Будь умным!

У вас вопросы?
У нас ответы:) SamZan.net

ХІМІЯ для студентів усіх спеціальностей усіх форм навчання

Работа добавлена на сайт samzan.net: 2016-03-30

Поможем написать учебную работу

Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.

Предоплата всего

от 25%

Подписываем

договор

Выберите тип работы:

Скидка 25% при заказе до 18.5.2024

PAGE  9

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ  НАУКИ

МОЛОДІ  ТА СПОРТУ УКРАЇНИ

Запорізький національний технічний університет

МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ

до лабораторних робіт з  дисципліни "ХІМІЯ"

для студентів усіх спеціальностей усіх форм навчання

2012


Методичні вказівки до лабораторних робіт з дисципліни "Хімія" для студентів технічних спеціальностей  денної та заочної форм навчання. / Укл.: Н.І. Пономаренко, О.В. Капітан, Л.С. Осаул та інш. - Запоріжжя: ЗНТУ, 2012. -  61с.

Укладачі:

Н.І. Пономаренко, доцент, к.ф.н.

О.В. Капітан, доцент, к.х.н.

Л.П. Осаул, доцент, к.х.н.

В.М. Повзло, ст. викладач

Л.М. Незгода, ст. викладач

О.А. Швець, асистент

М.Ф. Гапоненко, асистент

Рецензент:   О.В. Капітан, доцент, к.х.н.

Відповідальний за випуск: Н.І. Пономаренко, доцент, к.ф.н.

Затверджено

на засіданні кафедри

"Хімії та екології"

протокол № 10

від  27.06.2012

 

 


Лабораторна робота №1

ЗДОБУВАННЯ КИСЛОТ, ГІДРОКСИДІВ ТА СОЛЕЙ

Мета роботи: повторення матеріалу про загальну характеристику основних класів неорганічних сполук.

1.1 Загальні відомості

1.1.1 Здобування та властивості оксидів

Здобування

Хімічні властивості

1. Взаємодія простих речовин з киснем (крім  (   ):

    2Са + О2 = 2СаО

                             Кальций оксид

2. Окиснення деяких складних речовин:

   

    2SO4 + O2 = 2SO3

 cульфур (IV)         cульфур (VI)

     оксид                    оксид

3. Розкладання оксидів:

    4CrO3 = 2Cr2O3 + 3О2

хром(VI) оксид     хром(III) оксид

4. Розкладання гідроксидів:

                           t C

    Cu(OH)2 = CuO + H2O

кальцій гідроксид

5. Розкладання кислот:

    H2SO3  = SO2 + H2O

  сульфатна(IV) сульфур(IV)

      кислота           оксид

6. Розкладання солей:

      СаСО3 = СаО + СО2

 Кальций карбонат          карбон(IV)оксид

7. Взаємодія кислот-окисників з металами та неметалами:

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2+ 2NO2 + 2H2O

      Нітратна           купрум (ІІ)       нітроген(ІV)

         Кислота            нітрат                  оксид

8. Заміщення леткого оксиду менш летким при нагріванні:

1. Взаємодіють з водою з утворенням гідроксидів або кислот:

    Na2O + H2O = 2NaOH

   Натрій оксид             натрій гідроксид

     MnO3 + H2O = H2MnO4

      Манган(VI)                  манганатна(ІV)

        Оксид                              кислота

2. Основні оксиди взаємодіють з

кислотними та амфотерними оксидами (при нагріванні):

    3MgO + P2O5 = Mg3(PO4)2

    Магній      Фосфор (V)       магный

     Оксид           оксид         ортофосфат

3. Основні та амфотерні оксиди взаємодіють з кислотами:

4. Амфотерні та кислотні оксиди взаємодіють з лугами:

5. Деякі оксиди розкладаються:

1.1.2 Здобування та властивості гідроксидів

Здобування

Хімічні властивості

1. Взаємодія активних металів з водою:

2. Взаємодія оксидів лужних та лужноземельних металів з водою:

3. Взаємодія розчинів солей з лугами:

4. Електроліз водних розчинів солей (в розчині в катодному просторі накопичується ):

5. У результаті інших реакцій:

1. Гідроксиди лужних та лужно-земельних металів дисоціюють в водних розчинах:

2. Розчини гідроксидів металів  та  змінюють забарвлення індикаторів (див. додаток A).

3. Взаємодіють з кислотними оксидами та кислотами:

4. Луги взаємодіють з неметалами () та деякими металами (та ін.):

5. Взаємодіють з амфотерними, оксидами та гідроксидами:

1.1.3 Здобування та властивості кислот

Здобування

Хімічні властивості

1. Взаємодія кислотних оксидів з водою:

2. Окиснення деяких простих речовин:

3. Взаємодія солей з кислотами (сильними чи менш леткими, ніж отримувана):

4. Безкисневі кислоти можуть бути отримані безпосередньо з водню та неметалу:

Водні розчини таких сполук є кислотами.

5. Гідроліз галогенангідридів:

1. В розчинах дисоціюють

2. Розчини кислот змінюють забарвлення індикаторів (див. додаток A)

3. Кислоти – неокисники, реагують з металами, які стоять в ряду стандартних електродних потенціалів до водню, їх :

4. Кислоти - окисники реагують майже з усіма металами, при цьому водень не виділяється:

5. Взаємодіють з оксидами та гідроксидами металів:

6. Реагують з солями, якщо утворюються слабкі електроліти:

1.1.4 Здобування та властивості солей

Здобування

Хімічні властивості

1. Взаємодія металів та неметалів:

2. Взаємодія металів з кислотами:

3. Взаємодія основних та кислотних оксидів:

4. Взаємодія основних та амфотерних оксидів з кислотами:

5. Взаємодія гідроксидів з кислотними оксидами:

6. Взаємодія гідроксидів з кислотами:

7. Взаємодія металів з розчинами солей:

8. Взаємодія кислот з солями:

9. Взаємодія двох солей:

10. Взаємодія лугів з амфотерними металами, оксидами, та гідроксидами:

1. Розчинні у воді солі, утворені сильними гідроксидами та сильними кислотами, дисоціюють за схемою:

Розчинні у воді солі, утворені слабкими гідроксидами та (або) слабкими кислотами, гідролізують:

2. Розчини солей реагують з металами, що мають менше значення  (стандартний електродний потенціал), ніж метал, що утворює катіон солі:

3. Розчини солей взаємодіють з лугами:

4. Взаємодіють з кислотами:

5. Розчини солей реагують між собою, якщо утворюються слабкі електроліти:

6. Деякі солі розкладаються при нагріванні:

1.2 Завдання для самостійного розв’язання:

Варіант

Скласти рівняння реакцій *

Скласти графічні формули

здобування речовин

хімічних властивостей

взаємних перетворень

1

2

3

              

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

Cuo

19

20

21

22

23

24

25

*в молекулярному та йонному вигляді, дати назви всім речовинам


1.3 Обладнання та реактиви

1. Обладнання: простіший прилад для здобування та відводу газу. 2 Речовини: магній, магній гідроксид, плюмбум (II) оксид, індикатори: лакмус, фенолфталеїн. 3. Розчини: хлоридна кислота, сульфатна кислота, натрій гідроксид, кальцій гідроксид, нікол (II) cульфат, алюміній хлорид, натрій ацетат,  плюмбум (II) ацетат, кобальт (ІІ) нітрат.

1.4 Вказівки до техніки безпеки

Дотримуватися правил роботи з хімічними речовинами: кислотами, лугами, солями; з нагрівальними приладами, скляним посудом.

1.5 Порядок проведення лабораторної роботи

Дослід 1. Здобування гідроксидів активних металів. Здобути магній гідроксид  взаємодією магнію з водою. Наявність іонів  в розчині виявити індикатором.

Дослід 2. Здобування нерозчинних у воді гідроксидів та вивчення амфотерних властивостей гідроксидів. Здобути гідроксиди  та  взаємодією розчинів відповідних солей з лугами. Виявити який з них є амфотерним гідроксидом, аналізуючи реакції даних гідроксидів з кислотами та лугами.

а)

в)

б) ?

г) ?

Дослід 3. Здобування слабких кислот. Здобути етанову (оцтову) кислоту  витісненням її із ацетату сильною кислотою, підтвердити утворення кислоти.

Дослід 4. Здобування нормальних (середніх) та кислих солей. Здобути кислотний карбон (IV) оксид, провести його взаємодію з лугом з утворенням Кальцій карбонату . Із кальцій карбонату здобути кислу сіль – кальцій гідрокарбонат .

Дослід 5. Здобування основних солей. 1. Здобути основну сіль плюмбум (II) гідроксоацетат  із середньої солі плюмбум (II) ацетату та плюмбум (II) оксиду при нагріванні.

2. Здобути основну сіль кобальт (ІІ) гідроксонітрат взаємодією кобальт (ІІ) нітрату з лугом натрій гідроксидом у молярному співвідношенні 1:1.

Всі реакції записати в молекулярному та іонному видах, занотувати кольори осадів і розчинів.

1.6 Зміст звіту

1.6.1 Назва роботи.

1.6.2 Мета роботи.

1.6.3 Вивчення загальних відомостей.

1.6.4 Виконання завдань для самостійного розв’язання

1.6.5 Аналіз хімічних дослідів (хід виконання, спостереження, рівняння хімічних реакцій).

1.6.6 Висновки.

Лабораторна робота  

№2

ВИЗНАЧЕННЯ ЕКВІВАЛЕНТА МЕТАЛУ

Мета роботи: засвоєння основних понять і законів хімії, ознайомлення з одним із методів визначення молярної маси еквівалента металу.

2.1 Загальні відомості

Маси (об’єми) реагуючих між собою речовин підкоряються закону еквівалентів. Згідно з цим законом маси (об’єми) реагуючих між собою речовин  та   ( та ) пропорційні їх еквівалентним маса (молярним масам еквівалентів)  та  ( та ):

  або   

Молярною масою еквівалента або еквівалентною масою називається масова кількість елемента, яка сполучається з однією (точніше з 1,008) масовою частиною водню або вісьмома масовими частинами кисню чи заміщує їх у сполуках.

Об’єм, який має за даних умов молярна маса еквівалента речовини у газовому стані, називається молярним об’ємом еквівалента  цієї речовини.

Виходячи з того, що молярний об’єм будь-якого газу за нормальних умов дорівнює  , молярний об’єм еквівалента водню  дорівнює  ; молярний об’єм еквівалента кисню  дорівнює  . Молярна маса еквівалента речовини (як простої так і складної) може набувати різного значення і залежить від того, до якої реакції вступає ця речовина.

2.1.1 Взаємозв'язок між основними фізичними величинами, що використовуються в хімії

Назва

Символ

Визначальне рівняння

Одиниці вимірювання

Відносна атомна

маса

безрозмірна одиниця

або

 

Відносна молекулярна маса

безрозмірна одиниця

або

Молярна маса

Маса

;

Об’єм

;

Молярний об’єм

;

за умов відмінних від нормальних:

(),

де  - тиск, об’єм та температура за нормальних умов,

,

Кількість речовини

Кількість частинок (молекул, атомів, іонів тощо)

;

безрозмірна одиниця

Число Авогадро

;

Густина

;

, ,

Молярна маса еквівалента

Фактор еквівалент-ності

,

де - кількість часток,

- валентність

безрозмірна одиниця

Молярний об’єм еквівалента

2.2 Завдання для самостійного розв’язання

2.2.1 Розв’язати задачі

1. Визначити  нітрогену та формулу сполуки, яка містить 82,35 % нітрогену та 17,65 % гідрогену.                                     

()

2. Визначити  арґентуму, якщо 2,39 г цинку виділяють з розчину солі арґентуму 7,9 г срібла.                                                 ()

3. 1 г металу сполучається з масою хлору, що займає простір об’ємом 0,34 л при 37 °С та тискові 97,99 кПа. Обчислити молярну масу еквіваленту металу.         ()  

4. З 1,35 г оксиду металу добуто 3,15 г його нітрату. Обчислити молярну масу еквіваленту металу.        ()

5. Залізо масою 7 г витісняє із кислоти 3,2 л водню виміряного при температурі 39 °С  та тискові 1 атм. Яка валентність заліза в утвореній сполуці?          ()

2.2.2 Визначити дані (?) для запропонованого варіанту

№

речовина

1

20

101,1

10,0

?

?

?

?

?

?

2

100

94,5

?

5,60

?

?

?

?

?

3

22

101,1

14,2

?

?

?

?

?

?

4

25

89,9

?

?

15

?

?

?

?

5

18

101,2

6,4

?

?

?

?

?

?

6

30

96,8

?

1,12

?

?

?

?

?

7

19

10,0

6,8

?

?

?

?

?

?

8

24

121,2

?

?

20

?

?

?

?

9

29

100,8

5,1

?

?

?

?

?

?

10

21

102,3

?

2,24

?

?

?

?

?

11

129

92,1

0,73

?

?

?

?

?

?

12

23

100,6

?

?

4

?

?

?

?

13

26

104,0

8,1

?

?

?

?

?

?

14

110

95,1

?

4,48

?

?

?

?

?

15

27

110,1

6

?

?

?

?

?

?

16

90

99,9

?

?

10

?

