Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Министерство образования и науки
Российской Федерации
Федеральное государственное автономное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»
Волгодонский инженерно-технический институт – филиал НИЯУ МИФИ
|
ФАКУЛЬТЕТ |
______________________________________ |
|
КАФЕДРА |
«Инженерной экологии» . |
|
СПЕЦИАЛЬНОСТЬ |
. |
ОТЧЁТ
по лабораторным работам
по общей химии
Студента__ Громак В.В. Д.АЭС-12Д ______
(группа, курс) (фамилия, имя, отчество)
Принял преподаватель__ Татевосова М.Р. _
(фамилия, имя, отчество)
____ ___ _
(дата) (подпись)
Волгодонск, 2012 г.
|
Кафедра Инженерной экологии |
Зависимость СвоЙСТв эЛемЕНТОВ ОТ ПОЛОжЕНиЯ В ПЕриОдической СИСТЕме Д.И. менделеева |
№2 |
|
Цель работы: изучить на практике, как зависят свойства элементов и их соединений от заряда ядра атома на примере элементов III периода. Оборудование и материалы: аппарат Киппа, спиртовая горелка, коническая колба на 100 см3, фарфоровая чашка, часовое стекло, 8 пробирок, фенолфталеин, метилоранж, сера, цинковая пыль, натрий, магний, алюминий. Растворы: соляной кислоты, едкого натрия, хлорида олова (П), гидроксида аммония. Выполнение работы.Опыт №1. Взаимодействие щелочных металлов с водой. Нальем в фарфоровую чашку немного воды, опустим в неё кусочек натрия и быстро прикроем чашку часовым стеклом или воронкой. (Осторожно! Брызги щелочи могут попасть на открытые участки кожи человека и одежду). После окончания реакции прильем к полученному раствору 2-3 капли фенолфталеина. Составим уравнение протекающей реакции и сделаем выводы относительно свойств щелочных металлов: Опыт №2. Действие воды на металлический магний . Поместим в пробирку немного порошка металлического магния, добавим 5 мл воды и 2-3 капли раствора фенолфталеина. Цвет раствора практически не изменился. Затем нагреваем пробирку. Окраска раствора становится малиновой. Сделаем вывод относительно щелочных свойств магния и напишем уравнение протекающей реакции: Опыт №3. Амфотерность металлического алюминия Поместим кусочек металлического алюминия в пробирку, прильем немного воды и 2-3 капли фенолфталеина. Убеждаемся в том, что ни в обычных условиях, ни при нагревании алюминий с водой практически не взаимодействует. Затем поместим в две другие пробирки по кусочку алюминия. В одну из них приливаем разбавленную соляную кислоту, в другую - раствор крепкой щелочи NaOH. Пробирки нагреваем. При этом наблюдается взаимодействие алюминия как с кислотами, так и со щелочами. Напишем уравнения протекающих реакций и сделаем выводы о свойствах алюминия: |
||
|
Опыт №4 . Неметаллические свойства элементарной серы Кусочек элементарной серы помещаем в пробирку и наливаем немного воды (опыт проводить под вытяжкой!). Прибавляем сначала 2-3 капли фенолфталеина, а затем столько же метилоранжа. Отмечаем, что сера не взаимодействует с водой в обычных условиях. Нагреваем пробирку. После нагревания взаимодействие серы с водой также не происходит. Кусочек серы положим на железную ложечку, подожжем и опустим в коническую колбу, в которую было налито немного воды (не касаясь ложечкой с горячей серой поверхности воды). После сгорания серы закрываем колбу пробкой и встряхиваем. Полученный раствор разделяем на 2 пробирки и испытываем различными индикаторами. Напишем уравнения химических реакций: Опыт №5. Амфотерные свойства гидроксида алюминия Помещаем в пробирку 8-10 капель раствора AlCl3, добавляем по капелям 2М раствор NaOH до выпадения осадка. Распределив содержимое на две пробирки, растворяем осадок в каждой из них с помощью: в одном случае 2 М раствора HCl, в другом - 2 М раствора NaOH. Составим уравнения реакций, зная, что при реакции гидроксида алюминия с NaOH образуется гексагидроксоалюминат натрия Na3[Al (OH)6]: Общий вывод по работе: |
