Волгодонский инженерно-технический институт – филиал НИЯУ МИФИ

Волгодонский инженерно-технический институт – филиал НИЯУ МИФИ

Методические указания для выполнения лабораторных работ

По химии

Е.И.Шаврак

Волгодонск 2014

Содержание

Общие правила работы в лаборатории
Правила оформления отчета о лабораторных работах
Лабораторная работа 1. Определение эквивалентной массы металла по объему вытесненного водорода.
Лабораторная работа 2. Зависимость свойств элементов от положения в периодической системе Д.И.Менделеева
Лабораторная работа 3. Классы соединений и химическая связь
Лабораторная работа 4. Определение теплового эффекта химического процесса
Лабораторная работа 5. Скорость химических реакций и химическое равновесие
Лабораторная работа 6. Водородный показатель среды. Гидролиз солей
Лабораторная работа 7.Жесткость воды и способы ее устранения
Лабораторная работа 8.Окислительно-восстановительные реакции
Лабораторная работа 9.Органические вещества

ОБЩИЕ ПРАВИЛА РАБОТЫ В ЛАБОРАТОРИИ

Каждый студент, работающий в химической лаборатории, должен строго соблюдать следующие правила работы:

1. Перед каждой лабораторной работой изучить относящийся к ней теоретический материал.

2. Проводить опыты только после внимательного прочтения полного описания работы и уяснения техники её выполнения.

3. Приступать к работам в химической лаборатории только после изучения правил по технике безопасности, получения инструктажа от преподавателя и росписи в журнале по технике безопасности.

4. Все лабораторные работы выполнять индивидуально или группами по 2-3 человека.

5. Не расходовать реактивов больше требуемого количества, это даёт экономию реактивов и времени.

6. Неизрасходованные или взятые в избытке реактивы нельзя выливать в склянки, их надо сдавать лаборанту.

7. Не загромождать рабочее место. Запрещается класть на стол портфели, книги, свёртки, тубусы и т.п.

8. Не уносить приборы, аппараты, реактивы общего пользования на своё рабочее место. Принять за правило: каждый предмет или реактив ставить на своё место немедленно после использования.

9. Концентрированные кислоты, щёлочи, отработанную хромовую смесь ни в коем случае не выливать в раковину, а выливать их в специально отведённые стеклянные банки под тягой. Бумагу и отходы твёрдых веществ, бросать в урны или в банки.

10. Все работы с вредными веществами проводить только под тягой. Под тягой наливать концентрированные кислоты и щёлочи и не выносить их на рабочее место.

11. Не путать пробки от склянок и пипетки для взятия реактивов.

12. Соблюдать в лаборатории тишину. Во время работы не разговаривать с соседом.

13. Горячие приборы и сосуды ставить только на специальные подставки, а не прямо на стол.

14. По окончании работ вымыть химическую посуду, тщательно убрать рабочее место, выключить воду, электричество и газ.

15. Всегда вести запись проведённых работ. Пока выполненный опыт не записан, не переходить к следующему.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТА (ЭКВИВАЛЕНТНОЙ МАССЫ) МЕТАЛЛА ПО ОБЪЁМУ ВЫТЕСНЕННОГО ВОДОРОДА

Ц е л ь р а б о т ы: Ознакомиться с методикой определения и расчёта молярной массы эквивалента металлов.

О б о р у д о в а н и е и м а т е р и а л ы: штатив, две бюретки на 50 см³, пробирка с газоотводной трубкой, термометр, барометр, аналитические весы и разновесы; навеска металла около 0,01 г; 2,5 М раствор НС1.

Методика выполнения работы

По объёму вытесненного водорода можно определить молярные массы эквивалентов активных металлов (магния, алюминия, цинка и т.д.), способных вытеснять водород из разбавленных кислот.

Прибор для определения молярной массы эквивалента металлов изображён на рис. 1.1. и состоит из:

1) двух бюреток на 50 см³, соединённых резиновой трубкой;

2) реакционной пробирки;

3) газоотводной трубки;

4) штатива.