?

?

?

17

28

101,3

1,3

?

?

?

?

?

?

18

31

100,9

?

8,96

?

?

?

?

?

19

8

86,0

16,2

?

?

?

?

?

?

20

121

88,1

?

?

2

?

?

?

?

21

73

91,2

4

?

?

?

?

?

?

22

33

100,5

?

3,36

?

?

?

?

?

23

39

98,1

6,8

?

?

?

?

?

?

24

103

87,9

?

?

5

?

?

?

?

25

115

84,7

4,6

?

?

?

?

?

?

2.3 Обладнання та реактиви

1. Обладнання: прилад для визначення еквівалента металу; термометр; барометр; циліндри на 25 та 100 мл.

2. Реактиви: наважка металу; хлоридна кислота (4N).

2.4 Вказівки до техніки безпеки

Дотримуватися правил роботи з кислотами, скляним посудом.

2.5 Порядок проведення лабораторної роботи

1. Зібрати прилад за рисунком

2. Перевірити прилад на герметичність: обережно від'єднати реакційну колбу (a) і, знявши затискач з гумової трубки, заповнити трубку водою з аспіратора (б) і затиснути затискачем.

3. В реакційну колбу налити 10 - 15 мл 4N розчину НСІ, повернути її в горизонтальне положення і внести у горло колби наважку металу, потім зштовхнути її у кислоту.

4. Після початку реакції зняти затискач, щоб вода вільно витікала із аспіратора у приймач (в).

5. Після закінчення реакції затиснути трубку затискачем і обережно, щоб із неї не витікала вода за допомогою циліндра зміряти

об'єм води, витісненої із аспіратора у приймач.

6. Результати вимірювань записати по формі:

• Маса металу ;

• Об'єм водню, який витіснено ;

• Температура ;

• Абсолютна температура ;

• Атмосферний тиск ;

• Тиск насиченої водяної пари при температурі досліду ;

• Тиск водню, ;

• Універсальна газова стала .

7. Розрахувати  металу двома методами:

1) Розрахувати масу водню, який витіснено,  по рівнянню Менделєєва - Клапейрона , а потім на основі закону еквівалентів розрахувати молярну масу еквівалента металу .

2) Привести об’єм водню, який витіснено,  до нормальних умов за рівнянням:  та за відомим еквівалентним об'ємом водню, розрахувати молярну масу еквівалента металу .

3) Знайти теоретичне значення молярної маси еквівалента цинку, а також знайти відносну похибку знайденої молярної маси еквіваленту металу.

 

2.6. Зміст звіту

2.6.1 Назва роботи.

2.6.2 Мета роботи.

2.6.3 Вивчення загальних відомостей.

2.6.4 Виконання завдань для самостійного розв’язання.

2.6.5Аналіз досліду, математична обробка результатів експерименту.

2.6.6 Висновки.

Лабораторна робота № 3

ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

Мета роботи: навчитися визначати ступені окислення елементів та складати рівняння окислювально-відновних реакцій.

3.1 Загальні відомості

3.1.1 Окислення і відновлення. Класифікація окисно-відновних реакцій.

Реакції, що відбуваються із зміною ступеня окиснення атомів, що входять до складу реагуючих речовин, називаються окисно-відновними. Окисно-відновні реакції поділяються на три типи:

1. Міжмолекулярні реакції. Ступінь окиснення змінюють атоми, що входять до складу різних вихідних речовин, наприклад:

; .

2. Внутрішньомолекулярні реакції. Атоми, що змінюють ступінь окиснення, входять до складу однієї сполуки (іноді це атоми одного елементу з різними ступенями окиснення), наприклад:

; .

3. Реакція диспропорціювання. Атоми одного й того самого елемента з певним ступенем окиснення є як окисниками, так і відновниками, наприклад:

; .

Реакції диспропорціювання (або самоокислення - самовідновлення характерні для речовин, що містять атоми з проміжними ступенями окиснення).

3.1.2 Метод електронного балансу

Стехіометричні коефіцієнти у рівняннях окисно-відновних реакцій зручно визначати, користуючись методом електронного балансу. Цей метод ґрунтується на порівнянні ступенів окиснення атомів у початкових і кінцевих умовах. Для встановлення коефіцієнтів виходять з того положення, що число електронів, відданих відновником, повинно дорівнювати числу електронів, приєднаних окисником. Існує певний алгоритм складання рівнянь окисно-відновних реакцій.

1. Записати схему рівняння.

2. Визначити, які атоми змінюють ступінь окиснення.

Отже, відновником є , окисником -.

3. Скласти електронні рівняння процесів окиснення та відновлення. Підібрати коефіцієнти в цих схемах так, щоб загальне число електронів, які віддає відновник, дорівнювало загальному числу електронів, що приєднує окисник.

4. Розставити знайдені коефіцієнти у молекулярному рівнянні.

5. Підібрати інші коефіцієнт таким чином, щоб загальне число атомів кожного елемента було однаковим у лівій та правій частинах рівняння.

3.2 Завдання для самостійного розв’язання

3.2.1 Відповісти на запитання та виконати завдання

1. Які реакції називають окисно-відновними? Що таке окисники, відновники, процеси окиснення, відновлення?  

2. Які із сполук , , ,, , ,  , , ,  здатні бути тільки окисниками, які тільки відновниками, які здатні виявляти і окисні і відновні властивості в залежності від умов реакцій?

3. Користуючись методом електронного балансу розставити коефіцієнти в рівняннях окисно-відновних реакцій. Вказати окисник та відновник, процеси окиснення та відновлення. Визначити Мекв окисників і відновників.

а)

б)

в)

г)

д)

4. Закінчити рівняння реакцій, за допомогою електронного балансу розставити коефіцієнти, вказати окислювач і відновник.

а)

б)

в)

г)

д)

5. Розставити коефіцієнти за допомогою методу електронного балансу в рівняннях окисно-відновних реакцій. Вказати окисники та відновники.

Варіант

Схеми хімічних процесів

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

 

12

13

14

15

16

17

18

19

20

21

22

23

24

25

3.3 Реактиви та обладнання

1. Розчини: сульфатна кислота (2N), купрум (II) сульфат, манган (II) сульфат, натрій гідроксид, бром, калій перманганат, ферум (II) сульфат, калій дихромат. 2. Речовини: цинк, залізо, кристалічні натрій сульфіт або натрій нітрит, дистильована вода. 3. Обладнання: нагрівальний прилад.

3.4 Вказівки до техніки безпеки

Дотримуватися правил роботи з розчинами кислот, солей, лугів, нагрівальним приладом.

3.5 Порядок проведення лабораторної роботи

Дослід 1. Прості речовини як окисники та відновники.

а) У пробірку з розчином сульфатної кислоти внести гранулу цинку

б) У пробірку з розчином купрум (II) сульфату насипати залізних ошурок, або опустити залізний цвях.

в) Одержати осад манган (II) гідроксиду, діючи лугом на розчин манган (II) сульфату. Спостерігати, як під дією кисню повітря гідроксид окиснюється до бурого манган (IV) оксиду.

MnSO4 + NaOH→

Mn(OH)2+ O2→

Дослід 2. Складні іони в окисно-відновних процесах.

а) У пробірку з бромною водою (1 – 2 мл) додати натрій сульфіту до повного знебарвлення розчину.

б) У пробірку з розчином калій перманганату додати декілька краплин розчину сульфатної кислоти, а потім додати 1 – 2 мл свіжо- приготованого розчину ферум (II) сульфату до знебарвлення розчину калій перманганату.

в) У пробірку з розчином калій дихромату (1 – 2 мл) додати декілька краплин сульфатної кислоти, гранулу цинку та трохи підігріти.

Дослід 3. Значення середовища в окисно-відновних процесах.

У три пробірки налити 1 - 2 мл розчину калій перманганату. В одну додати кілька краплин сульфатної кислоти, в другу - стільки ж води, в третю - таку ж кількість лугу.

В усі три пробірки внести по одному мікрошпателю кристалічного натрій сульфіту або натрій нітриту та перемішати розчини до повного розчинення кристалів. Відзначити зміну кольору у кожній із пробірок.

Дослід 4. Реакції самоокиснення - самовідновлення.

У дві пробірки внести по одному мікрошпателю кристалічного натрій сульфіту. Одну пробірку залишити як контрольну, а другу підігрівати протягом 5 - 6 хвилин. Після того, як друга пробірка охолоне, додати в обидві 1 - 2 мл води та кілька краплин розчину купрум (II) сульфату. Відзначити колір осадів в обох пробірках.

До всіх дослідів написати рівняння реакцій в молекулярній та іонній формі, скласти схеми переходу електронів та розставити коефіцієнти.

3.6 Зміст звіту

3.6.1 Назва роботи.

3.6.2 Мета роботи.

3.6.3 Вивчення загальних відомостей.

3.6.4 Виконання завдань для самостійного розв’язання.

3.6.5 Аналіз хімічних дослідів.

3.6.6 Висновки.


Лабораторна робота №4

ЗАКОНОМІРНОСТІ ПЕРЕБІГУ ХІМІЧНИХ ПРОЦЕСІВ

Мета роботи: навчитися експериментально визначати тепловий ефект хімічної реакції, вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість хімічних реакцій та зміщення хімічної рівноваги, вести розрахунки за термохімічними рівняннями, визначати швидкість хімічних реакцій, виявляти умови зміщення хімічної рівноваги.

4.1. Загальні відомості

4.1.1. Енергетика хімічних процесів.

Взаємний перехід різних форм енергії у процесах, енергетику будь-якого процесу вивчає термодинаміка. Енергетичні зміни у хімічних системах (хімічні реакції, фазові переходи, адсорбція та ін.) вивчає хімічна термодинаміка. У більшості випадків ці зміни супроводжуються виділенням (екзотермічні процеси) або поглинанням (ендотермічні процеси) теплоти.

Хімічна термодинаміка вивчає системи, які характеризуються параметрами: тиск (Р), температура (Т), об’єм (V); властивостями (функціями): внутрішня енергія (U), ентальпія (Н), ентропія (S), енергія Гіббса (G), які зумовлюються кінцевими і початковими станами системи і не залежать від шляху переходу.

Енергетичний ефект виникає за рахунок зміни внутрішньої енергії ∆U і ентальпії ∆Н.

Теплота Q, що поглинається системою витрачається на зміну внутрішньої енергії (∆U = U2 – U1) і здійснення роботи А. Тобто Q=∆U+A.

При постійному об`ємі, в ізохорних процесах Q(V) = ∆U

При постійному тиску в ізобарних процесах

Q(P) = ∆U + A; A = P∆V;        Q(P) = ∆U+ P∆V.

Сума U + PV має назву ентальпії (Н). Отже теплота реакції при ізобарному процесі дорівнює зміні ентальпії Q(P) = ∆H. В екзотермічних процесах ∆H < 0; в ендотермічних процесах ∆H> 0.

В термохімічних рівняннях вказаний фазовий стан речовин, тепловий ефект і коефіцієнти, які можуть бути дробовими числами.

Н2 (г)+1/2О2 (г) = Н2О(р);       ∆Hр-ції = -285,8 (кДж/моль)

Теплоти утворення речовин за стандартних умов: Т = 298 К, Р = 101,325 кПа, табличні данні - ∆H0298(утв) або ∆H0f 298  (f – утворення, від англ. formation). (Додаток Б).

Згідно закону Гесса тепловий ефект хімічної реакції

∆Hр-ції= Σn∆H0f прод. р-ції - Σn∆H0f вихід. реч.:кДж/моль (n – коефіцієнти рівняння).

∆H0f298 простих речовин, стійких у стандартному стані = 0.

Більшість процесів ґрунтується на двох явищах, які відбуваються одночасно: зміні упорядкування системи і передаванні енергії. Мірою невпорядкованості системи є ентропія (S). S зростає при розчиненні речовин, плавленні, випаровуванні, при ослабленні або розриві зв’язків між атомами, тощо. S зменшується з упорядкуванням системи:  при конденсації, кристалізації, полімеризації, зміцненні зв’язків, тощо. Зміна ентропії хімічної реакції:

∆Sр-ції.=ΣnS0прод. р-ції – Σn S0вихід. реч.; S0=Дж/моль·К

Рушійна сила процесу складається з одночасної дії ентальпійного та ентропійного факторів. За умов: P-const і T-const, сумарний ефект цих факторів характеризується зміною енергії Гіббса ∆G – (ізобарно-ізотермічний або ізобарний потенціал) ∆G=∆H-T∆S

∆Gр-ції=Σn∆G0f прод. р-ції - Σn∆G0f вихід. реч. (кДж/моль)

∆Gр-ції визначає ймовірність самодовільного перебігу хімічних процесів.

∆G<0 – ймовірний, чим менше значення ∆G – тим сильніше прагнення даної реакції до перебігу.

∆G=0 – стан рівноваги і ∆H=T∆S.

4.1.2. Основи хімічної кінетики

Вчення про швидкість і механізм хімічних реакцій називається хімічною кінетикою.

Для гомогенних процесів (система складається з однієї фази) що відбуваються без зміни об’єму, швидкість хімічної реакції (Vр-ції) визначають як зміну концентрації (∆С) реагуючих речовин, або продуктів реакції в одиницю часу (∆τ).