||
|
Работу выполнил Студент группы _________________ _______________________________ Ф.И.О. |
Работу принял Преподаватель ________________________ (Ф.И.О.) (подпись) |
Дата |
|
Кафедра Инженерной экологии |
Скорость химических реакций и химическое равновесие |
№3 |
|
Цель работы: ознакомиться с понятием скорость химических реакций; факторами, влияющими на её величину, а также влиянием изменения внешних факторов на состояние химического равновесия Оборудование и материалы: растворы йодата калия, сульфата натрия, серной кислоты, тиосульфата натрия, хлорида железа (III), роданида калия, сульфата меди, крахмала; карбонат кальция (мрамор); штатив с пробирками (8 шт.); секундомер; термометр; нагревательный прибор. Выполнение работы. Опыт №1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ Зависимость скорости реакции от концентрации в гомогенной системе изучим на примере реакции 2KIO3+5Na2SO3+H2SO4 = K2SO4+5Na2SO4+I2+H2O При взаимодействии йодата калия с сульфатом натрия в кислой среде образуется элементарный йод, который можно обнаружить с помощью крахмала. Для выполнения опыта возьмем три пробирки, наливаем с помощью мерной пробирки: в первую пробирку 6 см3 KIO3, во вторую – 4 см3 KIO3 и 2 см3 H2O, в третью – 2 см3 KIO3 и 4 см3 H2O. В другие три пробирки отмерим по 6 см3 сульфита натрия. Выливаем содержимое пробирки с сульфитом натрия в первую пробирку с KIO3 и включаем секундомер. Отмечаем время, в течение которого появляется синее окрашивание после приливания йодата калия. Результаты заносим в таблицу. То же самое проводим с оставшимися пробирками. № проб V, см3 KIO3 V, см3 H2O V суммарный, см3 Концентрация С Время окрашивания τ, с Относительная скорость υ усл=1/ τ, c 1 6 - 6 2 4 2 6 3 2 4 6 Приняв концентрацию раствора йодата калия, к которому не добавляли воду, за единицу, вычисляем концентрации в двух других случаях. Строим график зависимости скорости реакции от концентрации йодата калия.
|
||
|
Опыт №2 Зависимость скорости реакции от температуры Зависимость скорости реакции от температуры в гомогенной среде изучим на системе Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S+H2O При взаимодействии раствора тиосульфата натрия с серной кислотой выпадает в осадок сера, вызывающая при достижении определенной концентрации помутнение раствора. По промежутку времени от начала реакции до заметного помутнения раствора можно судить об относительной скорости реакции. Наливаем в одну пробирку 5 см3 раствора тиосульфата натрия (0,3 М), в другую – 5 см3 раствора серной кислоты (0,3 М). Обе пробирки поместим в стакан с водой, чтобы растворы приняли температуру воды. сольем вместе содержимое обеих пробирок, точно отметив время от начала реакции до появления помутнения. В две другие пробирки нальем по 5 см3 тех же растворов. Поместив пробирки в водяную баню или стакан с во дой; нагреем воду на 10°С выше температуры предыдущего опыта. Выдержав пробирки при этой температуре 5-7 мин, сливаем содержимое пробирок. Измеряем время до появления мути. Повторяем опыт, повысив температуру еще на 10°С. Результаты опытов сведены в таблицу. № о Температура опыта Т, К 1/Т, К-1 Время появления помутнения t, c Относительная скорость реакции υ усл=1/ τ, c-1 [lg υ] 1 2 3 По полученным данным строим гр афик зависимости логарифма скорости реакции от обратной величины абсолютной температуры в координатах, представленных на рис.