Налить в пробирку 4-5 см³ 2,5 М раствора хлористоводородной кислоты, 5 капель раствора Со(NO₃)₂ – катализатора. Навеску металла количественно перенести в пробирку c кислотой, которую плотно присоединить к прибору. Тотчас начинается выделение водорода и вода вытесняется из правой бюретки в левую. Пока идёт реакция, записать показания барометра и термометра; по табл. 1 определить давление насыщенных паров воды.Когда весь металл растворится, прекратится понижение уровня воды в бюретке. Окончательный точный отсчёт показаний бюретки производится после охлаждения пробирки до комнатной температуры (через 3-5мин.).

Результаты измерений записывают по форме:

Масса металла, m=..., г

Показания бюретки до проведения реакции V₁=..., см³

Показания бюретки после реакции V₂=..., см³

Объём выделившегося водорода V_H2 =V₂ – V₁=..., см³

Температура окружающей среды t=..., ° С; Т=273 +t= ..., К

Атмосферное давление Р=..., Па

Давление насыщенных паров воды = ..., Па

Парциальное давление водорода = - = ..., Па

Объём выделившегося водорода приводят к нормальным условиям на основании уравнения состояния идеального газа, объединяющего законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

где P₀ - нормальное давление, равное 101325 Па; Vo - объём газа при нормальных условиях, см³; То - 273 К; - парциальное давление сухого водорода; - объём газа в условиях опыта; Т - температура опыта по абсолютной шкале температур.

Таким образом, объём водорода, приведённый к нормальным условиям, определяется по уравнению:

;

По закону эквивалентов в случае, когда одно из реагирующих веществ находится в твёрдом состоянии, а второе - в газообразном, молярная масса эквивалента металла определяется по формуле:

где m - масса металла; М_Эоп - молярная масса эквивалента металла; Vo -объём газа, приведённый к нормальным условиям; V_э - молярный объём эквивалента газа.Молярный объём эквивалента водорода, составляющий объёма его моля, занимает при нормальных условиях 11200 см³/моль.

Таблица 1.

Давление насыщенного водяного пара в равновесии с водой

Затем студенты вычисляют теоретическую величину молярной массы эквивалента металла и находят относительную ошибку определения:

В конце работы записываются выводы.

Контрольные вопросы.

1. Что называется молярной массой эквивалента элемента? В каких единицах измеряется молярная масса эквивалента?

2.. Сформулируйте закон эквивалентов. Выразите его математически.

3. Какие факторы оказывают влияние на точность определения молярной массы эквивалента металла при взаимодействии его с кислотой?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №2

Методика выполнения работы

Опыт №1. Взаимодействие щелочных металлов с водой.

Налить в фарфоровую чашку немного воды, опустить в неё кусочек натрия и быстро прикрыть чашку часовым стеклом или воронкой. (Осторожно! Брызги щёлочи могут попасть на открытые участки кожи человека и одежды). После окончания реакции прилить к полученному раствору 2-3 капли фенолфталеина. Написать уравнение протекающей реакции.

Опыт №2. Действие воды на металлический магний.

Поместить в пробирку стружку металлического магния, добавить немного воды и 2-3 капли раствора фенолфталеина. Обратить внимание, что цвет раствора практически не изменяется. Затем следует нагреть пробирку. Отметить изменение окраски раствора. Сделать выводы относительно щелочных свойств гидроксида магния и написать уравнение протекающей реакции.

Опыт №3. Амфотерность металлического алюминия.

Поместить кусочек металлического алюминия в пробирку, прилить немного воды и 2-3 капли фенолфталеина. Убедиться в том, что ни в обычных условиях, ни при нагревании алюминий с водой практически не взаимодействуют. Затем поместить в две другие пробирки по кусочку алюминия. В одну из них прилить разбавленную соляную кислоту, в другую -раствор крепкой щёлочи NaOH. Пробирки нагреть. При этом наблюдается взаимодействие алюминия как с кислотами, так и со щелочами. Написать уравнения протекающих реакций и сделать выводы о свойствах алюминия.

Опыт № 4. Неметаллические свойства элементарной серы.