Vр-ції  = ∆С/∆τ (моль/л·с)

Для гетерогенних процесів (система складається з двох або більше фаз) – швидкість хімічних реакцій характеризує інтенсивність хімічного процесу тобто число елементарних актів взаємодії або розкладання за одиницю часу на одиницю поверхні поділу фаз.

Швидкість хімічної реакції залежить від:

1) концентрації реагуючих речовин:

згідно закону діючих мас ( М.М. Бекєтов, К. Гульдберг, П. Вааге) швидкість хімічної реакції прямопропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин у ступенях, які дорівнюють коефіцієнтам.

Для рівняння , швидкість хімічної реакції дорівнює:    Vр-ції = САa · СВb               ,

де  – константа швидкості, чисельно дорівнює Vр-ції, якщо  (С-концентрація, моль/л), ,  - рівноважні концентрації реагентів, моль/л.

2) температури:

підвищення температури реагуючих речовин внаслідок збільшення швидкості молекул зумовлює зростання загальної енергії системи, збільшення відносного вмісту активних молекул, що рівнозначно зростанню Vр-ції . Залежність швидкості хімічної реакції від температури виражається правилом Вант-Гоффа: підвищення температури на кожні 10 градусів збільшує швидкість реакції в 2 - 4 рази.

 γ – температурний коефіцієнт (γ = 2 - 4)

3) використання спеціальних речовин, які змінюють Vр-ції, цей процес називається каталізом; речовини які збільшують Vр-ції називаються каталізаторами, а які зменшують Vр-ції – інгібіторами.

4) природи реагуючих речовин – будови атомів, будови молекул, міцності хімічних зв’язків.

5) інших факторів: освітлення, опромінювання тощо.

 

4.1.3. Хімічна рівновага

Стан хімічної системи, коли швидкість прямої і зворотної реакцій однакові, називається хімічною рівновагою.

                                                пряма                        зворотна

Vпр. р-ції = k1САа· СВb,            

або при хімічній рівновазі:   

= k2ССс· СDd 

або при хімічній рівновазі:  

Kp – константа рівноваги             

У випадку хімічної реакції між газоподібними речовинами Кр процесу можна виразити за допомогою парціальних тисків (Р) газів , що беруть участь у реакції  :    

Напрям зміщення хімічної рівноваги при зміні концентрації реагуючих речовин температури і тиску (для газових реакцій) якісно визначається принципом Ле-Шательє: якщо на систему, що перебуває у стані рівноваги, чиниться який-небудь зовнішній вплив (змінюється С, Т, Р), то він сприяє перебігу тієї з двох протилежних реакцій, яка послаблює цей вплив.

Розглянемо реакцію синтезу амоніаку:

,

Щоб змістити рівновагу в сторону прямої реакції утворення NH3 необхідно: а) збільшити концентрацію N2 або Н2; б) оскільки пряма реакція екзотермічна, необхідно знизити температуру: в) збільшити тиск тому, що реакція супроводжується утворенням меншої кількості газоподібних молекул.

4.2. Завдання для самостійного розв’язання

4.2.1. Відповісти на запитання

1. Як можна теоретично розрахувати та експериментально визначити: а) тепловий ефект хімічної реакції; б) швидкість хімічної реакції?

2. Привести приклади рівнянь необоротних реакцій, що протікають з утворенням слабких електролітів, газоподібних речовин; оборотних реакцій.

3. Охарактеризувати фактори та закономірності протікання хімічних процесів.

4.2.2. Розв’язати задачі

1. Визначити, за якої температури реакція:

С(графіт) + H2O(г) → CO(г) + H2(г) ∆G298

стає термодинамічно можливою (G298<0)                    (980 К)

2. Визначити початкову швидкість реакції із константою швидкості прямої реакції k у розчині, отриманому змішуванням 2л 0,6М розчину CH3COOH і 3л 1М розчину NH4OH.         

(0,144)

3. У скільки разів збільшиться швидкість реакції при збільшенні температури від 50 С до 90 С? Температурний коефіцієнт реакції дорівнює 2,5.                                            (39,06)

4. Як треба змінити температуру, тиск, концентрацію, щоб змістити хімічну рівновагу даних реакцій в сторону прямої реакції:

а) H2(г)+I2(г)↔2HI; ∆H298>0

б)  2H2S(г)↔2H2(г)+2S(тв.); ∆H298>0

в)  PCl5(г) ↔PCl3(г)+Cl2(г); ∆H298<0

4.2.3 Виконати завдання

Визначити стандартну зміну ізобарного потенціалу за стандартних умов  та температури Т, користуючись таблицями термодинамічних величин (Додаток Б) для процесів:

№ п/п

Вихідні речовини

Продукти реакції

Кількість продукту

Т, К

A

B

C

D

1

N2O(г)

NH3(г)

H2O(р)

N2(г)

0,180кг

1435

2

ZnO(к)

H2(г)

ZnS(к)

H2O(р)

0,485 кг

972

3

CCl4(г)

O2(г)

CO2(г)

Cl2(г)

0,880 кг

899

4

CaO(к)

C(граф)

CaC2(к)

CO(г)

1,360 кг

2426

5

HCl(г)

O2(г)

Cl2(г)

H2O(г)

4,480м3

277

6

CaC2(к)

H2O(р)

C2H2(г)

Ca(OH)2

1,008 м3

679

7

C2H4(г)

O2 (г)

CO2(г)

H2O(г)

1,344 м3

3572

8

NH3(г)

H2SO4(р)

(NH3)2 SO4(к)

-

1,320 кг

1206

9

H2(г)

NO2(г)

NH3(г)

H2O(г)

0,340 кг

2747

10

ZnS(к)

O2(г)

SO2(г)

ZnO(к)

1,120м3

2499

11

Na2O(к)

CO2(г)

Na2CO3(к)

-

1,060 кг

291

12

C2H6(г)

O2(г)

CO2(г)

H2O(г)

2,016м3

1206

13

NaNO3(к)

H2SO4(р)

HNO3(р)

Na2SO4(к)

0,315 кг

180

14

Al2O3(к)

SO3(г)

Al2(SO4)3(к)

-

1,710 кг

288

15

CH4(г)

H2O(г)

CO(г)

H2(г)

0,112 кг

3059

16

SiO2(к)

NaOH(к)

H2O(р)

Na2SiO3(к)

0,090 кг

2236

17

Fe2O3(к)

CO(г)

CO2(г)

FeO(к)

0,560м3

5114

18

CaO(к)

HCl(г)

CaCl2(к)

H2O(р)

5,550 кг

2089

19

H2S(г)

O2(г)

SO2(г)

H2O(г)

0,640 кг

1008

20

Na2CO3(к)

Ca(OH)2(к)

NaOH(к)

CaCO3(к)

0,800 кг

876

21

FeS2(к)

O2(г)

SO2(г)

Fe2O3(к)

4,032м3

425

22

Fe(к)

Al2O3(к)

Al(к)

Fe2O3(к)

1,350 кг

1250

23

CaCO3(к)

-

CaO(к)

CO2(г)

1,120 кг

533

24

NaCl(к)

CaCO3(к)

Na2CO3(к)

CaCl2(к)

2,120 кг

836

25

NO2(г)

H2O(г)

HNO3(г)

NO(г)

0,315 кг

288

4.3. Реактиви та обладнання

1. Розчини: хлоридна кислота (1М) або нітратна кислота (1М), натрій гідроксид (1М) або калій гідроксид (1М), натрій тіосульфат (2%), сульфатна кислота (2%), ферум (ІІІ) хлорид, амоній роданід, амоній хлорид кристалічний. 2. Обладнання: калориметр з термометром, хімічні склянки пробірки, секундомір.

4.4. Вказівки до техніки безпеки

Дотримуватися правил роботи з розчинами кислот, лугів, солей, хімічним скляним посудом.

4.5 Порядок проведення лабораторної роботи

Дослід 1. Визначення теплового ефекту реакції нейтралізації одноосновної кислоти розчином лугу.

1. Для проведення досліду беремо кислоти – хлоридну або нітратну та натрій або калій гідроксид.

Робота виконується у спрощеному калориметрі, який складається з двох склянок: зовнішньої місткістю 250-300 мл та внутрішньої місткістю 100 мл, вкладених один в другий та накритих картонною кришкою з отвором для термометра.

Внутрішню склянку необхідно зважити з точністю до 0,1 г, потім налити в неї з бюретки 25 мл 1М розчину кислоти та помістити стакан знову у калориметр. Опустити термометр у кислоту та заміряти температуру з точністю до 0,1°С.

Не витягаючи з розтину кислоти термометр, швидко долити до неї 25 мл 1М розчину лугу, обережно помішуючи, спостерігати зміну температури. Коли підвищення температури припиниться, відзначити максимальну температуру розчину. Після охолодження розчину до кімнатної температури необхідно зважити внутрішню склянку калориметра з розчином.

2. Наслідки експерименту:

Вага внутрішньої склянки – m1 , г.

Початкова температура – t1 , °С.

Кінцева температура – t2 , °С.

Вага внутрішньої склянки з розчином – m2 , г.

3. Обчислення

Теплота, виділена при реакції нейтралізації, витрачається на нагрів розчину: q = cn·m·(t2–t1).

Cn - питома теплоємність розчину, приймається рівною питомій теплоємності води, тобто 4,18 Дж/г. Теплотою, витраченою на нагрівання калориметру, можна знехтувати.

Вагу розчину знаходимо як різницю: m = m2–m1.

Обчислена за наслідком досліду кількість теплоти виділялась при нейтралізації 25 мл 1М розчину, тобто:

q = 25/1000 = 0,025 моль,

тому перераховуємо її на один моль та виражаємо в кДж.

кДж/моль

(Теоретичне значення цього теплового ефекту = 56,5 кДж/моль).

Відносну похибку обчислюємо за формулою:

Дослід 2. Вплив концентрації реагентів на швидкість хімічної реакції.

Залежність швидкості реакції від концентрації досліджується на прикладі реакції між натрій тіосульфатом і сульфатною кислотою:

Na2S2O3+ H2SO4 = Na2SO4+ SO2+ S↓+ H2O.

Сірка, яка виділяється, викликає помутніння розчину. Зробити попередній якісний дослід, для чого внести в пробірку 5-10 крапель розчину  з масовою часткою 2% та 3-5 крапель розчину  з масовою часткою 2%, спостерігати утворення осаду.

Для проведення досліду приготувати у трьох пробірках рівні об’єми розчинів різної концентрації, додати у дві пробірки воду, як показано в таблиці:

Таблиця 4.5.1 Результати кінетичних досліджень

№ пробірки

Кількість крапель розчину

Кількість крапель

Кількість крапель розчину

Умовна концентрація

Час ходу реакції

Швидкість реакції,

у.о.

1

4

8

1

2

8

4

1

3

12

-

1

У першу пробірку додати 1 краплю розчину  з масовою часткою 2%, перемішати розчин і одночасно включити секундомір. Відрахувати час з моменту додавання кислоти до помутніння розчину. Виміри виконати почергово з останніми пробірками. Записати дані в таблицю. Побудувати графік залежності швидкості реакції від концентрації , для чого по вісі абсцис відкласти відносну концентрацію, а по вісі  ординат – швидкість в умовних одиницях.

Дослід 3. Вплив концентрації реагентів на хімічну рівновагу.

Вплив концентрації вивчається на прикладі оборотної реакції:

FeCl3 + 3NH4CNS ↔ Fe(CNS)3 + 3NH4Cl.

Один з компонентів цієї реакції – Fe(CNS)3 – ферум(III) роданід – забарвлений в червоний колір, а останні – безбарвні. Це дозволяє по зміні інтенсивності забарвлення розчину судити про зміщення хімічної рівноваги в системі. Для приготування рівноважної суміші налити в склянку 50 мл дистильованої води, додати 8-10 крапель розчину FeCl3, стільки ж крапель розчину NH4CNS і перемішати (повинен утворитись прозорий світло-червоний розчин). Розлити розчин із склянки в чотири пробірки, одну із яких залишити для контролю.

У першу пробірку внести декілька крапель концентрованого розчину FeCl3 , в другу – декілька крапель концентрованого розчину NH4CNS, в третю – небагато кристалічного NH4Cl, і перемішати розчини. Порівняти інтенсивність забарвлення розчинів з контрольною пробіркою і пояснити зміну кольру на основі принципу Ле-Шательє. Написати вираз для константи рівноваги даної реакції.

4.6 Зміст звіту

4.6.1 Назва роботи

4.6.2 Мета роботи.

4.6.3 Вивчення загальних відомостей

4.6.4 Виконання завдань для самостійного розв’язання

4.6.5 Аналіз хімічних дослідів.

4.6.6 Висновки.

Лабораторна робота № 5

РОЗЧИНИ

Мета роботи: вивчити загальні властивості розчинів, дати порівняльну характеристику розчинам електролітів та неелектролітів, навчитися здобувати розчини заданої концентрації.

