Лабораторные работы (18 час.)

СОДЕРЖАНИЕ ПРАКТИЧЕСКОЙ ЧАСТИ КУРСА

Лабораторная работа №1.Классы неорганических соединений (2 час.)

Лабораторная работа №2.Определение молярной массы эквивалента металла (2 час.)

Лабораторная работа №3.Определение теплового эффекта химической реакции (2 час.)

Лабораторная работа № 4.Химическая кинетика. (2 час.)

Лабораторная работа № 5, 6. Равновесия в водных растворах электролитов (4 час.)

Лабораторная работа № 7. Электрохимические процессы (2 час.)

Лабораторная работа № 8. Коррозия металлов (2 час.)

Лабораторная работа № 1. Классы неорганических соединений (2 часа)

Цель работы: познакомить студентов с правилами работы в химической лаборатории, мерами предосторожности при работе с агрессивными веществами, средствами противопожарной безопасности, правилами оформления лабораторного отчета. Исследование химических свойств основных классов неорганических соединений.

Следует уметь: составлять ионно-молекулярные уравнения реакций обмена; составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций; объяснять, какую информацию несет уравнение химической реакции.

Контрольные вопросы и задания:

1. Напишите формулы оксидов, соответствующих гидроксидам: H₂SiO₃, Cu(OH)₂, H₃AsO₄, HMnO₄, Al(OH)₃.

2. Для оксидов CrO, Cr₂O₃, CrO₃ приведите формулы соответствующих гидроксидов.

3. Охарактеризуйте свойства (основные, кислотные, амфотерные) следующих соединений: ZnO, Cr(OH)₃, Ba(OH)₂, CO₂.

4. Какие кислоты могут быть получены непосредственным взаимодействием с водой следующих оксидов: SO₂, SO₃, N₂O₅, NO₂?

5. Какие из перечисленных кислот образуют кислые соли: HBr, H₂S, H₃AsO₄?

6. Какие из приведенных оснований образуют основные соли: Cu(OH)₂, NaOH, Al(OH)₃?

7. Составьте формулы средних и основных солей для гидроксида железа (III) и гидроксида цинка.

8. Составьте уравнения реакций, приводящих к образованию солей: KHSO₃, K₂SO₃, CuOHCl, CuCl₂.

9. Приведите графические формулы следующих соединений: Mn(OH)₂, KMnO₄, H₂SeO₄, K₂HPO₄, SO₃.

Экспериментальная часть

Оксиды. Получение и свойства.

Опыт №1Поместите небольшое количество порошка серы в ложку для сжигания, нагрейте в пламени спиртовки до воспламенения, внесите в коническую колбу емкостью 250 мл, в которой находится 10 мл дистиллированной воды, и прикройте пробкой. После прекращения горения оксид растворите в воде, встряхивая колбу. Определите реакцию среды, добавив в раствор 2-3 капли метилоранжа. Напишите уравнения реакций.

Опыт №2Небольшие количества оксида цинка обработайте отдельно 2-3 мл концентрированной щелочи и соляной кислоты. Сделайте вывод о характере оксида цинка, напишите уравнения реакций.

Гидроксиды. Получение и свойства.

Опыт №3Поместите в пробирку порошок оксида кальция и прибавьте 2-3 мл воды, затем – 2-3 капли фенолфталеина. Напишите уравнение реакции.

Опыт №4 Добавьтев пробирку с раствором хлорида хрома (III) небольшое количество щелочи до образования зеленовато-серого осадка гидроксида хрома (III). Полученный осадок разлейте в две пробирки: в одну прибавьте раствор соляной кислоты, в другую – избыток щелочи. Объясните происходящие явления, напишите уравнения реакций. Аналогичные опыты проделайте с растворами хлорида железа (III) и хлорида алюминия.

Кислоты. Получение и свойства.

Опыт №5К раствору силиката натрия прилейте разбавленный раствор соляной кислоты. Что выпадает в осадок? Напишите уравнение реакции.

Соли. Получение и свойства.

Опыт №6К раствору хлорида бария прибавьте небольшое количество раствора сульфата натрия до образования осадка. Напишите уравнение реакции.

Опыт №7К насыщенному раствором карбоната натрия прибавьте раствор соляной кислоты. Определите, какой газ выделяется. Напишите уравнение реакции.