Кусочек элементарной серы поместить в пробирку и налить немного воды. Прибавить сначала 2-3 капли фенолфталеина, а затем - столько же метилоранжа. Отметить, что сера не взаимодействует с водой в обычных условиях. Нагреть пробирку. Обратить внимание, что и после нагревания взаимодействие серы с водой не происходит.

Кусочек серы положить на железную ложечку, поджечь и опустить в коническую колбу, в которую было налито немного воды (ложечкой с горящей серой поверхности воды не касаться). После сгорания серы закрыть колбу пробкой и встряхнуть. Полученный раствор разделить на три пробирки и испытать различными индикаторами. Написать уравнения химических реакций.

Контрольные вопросы

1. Что такое энергия ионизации и сродство к электрону, и как эти величины изменяются в периодах и группах периодической системы Д.И. Менделеева?

2. Чем объяснить наличие металлических свойств у одних элементов и неметаллических - у других?

3. Какие элементы называются амфотерными, почему?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №3

Методика выполнения работы

Опыт № 1. Кислотные свойства водного раствора СO₂.

Отводную трубку аппарата Киппа, в котором происходит образование СO₂, опустить в пробирку с известковым молоком, предварительно испытав его с помощью фенолфталеина. Пропустить газ в известковое молоко до образования белого осадка и обесцвечивание окраски реакционной смеси. Составить уравнения реакции, сделать вывод относительно свойств водного раствора СО₂. Составить структурную формулу углекислого газа, определить тип связи.

Опыт № 2. Амфотерные свойства гидроксида хрома (III).

Поместить в пробирку 8-10 капель раствора сульфата хрома (III) и добавить несколько капель раствора щелочи до полного выпадения осадка гидроксида хрома. Составить структурную формулу этого соединения, определить тип связи.

Распределить содержимое на две пробирки и добиться растворения осадка в каждой из них с помощью: в одном случае 2 М раствора НС1, в другом - 2 М раствора NaOH. Составить уравнения реакций, зная, что при реакции гидроксида хрома с NaOH образуется гексагидроксохромит натрия

Na₃ [Cr(OH)₆].

Контрольные вопросы

1.Как меняются свойства оксидов, гидроксидов, а также характер химической связи и тип кристаллической решетки в периоде и группе?

2. Как изменяются свойства оксидов и гидроксидов одного и того же элемента с увеличением его степени окисления?

3. Приведите современную формулировку периодического закона.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4

Методика выполнения работы

Определение тепловых эффектов химических процессов проводят с помощью калориметрической установки (рис.2). Она состоит из наружного стакана 1 емкостью 500 мл и внутреннего (собственно калориметра) емкостью 350 мл 2, установленного на эбонитовой подставке. Калориметр закрывается эбонитовой крышкой 3, имеющей три отверстия: для термометра 4, пробирки 5, в которой помещается вещество, предназначенное для растворения, и для мешалки 6. Мешалка изготовлена из стеклянной трубки, внутрь которой вмонтирован электрический нагреватель 8. В пробирку с растворяемым веществом помещается стеклянная палочка с острым концом 7, служащая для разбивания дна пробирки. Под номерами 9-12 указаны принадлежности, выполняющие вспомогательные функции при определении тепловых эффектов.

Опыт №1. Определение знака теплового эффекта процесса растворения соли в воде.

В калориметрический стакан почти до дна опустить укрепленный в штативе термометр. Загрузить 30 г кристаллического нитрата аммония в стакан так, чтобы шарик термометра был закрыт. Затем в стакан влить 50 см³ воды и поместить в него пробирку, на четверть заполненную водой. Осторожно помешать стеклянной палочкой. Определить знак теплового эффекта процесса растворения нитрата аммония в воде, основываясь на том факте, что вода в пробирке замерзает. Для этого опыта можно брать и другие вещества (NН₄Cl, КNО₃).

Опыт №2. Установление количественного значения теплового эффекта процесса растворения соли.

