Определение теплового эффекта реакции нейтрализации

СОДЕРЖАНИЕ

Рекомендации по выполнению лабораторных работ. 4

Семинар 1

Основные понятия и законы химии. 6

Лабораторная работа 1

Определение теплового эффекта реакции нейтрализации. 7

Лабораторная работа 2

Определение молярной массы эквивалента металла. 11

Лабораторная работа 3

Скорость химической реакции. Химическое равновесие. 16

Лабораторная работа 4

Катализ. 22

Лабораторная работа 5

Окислительно-восстановительные реакции. 25

Лабораторная работа 6

Приготовление раствора кислоты заданной концентрации. 31

Лабораторная работа 7

Стандартизация раствора соляной кислоты.. 34

Лабораторная работа 8

Определение гидрокарбонатной жесткости воды.. 38

Лабораторная работа 9

Определение общей жесткости воды.. 41

Лабораторная работа 10

Электролитическая диссоциация. 43

Лабораторная работа 11

Водородный показатель. Гидролиз солей. 48

Лабораторная работа 12

Общие свойства металлов. 54

Семинар 2

Гальванические элементы.. 60

Лабораторная работа 13

Коррозия металлов. 61

Лабораторная работа 14

Электролиз раствора сульфата меди. 64

Лабораторная работа 15

Коллоидные растворы.. 69

Лабораторная работа 16

Cвойства полимеров. 72

Рекомендации по выполнению лабораторных работ

1. Подготовка к работе

Подготовка к выполнению лабораторной работы начинается дома:

а) внимательно изучите теоретические основы лабораторной работы;

б) ознакомьтесь с предстоящей работой по ее описанию и составьте план эксперимента;

в) составьте уравнения реакций, которые вы будете проводить, в случае затруднения обратитесь к учебнику;

г) перепишите в свою рабочую тетрадь - лабораторный журнал - форму лабораторного отчета, заполнив те его разделы, которые могут быть заполнены до выполнения эксперимента;

д) письменно ответьте на контрольные вопросы, помещенные после описания лабораторной работы.

В идеале вы должны подготовиться так, чтобы выполнять эксперимент, руководствуясь только своими записями и не обращаясь в лаборатории к данному пособию.

2.В лаборатории

При условии добросовестного выполнения требований раздела 1 эксперимент займет у вас минимум времени. Эффективность работы еще больше возрастет, если вы будете соблюдать следующие простые правила:

а) соблюдайте чистоту и порядок на своем рабочем месте;

б) не загромождайте рабочее место посторонними предметами; не приходите в лабораторию в верхней одежде;

в) перед началом работы проверьте по списку, приведенному в описании работы, наличие на вашем рабочем месте необходимого оборудования и реактивов, убедитесь в чистоте химической посуды, при необходимости вымойте ее;

г) взяв с полки реактив и отобрав нужное количество, поставьте склянку на место, никогда не выливайте излишки реактива обратно в склянку;

д) сухие реактивы берите только специальными ложечками и кладите в чистые, сухие пробирки;

е) не проводите опыты, не указанные в лабораторной работе - это может привести к несчастному случаю;

ж) внимательно изучите правила техники безопасности при работе в химической лаборатории и неукоснительно их соблюдайте.

3. Правила техники безопасности

Во избежание несчастных случаев необходимо:

1) все опыты с ядовитыми, неприятно пахнущими веществами, а также упаривание кислот и кислых растворов проводить в вытяжном шкафу; при разбавлении кислот лить маленькими порциями кислоту в воду, а не наоборот;

2) опыты с легковоспламеняющимися веществами проводить вдали от огня;

3) при нагревании растворов в пробирках пользоваться держателем и всегда держать пробирку так, чтобы ее отверстие было направлено в сторону от работающих;

4) не наклонять лицо над нагреваемой жидкостью или сплавляемыми веществами;

5) нюхать любые вещества нужно с осторожностью, направляя к себе пары или газы легким движением руки;

6) со всеми веществами в лаборатории обращаться как с ядовитыми: не пробовать на вкус, не трогать руками; после работы тщательно вымыть руки;

7) при работе с солями некоторых металлов (по указанию преподавателя) производить слив реактивов в специальную тару под тягой.