5.1 Загальні відомості

5.1.1. Загальна характеристика розчинів

         Розчини - гомогенні системи, які складаються з двох  або    більше компонентів : дисперсійної фази –  речовини ,   які рівномірно розподілені у вигляді молекул , атомів, йонів у дисперсійному середовищі – розчиннику . Розчинення речовин супроводиться зміною теплового ефекту. Цей факт та інші свідчать про хімічну взаємодію розчиненої речовини та розчинника.

При розчиненні речовини протікають процеси: руйнування хімічних зв'язків між частинками (атомами, молекулами, йонами) речовини, розчинника, що пов'язане з поглинанням теплоти; в цей час відбувається екзотермічний процес утворення сольватів (гідратів); дифузія сольватів (гідратів) між частинками розчинника (ендотермічний процес). Тепловий ефект розчинення - це сумарне значення вище вказаних процесів.

Розчинність речовини залежить від: природи речовини, температури, тиску (для газоподібних речовин) та інші. (Додаток Г).

Кількісно розчини характеризуються:

  1.  Кр - коефіцієнт розчинності, показує масу речовини, що припадає на 100 г розчинника (об'єм газоподібної речовини на 1 л розчинника)
  2.   ω - масова (об'ємна) частка розчиненої речовини

ω = (mреч./mр-ну.)·100%;

ω = (Vреч./V р-ну.) ·100%.
  1.  См - молярна концентрація, показує кількість розчиненої речовини, яка міститься в 1 л розчину

СМ = υ/ Vр-ну

СМ = m/(M· Vр-ну), моль/л
  1.  СN - еквівалентна концентрація (нормальна) показує число еквівалентів (Nекв.) розчиненої речовини в 1 л розчину.

СN = Nекв/Vрозч.;                      СN=m/(Mекв · Vрозч.)

  1.  Титр - відношення маси речовини до об'єму розчинника

T = mреч./Vрозч.(мл)

5.1.2. Розчини електролітів

1. При розчиненні у воді електроліти дисоціюють з утворенням йонів, тому розчини електролітів проводять електричний струм.

HCl ↔ H+ + Cl-;                       Al2(SO4)3 ↔ 2Al3+ +3SO42-;

NaOH ↔ Na+ + OH-;                KHCO3 ↔ K+ + HCO3

2. На процес дисоціації впливає: природа речовин, природа розчинника, температура.

3. Кількісною характеристикою процесу дисоціації є:

1) ступінь дисоціації (α)

α=СM. дис. м-л /СМ заг.;

Ступінь електролітичної дисоціації визначають експериментально за величиною ізотонічного коєфіціента і -поправлення від ідеальних систем, розбавлених розчинів неелектролітів

,   k - число йонів, на яке дисоціює молекула електроліту.

2) для слабких електролітів - константа дисоціації КД.

Для рівняння: aA + bB = cC + dD

KД = (Ссс·СDd)/(CAa·CBb);  KД = Сα2/1-α (закон розбавлення Оствальда).

4. Дисоціація води. Йонний добуток води.

Чиста вода - слабкий електроліт.

Н2О ↔ H+ + OH-                      α=1,8·10-9        (22°C)

2H2O ↔ H3O+ + OH-;              H3O+ - йон гідроксонію

КН2О = [H+] · [OH-] - йонний добуток води.

В 1 л води (t° = 22°С)    [H+] = [OH-]=10-7 йонів

КН2О=10-7·10-7=10-14 - стала величина

Кислотні властивості розчинів (С.Серенсен,1909р) характеризуються величиною водневого показника рН = -lg [H+].

рН = від 1 до 14

рН = 7 - нейтральний розчин

рН < 7 - кислий

рН > 7 - лужний

5. Деякі солі при розчинені у воді підлягають гідролізу - розкладаються водою з утворенням слабких електролітів.

Zn2+ + HOH → ZnOH+ + H+;      pH < 7

CO32- + HOH → HCO3-+ OH-;   pH > 7

Збільшення температури сприяє прискоренню гідролізу.

  1.  Розчини неелектролітів

Розчини неелектролітів не проводять електричний струм, характеризуються колегативними властивостями, тобто властивості розчинів залежать лише від їхньої концентрації і не залежать від природи розчиненої речовини.

Кількісно характеризуються:

1) осмотичним тиском (Вант-Гофф, 1885р)

Pосм.= υRT/Vр-ну

2) законами Рауля:

ΔP = P0·(υреч./ (υреч. + υр-ка)

ΔP - відносне зниження тиску пари над розчином

υ  - кількість речовини

ΔТкип = Ke·Cm;                         ΔТкрист = Kкр · Cm

ΔТкип - підвищення температури кипіння розчину в порівнянні з температурою кипіння розчинника;

ΔТкрист. – зниження температури замерзання розчину в порівнянні з температурою замерзання розчинника;

Cm - моляльна концентрація розчину (показує кількість речовини (число молів) в 1000г розчинника)  

Ке - константа ебуліоскопічна

Ккр. - константа кріоскопічна        

Ке, Ккр - залежать від природи розчинника

5.2 Завдання для самостійного розв'язання

5.2.1. Відповісти на запитання, виконати завдання

1. Дати характеристику дисперсійним системам.

2. Порівняти властивості та кількісну характеристику розчинів електролітів та неелектрлітів.

3. Привести приклади рівнянь реакції обміну (в молекулярному та йонному виглядах) з утворенням нерозчинної речовини, газоподібної речовини, слабкого електроліту.

4. Скласти рівняння реакцій гідролізу солей FeCl3, K2CO3, CH3COONH4. Вказати pH середовища.

5.2.2 Розв'язати задачі

1. Визначити ω, См, СN розчину сульфатної кислоти, якщо в 24,5 г розчину міститься 4,9 г H2SO4, ρр-ну = 1,139 г/см3 

(20%, 2,325 М, 4,65 N)

2. Визначти pH 0,01М розчину хлоридної кислоти.

(2)

3. Визначити масу 98%-ного розчину сульфатної кислоти, необхідну для приготування 500г 25%-ного розчину

(127,6г)

5.3 Реактиви та обладнання

1. Розчини: хлоридна кислота (2N), концентрована,  етанова (оцтова) кислота (2N), сульфатна кислота концентрована, натрій гідроксид (0,1N), аргентум нітрат, натрій карбонат, натрій ацетат концентрований, амоній нітрат, амоній карбонат, калій хлорид. 2. Речовини: натрій хлорид кристалічний, універсальний індикатор. 3. Обладнання: технохімічні терези, бюретка. нагрівальний прилад, хімічний посуд, мірна піпетка.

5.4 Вказівки до техніки безпеки

Дотримуватися правил роботи з розбавленими та концентрованими  розчинами кислот, нагрівальними приладами, хімічним склом.

        

5.5 Порядок проведення лабораторної роботи

Дослід 1: Приготування розчинів заданої концентрації

Приготувати розчин заданої процентної концентрації з наважки твердої речовини.

Приготувати 50 г 3%-ного розчину натрій хлориду

1. Визначити масу натрій хлориду необхідну для приготування розчину.

2. Зважити необхідну кількість речовини на технологічних терезах.

3. Визначити масу води необхідну для приготування розчину.

4. Висипати наважку в хімічний посуд, додати необхідну кількість води, перемішати.

5. За таблицею визначити густину розчину.

6. Розрахувати молярну концентрацію розчину.

Дослід 2: Визначення нормальної концентрації розчину методом титрування.

10 мл 0,1N розчину натрій гідроксиду відміряти піпеткою і перенести в колбу для титрування. Додати декілька крапель фенолфталеїну. Залити в бюретку розчин сульфатної кислоти невідомої концентрації і відтитрувати ним розчин лугу до знебарвлення фенолфталеїну.

Маючи значення нормальної концентрації і об'єм розчину лугу, а також об'єм кислоти, затраченої на титрування, обчислити нормальну концентрацію (CN) кислоти за формулою СN1·V1 = CN2·V2. Скласти рівняння реакції в молекулярному і йонному видах.

NaOH + H2SO4 →

Дослід 3: Порівняння хімічної активності кислот

У три пробірки налити по 1-2 мл розчинів: етанової , хлоридної кислоти  та концентрованої хлоридної кислоти. В кожну пробірку занурити однакові шматочки цинку. Спостерігати в якій пробірці процес протікає енергійніше. Зробити висновки щодо залежності швидкості протікання реакції від ступеня дисоціації кислоти, концентрації розчину сильного електроліту.

CH3COOH- + Zn →  ;                 HCl + Zn →

Дослід 4: Реакції в розчинах електролітів

Провести реакції обміну між розчинами електролітів, які приводять до утворення:

а) осаду - у пробірку налити 1-2 мл розчину натрій хлориду і додати 2-3 краплі розчину аргентум нітрату

NaCl + AgNO3 →

б) леткої сполуки - у пробірку налити 1-2 мл натрій карбонату і додати 2-3 краплі хлоридної кислоти

Na2CO3 + HCl →

в) слабкого електроліту - у пробірку налити 1-2 мл концентрованого розчину натрій ацетату і додати декілька краплин хлоридної кислоти

CH3COONa + HCl →

Дослід 5: Гідроліз солей

1. Реакція середовища у розчинах різних солей

У 5 пробірок внести по 15-20 крапель розчинів солей: натрій карбонату, алюміній нітрату, амоній карбонату, калій хлориду та для контролю дистильовану воду.

Дослідити, як розчини змінюють колір універсального індикатора, зробити висновок про реакцію середовища в розчині кожної із солей. Спостереження і висновки записати в таблицю.

Табл 5.5.1

№ п/п

Формула солі

Забарвлення універсального індикатора

Реакція середовища

рНроз-ну (рН>7

рН<7

рН=7)

Скласти молекулярні та йонні рівняння гідролізу солей.

2. Порушення рівноваги реакції гідролізу при зміні температури.

У пробірку внести 5-6 мл розчину натрій ацетату і 2-3 краплини фенолфталеїну. Розлити суміш на 2 пробірки, одну з них залишити для порівняння, другу нагріти до кипіння. Порівняти забарвлення індикатора в обох пробірках. Описати і пояснити свої спостереження, зробити висновок про вплив температури на гідролітичну рівновагу.

Скласти рівняння реакцій гідролізу солі в молекулярному та йонному видах:

NaCH3COO + HOH →

5.6. Зміст звіту

5.6.1. Назва роботи.

5.6.2. Мета роботи.

5.6.3. Вивчення загальних відомостей

5.6.4. Виконання завдань для самостійного розв’язання.

5.6.5. Аналіз досліду, математична обробка результатів експерименту.

5.6.6 Висновки

Лабораторна робота  №6

ГАЛЬВАНІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ ТА ЕЛЕКТРОЛІЗ

Мета роботи: ознайомитися з основними принципами роботи хімічних джерел електричної енергії, з процесами, що відбуваються при проходженні електричного струму через розчин електроліту.

6.1 Загальні відомості

6.1.1 Електродні потенціали. Гальванічні елементи.

Устрій в якому енергія окисно-відновних реакцій перетворюється на електричну називається гальванічним елементом. При цьому окисно-відновну реакцію необхідно здійснити так, щоб процеси окиснення і відновлення було розділено у просторі і створити можливість перебігу електронів від відновника (анод) до окисника (катод) по зовнішньому  провіднику.

Суттєвим для перетворення хімічної енергії на електричну є наявність двох різнорідних провідників з електронною провідністю, занурених у розчин з йонною провідністю (розчини електролітів); ці останні сполучаються між собою напівпроникною перетинкою, соляним або електрохімічним місточком, який необхідний для замикання ланцюжка між двома електродами та забезпечення електронейтральності розчинів. На аноді протікає процес окиснення , на катоді – відновлення .

На межі: метал - розчин (вода, розчин електроліту) виникає подвійний електричний шар і з’являється різниця електричних потенціалів, який заміряти неможливо. Однак можна заміряти різницю потенціалів двох хімічно різних електродів, прийнявши один з них за електрод порівняння, це – електродний потенціал порівняння . Звичайно, за електрод порівняння беруть водневий, нульовий електрод, занурений в  розчин  при ,  (стандартні умови), його електродний потенціал .

Різниця потенціалів стандартного водневого електрода та будь-якого електрода за стандартних умов називається стандартним електродним потенціалом  (табличні дані). Значення  усіх можливих процесів створюють ряд стандартних електродних потенціалів, де вказані  (В) - редокс-потенціали розповсюджених окисно-відновних процесів (Додаток В). Якщо умови процесів відрізняються від стандар-тних, для визначення електродних потенціалів використовують рівняння Нернста:

- універсальна газова стала ;

- термодинамічна температура, ;

- заряд йону (кількість електронів);

- стала Фарадея ;

- активність йонів в розчині.

Різниця потенціалів, яка виникає між металом і розчином його солі () може служити мірою його активності. Чим більше від’ємне значення  металу, тим він активніший, чим більша різниця в значеннях  між електродами, що створюють гальванічний елемент, тим більша його електрорушійна сила:

6.1.2 Електроліз

Процес протікання окислювально-відновних реакцій під дією постійного електричного струму в розчинах або розплавах електролітів називається електролізом.