Взвесить на технохимических весах бюкс с крышкой. Затем поместить навеску (2-4 г ) безводной соли СuSО₄ в бюкс, накрыть его крышкой и снова произвести взвешивание. Быстро перенести навеску в калориметрический стакан. Отмерить цилиндром 50 см³ дистиллированной воды, замерить ее температуру Т₁. Часть воды перелить в стакан, а оставшейся водой тщательно обмыть бюкс , и остатки слить в калориметрический стакан. Быстро помешивая, замерить максимальную температуру раствора Т₂ с точностью до 0,1 ºС.

Результаты свести в таблицу 3.2.

Масса бюкса, г	Масса бюкса с СuSО4, г	Навеска СuSО4, г	Vводы, см3	Т1 (до реакции), К	Т2 (после реакции), К	ΔТ, К	ΔНоп (опыт ное)	ΔНт (теоре ти ческое)

Расчеттеплового эффекта:

1.Рассчитать, сколько теплоты (ΔН) выделяется при растворении взятой навески СuSО₄

ΔН = (m_ж ·С_ж + m_ст ·С_ст) · ΔТ , (Дж),

где m_ж и m_ст - масса жидкости в стакане и масса самого стакана, кг; С_ж и С_ст – удельные теплоемкости стекла и жидкости (С_ст = 0,75·10³ Дж/кг· К, С_воды = 4,18·10³ Дж/кг· К), m_ж = V_воды·ρ (ρ=1г/см³)

2. Рассчитать тепловой эффект реакции нейтрализации (ΔН_оп):

,

где М _СuSО4 - молярная масса соли.

– молярная масса соляной кислоты.

3. Определить относительную ошибку опыта. Гидратация безводной соли и растворение пятиводной соли (кристаллогидрата в воде) выражается уравнениями:

СuSО₄ + 5 Н₂О = СuSО₄ · 5 Н₂О, ΔН = -74,4 кДж

СuSО₄ · 5 Н₂О + аq = СuSО₄ · аq, ΔН = +11,0 кДж

ΔН_т (СuSО₄ · 5 Н₂О) = -63,4 кДж

Контрольные вопросы

1. Что называется стандартной энтальпией образования соединения? Какие условия принято называть стандартными?

2. Какие химические реакции называются экзотермическими, эндотермическими?

7. Стандартные энтальпии образования ΔН⁰₂₉₈(кДж/моль) ΝН₃ и РН₃ равны соответственно – 46,2 и + 5,4. Какой следует сделать вывод из этих данных об относительной устойчивости молекул ΝН₃ и РН₃?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №5

Методика выполнения работы

Опыт №1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации в гомогенной системе изучим на примере реакции:

2KIOз+5Na₂SOз+H₂S0₄=K₂S0 ₄+5Na₂S0 ₄+I ₂+H ₂О

При взаимодействии йода калия с сульфатом натрия в кислой среде образуется элементарный йод, который можно обнаружить с помощью крахмала.

Для выполнения опыта взять три пробирки, налить в них из бюретки раствор йодата калия (3,9 г. соли на 100 см³ воды): в первую пробирку 6 см³ КIOз, во вторую - 4см КIOз и 2 см³ Н₂О, в третью - 2 см КIOз и 4 см³ H₂O. Затем из другой бюретки с раствором сульфита натрия, подкислённого серной кислотой и содержащего немного крахмала (сульфит натрия 1г.; 0,94 см³ концентрированной серной кислоты и 0,1 г. крахмала на литр смеси), отмерить 6 см³ смеси в чистый стаканчик. Вылить содержимое стаканчика в первую пробирку и одновременно включить секундомер. Отметить время, в течение которого появляется синее окрашивание после приливания сульфита натрия. Аналогично поступить и с другими растворами йодата калия. Результаты занести в таблицу.

Таблица

№ пробирки	V,см3 КlOз	V,см3 Н20	V cуммарный см3	Концентра ция С	Время окрашива- ния τ, с	Относи- тельная скорость ν =1/ τ, с-1

Приняв концентрацию раствора йодата калия, к которому не добавляли воду, за единицу, вычислить концентрации в двух других случаях. Построить график зависимости скорости реакции от концентрации иодата калия

v=1/τ, c^-1

С

Опыт № 2. Зависимость скорости реакции от температуры.