Семинар 1

Основные понятия и законы химии.

Типовые задачи

1. Найдите массу 2 10²³ молекул оксида углерода (IV).

2. Сколько молекул водорода содержится в 56 л его при нормальных условиях?

3. Какой объем занимают при нормальных условиях 1,5 10²³ молекул хлороводорода?

4. При 17⁰С и давлении 104 кПа (780 мм рт.ст.) масса 624 мл газа составляет 1,56 г. Вычислить молярную массу газа.

5. Масса колбы вместимостью 750 мл, наполненной при 27⁰С кислородом, равна 83,3 г. Масса пустой колбы составляет 82,1 г. Определить давление кислорода в колбе.

6. В стальном баллоне вместимостью 6 л находится кислород. Температура его составляет 0⁰С, а давление – 30,4 МПа. Какой объем кислорода можно получить из этого баллона при нормальных условиях?

7. Газометр вместимостью 20 л наполнен газом, плотность которого по воздуху составляет 0,40, температура – 17⁰С, а давление – 103,3 кПа (774,8 мм рт.ст.). Вычислить массу газа в газометре.

8. Какой объем водорода при температуре 17⁰С и давлении 102,4 кПа выделится при растворении 1,5 кг цинка в соляной кислоте?

9. Какая масса природного известняка, содержащего 90% по массе карбоната кальция, потребуется для получения 7 т негашеной извести (оксида кальция)?

10. Найти молекулярную формулу вещества, содержащего 93,75% по массе углерода и 6,25% по массе водорода, если плотность этого вещества по воздуху равна 4,41.

11. Найти молекулярную формулу масляной кислоты, содержащей (по массе) 54,5% углерода, 36,4% кислорода, а остальное – водород, если плотность ее паров по водороду равна 44.

12. Вещество содержит (по массе) 26,53% калия, 35,37% хрома и 38,10% кислорода. Найти его простейшую формулу.

Лабораторная работа 1

Типовые задачи

При растворении 7,02 г алюминия в соляной кислоте выделилось 21,1 кДж теплоты. Определить тепловой эффект реакции (кДж/моль).

При соединении 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж теплоты. Рассчитать теплоту образования сульфида железа.

Исходя из теплот образования оксидов кальция и фосфора, равных DН^о(СаО)= – 635,5 кДж/моль и DН^о(Р₂О₅) = – 1492 кДж/моль, а также теплового эффекта реакции

3СаО + Р₂О₅ = Са₃(РО₄)₂, DН^о = – 739 кДж,

определить теплоту образования ортофосфата кальция.

Вычислите тепловой эффект реакции PCl₃ +Cl₂ = PCl₅ , если известны теплоты образования PCl₃ и PСl₅ , которые равны -317,6 и -454,8 кДж/моль соответственно.

Лабораторная работа 2

Типовые задачи

1. Оксид металла содержит 10,00 г данного металла и 8,88 г кислорода. Определить молярную массу эквивалента металла.

2. Гидрид металла содержит 2,02 г водорода и 13,88 г металла. Определить молярную массу эквивалента металла.

3. При сгорании 53,96 г металла образуется 101,96 г оксида металла. Определить молярную массу эквивалента металла.

4. 72 г гидрида металла содержат 3,03 г водорода. Определить молярную массу эквивалента металла.

5. 4,80 г кальция и 7,85 г цинка вытесняют из кислоты одинаковые количества водорода. Вычислить молярную массу эквивалента цинка, если молярная масса эквивалента кальция равна 20,0 г/моль.

6. Определить молярные массы эквивалентов металла и серы, если 4,86 г металла образуют 5,22 г оксида и 5,58 г сульфида.