lg υ
делаем вывод о зависимости скорости реакции от температуры. Из графика определяем тангенс угла наклона и вычисляем энергию активации: E = 2.303 R tg α =______________________________, дж/моль |
||
|
Опыт №4 Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия Смещение химического равновесия вследствие изменения концентрации реагирующих веществ исследуется на примере реакции FeCl3 + 3KCNS = 3KCl + Fe(CNS)3 Отмерив мерной пробиркой по 5 см3 разбавленных растворов хлорида железа (III) и роданида аммония (0,003 М FeCl3 и 0,01 М KCNS), смешиваем их и разделяем поровну на 4 пробирки. Окраску раствору придает образующийся роданид железа. Одну пробирку оставляем для сравнения, во вторую – добавим 2-3 капли концентрированного раствора FeCl3 , в третью – 3-4 капли насыщенного раствора KCNS, а в четвертую – насыпаем немного кристаллического хлорида аммония. Сравнив окраску в трех пробирках с окраской контрольной пробирки, по изменению интенсивности определяем направление смещения равновесия и объясняем происходящее явление, исходя из принципа Ле Шателье. Общий вывод по работе: |
||
|
Работу выполнил Студент группы _________________ _______________________________ Ф.И.О. |
Работу принял Преподаватель ________________________ (Ф.И.О.) (подпись) |
Дата |
|
Кафедра Инженерной экологии |
Гидролиз солей |
№4 |
|
Цель работы: изучить условия протекания процессов гидролиза солей и влияние факторов, обуславливающих смещение ионного равновесия при гидролизе. Оборудование и материалы: иономер, штатив с пробирками, растворы солей, кислот, щелочей, индикаторы, кристаллы солей, спиртовая горелка, пипетка. Выполнение работы. Опыт №1 Смещение ионного равновесия в растворах вследствие гидролиза В разные пробирки внесем небольшое количество следующих соединений: HCl, NaOH, NaCl, Na2CO3, ZnCl2, Pb (CH3COO)2. Во все пробирки приливаем одинаковое количество воды и осторожным встряхиванием добиваемся полного растворения каждой соли. Полосками универсальной индикаторной бумаги измерим ph каждого раствора. Для сравнения такой же бумажкой измерим ph дистиллированной воды. Данные опыта сведены в таблицу Формула соединения Сила электролитов, образующих данную соль Цвет индикаторной бумаги Значение рН по иономеру Реакция среды основание кислота Na2CO3 NaCl, ZnCl2 Pb(CH3COO)2 Составим сокращенные ионные уравнения гидролиза солей и объясним изменение окраски индикаторной бумаги в растворах солей в сравнении с окраской ее в дистиллированной воде. Опыт №2 Усиление гидролиза одной соли раствором другой гидролизирующей соли К 3 мл концентрированного раствора FeCl3 (соль образована слабым основанием и слабой кислотой, ее гидролиз протекает в основном только по 1-ой ступени) прильем немного концентрированного раствора Na2CO3 (соль образована, напротив, сильным основанием и слабой кислотой, ее гидролиз также протекает в основном только по 1-ой ступени) до образования устойчивого осадка. При этом наблюдается выделение пузырьков. В результате сливания двух вышеуказанных растворов происходит образование соли, полученной из слабых оснований и кислоты. Эта соль подвергается полному гидролизу. Напишем молекулярные и ионные уравнения реакции: Опыт №3 Растворение металлов в продуктах гидролиза солей В первую пробирку нальем 3-4 мл концентрированного раствора ZnCl2 и опустим в нее кусочек цинка. В другую пробирку нальем столько же концентрированного раствора Na2CO3 и |
||
|
опускаем в этот раствор кусочек алюминия. Нагревая пробирки, наблюдаем растворение металлов и выделение газа в обоих случаях. Составим уравнения реакций и объясним наблюдаемые явления. Опыт №4 Влияние температуры на степень гидролиза солей В две пробирки нальем по 3-4 мл концентрированного раствора ZnCl2 и по 2 капли индикатора – метилового оранжевого. Одну пробирку поставим в штатив, другую нагреваем почти до кипения. Сравним окраску индикатора в обеих пробирках. После остывания снова сравним окраску и объясним изменение окраски индикатора при нагревании раствора ZnCl2 . Опыт №5 Влияние концентрации раствора соли на степень ее гидролиза Вносим в пробирку немного кристаллов соли SnCl2, 1 каплю 2,5 М HCl и 10 капель дистиллированной воды. Встряхиванием пробирки добиваемся растворения кристаллов. Затем в пробирку прибавим еще 10 капель дистиллированной воды. Наблюдается выпадение осадка SnOHCl. Следовательно, разбавление (уменьшение концентрации соли) приводит к увеличению степени ее гидролиза. Составим молекулярное и ионное уравнения: Опыт №6 Подавление гидролиза соли В пробирку с осадком SnOHCl, взятую из предыдущего опыта, прибавим 3-4 капли 2,5 М раствора HCl. При этом происходит растворение осадка. Сделаем выводы относительно смещения равновесия реакции гидролиза SnCl2. Общий вывод по работе: |
||
|
Работу выполнил Студент группы _________________ ________________________________ Ф.И.О. |