Зависимость скорости реакции от температуры в гомогенной среде изучают на примере реакции:

Na₂S₂О_з+H₂SО₄=Na₂SО₄+SО₂+S+H₂О

При взаимодействии раствора тиосульфата натрия с серной кислотой выпадает в осадок сера, вызывающая при достижении определённой концентрации помутнение раствора. По промежутку времени от начала реакции до заметного помутнения раствора можно судить об относительной скорости этой реакции.

Налить в одну пробирку 5см³ раствора тиосульфата натрия (0,3 М), в другую - 5 см³ раствора серной кислоты (0,3 М). Обе пробирки поместить в стакан с водой на 5-7 мин с тем, чтобы растворы приняли температуру воды, и записать ее в журнал. Слить вместе содержимое обеих пробирок. Точно отметить время от начала реакции до появления помутнения. В две другие пробирки налить по 5 см³ тех же растворов. Поместить пробирки в водяную баню или стакан с водой, нагреть воду на 10°С выше температуры предыдущего опыта. Выдержать пробирки при этой температуре 5-7 мин; слить содержимое пробирок. Измерить время до появления мути. Повторить опыт, повысив температуру ещё на 10°С. Результаты опытов свести в таблицу

Таблица

№ опыта	Температура опыта Т, К	Время появления помутнения τ, с	Относительная скорость реакции ν yсл.=1/ τ, c-1

По полученным данным построить график зависимости модуля логарифма скорости реакции от обратной величины абсолютной температуры в координатах, представленных на рис. 6.2.

рис.6.2

Сделать вывод о зависимости скорости реакции от температуры. Из графика определяют тангенс угла наклона α и вычисляют энергию активации:

Е = 2,303R • tgα, Дж/моль

Экстраполировав полученную прямую до пересечения с осью lgυ, найти отрезок, равный десятичному логарифму предэкспоненциального множителя в уравнении Аррениуса. Далее рассчитать значения констант скорости реакций для каждой температуры и на их основании – среднее значение температурного коэффициента скорости реакции.

Опыт №3. Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия.

Смещение химического равновесия вследствие изменения концентрации реагирующих веществ исследуется на примере реакции:

FeCl₃+3NH₄CNS↔3NH₄Cl+Fe(CNS)₃

Отмерить мерной пробиркой по 5 cм³ paзбaвлeнныx растворов хлорида железа (III) и роданида аммония (0,003 М FeCI ₃ и 0,01 М NH₄CNS), смешать их и разделить поровну на 4 пробирки. Окраску раствору придаёт образующийся роданид железа. Одну пробирку оставить для сравнения, во вторую - добавить 3-4 капли концентрированного раствора FеС1₃, в третью - 3-4 капли насыщенного раствора NH₄CNS, а в четвёртую - насыпать немного кристаллического хлорида аммония.

Сравнить окраску растворов в трёх пробирках с окраской в контрольной пробирке. По изменению интенсивности окраски определить направление смещения равновесия и объяснить происходящие явления, исходя из принципа Ле Шателье.

Контрольные вопросы.

1. Дайте определение скорости химической реакции, в каких единицах выражается её величина?

2. Сформулируйте закон действия масс.

3. Какие факторы влияют на смещение химического равновесия?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7

Методика выполнения работы

Опыт №1. Смещение ионного равновесия в растворах вследствие гидролиза.

В разные пробирки внести небольшое количество следующих соединений: НС1; NaOH; NaCI; Nа₂СО₃; ZnCl₂; Сu(СН₃СОО)₂. Во все пробирки прилить одинаковое количество воды. Осторожным встряхиванием добиться полного растворения каждой соли. Измерить рН каждого раствора с помощью универсальной индикаторной бумажки и уточнить на иономере И-130 (согласно инструкции по работе на приборе). Для сравнения те же измерения провести с дистиллированной водой. Данные опыта свести в таблицу. Составить молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей. Дать объяснение изменению водородного показателя рН в растворах солей в сравнении с его значением в дистиллированной воде.