7. 4,00 г некоторого металла соединяются с 35,56 г брома и с 7,12 г серы. Определить молярные массы эквивалентов металла и брома, если молярная масса эквивалента серы равна 16,0 г/моль.

8. При взаимодействии 0,595 г некоторого вещества с 0,275 г хлороводорода получено 0,440 г соли. Определить молярные массы эквивалентов вещества и образовавшейся соли.

9. 0,752 г алюминия при взаимодействии с кислотой вытеснили 0,936 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Определить эквивалентный объем водорода, если молярная масса эквивалента алюминия равна 8,99 г/моль.

10. На восстановление 11,75 г оксида металла потребовалось 2800 мл водорода, измеренного при нормальных условиях. Определить молярные массы эквивалентов оксида и металла.

11. Некоторое количество металла, молярная масса эквивалента которого равна 27,9 г/моль, вытесняет из кислоты 700 мл водорода, измеренного при нормальных условиях. Определить массу металла.

Лабораторная работа 3

Реагирующих веществ.

В качестве экспериментальной реакции берется реакция взаимодействия тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ c cерной кислотой:

Na₂S₂O₃ +H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + H₂O + SO₂

В процессе реакции сначала образуется коллоидный раствор серы, с течением времени наблюдается опалесценция, а затем и полное помутнение реакционной смеси. Временем, за которое протекает реакция, принимаем время, проходящее от момента сливания двух растворов до заметного помутнения смеси.

1. В три пронумерованных химических стакана налейте из бюретки 0,1М раствор тиосульфата натрия: в первый - 10 мл, во второй - 20 мл и в третий - 30 мл. Затем в первый и во второй стаканы долейте дистиллированной воды - 20 и 10 мл соответственно, так чтобы объем в каждом стакане составил 30 мл. (Таким образом, условная концентрация в стаканах составит: №1 - С, в №2 - 2С, в №3 - 3С).

2. В стакан №1 добавьте одной порцией 10 мл серной кислоты из цилиндра, перемешайте стеклянной палочкой и включите секундомер. Определите время в секундах от момента слияния растворов до помутнения раствора. Результаты занесите в таблицу.

3. Повторите опыты с растворами в стаканах №2 и №3.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры.

1. Для выполнения опыта возьмите две пробирки и широкий стакан. Налейте в стакан на одну треть воды комнатной температуры.

2. Налейте в одну пробирку 2 мл 0,1М раствора тиосульфата натрия, а в другую - 2 мл 0,1М раствора серной кислоты.

3. Поместите обе пробирки в стакан с водой, измерьте термометром температуру воды с стакане.

4. Слейте растворы в одну пробирку, одновременно включив секундомер. Аналогично предыдущему опыту определите время реакции.

5. Добавьте в стакан горячей воды, чтобы повысить температуру реакционной смеси на 10^о. Снова повторите эксперимент, предварительно подержав пробирки в стакане с водой 3 - 5 мин.

Форма лабораторного отчета.

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. К опыту 1. Экспериментальные данные занесите в таблицу:

№ стакана	Объем Na2S2O3 V1 (мл)	Объем воды V2 (мл)	Объем H2SO4 V3 (мл)	Время реакции t (сек)	Относит. скорость 1/t

Расчеты и задания:

а) Рассчитайте условную скорость протекания реакции для каждого опыта по формуле:

V_усл = 1/ t, где t - время реакции в секундах.

б) Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, где на оси абсцисс отложите условную концентрацию раствора, а на оси ординат - условную скорость реакции.

в) Проанализируйте график и сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации одного из реагентов.

4. К опыту 2. Экспериментальные данные занесите в таблицу:

№ п/п	Объем (мл)	Темпера-тура,	Время реакции	Относит. скорость
	Na2S2O3	H2SO4	0С	t, cек	1/t

Расчеты и задания:

Вычислите по правилу Вант Гоффа температурный коэффициент скорости реакции g.

