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
МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ
Київська державна академія водного транспорту
імені гетьмана Петра Конашевича-Сагайдачного
ФАКУЛЬТЕТ СУДНОВОДІННЯ
Сєрова Тамара Олександрівна
ДО ЛАБОРАТОРНИХ РОБІТ
З дисципліни «ХІМІЯ»
Для студентів спеціальностей “Судноводіння на морських та внутрішніх водних шляхах” та “Експлуатація суднових енергетичних установок”
КИЇВ КДАВТ 2003
Рецензент: проректор КДАВТ з наукової роботи
к.т.н., Черінько В.М.
Рекомендовано:
Кафедрою природничих і технічних дисциплін
Протокол № 5 від “ 17 “ грудня 2003р.
Схвалено:
Радою факультета “Судноводіння”
Протокол № ___ від «___»__________2003р.
КИЇВ КДАВТ 2003
Методичні вказівки до лабораторних робіт з курсу «Хімія для студентів спеціальностей «Судноводіння на морських і внутрішніх водних шляхах» та «Експлуатація суднових енергетичних установок».
Укл. Т.О.Сєрова ст. викладач.
|
Тема: |
Основні класи неорганічних сполук. Оксиди, основи. |
|
|
Мета: |
Ознайомитись з методами одержання основ, їх хімічними властивостями. |
|
|
Реактиви: |
||
|
Розчини: |
|
|
|
||
|
||
|
Тверді речовини: |
|
|
|
||
|
Індикатори: |
||
|
||
|
||
|
||
|
Обладнання: |
Хімічний штатив, пробірки, фізичний штатив, бюретки, скляна паличка |
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
До основних класів неорганічних сполук належать оксиди, кислоти, основи, солі.
Оксидами називають сполуки елементів з киснем, ступінь окислення якого –2. Так, Са2+О2- - кальцій оксид, а Са2+О2 – кальцій пероксид (містить пероксидну групу –0 –0 -).
За хімічним характером оксиди поділяють на солетворні і несолетворні (NO, CO. SiO та ін.). Солетворні оксиди, в свою чергу, поділяють на основні, кислотні, амфотерні.
Основними називають оксиди, гідратами яких є основи. Це оксиди металів у нижчих ступенях окислення. Серед них тільки оксиди лужних і лужноземельних металів реагують з водою, утворюючи розчинні у воді основи – луги:
Li2O+H2O=2LiOH
Кислотними називають оксиди, гідратами яких є кислоти. Їх також називають ангідридами відповідних кислот. Це оксиди неметалів (SO2, N2O3, SO3…) і деякі оксиди металів у вищих ступенях окислення (Mn2O7, V2O5, CrO3…). Кислотні оксиди взаємодіють з водою з утворенням кислот (виняток SiO2).
SO2+H2O=H2SO3
Амфотерними називають оксиди, які залежно від умов виявляють властивості основних і кислотних оксидів. Наприклад, BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3, Fe2O3, MnO2 та ін. З водою не взаємодіють.
Методи добування то основні властивості оксидів детально описані в наведених підручниках. Слід звернути увагу на зв’язок між властивостями хімічних елементів, ступенем їх окислення і хімічним характером оксидів та гідроксидів, що утворюються. Так, хром (ІІ) оксид CrO – основний, хром (ІІІ) оксид Cr2O3 – амфотерний, а хром (VI) оксид CrO3 – кислотний. Їм відповідають хром гідроксид Cr(OH)2 , амфотерний хром гідроксид Cr(OH)3 і хромова кислота H2CrO4. Тобто хімічний характер оксидів із зростанням ступеня окислення змінюється від основного через амфотерний до кислотного. Таким же чином і в межах малих періодів і рядів великих періодів із збільшенням порядкового номера елементів змінюється характер вищих оксидів від основних через амфотерні до кислотних.
При вивченні номенклатури необхідно запам’ятати технічні назви деяких оксидів і гідроксидів, які використовуються в будівництві. Наприклад, СаО – гашене вапно, MgO – палена магнезія, Al2O3 – глинозем, SiO2 – кварц, пісок та ін.