На катоді протікають процеси відновлення:

На аноді протікають процеси окиснення:

Для розповсюджених катіонів існує такий ряд розрядження на катоді:

Для розповсюджених аніонів – ряд розрядження на аноді:

легко розряджаються

важко розряджаються

Кількісною характеристикою електролізу є закони Фарадея (1833р):     І · τ = m/Мекв·F,              де

І – сила струму, А;

τ – час, с;

m – маса речовини, г;

Мекв – молярна маса еквівалента, г/моль;

 F – стала фарадея.

νА/νВ=ZА/ZВ,             де

νА,νВ – кількість речовин А і В

ZА/ZВ – еквівалентні числа речовин А і В

Практично маси (об’єми) речовин, виділених на електродах  менші від розрахованих за законами Фарадея, внаслідок перенапруги, яка виникає з різних причин. Розраховують величину η – вихід за струмом

η= mпракт/mтеор ·100%

η= Vпракт/Vтеор ·100%

Найбільший вихід за струмом мають легко розряджу- вальні метали Cu, Ag, Au та ін.

6.2 Завдання для самостійного розв’язання

6.2.1.  Відповісти на запитання.

1. Пояснити вираз: «окисно- відновні реакції можуть бути як джерелами, так і споживачами електричного струму».

2. Чому практичні значення ЕРС гальванічного елемента, маси (об’єми) речовин, що виділяються на електродах при електролізі, відрізняються від теоретично розрахованих?

3. Охарактеризувати практичне використання процесів, які протікають в гальванічних елементах ,при електролізі.

6.2.2. Розв’язати задачі.

1. У дві склянки з блакитним розчином мідного купоросу помістили: до першої пробірки - цинкову пластинку, до другої - срібну. У якій склянці і чому колір розчину поступово зникає?

Скласти молекулярні та електронні рівняння відповідних реакцій, струмоутворюючу реакцію, схему гальванічного елементу, розрахувати ЕРС з використанням стандартних значень електродних потенціалів.                                           (1,1В)

2. Скласти схему гальванічного елемента, робота якого ґрунтується на реакції.

Ni +  Pb(NO3)2 = Ni(NO3)2 + Pb

Написати електронні  рівняння анодного та катодного процесів. Обчислити ЕРС цього елемента, якщо [Ni2+]=0,01мол/л, [Pb2+]=0,0001мол/л.                                                                (0,061В)

3. Розрахувати масу речовини, яка виділиться на катоді, масу та об’єм виділеної речовини на аноді, якщо через розчин аргентум нітрату пропускали струм силою 2А на протязі  5 годин. Скласти електронні рівняння процесів на катоді та аноді.                                                                    (40,3г; 2,99г; 2,09л)

6.2.3 Виконати завдання

6.2.3.1 Гальванічний елемент

Для даного гальванічного елемента виконати:

  1.  Визначити який з двох електродів може бути анодом, який катодом (стандартні умови)? Чому?
  2.  Записати процеси, які протікають на аноді та катоді у працюючому гальванічному елементі;
  3.  Записати струмоутворюючу реакцію;
  4.  Скласти  схему гальванічного елемента;
  5.  Визначити е.р.с. гальванічного елемента за стандартних умов та при концентрації йонів на аноді 0,01 моль/л.

  1.  Електроліз водних розчинів
  2.  Скласти схеми процесів, які протікають при електролізі водного розчину даної речовини з даними електродами.
  3.  Розрахувати маси речовин, які утворюються, якщо електроліз буде проходити при силі струму І (А) протягом певного часу Δt (год).

№ варіан-ту

Гальва-нічний елемент

Електроліз

Речовина

Електрод

І(А)

Δt(год)

1

Fe/Ni

FeCl3

Pt

2

1

2

Mg/Zn

KCl

C

1,5

2

3

Co/Ag

ZnBr2

Pt

3

1,5

4

Pb/Cu

CaI2

C

2

3

5

Al/Co

FeSO4

Fe

4

2

6

Mn/Ni

HNO3

C

3

4

7

Cd/Zn

KOH

C

4

2

8

Ag/Cr

CdSO4

Pt

1,5

3

9

Cd/H2

H2SO4

Pt

2

1,5

10

Cu/Fe

Mg(NO3)2

C

3

3

11

Ni/Al

NaOH

C

4

4

12

Mg/Sn

AgNO3

Ag

2

5

13

Fe/H2

Hg(NO3)2

C

5

3

14

Mg/Cd

FeCl2

Fe

1

5

15

Co/Zn

NaNO3

C

5

2

16

Ag/Al

FeBr3

Pt

4

1,5

17

Pb/Mn

RbCl

C

0,5

3

18

Ni/Cu

Cr2(SO4)2

Cr

1,5

0,5

19

H2/Al

AuCl3

Au

2

2

20

Cr/Mn

Co(NO3)2

C

0,5

0,5

21

Fe/Ag

TiCl3

C

3

2,5

22

Sn/Li

Bi(NO3)2

Pt

2,5

3

23

Cd/Hg

NiCl2

Ni

5

5

24

Sn/Cr

CsBr

C

2,5

2,5

25

Co/Pb

BaCl2

Pt

0,7

0,7

6.3 Прилади та реактиви

1. Прилади: гальванічний елемент, електролізери з графітовим та мідним електродами. 2. Речовини: метали магній, залізо, цинк, мідь. 3. Розчини: хлоридна кислота(2N), купрум(ІІ) сульфат, цинк сульфат, плюмбум(ІІ) нітрат, нікол(ІІ) сульфат, калій йодид, розчин крохмалю.

6.4 Вказівки з техніки безпеки

1. Дотримуватися правил роботи з розчинами кислот та солей

2. При роботі з електролізером дотримуватися наступних правил: – вмикати і вимикати випрямляч струму лише після перевірки викладачем правильності приєднання електродів до клем випрямляча;

– виймати та занурювати електроди до електролізу дозволяється лише при вимкнутому випрямлячі струму.

6.5 Порядок проведення лабораторної роботи

Дослід 1. Витиснення водню із кислот металами

У чотири пробірки налити по 4-5 крапель 2N розчину хлоридної кислоти і помістити в них по шматочку магнію, цинку, заліза і міді. Які з цих металів витісняють водень із кислоти? Написати рівняння реакцій в молекулярному та йонному вигляді. Показати в кожному випадку перехід електронів . Назвати окисник та відновник.

Mg + HCl →

Fe + HCl →

Zn + HCl →

Cu + HCl →

Дослід 2. Визначення різної електричної активності металів.

Налити у пробірки по 5-6 крапель розчинів солей: купрум(ІІ) сульфату, цинк сульфату, плюмбум(ІІ)  нітрату, нікол(ІІ) сульфату. Занурити в кожну пробірку залізну пластинку. Яке явище має місце? Із розчинів яких солей залізо витісняє метал? Написати рівняння в молекулярній та йонній формах. Назвати окисник та відновник.

CuSO4 + Fe →

Pb(NO3)2 + Fe →

ZnSO4 + Fe →

NiSO4 + Fe →

Дослід 3. Виготовлення мідно-цинкового гальванічного елементу (елементу Якобі-Даніеля)

В одну склянку налити 1М розчину цинк сульфату і занурити в нього цинкову пластинку,  в другу склянку налити 1М розчину купрум(ІІ)сульфату і занурити мідну пластинку. Обидва напівелементи поставити на підставку і з’єднати розчини електролітичним місточком, наповненим насиченим розчином калій хлориду в суміші з агар-агаром. Зовнішнім провідником з’єднати занурені в електроліти металічні пластинки з гальванометром. Спостерігати відхилення стрілки гальванометра, що свідчить про виникнення електричного струму. Написати рівняння реакцій, які мають місце на електродах, і сумарне рівняння окисно-відновного процесу, внаслідок якого виникає електричний струм в даному гальванічному елементі. Написати схему даного гальванічного елементу і вирахувати його електрорушійну силу (ЕРС).

Дослід 4. Електроліз водного розчину електроліту з нерозчинним анодом

Дослід  провести в електролізері, який являє собою U-подібну скляну трубку висотою 10-12 см; електродами служать графітові стержні. Постійний струм одержати із змінного за допомогою випрямляча.

Налити в електролізер розчину станум(ІІ) хлориду, занурити в обидва коліна графітові електроди, і з’єднати їх провідниками з полюсами випрямляча. Через 2-4 хвилини спостерігати на катоді утворення блискучих кристалів металічного олова. Після цього вийняти графітовий анод і в анодний простір прилити по 3-4 краплі розчину Калій йодиду і крохмалю. Спостерігати появу синього забарвлення розчину електроліту. Які  процеси мають місце на катоді, на аноді? Чому з’явилось синє забарвлення розчину в анодному просторі при введені калій йодиду та крохмалю?

            ;        2KJ + Cl2 —→

Дослід 5. Електроліз водних  розчинів електролітів з розчинним анодом

Налити в електролізер розчину купрум(ІІ)сульфату. Опустити в одно коліно електролізеру графітовий електрод і з’єднати його з катодом випрямляча. В друге коліно занурити мідний електрод, який буде правити за анод, з’єднати його з додатнім полюсом випрямляча. Через 2-3 хвилини спостерігати на графітовому катоді появу червоного нальоту міді. Написати рівняння реакцій, які мають місце на катоді та на аноді. Після цього мідний електрод зробити катодом, а графітовий з нальотом міді – анодом. Що сталося з нальотом міді? Після повного розчинення міді на аноді починає виділятися газ. Який це газ? Скласти відповідні рівняння реакцій.

6.6. Зміст звіту

6.6.1. Назва роботи.

6.6.2. Мета роботи.

6.6.3. Вивчення загальних відомостей

6.6.4. Виконання завдань для самостійного розв’язання.

6.6.5. Аналіз дослідів.

6.6.6. Висновки

Лабораторна робота №7

КОРОЗІЯ ТА ЗАХИСТ МЕТАЛІВ

Мета роботи: ознайомитись з особливостями проходження корозійних процесів та принципами захисту металів від корозії.

7.1. Загальні  відомості

Корозія – руйнування (окиснення) металів внаслідок хімічної або електрохімічної взаємодії їх з навколишнім середовищем, в результаті утворюються оксиди, гідроксиди або солі. Корозія – гетерогенний окислювально-відновний процес, який відбувається на поверхні поділу метал-газ, метал-розчин.

Іржавіння - корозія заліза та його сплавів з утворенням іржі – продуктів корозії.

Fe˚ = Fe² + 2eˉ

O2 + 2H2O + 4eˉ→ 4OHˉ

Fe² + 2OHˉ→ Fe(OH)2

4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3

Fe(OH)3 = FeO(OH) + H2O

Процес корозії супроводжується зростанням ентропії системи і певним енергетичним ефектом.

За механізмом перебігу процесу руйнування металу розрізняють:

– хімічну(газову) корозію, яка відбувається внаслідок дії на метал сухих газів (O2, N2, Hal2), за умов високих температур, окиснення металу протікає без виникнення електричного струму в системі;

– електрохімічну корозію, яка має місце при руйнуванні металів в атмосфері, на грунті, в водоймах, в розчинах кислот, лугів, солей; супроводиться виникненням електричного струму; за механізмом нагадує роботу гальванічних елементів, бо будь-який технічний метал містить домішки інших металів або неметалів; анодом такого гальванічного елементу є більш активний метал, який окислюється, тобто кородує. Вцілому корозійне руйнування металу в розчинах електролітів розглядається як наслідок роботи колосальної кількості мікроскопічних гальванічних елементів.

Електрохімічна корозія відбувається також й через дефекти кристалічних решіток, через контакти різних металів, в електролітах з різним значенням рН.

При корозії відбуваються процеси:

а) окиснення металу – анодний процес

Ме˚- neˉ→Meⁿ +

б) відновлення окислювача – катодний процес

O2 + 2H2O + 4eˉ→ 2OHˉ   (киснева деполяризація)

2Н+ + 2еˉ→ Н2˚ (воднева деполяризація)

Електрохімічна корозія відбувається під дією блукаючих струмів, виникаючих від сторонніх джерел (трамваї, метро, електрифікована залізниця, електролізні ванни, тобто такі установки, де використовують сталий струм). Корозія виникає в анодній зоні – ділянці виходу блукаючого струму з металу у вигляді глибоких виразок або навіть розривів у металевому виробі. Процес корозії прискорюється при підвищенні температури, в присутності хлорид-йонів, кисню у воді та інше.

Запобігання та усунення корозії:

• ізоляція металів від навколишнього середовища;

• зміна корозійного середовища;

• електрохімічні методи: катодний, протекторний захист;

• використання інгібіторів.

7.2. Завдання для самостійного розв’язання

7.2.1. Відповісти на запитання.

1. Пояснити відмінності механізмів хімічної та електрохімічної корозії.

2. Написати рівняння анодних та катордних процесів, які відбуваються під час корозії вуглецевої сталі у водному розчині хлоридної кислоти та нейтральному водному розчині натрій хлориду.

3. Що таке металічні захисні поверхневі покриття? Скласти рівняння процесів, які відбуваються при порушенні шару катодного та анодного покриття (оцинковане та  луджене залізо).

4. Хром контактує зі сріблом. Який з металів кородує? Скласти рівняння катодних та анодних процесів у вологому повітрі та в кислому середовищі.

5. Який метал краще для протекторного захисту від корозії свинцевої оболонки кабелю: цинк, магній чи хром? Написати електронні рівняння анодного та катодного процесів корозії у вологому повітрі.