Работу принял Преподаватель ________________________ (Ф.И.О.) (подпись) |
Дата |
|
Кафедра Инженерной экологии |
Окислительно-восстановительные реакции |
№5 |
|
Цель работы: ознакомиться с сущностью и классификацией окислительно-восстановительных реакций, получить практические навыки составления уравнений этих реакций. Оборудование и материалы: штатив с пробирками, фарфоровая чашка, микрошпатель, 0,1 М растворы H2SO4, KI, KMnO4, FeCl3, BaCl2, CuSO4, H2O2, MnSO4, Na2SO4, Na2SO3, кристаллический йод, порошкообразный цинк, раствор крахмала, концентрированный раствор щелочи. Методика выполнения работы
Окислительно-восстановительная двойственность Опыт №1 Окислительные свойства пероксида водорода В пробирку наливаем 1-2 см3 раствора KI, подкисляем 2-3 каплями разбавленного раствора H2SO4 и прибавляем 1-2 см3 H2O2. Наблюдается выделение йода (прибавить одну каплю раствора крахмала). Составить уравнение реакции на основе электронного баланса. Опыт №2 Восстановительные свойства пероксида водорода В пробирку наливаем 1-2 см3 раствора KMnO4, подкисляем 2-3 каплями разбавленного раствора H2SO4 и прибавляем 1-2 см3 раствора H2O2 до обесцвечивания раствора перманганата. Определив окислитель и восстановитель в этой реакции, составим уравнение реакции, учитывая, что одним из продуктов является кислород. 2. Типы окислительно-восстановительных реакций Опыт №3 Реакции межатомного взаимодействия. Окисление цинка йодом (опыт проводить под тягой) Поместим в фарфоровую чашку немного цинковой пыли на кончике микрошпателя и прибавим туда же несколько кристаллов йода. Смесь перемешаем. Для ускорения реакции прибавим 1 каплю H2O (катализатор). Наблюдается бурное протекание реакции. Составим уравнение реакции на основе электронного баланса. |
||
|
Опыт №4 Реакции межмолекулярного взаимодействия. Окисление йодида солью трехвалентного железа В пробирку наливаем 1-2 см3 раствора соли железа (III) и 1 см3 раствора KI. Содержимое пробирки разбавим дистиллированной водой до слабо-желтого цвета и прильем 1-2 капли раствора крахмала. Появление синей окраски свидетельствует о выделении йода. На основе электронного баланса составим уравнение реакции. Опыт №5 Окислительно-восстановительные реакции с участием атомов одного элемента в разных степенях окисления Наливаем в пробирку 1-2 см3 раствора перманганата калия, приливаем столько же раствора сульфата марганца. Осторожно встряхнем пробирку. При этом окраска раствора исчезает. Составим уравнение реакции в нейтральной среде, одним из продуктов реакции является диоксид марганца, выпадающий в осадок. Опыт №6 Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Разложение перманганата калия. Осторожно нагреваем в сухой пробирке небольшое количество (несколько кристаллов) перманганата калия в течение 5 мин. После остывания пробирки полученную соль растворяем в небольшом количестве воды. Обращаем внимание на зеленую окраску раствора и наличие осадка. Составим уравнение реакции на основе электронного баланса. Опыт №7 Реакции самоокисления–самовосстановления (диспропорционирования). Разложение сульфита натрия. В пробирку поместим несколько кристаллов сульфита натрия. Осторожно нагреваем пробирку в течение 5 мин и после охлаждения наливаем небольшое количество воды, добиваясь полного растворения вещества. Раствор разделим на 2 пробирки. Содержимое одной из пробирок испытываем на присутствие иона S2- действием раствора CuSO4, а в другой пробирке, действуя раствором BaCl2, обнаруживаем ион SO42-. Составим уравнение реакции самоокисления–самовосстановления на основе электронного баланса 3. Направление окислительно-восстановительных реакций Опыт №8 Влияние характера среды на протекание окислительно-восстановительных реакций В три пробирки нальем по 1-2 мл раствора KMnO4, затем прибавим: в первую – 5 капель разбавленной серной кислоты, во вторую - 5 капель концентрированного раствора щелочи. После этого в каждую из пробирок прибавим шпателем одинаковое количество сухой соли Na2SO3. Встряхиванием растворов добьемся изменения окраски в каждой из пробирок. Составим уравнения реакций на основе электронного баланса, имея ввиду следующее:
|
||
|
Опыт №9 Влияние кислотности среды на направление реакции взаимодействия йода с щелочью Кристаллик йода обработаем в пробирке небольшим количеством раствора щелочи при слабом нагревании. Наблюдаем переход йода в раствор. Составим уравнение реакции, имея в виду, что одним из продуктов реакции является йодат. Полученный раствор подкислим разбавленной серной кислотой. Наблюдаем выделение свободного йода. Составим уравнение взаимодействия йодида и йодата в присутствии H2SO4 и объясним, почему реакция пошла в обратном направлении: |
||
|
Общий вывод по работе: |
||
|
Работу выполнил Студент группы _________________ _______________________________ Ф.И.О. |
Работу проверил Преподаватель ________________________ (Ф.И.О.) (подпись) |
Дата |