Найскладнішим у вивченні цієї теми є розуміння поняття “амфотерність”. Амфотерність – це властивість оксидів і гідроксидів залежно від умов перебігу процесу реагувати як з кислотами, так і з основами.
З кислотами амфотерні оксиди реагують як основні оксиди, а амфотерні гідроксиди – як слабкі основи з утворенням солей відповідних кислот:
Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
Характер продуктів реакції амфотерних оксидів і гідроксидів з гідроксидами і карбонатами активних металів залежить від умов.
У водних розчинах реакції відбуваються з утворенням комплексних гідроксосолей:
натрій тетрагідроксоалюмінат
Al2O3+3H2O+2NaOH=2NaAl (OH4)
Al(OH)3+ NaOH(P-H)_NaAl (OH4)
натрій гексогідроксоалюмінат
Al (OH)3+ 3NaOH Na3Al (OH6)
натрій метаалюмінат
При високій температурі утворюються безводні солі:
to
Al2O3+2NaOH 2NaAl (OH4) натрій метаалюмінат
to
Al2O3+СаСО3 Са(AlO2)2+СО2↑ кальцій метаалюмінат
При вивченні основ необхідно звернути увагу на їх кислотність. Це поняття використовують у багатьох хімічних розрахунках. Кислотність дорівнює кількості гідроксогруп ОН- , які зв’язані із катіоном металу в основі, або заміщені в хімічній реакції. Так, NH4OH – амоній гідроксид – це однокислотна основа.
Запам’ятайте, що одно - і багатокислотні основи можуть утворювати один, або кілька основних залишків. Основний залишок – це група атомів, яка утворюється внаслідок ступінчатого відриву від основи гідроксогруп ОН-.
Основи
NaOH Na+
Al (OH)3 Al (OH)+2
Al (OH)+2 Al (OH) 2+
Al (OH) 2+ Al3+
Al (OH)3 Al (OH)+2 Al (OH) 2+ Al3+
Зверніть увагу на позитивний заряд основних залишків.
1.2 Проведення дослідів
Дослід 1. Визначення реакції розчинів за допомогою індикаторів.
Лужне або кисле середовище розчинів визначаться за допомогою індикаторів. У лабораторному практикумі найчастіше використовують фенолфталеїн, метилоранж та лакмус.
а) у три пробірки налити по 5 мл дистильованої води, розчинів кислоти та лугу. В кожну пробірку додати по 1 краплі спиртового розчину фенолфталеїну. Спостерігати за змінами забарвлення індикатора.
б) у три пробірки налити по 5 мл дистильованої води розчинів кислоти та лугу. В кожну пробірку додати по 1 краплі спиртового розчину метилоранжу. Спостерігати за змінами забарвлення індикатора.
в) у три пробірки налити по 5 мл дистильованої води розчинів кислоти та лугу. В кожну пробірку додати по 1 краплі водного розчину лакмусу. Спостерігати за змінами забарвлення індикатора.
Результати дослідів звести в таблицю:
|
Назва індикатора |
Забарвлення індикатора |
|||
|
кисле середовище |
нейтральне середовище |
лужне середовище |
||
|
1 2 3 |
Фенолфталеїн Метилоранж Лакмус |
Який з індикаторів можна використовувати для визначення:
- кислого середовища ?
- лужного середовища ?
Дослід 2. Основні оксиди та основи.
а) Прямий метод одержання основ.
До 1-2 мл дистильованої води додати 1-2 краплі відповідного індикатора та декілька крупинок CaO .
Спостерігати за зміною забарвлення індикатора. Написати рівняння реакції гідратації оксиду.
б) Непрямий (посередній) метод одержання основ.
Переконатися, що CuO не розчиняється у воді. Чи можна одержати купрум (ІІ) гідроксид прямим методом? Одержати купрум (ІІ) гідроксид посереднім методом - діючи лугом на сіль міді. Написати рівняння реакції одержання Cu(OH)2. Порівняти колір осадів купрум (ІІ) оксиду та купрум (ІІ) гідроксида. Зберегти осад для наступного досліду.