Лабораторная работа №2. Определение молярной массы эквивалента металла (2 часа)

Цель работы: использование закона эквивалентов для определения молярной массы эквивалента металла.

Рекомендации: при подготовке к работе необходимо уделить внимание понятиям: эквивалент, молярная масса эквивалента и закону эквивалентов, а также обозначениям и единицам измерения физических величин.

Важнейшие понятия: атом, молекула, ион, эквивалент; относительная атомная масса, молекулярная масса, моль, фактор эквивалентности (число эквивалентности), молярная масса, молярный объем, молярная масса эквивалентов вещества, молярный эквивалентный объем.

Следует уметь: давать определения важнейшим понятиям; формулировать стехиометрические законы: определять эквивалент вещества в кислотно-основных и окислительно-восстановительных реакциях; рассчитывать молярные массы эквивалентов веществ; пользоваться для расчетов законом эквивалентов; объяснять, какую информацию несет уравнение химической реакции.

Контрольные вопросы и задания

1. Дайте определения атому, молекуле, иону, эквиваленту.

2. Почему эквивалент является условной частицей? Поясните термин «фактор эквивалентности».

3. Определите фактор эквивалентности серной кислоты и гидроксида натрия в кислотно-основных реакциях.

4. Рассчитайте молярные массы эквивалентов в реакциях обмена, для веществ: Са(ОН)₂, Н₃BО₃, К₂Сr₂O₇.

5. Вычислите молярную массу эквивалента Н₃РО₄ в реакциях обмена, если известно, что образуются только кислые соли.

6. 4,08г металла вытесняют из кислоты 1,4л водорода, измеренного при н.у. Эта же масса металла вытесняет 12,95г свинца из растворов его солей. Вычислите молярную массу эквивалента свинца.

7. Мышьяк образует два оксида, массовая доля мышьяка в которых соответственно равна 65,2 и 75,7%. Рассчитайте молярную массу эквивалентамышьяка в каждом оксиде.

Экспериментальная часть

В работе для нахождения молярной массы эквивалента металла используется метод вытеснения водорода из кислоты с последующим измерением его объёма. Необходимо учитывать, что водород находится в смеси с парами воды, поэтому требуется ввести поправку на парциальное давление водяных паров при температуре проведения опыта.

Методика выполнения опыта

В коническую пробирку налейте 5 мл разбавленного раствора соляной кислоты при помощи дозатора. Пробирку с кислотой осторожно наклоните и положите навеску металла, следя за тем, чтобы металл преждевременно не попал в кислоту. В таком положении пробирку закройте пробкой с газоотводной трубкой, ранее присоединенной к бюретке (1). Необходимо отметить уровень жидкости в бюретке (1) до начала реакции. Встряхнув пробирку, погрузите металл в кислоту. Наблюдайте выделение водорода и вытеснение воды из рабочей бюретки в сообщающуюся с ней напорную бюретку (2). По окончание реакции определите конечный уровень воды в бюретке (1) и рассчитайте объём выделившегося водорода. Результаты эксперимента оформите в виде таблицы (таблица 1).

Экспериментальная часть

Методика проведения опыта

Тепловой эффект реакции нейтрализации определяется в простейшем калориметре. Объемы исходных веществ приведены в таблице 1 согласно варианту.

Таблица1. Объемы исходных веществ

Вариант
Объем кислоты, мл
Объем щелочи, мл

При помощи мерного цилиндра поместите раствор одного из реагирующих веществ во внутренний стакан калориметра. Термометром измерьте начальную температуру раствора Т_н. После этого через воронку прилейте второй компонент реакции, отмеренный также с помощью мерного цилиндра. После немедленного перемешивания отметьте самую высокую температуру Т_к. Результаты измерений и расчетов оформите в виде таблицы 2.

Экспериментальная часть

Таблица 2. Результаты экспериментов и расчетов

Измеренные и расчетные величины	Обозначение	Единица измерения	Значение
Объем кислоты
Объем щелочи
Концентрация кислоты
Концентрация щелочи
Начальная температура
Конечная температура
Удельная теплоемкость воды
Количество образовавшейся воды
Тепловой эффект (опытн.)^*
Изменение энтальпии (опытн)^**
Изменение энтальпии (расчетн)

*) Тепловой эффект рассчитывается по уравнению: Q = (m₁ + m₂) С·ΔT + W∆T, где m₁ и m₂ – массы кислоты и щелочи (ρ = 1г/см³); С – удельная теплоемкость разбавленного водного раствора (воды) 4,184 Дж/г·К; ∆T – изменение температуры, W – постоянная калориметра (140,6 Дж/К).