Типовые задачи

1. Напишите математическое выражение для скоростей следующих реакций: а) N₂ + O₂

б) С + О₂

в) FeO + H₂

2. Напишите выражение константы равновесия химической реакции: 2А + В 3С + 2D.

3. Найти значение константы скорости реакции А + В ® АВ, если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,05 и 0,01 моль/л, скорость реакции равна 5,0×10^-5 моль / л×мин ?

4. Как изменится скорость реакции 2СО + О₂ ® 2СО₂, если повысить концентрацию СО в 3 раза, а концентрацию О₂ – в 2 раза ?

5. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В ® А₂В, если концентрацию вещества А увеличить в 3 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 3 раза ?

6. Как изменится скорость реакции 2NO + O₂ ® 2NO₂, если уменьшить давление в системе в 3 раза ?

7. Во сколько раз в системе 2А₂ + В₂ ® 2А₂В надо увеличить концентрацию вещества В₂, чтобы при уменьшении концентрации вещества А₂ в 4 раза скорость прямой реакции не изменилась ?

8. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 10 до 50⁰С, если температурный коэффициент ее скорости равен 2 ?

9. При повышении температуры от 20 до 50⁰С скорость некоторой реакции возросла в 27 раз. Найти температурный коэффициент скорости данной реакции.

10. При 150⁰С некоторая химическая реакция заканчивается за 16 мин. За какое время эта реакция закончится при 180⁰С, если температурный коэффициент ее скорости равен 2?

11. При 150⁰С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Принимая температурный коэффициент скорости данной реакции равным 2, рассчитать, через какое время она закончится при 170⁰С.

12. В каком направлении сместится равновесие в системе Н₂О + СО СО₂ + Н₂ при добавлении паров воды ?

13. В каком направлении сместится равновесие в системе Ag⁺ + Cl^- AgCl при добавлении хлорида натрия ?

14. В каком направлении сместится равновесие в системе 2СО (г) + О₂(г) 2СО₂, DН⁰ = – 566 кДж а) при повышении давления; б) при понижении температуры?

Лабораторная работа 4

Катализ

Теоретические основы. Процесс изменения скорости химической реакции за счет введения в реакционную систему веществ, не участвующих в конечном итоге в данной реакции, называется катализом. Различают положительный и отрицательный катализ, то есть ускоряющий или замедляющий скорость данной реакции. Катализаторами называют вещества, увеличивающие скорость реакции и остающиеся после реакции в неизменном виде. Вещества, замедляющие скорость реакции называются ингибиторами. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе. Примером может служить окисление газообразного оксида серы (IV) до оксида серы (VI) с участием катализатора - оксида азота (IV) - тоже газа. Явление гомогенного катализа объясняется теорией образования промежуточных соединений, согласно которой в присутствии катализатора реакция протекает с его участием в несколько стадий. Схематично это может быть выражено так: А + В = АВ (реакция без катализатора идет медленно).

В присутствии катализатора К :

1-ая стадия А + К = АК (быстро, АК - промежуточное соединение)

2-ая стадия АК + В = АВ + К (катализатор К после реакции остается в химически неизменном виде).

В гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор находятся в различных фазах (как правило, катализатором является твердое вещество, на поверхности которого происходит ускорение реакции. Примером может служить реакция окисления оксида серы (IV) кислородом на поверхности платины.

Реакции, в которых один из продуктов является катализатором данного процесса, называются автокаталитическими.

Главной причиной ускоряющего действия катализаторов является снижение энергии активации, необходимой для протекания реакции.

Цель работы. Установление зависимости скорости химической реакции от наличия катализатора.

Порядок работы.

Опыт 1. Каталитическое разложение пероксида водорода.

В две пробирки налить по 1 мл 3% -ого раствора пероксида водорода Н₂О₂. В одну пробирку добавить на кончике шпателя порошок оксида свинца (IV), в другую - оксид марганца (IV). По интенсивности выделения газа сравнить каталитическое действие обоих оксидов.