Контрольні питання:
|
Тема: |
Основні класи неорганічних сполук. Кислоти, солі. |
|
|
Мета: |
Ознайомитись з методами одержання кислот та солей, їх хімічними властивостями. |
|
|
Реактиви: |
Розчини: |
|
|
||
|
||
|
||
|
||
|
Тверді речовини: |
|
|
|
||
|
||
|
Індикатори: |
|
|
|
||
|
||
|
Обладнаня: |
Хімічний штатив, пробірки. |
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
Кислотами називають складні речовини загальної формули HXEYOZ (E – елемент). Кислоти, молекули яких не містять атомів кисню, називають безкисневими, наприклад, HCl – хлоридна (хлорводнева), H2S – сульфідна (сірководнева) та ін. Однією з основних характеристик кислот є їх основність.
Основність кислоти – це кількість атомів водню в кислоті, здатних заміщуватись у хімічних реакціях.
Негативні іони, що залишаються в молекулі кислоти після відщеплення одного або кількох іонів водню називаються кислотними залишками. Основні кислоти утворюють один кислотний залишок, а дво- чи триосновні – два чи три кислотні залишки. Наприклад, ацетатна (оцтова) кислота є одноосновною, оскільки у водних розчинах в її молекулі може заміщуватись лише один Н+-іон. При цьому утвориться один кислотний залишок.
О Н+
Н3С-С СН3СОО -
ОН ацетат-іон
Для багатоосновних кислот процес заміщення Н+іонів відбувається ступінчасто:
-Н+ -Н+ -Н+
Н3РО4 Н2РО4- НРО42- РО43-
утворюються утворюються
кислі солі середні солі
Кислоти та їх залишки
|
Формула кислоти |
Назва |
Основність |
Кислотний залишок |
|
|
Формула |
Назва |
|||
|
HCl |
Хлоридна |
1 |
Cl - |
Хлорид – іон |
|
HJ |
Йодидна |
1 |
J - |
Йодид – іон |
|
HBr |
Бромідна |
1 |
Br - |
Бромід – іон |
|
HNO2 |
Нітритна |
1 |
NO2 - |
Нитрит – іон |
|
HNO3 |
Нітратна |
1 |
NO3 - |
Нитрат – іон |
|
HCN |
Цианідна |
1 |
CN - |
Цианід – іон |
|
H2S |
Сульфідна |
2 |
S 2- |
Сульфід – іон |
|
H2SO3 |
Сульфітна |
2 |
SO3 2- |
Сульфіт – іон |
|
H2SO4 |
Сульфатна |
2 |
SO4 2- |
Сульфат – іон |
|
H2CO3 |
Карбонатна |
2 |
CO3 2- |
Карбонат – іон |
|
H2SiO3 |
Силікатна |
2 |
SiO3 2- |
Силікат – іон |
|
H3PO4 |
Ортофосфат-на |
3 |
PO4 3- |
Ортофосфат – іон |
|
CH3COOH |
Ацетатна |
1 |
CH3COO - |
Ацетат – іон |
Найхарактернішою ознакою кислот є їх здатність утворювати солі при взаємодії з основами (реакція нейтралізації), основними оксидами і металами.
Солі – це сполуки, до складу яких входять катіони металів та аніони кислотних залишків. Солі бувають середні, кислі і основні.
Середні солі можна розглядати як продукти повного заміщення водню кислоти металом, наприклад, Al2(SO4)3, MgCl2.
Кислі солі – продукти неповного заміщення водню багатоосновної основи на кислотні залишки, наприклад, Mg(НSO4)2, Ca(HSO4)2.
Основні солі – продукти неповного обміну гідроксогруп (ОН-) багатокислотної основи на кислотні залишки, наприклад, CuOHCl, Al(OH)2Cl.
