Раздел Общая и неорганическая химия

Лабораторная работа №1

«Окислительно-восстановительные реакции».

Цель работы:ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений; освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов; методов расчета и измерения редокс-потенциалов.

Задачи 1) образовательная: изучить окислительно-восстановительные свойства металлов, неметаллов и их соединений; освоить методику проведения химического эксперимента, составления уравнений окислительно-восстановительных процессов; методов расчета редокс-потенциалов;

2) развивающая: развивать у студентов представление о взаимосвязи строения и свойств соединений, развивать умение использовать теоретические знания на практике и при решении задач, развивать логическое мышление, умение анализировать и делать выводы. Развивать умение работать с химическим оборудованием и реактивами;

3) воспитательная: формировать научное мировоззрение.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ.

Реакции, протекание которых связано со смещением или полным переходом электронов от одних атомов или ионов к другим, называют окислительно-восстановительными. Воображаемый заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что соединение состоит из ионов, называется степенью окисления. Степень окисления может быть положительной (электроны смещены от атома или иона) и отрицательной (электроны смещены к атому или иону).

Процесс отдачи электронов, т.е. повышения степени окисления элемента, называют окислением, а вещества, отдающие электроны, восстановителями. К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются невысокой электроотрицательностью (металлы, водород, углерод), некоторые анионы, катионы, у которых степень окисления может возрастать, некоторые соединения углерода (углеводороды, оксид углерода), азота (азотоводороды), бора (бороводороды) и др.

Процесс присоединения электронов, т.е. понижения степени окисления, называют восстановлением, а вещества, принимающие электроны окислителем. К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью; катионы с высокой степень окисления; анионы, в которых электроположительный элемент имеет высокую степень окисления, высшие оксиды и пероксиды.

Окислительно-восстановительные реакции - это одновременно протекающие процессы окисления и восстановления. Реакции, в которых окислители и восстановители представлены разными веществами называются межмолекулярными. Реакции, в которых окислитель и восстановитель представлены разными элементами, входящими в состав одного вещества называются внутримолекулярными. Реакции, в которых один и тот же элемент является и окислителем, и восстановителем, называются реакциями диспропорционирования.

Направления окислительно—восстановительных реакций определяются вторым законом термодинамики.

Окислительно-восстановительную способность вещества определяет окислительно-восстановительный потенциал реакции (редокспотенциал). Окислительная способность тем выше, чем выше положительное значение редокс потенциала.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ.

ОКИСЛИТЕЛЬНО - ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Налить в пробирку 2мл раствора FeSO₄, в другую такой же объем раствора FeCl₃., в каждую пробирку добавить 2 капли концентрированного раствора роданистого калия KCNS. Что наблюдается? С каким ионом железа роданистый калий дает характерную реакцию? Напишите уравнение реакции. В первую пробирку прилить 2мл перекиси водорода. Обратите внимание на изменение цвета раствора. Составьте электронные формулы для процесса окисления и процесса восстановления.

ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ИОНОВ

К 3 мл раствора хлорного железа добавить несколько капель йодистого калия и крахмального клейстера. Наблюдать появление синего окрашивания. На что оно указывает? Написать уравнение реакции окисления Г ионом Fe^3-

ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ШЕСТИВАЛЕНТНОГО ХРОМА

Налить в пробирку 2 мл раствора двухромогокислого калия К₂Сr₂О₇ подкислить 5 каплями серной кислоты и добавить 3 мл сернистого натрия Na₂SO₃, наблюдать появление зеленой окраски характерной для ионов хрома. К₂Сr₂О₇ + Na₂SO₃+H₂SO₄→ Cr₂(SO₄)3+Na₂SO₄+K₂SO₄+H₂O

ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА КМпО₄В ЗАВИСИМОСТИ ОТ РЕАКЦИИ СРЕДЫ

В пробирку с 2 мл перманганата калия, подкисленного несколькими каплями серной кислоты, прилить 5 мл раствора сернистого натрия. Пронаблюдайте исчезновение фиолетовой окраски, характерной для ионов оксида марганца.

Реакция идет по схеме:

KMnO₄+Na₂SO₃+H₂SO₄ → MnSO₄+Na₂SO₄+K₂SO₄+H₂O

Составьте электронные уравнения для процессов окисления и восстановления и полное уравнение реакции.

Налейте в пробирку 2 мл КМnО₄ добавьте 5 мл раствора сернистого натрия наблюдать через некоторое время выпадение бурых хлопьев МnО₂↓

KMnO₄+Na₂SO₃+H₂O →MnO₂↓+Na₂SO₄+KOH

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ.

