – 256 с.
30