Опыт 2. Каталитическое действие нитрат аниона.

Налейте в пробирку 0,5 мл раствора перманганата калия КMnO₄ и 10 мл 2N раствора серной кислоты. Перемешайте стеклянной палочкой и разлейте на две пробирки. В одну из них насыпьте немного нитрата калия и перемешайте еще раз для лучшего растворения соли. Затем опустите в обе пробирки по грануле металлического цинка. Отметьте пробирку, в которой реакция протекает быстрее.

Опыт 3. Автокатализ.

1.В коническую колбу налейте из бюретки 5 мл 2N раствора щавелевой кислоты, H₂C₂O₄ а затем - 5 мл 2N раствора серной кислоты и перемешайте их.

2. В реакционную смесь из бюретки добавьте 0,5 мл раствора перманганата калия и одновременно включите секундомер. Отметьте время, потребовавшееся для исчезновения окраски раствора.

3. Добавьте в ту же колбу еще 0,5 мл перманганата калия и снова измерьте время до момента исчезновения окраски раствора.

4. Повторите еще три раза.

Форма лабораторного отчета.

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. К опытам 1 и 2: составьте уравнения реакции, сделайте вывод в каждом опыте о влиянии катализаторов на скорость химических реакции.

4. К опыту 3:

а) Заполните таблицу:

№ опыта	Объем (мл) Н2С2О4	Объем (мл) Н2SО4	Объем (мл) KMnО4	Начальная конц. ионов Mn2+	Время реакции (сек)

б) Постройте график зависимости времени течения реакции

2KMnO₄ + 5H₂C₂O₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ +10CO₂ + 8H₂O

от концентрации ионов Mn²⁺, образующихся в процессе реакции и являющихся катализатором данной реакции.

в) Сделайте вывод о скорости течения автокаталитических реакций.

Контрольные вопросы.

1. Приведите примеры гомогенного и гетерогенного катализа.

2. Каково влияние катализаторов на энергию активации?

3. От каких факторов зависит скорость гомогенной авто-каталитической реакции? гетерогенной?

Лабораторная работа 5

Типовые задачи

1. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты, используя метод электронного или ионно-электронного баланса:

а) CuSO₄ + Fe ®

б) Ca + H₂O ®

в) Cu + HNO₃ (конц) ®

г) Fe + HNO₃ (разб) ®

д) Zn + H₂SO₄(конц) ®

е) KMnO₄ + KNO₂ + H₂O ®

ж) KMnO₄ + K₂SO₃ + KOH ®

з) KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ ® O₂ + …..

и) Cr(OH)₃ + Br₂ + KOH ® K₂CrO₄ + KBr + H₂O

2. Найти массу газа, полученного при взаимодействии 3,2 г меди с избытком концентрированной серной кислоты.

3. Найти массу газа, полученного при взаимодействии 4,0 г меди с избытком разбавленной азотной кислоты.

Лабораторная работа 6

Типовые задачи

1. В 300 г воды растворили 20 г нитрата калия. Вычислите массовую долю раствора.

2. Какая масса соли содержится в 600 г 12% раствора нитрата натрия?

3. Какая масса сульфата натрия требуется для приготовления 5 л 8% раствора (плотность 1,075 г/мл)?

4. Какая масса соли содержится в 800 мл 1,2 М раствора бромида калия?

5. Какую массу гидроксида калия надо взять для приготовления 200 мл 3 Н раствора?

6. Какой объем 6,0 М раствора соляной (хлороводородной)кислоты требуется для приготовления 25 мл 2,5 М раствора?

7. Какой объем 96% серной кислоты (плотность 1,84 г/мл) требуется для приготовления 0,8 л 2 М раствора?

8. К 500 мл 32% раствора азотной кислоты (плотность 1,20 г/мл) прибавили 1 л воды. Чему равна массовая доля кислоты в полученном растворе?