1. Приведите примеры межмолекулярных и внутримолекулярных окислительно - восстановительных реакций.

2. От каких факторов зависит окислительно-восстановительный потенциал?

3. Какими способами можно определить направление окислительно-восстановительных реакций?

4. Определите, возможно ли протекание реакции в прямом направлении при 298К: CuO+H₂ = Cu+H₂O

Основная литература:

1. Коровин, Н.В. Общая химия: учеб. / Н.В.Коровин. – М.: Высшая школа, 2000.- С.251-300

2. Коровин, Н.В. Лабораторные работы по химии /Н.В.Коровин, Э.М. Мингулина, Н.Г. Рыжова; Под ред. Н.В Коровина. – М.: Высшая школа, 2001. – С.115-118

Дополнительная литература:

1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа.
1988.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л. : Химия, 1983.

3. Крешков А.П. Основы аналитической химии (качественный и количественный анализ).М., ГХИ, 1961.

4. Лучинский Г. П. Курс химии. М.: Высшая школа,1985.

5. Фролов В.В. Химия. М. Высшая школа, 1986.

6. Зайцев О. С. Задачи и вопросы по химии. М.: Химия, 1985.

7. Романцева Л. М., Лещинская З. Л., Суханова В.А. Сборник задач и упражнений по общей химии. М.: Высшая школа,1980.

Лабораторная работа №2

«Приготовление раствора заданной концентрации»

Цель работы: приобретение навыков приготовления растворов различной концентрации из сухой соли или более концентрированного раствора.

Задачи: 1) образовательная: сформировать представление о сути процесса растворения, ознакомить с физико-химической теорией растворов и способами выражения концентрации растворенного вещества в растворе;

2) развивающая: развивать у студентов представление о взаимосвязи состава и строения вещества и свойств его раствора, развивать умение использовать теоретические знания при решении задач, развивать логическое мышление умение анализировать и делать выводы. Развивать умение работы с химическим оборудованием и реактивами;

3) воспитательная: формировать научное мировоззрение.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ.

Раствор – однородная гомогенная система переменного состава, содержащая, два или большее число веществ. По агрегатному состоянию растворы делятся на твердые, жидкие и газообразные. Размер частиц в истинных растворах - порядка размеров молекул Насыщенный раствор – раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом. В таком растворе вещество растворитьсяне может.

Растворимость - масса вещества, которая, может раствориться в 100грастворителя. Растворимость твердых веществ в воде изменяется в больших приделах. Растворимость твердых веществ увеличиваетсяс ростом температуры, растворимость газов уменьшается. Растворимость газов увеличивается с ростом давления.

Массовая доля растворено вещества - безразмерная величина, равная отношению массы вещества к массе раствора:

По массовой доле вещества делятся на разбавленные и концентрированные.

Молярная доля растворенного вещества - безразмерная величина, равная отношению числу молей вещества к общему числу молей всех веществ в растворе:

Молярная концентрация вещества показывает, сколько молей вещества содержится в 1л раствора:

С = v(в-ва)/V(р-pa)

Молярная концентрация выражается в моль/л и чаше всего обозначается М.

Молярная концентрация эквивалентов (нормальность) - число эквивалентов вещества в 1л раствора:

Мольная концентрация - число молей растворенного вещества в 100грастворителя.

Титр - число граммов растворенного вещества в1см³ (мл):

где М – навеска вещества в граммах, V – объем раствора, мл.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ.

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА С ЗАДАННОЙ МАССОВОЙ ДОЛЕЙ СОЛИ (%)

Получите у преподавателя задание и рассчитайте, сколько потребуется соли и воды для приготовления раствора заданной концентрации.

Взвесьте на лабораторных технохимических весах нужное количество соли и высыпьте ее в коническую колбу на 300 мл. Отмерьте цилиндром необходимое количество воды и вдевайте в колбу с солью (воду необходимо приливать постепенно, все время перемешивая раствор).

Приготовленный раствор из колбы перелейте в цилиндр и измерьте реометром его плотность. Рассчитайте молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалентов и титр приготовленного раствора.

Результаты опыта сведите в таблицу:

Масса	Плотность раствора	Концентрация приготовленного раствора
соли	воды	молярная	Молярная концентрация эквивалентов	Титр г/мл

Контрольные задания:

1.В одном литре раствора содержится 10,6г карбоната натрия. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов раствора и титр.

2. Сколько граммов тиосульфата натрия необходимо для приготовления 300 г раствора, в котором массовая доля тиосульфата натрия равна 5%?

3. Для приготовления раствора взяли 5,6 г гидроксида калия КОН и 500 г воды. Вычислите моляльность приготовленного раствора и молярную долю растворенного вещества.