**) Изменение энтальпии: Лабораторные работы (18 час.) - student2.ru кДж/моль, где Q - тепловой эффект (опытный); v - количество образовавшейся воды.

Вычисление относительной погрешности опыта, %:

∆ Лабораторные работы (18 час.) - student2.ru

Погрешность опыта___________________________________________

Вывод:_______________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________________________________________

Приложение 1. Стандартные термодинамические величины

Вещество	ΔН⁰ _обр., кДж/моль	S⁰_o6р., Дж/(моль • К)
НСl	-167,46	55,10
HN0₃	-173,20	156,16
NaOH	-469,60	49,66
КОН	-481,15	91,96
КСl	-418,67	157,60
KN0₃	-457,78	248,9
NaCl	-406,12	115,30
NaN0₃	-446,23	206,60
H₂0	-285,84	70,10

Лабораторная работа № 4. Химическая кинетика (2 часа)

Цель работы: исследование зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ и температуры.

Рекомендации: познакомьтесь с теоретическими основами работы по литературным источникам.

Важнейшие понятия: истинная и средняя скорости, константа скорости, кинетическое уравнение, молекулярность и порядок реакции, энергия активации, кинетические условия самопроизвольно протекающих процессов, механизм реакции, обратимые и необратимые реакции.

Следует уметь: записывать кинетическое уравнение для гомогенной и гетерогенной реакции; рассчитывать скорость химической реакции в начальный момент и на момент, когда прореагировала часть веществ; определять изменения скорости при изменении концентрации вещества, температуры и давления; рассчитывать энергию активации и константы скорости;

Контрольные вопросы и задания

1. Какие факторы влияют на скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах?

2. Как влияет химическая природа реагирующих веществ на скорость химических реакций? Приведите примеры.

3. От каких факторов зависит константа скорости химической реакции?

4. Сформулируйте и запишите закон действующих масс для реакции:

2NO_(г) + O_2(г) = 2NO_2(г)

5. Почему температура влияет на скорость химических реакций? Какизменяется скорость гомогенной реакции при повышении температуры на 40°С, если температурный коэффициент равен 2?

6. Что называется энергией активации? В каких единицах она выражается? Какая из двух реакций протекает с большей скоростью?

СО + Н₂О = СО₂ + H₂ (энергия активации 98 кДж/моль) (1)

2HI = Н₂ + I₂(энергия активации 186,4 кДж/моль) (2)

Экспериментальная часть

Методика выполнения опыта

Приготовьте три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три пробирки налейте: в первую – 1 мл раствора Na₂S₂O₃ и 2мл Н₂О; во вторую – 2 мл Na₂S₂O₃ и 1 мл Н₂О; в третью – 3 мл того же раствора Na₂S₂O₃. Затем в каждую пробирку добавьте по 1 мл раствора H₂SO₄ и измерьте время в секундах от момента добавления кислоты до появления первых признаков помутнения вследствие образования серы. Результаты опытов занесите в таблицу 1 и постройте график зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия.

Методика выполнения опыта

В три пробирки налейте по 2 мл раствора Na₂S₂O₃, каждую поставьте в стакан с горячей водой, соблюдая интервал температур воды в 10⁰С, и через 3 – 5 минут измерьте температуру в стаканах термометром. Добавьте в каждую пробирку по 1 мл раствора H₂SO₄ и отметьте время от момента добавления кислоты до появления первых признаков помутнения. Результаты опытов внесите в таблицу 2 и постройте график, откладывая по оси абсцисс – температуру, а по оси ординат относительную скорость (величину, обратную времени).

Рассчитайте средний температурный коэффициент реакции, используя правило Вант-Гоффа в заданном интервале температур.

Для графического расчета энергии активации постройте зависимость Лабораторные работы (18 час.) - student2.ru и по тангенсу угла наклона прямой определите энергию активации данной реакции.