7.2.2 Виконати завдання

Для даного сплаву:

  1.  Визначити можливість корозії з певним значенням рН;
  2.  Написати рівняння реакції анодного та катодного процесів;
  3.  Запропонувати анодне покриття (киснева деполяризація), катодне покриття (воднева деполяризація) для даного сплаву;
  4.  Записати рівняння анодного та катодного процесів корозії за умов пошкодження покриття.

№ варіан-ту

Сплав

рН

№ варіан-ту

Сплав

рН

1

Co·Pb

2

14

Mg·Zn

7

2

Fe·Al

7

15

Zn·Co

6

3

Ag·Cu

6

16

Ni·Cu

3

4

Co·Fe

10

17

Sn·Ni

7

5

Zn·Cr

12

18

Ni·Cr

10

6

Fe·Cr

1

19

Ag·Fe

1

7

Al·Co

14

20

Cd·Sn

3

8

Fe·Cu

3

21

Fe·Cd

8

9

Zn·Fe

11

22

Co·Cu

4

10

Mg·Ni

5

23

Pb·Ag

1

11

Fe·Sn

8

24

Ni·Pb

10

12

Zn·Cu

2

25

Fe·Ti

7

13

Zn·Ni

12

7.3. Реактиви та обладнання

1. Зразки металів: залізо, цинк, алюміній, оцинковане залізо, луджене залізо, мідь. 2. Речовини: уротропін, тіосечовина. 3. Розчини: сульфатна кислота(25%), хлоридна кислота, калій гексаціаноферат(ІІІ), натрій хлорид(3%), натрій гідроксид, фенолфталеїн. 4. Обладнання: хімічні стакани, пробірки.

7.4. Вказівки до техніки безпеки

Дотримуватися правил роботи з розчинами кислот, лугів, солей, зі скляним посудом.

7.5. Порядок виконання  роботи

Дослід 1. Корозія заліза в різних електролітах.

Налити у чотири пробірки на 1/3 їх об’єму: у першу – дисти -льовану воду; в другу – розчин HCl, в третю – розчин NaCl в четверту – розчин NaOH. Додати у кожну пробірку по 2 краплини розчину калій гексаціаноферату (ІІІ) Fe3[Fe(CN)6] та перемішати. В усі пробірки одночасно занурити по зразку заліза. Через деякий час візуально оцінити швидкість корозії заліза в різних електролітах  за інтенсивністю синього забарвлення розчину. Синє забарвлення зумовлене появою у розчині (внаслідок корозії заліза Fe˚-2eˉ→Fe²+ - анодний процес) йонів Fe²+, які утворюють з калій гексаціанофератом (ІІІ) «турнбулеву синь» K3[Fe(CN)6] за реакцією:

3Fe²+ + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 + 6K+.

Дослід 2. Гальванокорозія металів у розчинах електролітів

Налити у 7 пробірок на 1/3 їх об’єму розчин NaCl. В кожну пробірку додати по 2 краплини розчину фенолфталеїну, перемішати та занурити в них зразки гальванічних пар: у першу – залізо, обкручене мідним дротом, у другу – алюміній, обкручений мідним дротом, у третю – цинк, обкручений мідним дротом, а в решту пробірок для порівняння окремо зразки заліза, алюмінію, цинку, міді. Через деякий час за інтенсивністю малинового забарвлення розчинів візуально оцінити швидкість корозії різних металів та гальванічних пар при однакових умовах. Скласти рівняння анодних та катодних процесів для кожної гальванічної пари, враховуючи, що малинове забарвлення зумовлене реакцією фенолфталеїну з гідроксид- йонами, які утворюються на катодних ділянках за реакцією:

O2 + 2H2O + 4eˉ = 4OHˉ   (киснева деполяризація).

Дослід 3. Приготування фероксіліндикатору.

  Фероксіліндикатор є універсальним індикатором, який застосовують для визначення стійкості заліза та залізних сплавів до електрохімічної корозії. Для його приготування налити у склянку 100мл розчину натрій хлориду,  додати 10 краплин розчину фенолфталеїну та 10 краплин розчину калій гексаціаноферату(ІІІ) K3[Fe(CN)6], перемішати розчин. Досліджуваний зразок занурити у розчин і спостерігати зміну забарвлення розчину біля поверхні зразка. У випадку корозії заліза в розчин переходять іони Fe²+, які, реагуючи  з калій гексаціанофератом(ІІІ), забарвлюють анодні ділянки в синій колір (дослід 1). На катодних ділянках з’являється малинове забарвлення завдяки реакції утворених гідроксид-йонів з фенолфталеїном (дослід 2).

Дослід 4. Захисні властивості катодних та анодних металевих покриттів

Узяти зразок полудженого заліза(покритого оловом) і нанести за допомогою гострого предмету декілька глибоких подряпин на одному боці його поверхні, таким чином щоб подряпини досягли заліза. Таке ж саме зробити зі зразком оцинкованого заліза. Налити у дві  склянки по 25 мл фероксіліндекатору і занурити в них  повністю зразки догори подряпинами. Через 20 - 25 хвилин візуально визначити анодні та катодні ділянки. Для кожного випадку записати рівняння анодних та катодних процесів. Вказати яке покриття – катодне, а яке – анодне.

Дослід 5. Захист від корозії за допомогою інгібіторів

Налити у дві пробірки по 2-3 мл розчину сульфатної кислоти  і занурити в кожну по залізному зразку. Коли виділення водню стане досить інтенсивним, додати в одну з пробірок мікрошпатель уротропіну. Через деякий час порівняти швидкість виділення водню в обох пробірках. Провести аналогічний дослід з тіосечовиною. Пояснити сутність явища.

7.6 Зміст звіту

7.6.1 Назва роботи

7.6.2 Мета роботи

7.6.3 Вивчення загальних відомостей

7.6.4 Виконання завдань для самостійного розв’язання

7.6.5 Аналіз дослідів. Складання рівнянь реакцій

7.6.6 Висновки.

                 Лабораторна робота №8

ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛІВ ТА ЇХ СПОЛУК

Мета роботи: ознайомитися з деякими методами здобування, властивостями металів та їх сполук.

8.1. Загальні відомості

1. Метали хімічні елементи, характерною особливістю будови їх атомів є наявність одного, двох, трьох електронів на зовнішньому енергетичному рівні:

ns1-2, ns2np1-2, ns2(n-1)d1-10, ns2(n-2)f1-14, де n - зовнішній енергетичний рівень, (n-1)- передостанній, (n-2) – третій від кінця енергетичний рівень.

2. Частіше всього метали відновники:

Ме0 – nеˉ → Меn+

3. В сполуках можуть проявлятись ступені окислення від +1 до +8.

Сполуки, де Ме+1, Ме+2, як правило йонні, їх оксиди та гідроксиди мають основний характер властивостей.

Сполуки, де Ме+3,Ме+4  - йоно-ковалентні, їх оксиди та гідроксиди мають амфотерні властивості.

Сполуки, де Ме+5 , Ме+6, Ме+7, Ме+8 – ковалентні, їх оксиди та гідроксиди мають кислотні властивості.

4. Металом називається особливий стан простої конденсованої речовини, в кристалічній гратці якої вільно переміщуються електрони за принципами квантової механіки. Метали тверді (крім Нg), тепло-, електропровідні, ковкі, пружні, мають металічний блиск. Температура плавлення металів змінюється в широкому інтервалі: від -38,90С (Нg) до 34200С (W). Найвищу температуру плавлення в кожному періоді мають метали, електронна конфігурація валентних електронів відповідає формулам:

ns2(n-1)d3;  ns2(n-1)d4

За густиною метали поділяються на легкі, їх густина до 5·103 кг/м3 (Mg, Al, Ti, Be), важкі – їх густина більша за 5·103 кг/м3.

5. В природі  знаходяться:

а) у вільному стані (Au, Cu, Pt…)

б) у вигляді оксидів (Fe2O3 -гематит, Al2O3 - корунд)

в) у вигляді солей та кристалогідратів (NaCl-камяна сіль, CaSO4·2H2O - гіпс).

г) поліметалічних руд (Се, La…)PO4 - монацит.

6. Здобувають метали металургійними способами:

а) пірометалургійний (відновники - С, СО, Н2, Al, Ca)

Fe2O3 + 3C = 2Fe + 3CO

б) гідрометалургійний

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu;    Cu2+ + Fe0 = Cu0 + Fe2+

в) електрометалургійний

2NaCl = (ел-з розплаву) 2Na +Cl2

7. Хімічна активність металів виявляється у здатності металу віддавати електрони. Метали, які на зовнішньому енергетичному рівні мають один електрон (ns’, IA підгрупа)- лужні метали хімічно-активні, активність збільшується із збільшенням атомного радіусу (Ra).

8. Метали реагують між собою та неметалами, утворюючи бінарні сполуки: оксиди СаО, гідриди (NaH), карбіди (Al4C3), нітриди (TiN), силіциди (Ca2Si), бориди (К3В), інтерметалічні сполуки. Карбіди, нітриди – тверді, тугоплавкі матеріали.

9. Активні метали реагують з водою:  

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Fe + H2O(пар) = FeO + H2

Однак деякі метали при взаємодії з водою пасивуються, покриваючись оксидною плівкою (Zn, Al, Mg, Cr).

10. Усі метали, які мають від’ємне значення стандартного електродного потенціалу (Е0 < 0) витісняють водень із кислот – не окисників (HCl, H2SO4(розв)).

Ме0 + nH+ = Men+ + (n/2)H2

З кислотами-окисниками метали реагують по-іншому, продуктами відновлення буде не водень.

Кислота

Окисник

Продукти відновлення

Які метали взаємодіють

H2SO4 кон.

S+6

SO2 

H2S, S

Малоактивні метали,  

Fe, Co, C,r Al - пасивуються.

Активні метали .

HNO3 розв.

N+5

NO

N2 ,  NH4NO3

Малоактивні метали

Активні метали (в РСm ЕП до Cr)

HNO3 конц.

N+5

NO2

N2O

Малоактивні метали крім Au, Pt, Al, Fe, Co, Ni пасивуються.

Активні метали (в РСm ЕП до Cr)

Zn + 4H2SO4 (конц.) = 3ZnSO4 + S + 4H2O

Zn + H2SO4 (розв.) = ZnSO4 + H2

Zn + 4HNO3 (конц.) =  Zn(NO3)2 +2NO2 + 2H2O

8.2. Завдання для самостійного розв’язання

8.2.1. Відповісти на запитання, виконати завдання.

1. В чому полягає сутність загальних фізичних, механічних властивостей металі?

2. Що таке сплави, інтерметалічні сполуки? Як їх здобувають?

3. Хром у сполуках проявляє ступені окислення +2, +3, +6. Як залежить характер властивостей оксидів та гідроксидів хрому від ступеня окиснення. Відповіді підтвердити рівняннями реакції.

4. Скласти рівняння реакції в молекулярному, йонному, де можливо, в електронному видах для здійснення перетворень.

           NaH → NaOH →Cu(OH)2  → CuO → Cu

Na

         NaNO3 → NaNO2 → NaNO3

8.2.2 Розв’язати задачі.

1. Скільки марганцю можна здобути алюмінотермічним способом із 57т піролюзиту (MnO2), який містить 20% пустої породи? Скласти відповідні  рівняння реакції здобування марганцю.                                                                                  (28,83т)

2. Визначити об’єм 0,5N розчину нітратної кислоти, який необхідно взяти для повного розчинення 12,8г міді. Скласти рівняння реакції в молекулярному та електронному видах.  

(1,07л)                                                                    

3. Визначити відсотковий вміст доломіту CaCO3•MgCO3 в руді, якщо при прожарюванні 40г руди виділилося 8,96л CO2 (н.у.)

                                                                                                   (92%)                                                                                                         

8.2.3 Виконати завдання

Скласти необхідні формули, рівняння реакцій в молекулярній, йонній, електронній формах, назвати речовини.