4. Сколько миллилитров 2 М раствора NaCl необходимо для приготовления 500 мл раствора с плотностью 1,02 г/см³ , в котором массовая доля NaCl равна 2%? Вычислите массовую концентрацию приготовленного раствора. Ответ: 88 мл, 20,41 г/л.

Основная литература:

1. Коровин, Н.В. Общая химия: учеб. / Н.В.Коровин. – М.: Высшая школа, 2000. - С.204-224

2. Коровин, Н.В. Лабораторные работы по химии / Н.В.Коровин, Э.М. Мингулина, Н.Г. Рыжова; Под ред. Н.В Коровина. – М.: Высшая школа, 2001. – С.69-76

Дополнительная литература:

1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа.
1988.с.96-101

2. Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А., Макарычева Е.П., Фриденберг Е. Э. Лабораторный практикум по общей химии. Полумикрометод. М., Химия, 1965.

3. Глинка Н.Л. Общая химия. Л. : Химия, 1983.

4. Лучинский Г. П. Курс химии. М.: Высшая школа,1985.с. 129-135

5. Фролов В.В. Химия. М. Высшая школа, 1986. с. 85-90

6. Зайцев О. С. Задачи и вопросы по химии. М.: Химия, 1985.

7. Романцева Л. М., Лещинская З. Л., Суханова В.А. Сборник задач и упражнений по общей химии. М.: Высшая школа,1980.с.152-166

Лабораторная работа №3

«Гидролиз солей»

Цель работы:изучение некоторых свойств водных растворов солей, связанных с реакцией гидролиза.

Задачи:: 1) образовательная: сформировать представление о трех типах гидролиза, научиться составлять уравнения гидролиза солей в ионно-молекулярном и молекулярном виде, определять рН среды образующего раствора;

2) развивающая: развивать у студентов представление о взаимосвязи строения и свойств соединений, развивать умение использовать теоретические знания при составлении уравнений гидролиза, развивать логическое мышление, умение анализировать, обобщать и делать выводы;

3) воспитательная: формировать научное мировоззрение.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ.

Гидролизом называют обменные химические реакции, протекающие с участием воды. Если в обменную реакцию с водой вступай соль, то взаимодействие называют гидролизом соли.

Признаком гидролиза соли является изменение нейтральной реакции среды водного раствора. Например, при растворении в воде ацетата натрия CH₃COONa раствор подщелачивается (рН>7) вследствие образования избытка ионов ОН^-:

CH₃COONa+ Н₂О = СН₃СООН + NaOH

или

СН₃СОО^- + Н₂О = СН₃СООН + ОН^-

Однако не все соли вступают в реакцию гидролиза. Если растворять в воде хлорид калия КС1, нейтральная реакция среды (рН 7). характерная для чистой воды, не изменится, т.е. в растворе сохранится равенство с_н = с_он

КС1 +H₂О = KOH + HC1

или

Н₂О == H⁺ + ОН^-

Можно утверждать, что соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (КС1, LiNO₃, и т.п.), в реакцию гидролиза не вступают.

С водой взаимодействуют: 1) соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами (NH₄C1, СuСl, NH₄NO₃, и т.п.); 2) соли, образованные слабыми кислотами и сильными основаниями (Na₂S, KCN, Na₂CO₃ и т.п.); 3) соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами (NH₄CH₃COO и т.п.). Из рассмотренных примеров следует, что в реакцию сводой вступают катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Если эти ионы многозарядны (Fe³⁺ Сu²⁺ и т.п.), их взаимодействие с водой обычно идет до образования основного или кислого иона (первая ступень гидролиза), например: Fe³⁺ + Н₂О= FeOH²⁺ + H⁺

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

ГИДРОЛИЗ СОЛИ, ОБРАЗОВАННОЙ СИЛЬНЫМ ОСНОВАНИЕМ И СЛАБОЙ КИСЛОТОЙ

Приготовьте 100 мл раствора карбоната, гидрокарбоната, ацетата калияили нитрита натрия заданной молярной концентрации (задание получите у преподавателя). Рассчитайте навеску, взвесьте соль на лабораторных весах с точностью до 0,01 г и приготовьте раствор соли в мерной колбе.

Измерьте рН приготовленного раствора с помощью рН-метра(индикатора) Составьте уравнение реакции гидролиза соли (первая ступень) и вычислите рН приготовленного раствора.

Закончите оформление результатов опыта сравнением измеренного и вычисленного значений рН.

