Методика проведения опытов. Кислоты, их получение и свойства

Кислоты, их получение и свойства

Опыт 1: Получение кислоты при взаимодействии соли с кислотой

Поместить в пробирку небольшое количество ацетата натрия и прибавить к нему 3 – 4 капли раствора серной кислоты. Отметить характерный запах. Какая кислота образуется? Написать уравнение реакции.

Опыт 2: Взаимодействие кислот с металлами

В пробирку поместить небольшой кусочек цинка. Добавить 1 – 2 мл соляной кислоты. Объяснить наблюдения, записать уравнения реакции.

Соли, их получение и свойства

Опыт 1: Получение средней соли реакцией нейтрализации

Налить в колбочку на 50 мл 3 мл 0,5 н раствора гидроксида натрия и прибавить одну каплю индикатора метилового оранжевого. Затем добавлять по каплям при перемешивании 0,5 н раствор соляной кислоты. Кислоту приливать до изменения цвета индикатора из желтого в оранжевый. Объясните изменение окраски индикатора. Какую реакцию среды будет иметь раствор в момент изменения окраски? Написать уравнение реакции.

Опыт 2: Получение основных солей

Налить в пробирку 2 мл раствора сульфата меди (II), добавить несколько капель раствора гидроксида аммония. Выпадает зеленовато-голубой осадок основной соли (CuOH)₂SO₄. Написать уравнение реакции.

Налить в пробирку 2 мл раствора хлорида кобальта (II), прибавить несколько капель 2 н раствора щелочи. В пробирке образуется синий осадок основной соли. При добавлении избытка щелочи образуется розовый осадок гидроксида кобальта (II). Написать уравнения реакций.

Опыт 3: Получение солей взаимодействием нерастворимого основания с кислотой

К 2 мл раствора хлорида железа (III) прибавить раствор гидроксида натрия до образования осадка. К осадку прибавить по каплям раствор соляной кислоты. Объяснить наблюдаемые явления, написать уравнения реакций.

Опыт 4: Получение солей взаимодействием солей с металлами

В две пробирки с растворами сульфата меди (II) и сульфата натрия поместить по небольшому кусочку цинка. Что наблюдается? Объяснить различное отношение растворов солей к цинку. Написать уравнение реакции.

Опыт 5: Получение солей взаимодействием двух солей

В пробирку, содержащую 1 мл раствора нитрата или ацетата свинца добавить раствор хлорида натрия до образования осадка. Написать уравнение реакции.

Опыт 6: Получение кислых солей

Через раствор гидроксида кальция (известковая вода) пропустить углекислый газ из аппарата Киппа. Наблюдать образование осадка средней соли, а затем его растворение вследствие образования кислой соли. Написать уравнения реакций. К прозрачному раствору добавить известковой воды до образования осадка. Написать уравнение реакции.

Необходимый уровень подготовки студентов

1. Знать номенклатуру основных классов неорганических соединений, в том числе традиционные названия наиболее распространенных кислот и их солей.

2. Знать классификацию и взаимосвязь между основными классами неорганических соединений, способы их получения и свойства.

3. Уметь составлять химические формулы по названию вещества и давать название веществу по его химической формуле.

Уметь писать уравнения реакций, отражающие химические свойства оксидов, гидроксидов, солей. Знать условия протекания до конца реакций ионного обмена

Задания для самоконтроля

1. Составьте формулы средних и кислых бариевых солей следующих кислот: H₂SO₄; H₂S_; H₃PO₄; H₂SO₃; H₂C₂O₄; H₂Cr₂O_7. Назовите эти соли.

2. Изобразите графические формулы следующих солей: MgSO₃; Ca(HCO₃)_2; Na₂HPO₄; (CuOH)₂SO₄; (CuOH)₂CO₃; KaAl(SO₄)₂; KFe[Fe(CN)₆]. Назовите эти соли.

3. Определите класс и назовите соли: Al(OH)Cl₂; (CuOH)₂CO₃; Bi(OH)₂NO₃; ZnOHCl; Ca₃(PO₄)₂; CaHPO₄; Ca(H₂PO₄)₂.

4. Назовите следующие соли железа и напишите их графические формулы: Fe₂(SO₄)₃; FeOHCl; [Fe(OH)]₂SO₄; FeHPO_4’ FeOHSO_4.

5. Составьте формулы следующих солей: дигидрофосфат кальция, гидрокарбонат кальция, сульфат гидроксоалюминия, сульфит бария, сульфид бария, гидросульфид бария.

6. Составьте формулы всех кальциевых солей фосфористой кислоты и назовите их.

Лабораторная работа №5

Тема: Кинетика химических реакций

Цель работы:изучение скорости химической реакции и ее зависимости от различных факторов: природы реагирующих веществ, концентрации, темпе­ратуры .

Оборудование и реактивы:химический стакан, термометр, штатив с пробирками, электроплитка, лучина, дистиллированная вода, 0,1М раствор НС1, 1,0 н, раствор H₂SO₄, 0,05 н раствор Na₂S₂O₃, мел.

Теоретические пояснения

Кинетика – наука о скорости химических реакций. Скоростью химической реакции называют изменение концентра­ции реагирующего вещества в единицу времени. Скорость реакции зависит от ряда факторов: природы реагирующих веществ, концентрации реагирующих веществ, темпе­ратуры, наличия катализатора.

1) Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению кон­центраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. Например, для реакции

Н₂(г) + I₂ (г) → 2HI(г)

закон действующих масс может быть записан где — скорость химической реакции; — константа скорости; и концентрации реагирующих веществ.

Реакции в гетерогенной системе осуществляются на поверхности раздела между фазами. Поэтому скорость гетерогенных реакций при постоянной температу­ре зависит не только от концентрации веществ, но и от площади поверхности раздела. Так, для реакции:

С(к) + О₂(г) → СО₂(г)

закон действующих масс имеет вид где - константа скорости; - концентрация кислорода; S - площадь поверхности раздела между фазами.

2) Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа:

где v₁ и v₂ скорости реакции при Т₂ и Т₁, - температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10 ^оС.

3) Одним из методов ускорения химической реакции является катализ, который осуществляется при помощи веществ (катализаторов), увеличивающих скорость реакции, но не расходующихся в результате ее протекания.

Механизм действия катализатора сводится к уменьшению величины энергии активации реакции, т.е. к уменьшению разности между средней энергией активных молекул (активного комплекса) и средней энергией молекул исходных веществ. Скорость химичес­кой реакции при этом увеличивается.