№ ва-ріанту

Елек-тронна будова атома металу

Спосо-би здобування металу

Хімічні власти-вості металу

Загальна характер-ристика оксидів металу

Загальна характер-ристика гідрокси-дів металу

Взаємодія металу з кислотою окисником

1

Li

Au

Zn

Al

Cd

Mg + H2SO4(к)

2

K

Hg

Mn

Ti

Co

Na + HNO3(к)

3

Ba

Cu

Ti

Mn

Sn

Ca + HNO3(р)

4

Sr

Bi

Al

Zn

Ni

Li + H2SO4(к)

5

Ca

Pb

Be

Cr

Bi

Ba + HNO3(к)

6

Na

Ni

Mg

Fe

Pb

K + HNO3(р)

7

Mg

Sn

Na

Cd

Cu

Ca + H2SO4(к)

8

Be

Co

Ca

Sn

Hg

Pt + HNO3 + HCl

9

Al

Cd

Sr

Co

Tl

Fe + HNO3(р)

10

Ti

Fe

Ba

Ni

Cs

Cu + HNO3 + HBr

11

Mn

Cr

K

Pb

Fe

Bi + HNO3(р)

12

Zn

Mn

Li

Bi

Cr

Sn + HNO3 + HCl

13

Cr

Zn

Pt

Cu

Mn

Ga + H2SO4(к)

14

Fe

Ti

Tl

Hg

Zn

La + HNO3(р)

15

Cd

Al

Au

Tl

Ti

Pd + HNO3(к) (t°)

16

Co

Be

Hg

Au

Al

Ag + HNO3 + HCl

17

Sn

Mg

Cu

Pt

Be

Sn + HNO3(к)

18

Ni

Na

Bi

Li

Mg

Pb + H2SO4(к) (t°)

19

Pb

Ca

Rb

La

Na

Bi + HNO3 + HCl

20

Bi

Sr

Ni

Ba

La

Sc + HNO3(р)

21

Cu

Ba

Sn

Sr

K

Rh + HNO3 + HCl

22

Hg

K

Co

Ca

Sr

Ac + HNO3(р)

23

Tl

Li

Cd

Na

Ba

V + HNO3 + HCl

24

Au

Ag

Fe

Mg

Li

Ti + HNO3(к)

25

Pt

Cs

Cr

Be

Rb

V + HNO3(к)

8.3. Реактиви та обладнання

1. Розчини: літій хлорид, натрій хлорид, калій хлорид, кальцій хлорид, барій хлорид, купрум (ІІ) сульфат, амоній гідроксид, ферум (ІІІ) хлорид або ферум (ІІІ) сульфат, калій гексаціаноферат (ІІ), калій йодид, калій перманганат, меркурій (ІІ) нітрат, станум (ІІ) хлорид, хлоридна кислота (2N). 2. Речовини: купрум (ІІ) оксид, деревне вугілля, плюмбум (ІV) оксид, натрій пероксид. 3. Обладнання: хімічний посуд, нагрівальний прилад, ніхромова паличка.

8.4. Вказівки щодо техніки безпеки

Дотримуватися правил роботи з концентрованими кислотами, отруйними речовинами (Cl2 , роботу проводити у витяжній шафі), з нагрівальними приладами, хімічним склом.

8.5. Порядок виконання лабораторної роботи

Дослід 1. Відновлення Купрум (ІІ) оксиду вугіллям.

У пробірку помістити 0,5- 1г порошку купрум (ІІ) оксиду та стільки ж вугільного (деревного) порошку, щоб він перемішався і покрив частинки оксиду. Нагрівати пробірку з сумішшю (обережно!) поступово   протягом 10- 15хв. Коли пробірка охолоне, висипати вміст пробірки у фарфорову чашку або на скляну пластинку, вибрати шматочки відновленої міді. Навести рівняння реакції, зробити висновки.

CuO + C →

Дослід 2. Відкриття деяких металів по забарвленню полум’я.

Йони деяких металів забарвлюють полум’я спиртівки у різні кольори, що використовують для якісного відкриття елементів. В п’ять пробірок налити розчини солей літію-, натрію-, калію-, барію-, кальцію- хлориди, в шосту- розчин хлоридної кислоти. Ніхромовий дротик, впаяний в скляну паличку, змочити кислотою і внести в полум’я пальника, потім вмочити по черзі в розчини солей і знову внести в полум’я. Визначити колір полум’я в кожному випадку, описати спостереження.

Дослід 3. Утворення комплексних сполук.

Метали - комплексоутворювачі.

Часто комплексоутворювачами є: Ag+, Co3+, Ni3+, Fe2+, Fe3+, Pt2+, Pt4+ та інші, рідко - нейтральні атоми Cr, Fe, Mn, Mo тощо.

  1.  Одержання тетраамінкупрум (ІІ) сульфату.

Налити у пробірку  1-2мл  розчину солі купрум (ІІ) сульфату, подіяти на розчин амоній гідроксидом. Скласти схему рівняння реакції, записати спостереження.

CuSO4 + NH4OH →

  1.  Одержання ферум (ІІІ) гексаціаноферату (ІІ).

Налити у пробірку 1-2 мл солі заліза трьохвалентного (FeCl3, Fe2(SO4)3 тощо), додати декілька краплин розчину жовтої кров’яної солі K4[Fe(CN)6]. Спостерігати утворення «берлінської лазурі».  Скласти рівняння реакції, визначити зміну кольору розчинів.

Fe3+ + K4[Fe(CN)6] →

Дослід 4. Окисно- відновні властивості сполук металів.

1. Перекисні сполуки як окисники і відновники.

а) довести окисні властивості натрій пероксиду в реакції взаємодії його з розчином калій йодиду.

Na2O2 + KJ→

додати розчин крохмалю і підтвердити утворення йоду.

б) довести відновні властивості натрій пероксиду (динатрійдиоксиген) в реакції взаємодії його з розчином KMnO4.

Na2O2 + KMnO4 + H2O →

Яка сполука мангану утвориться у вигляді бурого осаду в нейтральному середовищі?

Скласти рівняння реакції в молекулярному та йонному видах, описати спостереження.

2. Окисні властивості сполук Hg2+, відновні властивості сполук Sn2+.

До 1-2мл розчину меркурій (ІІ) нітрату поступово додати надлишок станум (ІІ) хлориду.

Hg(NO3)2 + SnCl2 →

Скласти рівняння окисно-відновних реакцій, які протікають  по стадійно, записати спостереження.

  1.  Окисні властивості сполук Pb+4

Випробувати дію концентрованої хлоридної кислоти на плюмбум (ІV) оксид.

PbO2  + HCl →

Роботу проводити у витяжній шафі, обережно!

Скласти рівняння окисно-відновної реакції, описати спостереження.

8.6 Зміст звіту

8.6.1 Назва роботи

8.6.2 Мета роботи

8.6.3 Вивчення загальних відомостей

8.6.4 Виконання завдань для самостійного розв’язання

8.6.5 Аналіз дослідів. Складання рівнянь реакцій

8.6.6 Висновки

                             Лабораторна робота №9

ЛЕГКІ КОНСТРУКЦІЙНІ МАТЕРІАЛИ  ТА ЇХ ВЛАСТИВОСТІ

Мета роборти: ознайомитися із методами   добування, властивостями металів та іх сполук магнію, алюмінію, титану.

9.1 Загальні відомості

9.1.1 Деякі властивості металів

Вале-нтні елек-трони

Е˚,

В

Гус-тина, г/см³

Tпл.,˚С

Вміст в земній  корі, %

Харак-терні ступені окисне-ння

Природні сполуки

Магній

2s²

-2,36

1,74

650

1,87

0, +2

MgCl2 * KCl,

CaCO3*MgCO3  

Алюмі-ній

3s²3р

-1,62

2,7

660

7,57

0, +3

Al2O3, 

Na3AlF3  та ін.

Титан

4s²3d²

-1,63

4,49

1670

0,6

0,+2,+3, +4

TiO2, FeTiO3,  CaTiO3 та ін.

Сріблясто-білі, легкі, пластичні метали, стійкі до атмосферної корозії. Магній, алюміній, титан здатні утворювати сплави з цінними властивостями:: легкі, тверді, міцні, пластичні, хімічно стійкі, мало кородують. Сплави застосовують в авіа-, ракето-, судобудуванні,  громадському будівництві, військовій справі, транспортному машинобудуванні. Сплави магнію, алюмінію, титану займають перше місце по використанню їх як  легких конструкційних матеріалів.

Найважливіші сплави:

  дюралюміній - 4% Cu, 0,5% Mg, 0,5% Mn, 95% Al (міцність цьому сплаву надають інтерметалічні сполуки, наприклад Al2Cu); збільшення кількості магнію до 5-10% підвищує корозійну стійкість сплаву, механічні властивості, жаростійкість;

феротитан  Fe-Ti ;сплави складу: Ti-Al-Mn ; Ti-Al-Mo-Cr-Si-Fe.

9.1.2 Здобування

1) Електрометалургійний спосіб – електроліз розплавів солей

катод: Mg²+2eˉ→Mg˚

Al³+3eˉ→Al˚

2) Металотермічний спосіб здобування титану

TiO2+2Cl2+2C→TiCl4+2CO

TiCl4+2Mg→Ti+2MgCl2

9.1.3 Хімічні властивості:

  •  в ряду Mg-Al-Ті зменьшується хімічна активність металів.
    •  реагують з неметалами:

2Mg+O2→2MgO;   магній оксид

2Al+3Cl2→2AlCl3;  алюміній хлорид

2Ti+N2→2TiN;  титан(III) нітрид.

  •   при нагріванні реакційна здатність збільшується.
    •  з водою при нагріванні:

Mg+2H2O→Mg(OH)2+H2

2Al(Hg)+6H2O→2Al(OH)3+3H2;   Al(Нg)- амальгама;

Ti+2H2O→TiO2+2H2

  •  розчиняються в кислотах

Mg0+2H+→Mg²++H20

10Al+36HNO3=10Al(NO3)3+3N2+18H2O

2Ti+12HF=2H3[TiF6]+3H2

Оксиди та гідроксиди магнію мають основний характер властивостей, алюмінію - амфотерний; сполуки титану ІІІ – мають більше основні властивості; титану ІV – амфотерні

   Mg      →          MgO     →     Mg(OH)2

                                                     основний оксид                     основа

                          Al        →        Al2О3       →    Al(OH)3

                                                                 амфотерний оксид         Н[Al(OH)4] 

                                                           амфотерний гідроксид

ТіО2    →    Ті(ОН)4 – амфотерний гідроксид

Ті

Ті(ОН)3  →  ТіС13

Сполуки титану(ІІІ) – сильні відновники

Ті³ + -1еˉ→ Ті4+

9.2 Завдання для самостійного розв’язання

9.2.1 Виконати завдання

1. Порівняти будову атомів, металічні властивості, хімічну активність металів магнію, алюмінію, титану

2. Скласти рівняння реакцій в молекулярному, йонному, електронному видах для здійснення перетворень по схемі, назвати речовини

а) Mg→MgCl2→Mg(OH)2→MgBr2→Mg→Mg(NO3)2

б) Al→AlN→Al(OH)3→Al2O3→KAlO2→Al(NO3)3

3. При прожарюванні металічного титану на повітрі утворюється білий порошок титан (ІV) оксиду, який розчиняється в концентрованій сульфатній кислоті і сплавляється з лугами. Скласти рівняння реакцій: а) прожарювання титану на повітрі; б) розчинення титан (ІV) оксиду в сульфатній кислоті; в) сплавлення титан (ІV) оксиду з лугом.

9.2.2 Розв’язати задачі

1. Чи можливо алюмотермічним способом добути залізо з  ферум (ІІІ) оксиду при температурі 1500К? Відповідь обгрунтувати розрахунком енергії Гіббса за даної температури.

2. Титан (ІІІ) гідроксид відновлює нітрати до амоніаку. Скласти рівняння реакції в молекулярному та електронному видах взаємодії титан (ІІІ) гідроксиду з натрій нітратом в лужному середовиші. Розрахувати об’єм амоніаку (н.у.), який виділяється, якщо в реакцію вступає 0,1 моль Ті(ОН)3.

 (0,28 л)

3. Вивести молекулярну формулу інтерметалічної сполуки магнію з цинком, яка відноситься до бертолідів і містить 42,48% магнію.

9.3 Вказівки до техніки безпеки

Дотримуватися правил роботи з розчинами кислот, лугів, солей, хімічним склом, нагрівальним приладом.

9.4 Реактиви та обладнання

1. Речовини: магній, алюміній, губчатий титан. 2. Розчини: сульфатна кислота(2N), хлоридна кислота(2N, конц.), нітратна кислота(2N, конц.), натрій гідроксид(2N), магній хлорид, алюміній нітрат, титан (ІІІ) хлорид, гідраргірум (ІІ) нітрат. 3. Індикатори: фенолфталеїн, лакмус. 4. Обладнання: нагрівальний прилад, скляний посуд.

9.5 Порядок проведення лабораторної роботи

Дослід 1.Властивості металічного магнію, алюмінію та титану.

1) Відношення магнію, алюмінію та титану до кислот.

Провести реакції взаємодії магнію, алюмінію, титану з розведеними кислотами: сульфатною, нітратною без нагріву та з нагріванням. Що відбувається з магнієм, алюмінієм, титаном? Який газ виділяється в кожному випадку? Скласти рівняння відповідних реакцій. Визначити колір розчинів. Чим відрізняються у відношенні до кислот магній, алюміній та титан?

Mg+H2SO4(розв)→

Al+ H2SO4 (розв)→

Ti+ H2SO4 (розв)→

Mg+HNO3(розв)→

Al+ HNO3 (розв)→

Ti+ HNO3 (розв)→

2) Відношення магнію, алюмінію та титану до лугів. Випробувати дію лугів на вказані метали: в три пробірки налити по 1-2 мл натрій гідроксиду та додати метали магній, алюміній, титан. Провести дослідження без нагрівання та при нагріванні. Пояснити спостереження.

Al +NaOH+H2O →

3) Пасивування алюмінію. Шматочок алюмінієвого дроту, зачищеного наждачним папером, занурити в пробірку з 5-10 краплями концентрованої нітратної кислоти. Чи реагує алюміній з концентрованою нітратною кислотою? Через 2-3 хв. вилити кислоту з пробірки, обережно промити метал водою, після чого внести в пробірку 5-10 крапель концентрованої хлоридної кислоти. Чи реагує алюміній з хлоридною кислотою? Відзначити пасивуючу дію концентрованої нітратної кислоти на алюміній.