ГИДРОЛИЗ СОЛИ, ОБРАЗОВАННОЙ СЛАБЫМ ОСНОВАНИЕМ И СИЛЬНОЙ КИСЛОТОЙ

Возьмите навеску хлорида железа(III)FeCl₃, и приготовьте в мерной колбе раствор соли. Вычислите молярную концентрацию приготовленного раствора (С₀ теор).

Измерьте рН раствора, используя рН-метр. (индикатор) >7< Запишите уравнение реакции гидролиза (первая ступень) и вычислите молярную концентрацию соли в растворе на основании найденного значения водородного показателя среды рН (C₀ изм). Результаты расчетов и измерений сведите в таблицу:

Навеска, г	Объем раствора мл	Со теор моль/л	pH	Со изм. моль/л

СМЕЩЕНИЕ РАВНОВЕСИЯ РЕАКЦИИ ГИДРОЛИЗА СОЛИ ПРИ РАЗБАВЛЕНИИРАСТВОРА

Убедитесь в том, что концентрированный раствор нитрата свинца прозрачен. В коническую колбу налейте 50 мл водопроводной воды и добавьте 1—2 капли концентрированного раствора Pb(NO₃)₂. Наблюдайте образование осадка.

При оформлении результатов опыта:

1. Назовите гидролизующийся ион, составьте уравнение реакции гидролиза и объясните, почему концентрированный раствор Pb(NO₃)₂ прозрачен.

2. Объясните, почему при разбавлении в колбе появился осадок. Составьте уравнение реакции образования осадка. Имеет ли отно­шение эта реакция к процессу гидролиза рассматриваемой соли?

3. Сделайте вывод о влиянии разбавления растворов гидролизующихся солей на гидролитическое равновесие.

СМЕЩЕНИЕ РАВНОВЕСИЯ РЕАКЦИИ ГИДРОЛИЗА ПРИ ИЗМЕНЕНИИ ТЕМПЕРА ТУРЫ

В пробирку внесите 5—6 мл раствора ацетата натрия NaCH₃COO и 1—2 капли индикатора (фенолфталеина). Содержимое пробирки разделите на 2 части, одну из них оставьте для сравнения, другую — нагрейте до кипения.

Сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Дайте пробирке охладиться и снова сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Опишите и поясните свои наблюдения.

Составьте уравнение реакции гидролиза соли, назвав предварительно гидролизующийся ион. Сделайте вывод о среде раствора и о влиянии температуры на гидролитическое равновесие.

Контрольные задания:

1. Можно ли с помощью рН-метра отличить водный раствор хлорида калия от водного раствора хлорида аммония? Ответ обоснуйте.

2. рН водного раствора хлорида аммония равен 5. Составьте уравнение реакции гидролиза и рассчитайте исходную концентрацию раствора.

Основная литература:

1. Коровин, Н.В. Общая химия: учеб. / Н.В.Коровин. – М.: Высшая школа, 2000. –С.224-238

2. Коровин, Н.В. Лабораторные работы по химии /Н.В.Коровин, Э.М. Мингулина, Н.Г. Рыжова; Под ред. Н.В Коровина. – М.: Высшая школа, 2001. –С.95-109

Дополнительная литература:

1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа.
1988.с.96-101

2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л. : Химия, 1983.

3. Лучинский Г. П. Курс химии. М.: Высшая школа,1985.с. 129-135

4. Фролов В.В. Химия. М. Высшая школа, 1986. с. 85-90

5. Зайцев О. С. Задачи и вопросы по химии. М.: Химия, 1985.

6. Романцева Л. М., Лещинская З. Л., Суханова В.А. Сборник задач и упражнений по общей химии. М.: Высшая школа,1980.с.152-166

Лабораторная работа №4.

«Комплексные соединения»

Цель работы: изучить явление комплексообразования, свойств различных комплексов; проведение измерений и расчет констант нестойкости.

Задачи: 1) образовательная: сформировать представление о комплексных соединениях, как большой группы веществ, изучить строения комплексных соединений (комплексообразователь, лиганды, внутренняя сфера, внешняя сфера); научиться определять вид химической связи между коплексообразователем и лигандами, внешней и внутренней сферой, определять координационное число комплексообразователя, предсказывать пространственное строение и магнитные свойства и окраску комплексных ионов;

2) развивающая: развивать у студентов представление о взаимосвязи строения и свойств соединений, развивать умение использовать теоретические знания при решении задач, развивать логическое мышление умение анализировать и делать выводы. Развивать умение работы с химическим оборудованием и реактивами;

3) воспитательная: формировать научное мировоззрение.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ.