Химическая кинетика

Теоретические основы работы

Химическое равновесие ____________________________________ __________________________________________________________________

Термодинамическое и кинетическое условия равновесия:____________ __________________________________________________________________

Виды химических равновесий:___________________________________ _______________________________________________________________

Количественная оценка состояния равновесия: _____________________ ________________________________________________________________

Связь между К_равн и свободной энергией: __________________________

Принцип смещения равновесия _________________________________ _________________________________________________________________ __________________________________________________________________

Типы ионообменных реакций (приведите примеры):

1) образование малодиссоциированных соединений (в том числе гидролиз) _________________________________________________________ _______________________________________________________________

2) образование труднорастворимых соединений __________________ _______________________________________________________________

3) образование прочных комплексных ионов _____________________ ________________________________________________________________

4) выделение газообразных продуктов ____________________________ _______________________________________________________________

Связь ПКИ и ПР при:

образовании осадка ______________________________________________

растворении осадка _________________________________________________

Экспериментальная часть

ПОМНИТЕ, ЧТО В ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫХ УРАВНЕНИЯХ ЧАСТИЦЫ ЗАПИСЫВАЮТСЯ В ФОРМАХ, СООТВЕТСТВЕННО ИХ СУЩЕСТВОВАНИЮ В РАСТВОРЕ: СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ В ВИДЕ ИОНОВ; СЛАБЫЕ – В ВИДЕ МОЛЕКУЛ; КРИСТАЛЛИЧЕСКАЯ ФАЗА ЗАПИСЫВАЕТСЯ СООТВЕТСТВЕННО СОСТАВУ МОЛЕКУЛЫ.

Опыт 1. Определение характера среды. Сравнение силы СН₃СООН и HCl.

Определите рН следующих растворов: Н₂О_(дист), HCl (0,1 M); CH₃COOH (0,1 M). Для этого в чистые сухие пробирки поместите по 0,5 мл исследуемых растворов и прибавьте 1 – 2 капли универсального индикатора. По цветной шкале окраски индикатора определите рН. Рассчитайте равновесные концентрации Н⁺ и ОН^-. Сделайте вывод о характере диссоциации сильных и слабых электролитов. Опустите в пробирки с кислотами кусочек металлического цинка. Что наблюдаете? Результаты опыта представьте в таблице 1.

Таблица 1.

Описание процесса	Сравниваемые кислоты
HCl	CH₃COOH	Н₂О
Уравнение диссоциации
Константа диссоциации
рН
[H⁺], [OH^-]
Наблюдения

Вывод:

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Опыт 3. Образование труднорастворимого соединения

Получите гидроксиды меди (II) и никеля (II). Для этого возьмите растворы соответствующих солей и раствор щелочи. Раствор щелочи прибавьте по каплям к раствору соли до образования заметного количества осадка. Объясните результат опыта и отметьте цвет осадка. Осадки сохраните для опыта 4.

Запишите ионные и молекулярные уравнения реакций. Сформулируйте условия протекания ионных реакций практически необратимо и до конца.

_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Вычислите ΔG_х.р. и К_равн исследуемых реакций в стандартных условиях. Назовите аналитический сигнал, указывающий на сдвиг равновесия.

Вывод:

Опыт 4. Реакции образования комплексных ионов

Слейте раствор над каждым из осадков, полученным в опыте 3. К осадку гидроксида меди прибавьте конц. раствор аммиака; к осадку гидроксида никеля – раствор NH₄SCN до полного растворения осадка. Отметьте цвет образующихся растворов. Напишите молекулярные уравнения реакций. Назовите аналитический сигнал, указывающий на сдвиг равновесия.

Запишите уравнения первичной и вторичной диссоциации полученных комплексов и выражение констант нестойкости.

Вывод:

Опыт 5. Образование газообразных и летучих соединений

Внесите в пробирку 3 – 4 капли раствора карбоната натрия и такой же объем раствора серной кислоты. Назовите аналитический сигнал, указывающий на сдвиг равновесия. Запишите ионно-молекулярное уравнение реакции.

Выводы:

Лабораторная работа № 6. Электрохимические процессы (2 часа)

Цель работы:познакомиться с процессами взаимопревращения химической и электрической энергий.