9. Рассчитать молярную концентрацию эквивалента (нормальность) концентрированной соляной (хлороводородной) кислоты (плотность 1,18 г/мл), содержащей по массе 36,5% HCl.

10. Пользуясь данными таблицы зависимости плотности от массовой доли раствора (приложение 2) и применив метод интерполяции (приложение 3), рассчитайте массовую долю раствора соляной кислоты с плотностью 1,163 г/мл.

Лабораторная работа 7

Лабораторная работа 8

Типовые задачи

1. Жесткость воды, содержащей только гидрокарбонат кальция, равна 1,785 мэкв/л. Определить массу гидрокарбоната кальция в 3 л воды.

2. Чему равна временная жесткость воды, в 2 л которой содержится 0,292 г гидрокарбоната кальция?

3. В 2 л воды содержится 76 мг ионов магния и 216 мг ионов кальция. Вычислить общую жесткость воды.

4. Какую массу карбоната натрия надо добавить к 20 л воды, чтобы устранить общую жесткость, равную 4,60 мэкв/л?

5. При определении гидрокарбонатной жесткости воды на титрование 100 мл воды пошло 4,0 мл 0,1500 Н раствора соляной кислоты. Найти постоянную жесткость, если общая жесткость равна 7,1 мэкв/л.

6. При определении гидрокарбонатной жесткости воды на титрование 100 мл воды пошло 8,0 мл 0,0900 Н раствора соляной кислоты. Найти постоянную жесткость, если общая жесткость равна 8,3 мэкв/л.

Лабораторная работа 9

Лабораторная работа 10

Лабораторная работа 11

Типы реакций гидролиза.

1. Соль образована ионами сильного основания и сильной кислоты (например, NaCl, KNO₃ и др.).

NaCl + H₂O гидролиз не идет (NaOH - сильное основание, HCl - сильная кислота).

2. Соль образована ионами сильного основания и слабой кислоты (например, Na₂CO₃, KSCN и др.).

Na₂CO₃ + Н₂О гидролиз по аниону (NaOH - сильное основание, H₂CO₃ - cлабая кислота).

CO₃² + HOH HCO₃ + OH (среда щелочная, рН>7).

Na₂CO₃+ HOH NaHCO₃ + NaOH (1 ступень гидролиза).

Добавление к раствору сильных щелочей (NaOH), содержащих одноименные ионы (OH ), вызывает ослабление гидролиза (смещение равновесия влево по принципу Ле Шателье). Добавление к раствору кислот усиливает гидролиз за счет реакции Н⁺+OH Н₂О, в результате которой концентрация ионов OH в растворе уменьшается, и равновесие гидролиза смещается вправо. Гидролиз усиливается и начинает идти по второй ступени:

НCO₃ + HOH H₂CO₃ + OH

NaНCO₃ + HOH H₂CO₃ + NaOH (2 ступень гидролиза).

3. Соль образована ионами слабого основания и сильной кислоты (например, AlCl₃, FeSO₄ и др.).

AlCl₃ + H₂O гидролиз по катиону (Al(OH)₃ - слабое основание, НCl - cильная кислота).

Al³⁺ + HOH AlOH²⁺ + H⁺(среда кислая, рН<7)

AlCl₃ + HOH AlOHCl₂ + HCl (1 ступень гидролиза).

4. Соль образована ионами слабого основания и слабой кислоты:

а) соль растворима в воде (например, (NH₄)₂CO₃, NH₄NO₂ и др.).

(NH₄)₂CO₃ + H₂O гидролиз идет сразу по катиону и аниону:

2NH₄⁺ + CO₃² + HOH NH₄OH + HCO₃ + NH₄⁺ (рН 7)

(NH₄)₂CO₃ + HOH NH₄OH + NH₄HCO₃

б) соль нерастворима в воде (например, FeS, ZnSiO₃ и др.).