Існує багато методів добування солей, які детально описані в літературі. Зверніть увагу на те, що за реакцією нейтралізації можна добути (залежно від молярних співвідношень реагентів) як середні, так і кислі та основні солі.
2Al(OH)3 + 3 H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6 H2O
алюміній сульфат
2Al(OH)3 + 3 H2SO4 = Al2(НSO4)3 + 3 H2O
алюміній гідросульфат
2Al(OH)3 + H2SO4 = [ Al(OH)2]2 SO4 + 2 H2O
алюміній дигідроксосульфат
Al(OH)3 + H2SO4 = Al(ОН)SO4 + 2 H2O
алюміній
гідроксосульфат
Для перетворення кислих і основних солей в середні треба подіяти на них відповідно основою або кислотою.
Назви солей складаються з назви хімічного елементу і назви кислотного залишку в називному відмінку і залишку в родовому відмінку. Багато солей мають також технічну назву.
1.2 Проведення дослідів
Дослід 1. Кислотні оксиди та кислоти.
а) Прямий метод одержання кислот.
До 1-2 мл дистильованої води додати 1-2 краплі відповідного індикатора та декілька крупинок P2O5 .
Спостерігати за зміною забарвлення індикатора. Написати рівняння реакцій взаємодії Р2О5 з водою (з утворенням ортофосфорної, пірофосфорної та мета - фосфорної кислот). Звернути увагу на тепловий ефект реакції.
б) Непрямий (посередній) метод одержання кислоти.
Переконатися, що SiO2 не розчиняється у воді. Чи можна одержати силікатну кислоту H2SiO прямим методом? Одержати H2SiO3 посереднім методом - через змішування розчинів Na2SiO3 та H2SO4 . Написати рівняння реакції.
Дослід 2. Методи одержання солей .
а) До осаду Cu(OH)2, додати розведену сульфатну кислоту.
б) Повільно пропустити через розчин вапнякової води Ca(OH)2 вуглекислий газ з апарату Кіппа. Після утворення осаду продовжувати подавати CO2 до його розчинення.
в) До розчину CоCl2 додати NaOH до утворення синього осаду основної солі.
Описати наслідки дослідів та рівняння реакцій.
Контрольні питання
|
Тема: |
Швидкість хімічної реакції. |
|
|
Мета: |
Визначити дослідним шляхом залежність швидкості хімічної реакції від концентрації та температури. Перевірка правила Вант-Гоффа. |
|
|
Реактиви: |
||
|
Розчини: |
|
|
|
||
|
Обладнання: |
бюретка, секундомір, водяна баня, крапельниця, хімічний штатив з пробірками. |
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
Розділ хімії, що займається визначенням швидкостей хімічних реакцій та механізмів їх перебігу, називається хімічною кінетикою. Швидкість хімічної реакції пов’язана із зміною кількості речовини за одиницю часу. При цьому потрібно розрізняти швидкість гомогенної і гетерогенної реакцій, а також запам’ятати, що розмірність швидкості хімічної реакції – моль/(л.с).
Принципова можливість довільного протікання реакцій визначається обов’язковою, але не завжди достатньою термодинамічною умовою ∆GP,T<0 або ∆SP,T>0. Швидкість хімічних процесів залежить від багатьох факторів, до яких належить природа речовин, концентрація (для газів – тиск) реагентів, температура та дія каталізаторів.
Залежність швидкості процесу від температури описується рівнянням
lgк = - EАКТ/Т + const
Тобто чим більша EАКТ, тим меньша швидкість реакції й тим більшою мірою змінюється швидкість залежно від температури. Іноді користуються простим наближеним правилом Вант-Гоффа:
де γ – температурний коефіцієнт реакції, який показує, у скількі разів збільшується швидкість реакції з підвищенням температури на кожні 10 0С.
У подальшому необхідно вивчити поняття “каталіз”, “каталізатори”, “механізм дії каталізаторів”, з’ясувати різницю між гомогенним та гетерогенним каталізом. Важливо мати уявлення про інгібітори – сповільнювачі швидкості хімічної реакції.