Таблица

Формула соединения	Сила электролитов, образующих данную соль	Цвет индикаторной бумажки	Показания иономера, рH	Реакция среды
основание	кислота

Опыт №2. Усиление гидролиза одной соли раствором другой гидролизующейся соли.

К 3 cм³ концентрированного раствора FеС1з (соль образована слабым основанием и сильной кислотой, её гидролиз протекает в основном только по 1-ой ступени) прилить немного концентрированного раствора Nа₂СО₃ (соль образована, напротив, сильным основанием и слабой кислотой, её гидролиз протекает также по 1-ой ступени) до образования устойчивого осадка. При этом наблюдается выделение пузырьков газа. В результате сливания двух вышеуказанных растворов происходит образование соли, полученной из слабых основания и кислоты. Эта соль подвергается полному гидролизу. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.

Опыт №3. Растворение металлов в продуктах гидролиза солей.

В первую пробирку налить 3-4 мл концентрированного раствора ZnCl₂ и опустить в неё кусочек цинка. В другую пробирку налить столько же концентрированного раствора Na₂CO₃ и опустить в этот раствор кусочек алюминия. Нагревая пробирки, наблюдать за растворением металлов и выделением газа в обоих случаях. Составить уравнения реакций и объяснить наблюдаемые явления.

Контрольные вопросы

1. К чему сводится суть реакций гидролиза?

3. Какие факторы влияют на степень гидролиза солей?

4. Чем объяснить растворение металлов в растворах некоторых солей?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 14

Методика выполнения

Опыт №1. Определение общей жёсткости.

Общую жёсткость определяют титрованием пробы воды раствором трилона Б в присутствии индикатора – эриохром чёрного Т. Наиболее точный результат получается при рН=8-11, поэтому для создания такой среды прибавляют в пробирку аммиачно-буферную смесь (NH₄ОH+NH₄C1).

Для этого взять 50 см³ воды, прибавить 5 см³ буферной смеси, 5-6 капель индикатора и титровать раствором трилона Б известной концентрации до перехода окраски из розово-красной в зеленовато-синюю.

Расчёт общей жёсткости ведут по формуле:

Ж_общ.= , ммоль/дм³

где V_T - объём раствора трилона Б, пошедший на титрование пробы, см³ ;

-молярная концентрация эквивалента раствора трилона Б, моль/дм³;

V_В - объём пробы воды, см³.

Опыт №2. Уменьшение жёсткости с помощью катионитной обработки воды.

Пробу воды, для которой определена временная и постоянная жёсткости, пропустить через колонку с катионитом КУ-1 4-5 раз. После катионитной обработки воды определить её временную и постоянную жёсткости. Делают вывод относительно эффективности этого процесса.

Контрольные вопросы

1. Что понимают под термином «жёсткость воды»? В каких единицах измеряется жёсткость?

2. Указать методы умягчения и обессоливания воды.

3. Какими методами можно определить временную и постоянную жёсткости; какие реакции лежат в основе этих методов?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8

Методика выполнения работы

Опыт №1. Окислительные свойства пероксида водорода.

В пробирку налить 1-2 см³ раствора KI, подкислить 2-3 каплями разбавленного раствора H₂SО₄ и прибавить 1-2 см³ Н ₂О₂. Наблюдать выделение йода (прибавить 1 каплю раствора крахмала). Какое вещество в этой реакции является окислителем и какое восстановителем? Составить уравнение реакции на основе электронно-ионного баланса.

Опыт №2. Восстановительные свойства пероксида водорода.

В пробирку налить 1-2 см³ раствора КМnO₄, подкислить 2-3 каплями разбавленного раствора H₂SO₄ и прибавить 1-2 см³ раствора Н₂O₂ до обесцвечивания раствора перманганата. Определить окислитель и восстановитель в этой реакции. Составить уравнение реакции, учитывая, что одним из продуктов является кислород.

Опыт № 3. Влияние характера среды на протекание окислительно-восстановительных реакций.