FeS + H₂O нерастворимые соли гидролизу не подвергаются;

в) соль разлагается водой (в таблице растворимости стоит прочерк, например, Fe₂S₃, Al₂(CO₃)₃ и др.). Гидролиз таких солей идет необратимо и до конца: Fe₂S₃+6H₂O 2Fe(OH)₃ +3H₂S

Цель работы. C помощью универсальной индикаторной бумаги определить реакцию среды водных растворов солей, изучить влияние температуры и концентрации на гидролиз, взаимное усиление гидролиза растворов различных солей.

Порядок работы.

Опыт 1. Определение рН в кислых, щелочных и

Нейтральных средах

На предметное стекло положите небольшие кусочки универсальной индикаторной бумаги и стеклянными палочками нанесите на них по капле дистиллированной воды, растворов NaOH, NH₄OH, HCl, CH₃COOH. С помощью цветовой шкалы определите рН в нейтральной, щелочной и кислой средах.

Опыт 2. Определение реакции среды при гидролизе солей

В отдельные пробирки добавьте по нескольку кристалликов следующих солей: нитрата натрия, сульфита натрия, нитрата цинка, ацетата аммония. Растворите соли в 1-2 мл дистиллированной воды. На предметное стекло положите кусочки универсальной индикаторной бумаги и определите рН растворов солей.

Опыт 3. Влияние температуры на гидролиз

Налейте в пробирку 3-4 мл раствора ацетата натрия и добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Разделите раствор на 2 пробирки и одну из них нагрейте на водяной бане. Сравните интенсивность окраски индикатора в обеих пробирках.

Опыт 4. Влияние концентрации раствора соли на гидролиз

Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида сурьмы и добавьте дистиллированной воды. Выпадение белого осадка связано с разложением хлорида дигидроксосурьмы, образующейся за счет гидролиза соли по второй ступени: Sb(OH)₂Cl SbOCl + H₂O

Добавьте в пробирку раствор соляной кислоты до растворения осадка. Объясните смещение равновесия реакции гидролиза.

Опыт 5. Взаимное усиление гидролиза

Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида алюминия и добавьте равное количество раствора карбоната натрия. Объясните взаимное усиление гидролиза солей, приводящее к выделению оксида углерода (IV) и образованию осадка гидроксида алюминия. Используя амфотерные свойства гидроксида алюминия, докажите его образование.

Форма лабораторного отчета.

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

Опыт 1. Определение рН в кислых, щелочных и

Нейтральных средах

Исследуемое вещество	Цвет универсальной индикаторной бумаги	рН	Реакция среды

Опыт 2. Определение реакции среды при гидролизе солей

Исследуемое вещество	рН раствора	Реакция среды	Уравнение реакции гидролиза соли в молекулярном и ионном видах

Опыты 3-5 оформите по схеме:

а) название опыта;

б) уравнение реакций в молекулярной и ионной формах;

в) наблюдения и обсуждения;

г) выводы.

Типовые задачи.

1. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций гидролиза следующих солей: ZnCl₂, Fe(NO₃)₃, CH₃COOK, MnSO₄, Na₃PO₄, K₂S, NH₄Cl, (NH₄)₂CO₃, Al₂S₃. Укажите реакцию среды.

2. Рассчитайте концентрацию ионов водорода в водном растворе, в котором концентрация ионов ОН^- равна 3,9×10^-9 моль/л.

3. Найти рН 0,0001 М раствора КОН при условии его полной диссоциации.

4. Найти рН 0,1 М раствора соляной кислоты при условии ее полной диссоциации.

5. Найти рН 0,005 М раствора H₂SO₄ при условии полной диссоциации.

6. Найти рН 0,5 М раствора Ва(ОН)₂ при условии полной диссоциации.

7. Найти рН и степень диссоциации 0,1 М раствора СН₃СООН, если константа ее диссоциации К = 1,8 10^-5.