1.2 Проведення дослідів
Дослід 1. Вплив концентрації на швидкість хімічної реакції.
а) Відміряти в одну пробірку 15 крапель 0,1 М розчину Na2S2O3 в другу 10 крапель і третю 5 крапель розчину Na2S2O3.
б) У першу не додавати води у другу 5 крапель води і у третю 10 крапель води.
в) Взяти першу пробірку і додати 1 краплю сульфатної кислоти вмикаючи в момент додавання секундомір. Пробірки енергійно стряхнути. Записати час, що пройшов від моменту зливання розчинів до появи опалесценції. Теж саме проробити з другими пробірками
г) Одержані результати занести у таблицю №1
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2↑ + S↓
Таблиця №1
А) Хімічна реакція зі зміною концентрації
|
N |
концентрація Na2S2O3 |
Кількість Na2S2O3 |
Кількість H2 O |
Кількість H2 SO4 |
Кімнатна t 0С |
Час початку опалесценції с. |
відносна швидкість реакції |
|
1 2 3 |
М 0,15 М 0,15 М 0,15 |
15 10 5 |
- 5 10 |
1 1 1 |
Дослід 2. Вплив температури на швидкість хімічної реакції.
а) Взяти дві пробірки і відміряти по 10 крапель натрій тіосульфату і додати по 5 крапель води.
б) Помістити обидві пробірки в склянки з гарячою водою і нагріти розчини у пробірках: першу на 10 градусів Цельсію в порівнянні з початковою температурою, а другу ще на 10 градусів Цельсію в порівнянні з першою.
в) Додати по одній краплі розчину сульфатної кислоти в пробірку з тіосульфатом не виймаючи з води та ввімкнути секундомір і заміряти час початку опалесценції
г) Одержані результати занести у таблицю №2
Б) Хімічна реакція зі зміною температури
|
N |
концентрація Na2S2O3 |
кількість Na2S2O3 |
кількість H2 O |
Кількість H2 SO4 |
кімнатна t 0С |
Час початку опалесценції с. |
відносна швидкість реакції |
температурний коеф. |
|
1 2 3 |
М 0,15 М 0,15 М 0,15 |
10 10 10 |
5 5 5 |
1 1 1 |
Обробка результатів досліду :
де c - час початку опалесценції;
Формула для розрахунку температурного коефіцієнта:
де Vп - швидкість реакції при нагріванні на 10 градусів
а Vк - швидкість реакції при кімнатній температурі
Контрольні питання:
|
Тема: |
Хімічна рівновага. |
|
|
Мета: |
Визначити дослідним шляхом залежність хімічної рівноваги від різних чинників. Експериментально перевірити принцип Ле-Шательє. |
|
|
Реактиви: |
||
|
Розчини: |
|
|
|
||
|
Тверді речовини: |
|
|
|
Обладнання: |
хімічний штатив з пробірками, піпетка, прилад з газами. |
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
Для закріплення знань про швидкість хімічної реакції та фактори, що впливають на неї, необхідно розглянути причини, які зумовлюють перебіг реакції в прямому і зворотньому напрямках (оборотність хімічної реакції), а також умови, при яких настає хімічна рівновага. Термодинамічною умовою хімічної рівноваги є рівняння ∆GP,T=0, тобто коли швидкості прямої та зворотньої реакції однакові.
Залежність між концентраціями речовин, які знаходяться в стані рівноваги, наприклад, для реакції в загальному вигляді
аA+bB cC+dD
вихідні речовини продукти реакції
визначається за законом дії мас за формулою:
Кхр=
[A]aР•[B]bР
[С]cР•[D]dР
тобто хімічна рівновага настає тоді, коли відношення добутку концентрацій продуктів реакцій до добутку концентрацій вихідних речовин дорівнює деякій сталій величині Кхр – константі хімічної рівноваги. Чим більше її значення, тим більший вихід продуктів реакції. Концентрації, які входять у вираз константи рівноваги, називають рівноважними і позначають [ ]Р.