В три пробирки налить по 1-2 мл раствора КМnO₄, затем прибавить: в первую - 5 капель разбавленной серной кислоты, во вторую - 5 капель дистиллированной воды, в третью - 5 капель концентрированного раствора щёлочи. После этого в каждую из пробирок прибавить шпателем одинаковое количество сухой соли Na₂SO₃. Встряхиванием раствора добиться изменения окраски в каждой из пробирок. Составить уравнение реакций на основе электронного баланса, имея ввиду следующее:

а) во всех трёх случаях ион переходит в ион , причём оба иона являются бесцветными и на окраску раствора не влияют;

б) в кислой среде ион МnО^-₄ переходит в ион Мn²⁺

в) в нейтральной среде ион МnО восстанавливается до МnО₂;

г) в щелочной среде образуется ион , который окрашивает раствор в зелёный цвет.

Опыт № 4. Влияние кислотности среды на направление реакции взаимодействия йода с щёлочью.

Кристаллик йода обработать в пробирке небольшим количеством раствора щёлочи при слабом нагревании. Наблюдать переход йода в раствор. Составить уравнение реакции, имея в виду, что одним из продуктов реакции является йодат щелочного металла.

Полученный раствор подкислить разбавленной серной кислотой. Наблюдать выделение свободного иода. Составить уравнения реакции взаимодействия иодида и иодата в присутствии. Н₂SO₄. Объяснить, почему реакция пошла в обратном направлении.

Контрольные вопросы

1. Чем объяснить двойственность свойств пероксида водорода в окислительно-восстановительных реакциях?

2. В какой среде КМnO₄ является более сильным окислителем?

3. Какой фундаментальный закон природы лежит в основе составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронно- ионного баланса?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 15

ОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА

Ц е л ь р а б о т ы: получить и исследовать важнейшие свойства некоторых органических соединений.

О б о р у д о в а н и е и м а т е р и а л ы: штатив с пробирками, нагревательный прибор; ацетат натрия, этанол, формальдегид, ацетон, растворы КМnO₄, К₂Сг₂O₇, H₂SO₄, NaOH, NH₄OH, аммиачный раствор оксида серебра.

Методика выполнения

Опыт №1. Получение и свойства предельных углеводородов на примере метана.

Поместить в пробирку тщательно измельчённую смесь, состоящую из ацетата натрия и гидроксида натрия в массовом соотношении 1:2. Пробирку закрыть пробкой с отводной трубкой и нагреть. Происходит образование метана и карбоната натрия. Пропустив полученный метан через водные растворы KMnO₄, сделать выводы относительно свойств предельных углеводородов. Написать уравнение реакции получения метана.

Опыт №2. Окисление спиртов.

В пробирку налить 2 см³ разбавленного раствора К₂Сг₂O₇, 1 см³ 2 М

H₂ SO₄ и 1 см этанола. Смесь осторожно нагреть. Как изменяется цвет раствора? Обратить внимание на характерный запах ацетальдегида (запах прелых яблок). Реакция протекает по уравнению:

ЗСН₃СН₂OН+К₂Сг₂О₇+4Н₂SO₄=ЗСН₃СНО+К₂SO₄+Сг₂(SO₄)₃+7Н₂O

Опыт №3. Реакция на альдегиды (реакция серебряного зеркала).

В чистую пробирку налить 2 см³ аммиачного раствора оксида серебра [Ag(NH₃)₂OH и прибавить 3-4 капли раствора формальдегида. Пробирку подогреть на кипящей водяной бане. При этом её стенки покрываются блестящим налётом металлического серебра.

Реакция идёт по уравнению:

HCHO+2[Ag(NH₃)₂]OH=HCOOH+2Ag +H ₂O+4NH₃

Контрольные вопросы

1. Чем обусловлены значительные различия в свойствах предельных и непредельных углеводородов?

2. По какому признаку и на какие классы делятся органические соединения?

4. Какие функциональные группы и сколько должны содержать органические вещества, чтобы их можно было использовать для получения полимеров?

Волгодонский инженерно-технический институт – филиал НИЯУ МИФИ