8. Найти рН и степень диссоциации 0,001 М раствора NH₄OH, если константа его диссоциации К = 1,75 10^-5.

9. Смешали 1 л 0,001 М раствора азотной кислоты и 1 л 0,0008 М раствора гидроксида натрия. Найти рН полученного раствора.

10. Смешали 1 л 0,03 М раствора HCl и 1 л 0,028 М раствора КОН. Найти рН полученного раствора.

Лабораторная работа 12

Общие свойства металлов

Теоретические основы. Металлы - это элементы, обычно имеющие на последнем энергетическом уровне не более трех электронов. В периодической системе элементов металлы расположены в главных подгруппах I-III групп (кроме Н и В) и в побочных подгруппах. Валентные электроны металлов слабо связаны с ядром, поэтому металлы являются типичными восстановителями (легко отдают электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы). По активности металлы располагаются в ряд, называемый электрохимическимрядом напряжений или рядом активностей металлов. Металлы, стоящие в ряду активностей до водорода, имеют отрицательные значения стандартных электродных потенциалов (j⁰), а металлы, стоящие после водорода - положительные значения j⁰. Чем левее стоит металл, тем больше его активность.

Металлы реагируют с кислородом воздуха с образованием оксидов, а щелочные и щелочноземельные металлы - пероксидов и супероксидов: 4Li + O₂ 2Li₂O (оксид лития)

2Na + O₂ Na₂O₂ (пероксид натрия)

К + О₂ КО₂ (супероксид калия)

Металлы реагируют с неметаллами: 2Al +3S Al₂S₃ .

Активные металлы способны вытеснять водород из воды:

2Na + 2H₂O 2NaOH + H₂

Более активные металлы вытесняют менее активные из оксидов и солей: Cr₂O₃ + 2Al Al₂O₃ + 2Cr

Реакции металлов с кислотами:

1. Кислоты-неокислители (все кислоты, кроме H₂SO₄ конц. и HNO₃ любой концентрации) реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода. В результате реакции образуется соль и выделяется водород: 2Al+6HCl 2AlCl₃+3H₂

2. Кислоты-окислители (H₂SO₄ конц., HNO₃ конц., HNO₃ разб.) реагируют со всеми металлами, кроме Au и Pt. В результате образуются соль, вода и продукт восстановления кислоты, который зависит от концентрации кислоты и активности металла:

SO₂ (металлы, стоящие в ряду

напряжений после водорода)

H₂SO₄. S (металлы, стоящие в ряду напряжений

конц между водородом и цинком)

H₂S (металлы, стоящие в ряду

напряжений до цинка)

NO₂ (тяжелые металлы)

HNO₃

конц.

N₂O (активные металлы)

NO (тяжелые металлы)

HNO₃

разб.

N₂ (активные металлы)

Например, Cu + 2H₂SO₄ конц. CuSO₄ + 2H₂O + SO₂

Cu + 4HNO₃ конц. Cu(NO₃)₂ + 2H₂O + 2NO₂

3Cu + 8HNO₃ разб. 3Cu(NO₃)₂ + 4H₂O + 2NO

Металлы, стоящие в ряду напряжений до алюминия, восстанавливают очень разбавленную азотную кислоту до NH₄NO₃: Сa+10HNO₃оч.разб. 4Ca(NO₃)₂ +3H₂O+NH₄NO₃

Коэффициенты в вышеуказанных реакциях расставляются по правилам окислительно-восстановительных реакций.

Концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют такие металлы, как железо, алюминий, хром и некоторые другие, покрывая их прочной оксидной пленкой, которая препятствует дальнейшему окислению.

Цель работы. Изучить общие химические свойства металлов.

Порядок работы.

Опыт 1. Взаимодействие металлов с кислородом

Кусочек магниевой стружки внесите в тигельных щипцах в пламя газовой горелки и наблюдайте его горение. Внесите продукт сгорания магния в пробирку, добавьте дистиллированной вод