4) Корозія алюмінію. Алюміній за звичайних умов не реагує з навколишнім середовищем, водою, тому, що має захисну оксидну плівку. Якщо на поверхню алюмінієвої пластинки нанести декілька крапель солі ртуті Нg(NO3)2 або Нg2(NO3)2 та потерти скляною паличкою (пошкодити оксидну плівку), відбувається реакція:

Al + Нg(NO3)2 →

Утворюється амальгама – сплав алюмінію з меркурієм (Al(Нg)). Поверхню пластинки протерти фільтрувальним папером. Якщо тепер таку пластинку залишити на повітрі, вона зробиться теплою і на ній з’явиться пухка шапка оксиду. Якщо занурити таку пластинку в теплу воду, то буде  інтенсивно виділятися водень.

Al(Нg) + О2 →

Al(Нg) + H2O →

Дослід 2. Одержання магнію, алюмінію, титану гідроксидів і дослідження їх властивостей.

Одержати магнію-, алюмінію- та титану гідроксиди дією лугу на солі  Mg²+, Al³+, Ti³+. Уникати надлишку лугу. Чому? Одержані гідроксиди випробувати на амфотерність. Скласти рівняння відповідних реакцій. Зробити висновок про властивості гідроксидів.

MgSO4 + NaOH →

Mg(OH)2 + HCl →

AlCl3 + NaOH →

Al(OH)3 + HCl →

Al(OH)3 + NaOH →

TiCl3 + NaOH →

Ti(OH)3 + HCl →

Дослід 3. Гідроліз солей алюмінію

В пробірку з нейтральним розчином лакмусу (5-10 крапель) внести 2-3 краплі розчину алюміній сульфату або алюміній нітрату. Відзначити зміну забарвлення лакмусу. Скласти рівняння  реакцій першого ступеня гідролізу в молекулярній та йонній формах

Al³+ + НОН→

Дослід 4. Окиснення солей титану (ІІІ)

Окиснити  йон титану (ІІІ) до йону титану (ІV) в кислому середовищі:

а) на повітрі

TiCl3+О2+НС1→

б) за допомогою нітратної кислоти

Ті2(SО4)3 + НNО3(конц) → ТіОSО4 + ... + ...

Ті2(SО4)3 + НNО3 + H2SO4 → Ті(SО4)2 + ... + ...

Визначити зміну забарвлення. Скласти рівняння відповідних реакцій.

9.6 Зміст звіту

9.6.1 Назва роботи

9.6.2 Мета роботи

9.6.3 Вивчення загальних відомостей

9.6.4 Виконання завдань для самостійного розв’язання

9.6.5 Аналіз дослідів. Складання рівнянь реакцій

9.6.6 Висновки

ЛІТЕРАТУРА

Основна

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

2. Курс общей химии / Под ред. Н.В. Коровина – М.: Высшая школа, 1981

3. Корчинський Г.А. Хімія. – Вінниця, 2002

Допоміжна

1. Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1983

2. Фролов В.В. Химия. – М.: Высшая школа, 1979 – 1983

3. Хомченко Н.Г. Общая химия: Учебник. – М.: ООО «Издательство Новая Волна»: ЗАО «Издательский Дом ОНИКС», 1999

4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1985

5. Осаул Л.П. Хімія (курс лекцій І, ІІ ч.). - Запоріжжя: Запорізький національний технічний університет, 1997

6. Лабораторний практикум до курсу “Хімія”. – Запоріжжя, 2002

Додаток А

Найважливіші індикатори

Індикатор

Інтервал переходу рН

Забарвлення

у нейтраль-ному середовищі

у лужному середовищі

у кислому середовищі

Метиловий оранжевий

3,1 – 4,5

Оранжеве

Жовте

Рожеве

Метиловий оранжевий

4,2 – 6,3

Червоне

Жовте

Червоне

Лакмус

5 – 8

Фіолетове

Синє

Червоне

Універсальний

6,5 – 7,5

Жовте

Синє

Червоне

Фенолфталеїн

8,3 – 9,8

Безбарвне

Малинове

Безбарвне

Додаток Б

Стандартні термодинамічні величини речовин

No

Pечовина

ΔH°298,

KДж/моль

S°298,

Дж/моль•K

1

A1(к)

0

28.31

2

A1F3(к)

–1488.00

66.48

3

Al2О3(к)

–1675.00

50.94

4

AlCl3(к)

–697.40

167.00

5

As (к)

0

35.10

6

AsH3(г)

135.27

222.67

7

B(к)

0

5.87

8

BBr3(г)

–116.77

324.22

9

BN(к)

–218.85

15.35

10

B2H6(г)

194.72

233.05

11

B2О3(к)

–1264.00

53.85

12

Bn(г)

30.92

245.35

13

Br2(p)

0

152.3

14

Cграф.(к)

0

5.74

15

Салм.(к)

1.83

2.36

16

CH4(г)

–74.85

186.19

17

CО(г)

–110.50

197.4

18

CО2(г)

–393.51

213.6

19

COCl2(г)

–223.00

289.2

20

СН3ОН(р)

–201,17

126,8

21

Cs2(г)

115.30

237.80

22

C2H2(г)

226.75

200.80

23

C2H4(г)

52.28

219.40

24

C2H6(г)

–84.67

229.50

25

C2H5OH(г)

–235.31

278.94

26

Cl2(г)

0

223.00

27

Cu(к)

0

33.30

28

CuCl2(к)

–134.70

91.60

29

CuO(к)

–162.00

42.60

30

F2 (г)

0

202.70

31

Fe(к)

0

27.20

32

FeO(к)

–263.68

58.79

33

Fe2О3(к)

–821.32

89.96

34

Fe3О4(к)

–1117.71

151.46

35

Ge(к)

0

42.38

36

GeО2(к)

–539.74

52.30

37

GeCl2(г)

135.90

246.37

38

GeCl4(г)

–389.39

347.27

39

H2(г)

0

130.60

40

H2О(к)

–291.85

39.33

41

H2О(p)

–285.84

69.96

42

H2О(г)

–241.84

188.74

43

HF(г)

–268.61

173.51

44

HCl(г)

–92.30

186.70

45

HBr(г)

–35.98

198.40

46

HI(г)

25.94

206.30

47

H2S(г)

–20.15

205.64

48

I2(к)

0

116.73

49

I2(г)

62.24

260.58

50

Mg(к)

0

32.7

51

MgCl2(к)

–644.8

89.6

52

N2(г)

0

191.50

53

NH3(p)

–69.87

---------

54

NH3(г)

–46.19

192.50

55

NH4Cl (к)

–315.39

94.50

56

NО(г)

90.37

210.62

57

NО2(г)

33.89

240.45

58

N2H4(г)

188.25

238.36

59

NаF(к)

–573.00

51.20

60

NaCl(к)

–411.40

72.10

61

О2(г)

0

205.03

62

P(к,бел)

0

44.35

63

PCl3(г)

–277.00

311.70

64

PH3(г)

80.38

10.03

65

P2О5(к)

–1492.00

114.45

66

Pb(к)

0

64.90

67

PbO(к)

–219.30

66.00

68

PbO2 (к)

–277.00

74.90

69

PbS(к)

–94.28

91.20

70

PbCl2 (к)

–359.10

136.40

71

S(к)

0

31.88

72

S2(г)

129.10

227.70

73

SО2(г)

–296.90

248.10

74

SО3(г)

–395.20

256.23

75

Sb(к)

0

45.69

76

SbCl5(к)

–382.2

301.25

77

Si(к)

0

18.72

78

SiC(к)

–66.00

16.46

79

SiBr4(г)

–290.33

377.81

80

SiH4(г)

35.00

204.51

81

SiHCb(г)

–343.93

313.33

82

SiCl4(г)

–658.00

331.37

83

SiF4(г)

–1548.00

281.60

84

SiCb(г)

–37.20

67.07

85

SiО2(к)

–859.30

42.09

86

Si3N4(к)

–618.84

95.39

87

Sn(к)

0

51.40

88

SnО2(к)

–580.80

52.34

89

SnS(к)

–101.80

77.00

90

Ti(к)

0

30.60

91

TiО2(к)

–943.90

50.30

92

TiCb(к)

–720.00

140.00

93

TiCl4(p)

–804.00

252.40

94

Zn(к)

0

41.60

95

ZnO(к)

–350.60

43.60

 

Додаток  В

Стандартні електродні потенціали Е0 В при 250С

Електродна реакція

Е0 В

Li+ + e– = Li

–3.04

K+ + e– = K

–2.92

Cs+ + e– = Cs

–2.92

Ca2+ + 2e– = Ca

–2.87

Na+ + e– = Na

–2.71

Mg2+ + 2e– = Mg

–2.37

Al3+ + 3e– = Al

–1.66

Ti2+ + 2e– = Ti

–1.63

Mn2+ + 2e– = Mn

–1.18

Zn2+ + 2e– = Zn

–0.76

Cr3+ + 3e– = Cr

–0.74

Fe2+ + 2e– = Fe

–0.44

Co2+ + 2e– = Co

–0.28

Ni2+ + 2e– = Ni

–0.25

Sn2+ + 2e– = Sn

–0.14

Pb2+ + 2e– = Pb

–0.13

2H+ + 2e– = H2

0.00

Cu2+ + 2e– = Cu

0.34

O2 + 2H2O + 4e– = 4OH–

0.40

Hg22+ + 2e– = 2Hg

0.79

Ag+ + e– = Ag

0.80

O2 + 4H+ + 4e– = 2H2O

1.23

Au3+ + 3e– = Au

1.50

Додаток Г

Розчинність кислот, основ та солей у воді

Катіони

Аніони

OHˉ

Fˉ

Clˉ

Brˉ

Iˉ

S2ˉ

SO32ˉ

SO42ˉ

NO3ˉ

PO43ˉ

CO32ˉ

SiO32ˉ

CH3COOˉ

H+

Р

Р

Р

Р

Р

M

M

Р

Р

Р

M

Н

Р

NH4+

Р

Р

Р

Р

Р

---

Р

Р

Р

Р

Р

---

Р

Na+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

K+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Mg2+

Н

M

Р

Р

Р

---

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Р

Ca2+

M

Н

Р

Р

Р

---

Н

M

Р

Н

Н

Н

Р

Ba2+

Р

M

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Р

Н

Н

Н

Р

Al3+

Н

M

Р

Р

Р

---

---

Р

Р

Н

---

Н

Р

Cr3+

Н

M

Р

Р

Н

Н

---

Р

Р

Н

---

Н

---

Zn2+

Н

M

Р

Р

Р

Н

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Р

Mn2+

Н

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Р

Co2+

Н

M

Р

Р

Р

Н

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Р

Ni2+

Н

M

Р

Р

Р

Н

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Р

Fe2+

Н

M

Р

Р

Р

Н

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Р

Fe3+

Н

M

Р

Р

---

---

---

Р

Р

Н

---

Н

---

Cd2+

Н

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Р

Hg22+

---

Н

Н

Н

Н

Н

---

Р

Р

Н

Н

---

Р

Hg2+

---

Р

Р

M

Н

Н

Н

Р

Р

Н

---

---

Р

Cu2+

Н

Р

Р

Р

---

Н

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Р

Ag+

---

Р

Н

Н

Н

Н

Н

M

Р

Н

Н

Н

Р

Sn2+

Н

Р

Р

Р

M

Н

---

Р

---

Н

---

---

---

Pb2+

Н

Н

M

M

Н

Н

Н

Н

Р

Н

Н

Н

Р

Р – розчинна,  М – малорозчинна, Н – нерозчинна речовина;

— - речовина не існує або розкладається водою.




1. 7 Лабораторная работа 11
2. Word stress in English
3. тематические модели
4. 100 нм 3040 нм 75180 нм 200 нм 400 нм астам Сезімтал жануарлар~а ж~~тыру ~андай вирустарды да~ылдан
5. тема беспроводных телефонов Глава 15
6. Жорж Роденбах1
7. ТЕМА 5 Система электроснабжения самолета TL 2000 Sting crbon
8. связь отображает разнообразные процессы и отношения действительности
9. Гармония совместно с руководством в лице директора Садртдинова О
10. Главным сокровищем жизни является не земли которые ты завоевал.html
11. крупнейший по территории в европейском макрорегионе занимающий 1-3 его площади
12. Практическая энциклопедия бухгалтера
13. ЧЕРЕПОВЕЦКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ Институт педагогики и психологии
14.  Предмет и задачи курса истории Казахстана периодизация источники историография
15. Искоркиrdquo; Школа раннего развития- Экономика для малышей рабочая програ.html
16. Реферат на тему- От Хрущева до Горбачева
17. Реферат по философии на тему- Диалектический характер процесса познания
18. УТВЕРЖДАЮ
19. В каком слове есть звук [д] дебри пятнадцать пруд отбежал 2
20. артиллерийской батареи 131 омсбр АПАСОВ Виталий Иванович капитан командир 4 мср 2 мсб 131 омсбр считался проп

Материалы собраны группой SamZan и находятся в свободном доступе