Сложные химические соединения, получившие название комплексных, состоят из внутренней (координационной) и внешней сферы. Внутренняя сфера получила название комплекса. Например, в комплексном соединении [Cu(NH₃)₄]SO₄ комплексом (внутренней сферой) является ион [Cu(NH3)₄]²⁺, a внешней сферой — ион S0₄²⁺.

Комплексное соединение в растворе диссоциирует на комплекс и вешнюю сферу:

[Cu(NH₃)₄]S0₄ → [Cu(NH₃)₄]²⁺+S0₄^2-

Комплексы бывают катионные [Cu(NH₃)₄]²⁺, анионные [Fe(CN)₆]^3- и нейтральные [Ni(CO)₄]. Комплекс имеет центральный атом комплексообразователь (в указанных примерах Сu²⁺, Fe³⁺, Ni), вокруг которого, координируются молекулы или ионы - лиганды (в приведенных примерах NН₃, CN^-, CO). Общее число координационных (донорно-акцепторных) связей, образуемых комплексообразователем с лигандами, называется координационным числом центрального атома. По числу связей, образуемых лигандом с комплексообразователем, лиганды делятся на моно-, ди- и более дентантные лиганды. Комплексы в растворе ведут себя как слабые электролиты, диссоциируют не полностью.

[Cu(NH₃)₄]²⁺↔ Cu²⁺ + 4NH₃

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ.

Опыт 1. ОБРАЗОВАНИЕ СОЕДИНЕНИЙ С КОМПЛЕКСНЫМ АНИОНОМ

К 3-4 каплям нитрата висмута прибавьте 1-2 капли 0,5 н. иодида калия до появления темно-бурого осадка. К осадку прилейте еще 2-3 капли иодида калия. Что наблюдаете? Напишите уравнения реакций.

Опыт 2. ОБРАЗОВАНИЕ СОЕДИНЕНИЙ С КОМПЛЕКСНЫМ КАТИОНОМ

В пробирку налейте 4-5 капель дистиллированной воды и добавьте несколько кристалликов хлорида кобальта. Что наблюдаете? Напишите уравнения реакции и диссоциации аквакомплекса кобальта.

Опыт 3. ОБРАЗОВАНИЕ СОЕДИНЕНИЙ, СОДЕРЖАЩИХ КОМПЛЕКСНЫЙ КАТИОН И КОМПЛЕКСНЫЙ АНИОН.

К 2 каплям гексацианоферрата (III) калия добавьте 4 капли сульфата никеля до появления осадка. Затем добавьте 25%-ый раствор гидроксида аммония до полного растворения осадка. Далее наблюдайте выпадение бледно-лиловых кристаллов соли в растворе (1-2 мин). Напишите уравнения реакций.

Опыт 4. РАЗРУШЕНИЕ КОМПЛЕКСОВ

Налейте в пробирку 2-3 капли сульфата меди и добавьте по каплям 2 н. раствора гидроксида аммония до растворения осадка (СиОН)₂SО₄ и образования комплексного соединения. Напишите уравнения реакции, если координационное число меди - 4.

К полученному раствору налейте 2-3 капли сульфида натрия. Какое вещество выпадает в осадок. Напишите уравнение диссоциации комплексной соли.

Контрольные задания:

1. Что называют комплексом? Какие виды комплексов вы знаете?

2. Что такое комплексообразователь?

3. Что такое лиганд? Какие виды лигандов вы знаете?

4. Как происходит диссоциация комплексного соединения? (на конкретном примере).

5. Что называют константой нестойкости комплекса? Приведите пример.

Основная литература:

1. Коровин, Н.В. Общая химия: учеб. / Н.В.Коровин. – М.: Высшая школа, 2000. - С.71-81

2. Коровин, Н.В. Лабораторные работы по химии /Н.В.Коровин, Э.М. Мингулина, Н.Г. Рыжова; Под ред. Н.В Коровина. – М.: Высшая школа, 2001. – С.162-170

Дополнительная литература:

1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа.
1988.с.96-101

2. Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А., Макарычева Е.П., Фриденберг Е. Э. Лабораторный практикум по общей химии. Полумикрометод. М., Химия, 1965.

3. Глинка Н.Л. Общая химия. Л. : Химия, 1983.

4. Крешков А.П. Основы аналитической химии (качественный и количественный анализ).М., ГХИ, 1961.с. 146-160

5. Лучинский Г. П. Курс химии. М.: Высшая школа,1985.с. 129-135

6. Фролов В.В. Химия. М. Высшая школа, 1986. с. 85-90

7. Зайцев О. С. Задачи и вопросы по химии. М.: Химия, 1985.

8. Романцева Л. М., Лещинская З. Л., Суханова В.А. Сборник задач и упражнений по общей химии. М.: Высшая школа,1980.с.152-166