Рекомендации:повторите теорию окислительно-восстановительных процессов, условия самопроизвольного протекания химических реакций.

Важнейшие понятия:электрод, типы электродов, стандартный электродный потенциал, водородная шкала потенциалов, равновесный электродный потенциал, гальванический элемент, электрохимическая схема элемента, электродвижущая сила элемента, электролиз, анод (инертный и растворимый), катод, последовательность электродных процессов, выход по току, электрохимический эквивалент.

Следует уметь: определять тип электрода; составлять электрохимические схемы элементов с привлечением стандартных потенциалов; записывать уравнение реакций, протекающих на электродах; рассчитывать равновесный потенциал по уравнению Нернста, электродвижущую силу элемента; связывать ее со свободной энергией Гиббса; записывать уравнения реакций, протекающих на аноде и катоде при электролизе растворов и расплавов; проводить количественные расчеты, используя законы Фарадея.

Контрольные вопросы и задания

1.Что такое электрод?

2. Каковы причины возникновения электродного потенциала?

3. Почему одни металлы при погружении в раствор собственной соли заряжаются отрицательно, а другие положительно?

4. Вычислите с помощью формулы Нернста электродный потенциал цинка, погруженного в раствор его соли с концентрацией ионов Zn²⁺ 0,01 моль/л.

5. Определите потенциал водородного электрода, если концентрация ионов H⁺ в растворе равна 3,8 10^-3 моль/л.

6. Охарактеризуйте окислительные свойства катионов водорода (H⁺) по отношению к металлам в нейтральной, щелочной и кислой средах.

7. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых цинк – отрицательный электрод, в другом – положительный.

8. Составлена концентрационная гальваническая цепь:

Pt, H₂/ 0,001 н НСООН || 1н СН₃СООН / Н₂, Pt.

Константы диссоциации кислот равны: К_{муравьин} = 1,77 10^-4;К_уксусн= 1,75 ·10^-5. Определите ЭДС цепи.

9. Предложите гальванический элемент с максимально возможным ЭДС, пользуясь рядом стандартных электродных потенциалов. Укажите электродные процессы и приведите суммарную токообразующую реакцию.

10. Запишите схему электролиза водного раствора ZnSO₄, анод – инертный.

11. При токе силой 2 А в течение 40 минут на катоде выделилось 4,54 г некоторого металла. Вычислите электрохимический эквивалент этого металла в г/(А ч).

12. Выход по току при получении металлического кальция при электролизе расплава хлорида кальция составил 70 %. Какое количество электричества надо пропустить через электролизер, чтобы получить 200 г кальция?

Экспериментальная часть

Теоретические основы работы

Коррозия как процесс самопроизвольный, протекает одновременно по всем возможным механизмам. Микроэлемент может возникнуть в любой точке изделия: достаточно попадания капли раствора на место соприкосновения двух металлов.

При электрохимической коррозии одни участки поверхности металла служат анодами, другие – катодами. Роль анода выполняет более активный металл, имеющий меньшую величину электродного потенциала. На анодных участках происходит окисление металла и электроны перемещаются на катодные участки, где происходит деполяризация окислителя агрессивной среды. Наиболее часто встречаются катодные процессы, связанные с деполяризацией кислорода (схемы 1 и 2) или ионов водорода, (схема 3) в зависимости от значения рH среды.

О₂ + 2Н₂О + 4е = 4ОН^-, (1)

О₂ + 4Н⁺ + 4е = 2Н₂О (2)

2Н⁺ + 2е = Н₂, (3).

Контрольные вопросы и задания:

1. Каковы особенности электрохимической коррозии? В чем ее отличие от химической коррозии? Какую роль играют оксидные пленки в поведении металлов Zn, Cr, Fe?

2. Сравните химическую стойкость железа в контактах с алюминием и оловом.

3. Алюминиевая деталь находится в постоянном контакте с медным токопроводом в условиях повышенной влажности в воздушной среде. Определите анод и катод, напишите электродные процессы.

4. В поверхностном слое стальной отливки находятся вкрапления углерода. Рассмотрите электродные процессы, протекающие в ходе коррозии изделия в нейтральной и кислой среде.

Коррозия металлов

Цель работы: изучение важнейших процессов, протекающих при коррозии металлов; защита металлов от коррозии.