Зверніть увагу, що у вираз константи рівноваги гетерогенної реакції, як і у вираз закону дії мас, входять лише концентрації рідких і газоподібних речовин. Чому?
Важливо також засвоїти, що хімічна рівновага є динамічною і може бути порушена зміною умов перебігу реакції. Перехід системи із одного стану рівноваги в інший називається зміщенням хімічної рівноваги.
Необхідно знати і вміти застосовувати закон дії мас та принцип Ле-Шательє.
Дослід 1. Зміщення хімічної рівноваги при зміні концентрації і температури реагуючих речовин.
а) Налити в пробірку 3-5 мл FeCl3 і стільки ж розчину NH4SCN. Одержаний розчин перемішати і розділити на 4 пробірки. Першу залишити для порівняння, до другої додати 1 краплю концентрованого розчину FeCl3, в третю - кристалічний NH4SCN , в четверту - кристалічний NH4Cl . По зміні забарвлення розчину, обумовленого різною концентрацією ферум роданіда, зробити висновок про напрямок зміщення стану хімічної рівноваги. Сформулювати принцип Ле-Шательє. Записати рівняння реакції:
FeCl3 + 3 NH4SCN Fe (SCN)3 + 3 NH4 Cl
Вивести константу рівноваги для цього процесу.
б) В інтервалі температур від -11,2 до +140 градусів Цельсію молекули NO2 і N2O4 знаходяться в рівновазі між собою по рівнянню реакції :
2 NO2 N2O4 + 58 кДж/моль
Для з’ясування впливу температури на перебіг цього процесу прилад із двома сполученими кульками заповнений сумішшю газів, розміщують таким чином, щоб одна кулька знаходилась у склянці з гарячою водою, друга - в склянці з холодною водою. Газ NO2 - бурого кольору, N2O4 - безбарвний. По зміні забарвлення газів у кульках зробити висновок про зміну концентрації NO2 таким чином, про зміщення положення рівноваги при зміненій температурі. Вивести константу рівноваги процесу димеризаціі двооксиду азоту.
Контрольні питання:
|
Тема: |
Визначення теплот хімічних реакцій. |
|
|
Мета: |
Дослідним шляхом визначити теплові ефекти реакцій – експериментально перевірити закон Гесса. |
|
|
Реактиви: |
||
|
Розчини: |
|
|
|
||
|
Тверді речовини: |
|
|
|
Обладнання: |
Термометр, технічні терези, мірний циліндр, порцелянова ступка, калориметр, скляна паличка. |
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
Під час хімічних реакцій змінюється не тільки хімічний склад речовин, а й одночасно поглинається або виділяється теплова енергія. Реакції, які супроводжуються зменшенням енергії і виділенням теплоти, називаються екзотермічними, а такі, що супроводжуються збільшенням енергії і поглинанням теплоти – ендотермічними. Хімічні рівняння, в яких вказують тепловий ефект, називають термохімічними рівняннями. Зверніть увагу, що тепловий ефект залежить від кількості речовин, які беруть участь у реакції. Тому для порівняння теплових ефектів їх відносять до І моль сполуки, температури 298 К (25оС) і тиску 760 мм рт. ст. Теплові ефекти за таких умов вважаються стандартними. Якщо в реакції виділяється теплота (+Q), то внутрішня енергія системи, а також ентальпія зменшується (-ΔН), і навпаки, при поглинанні теплоти в реакції (-Q) ентальпія системи збільшується (+ΔН). Теплові ефекти хімічних реакцій вимірюються в джоулях (кілоджоулях).
Слід звернути увагу на різницю між поняттями параметри і функції стану системи. Параметри – це фізичні величини, які можливо безпосередньо виміряти, наприклад, тиск, температура, маса. А термодинамічні функції стану, значення яких визначається сукупністю параметрів, безпосередньо виміряти неможливо.
Внутрішня енергія і ентальпія є термодинамічними функціями стану системи, оскільки їх зміна не залежить від проходження процесу, а залежить тільки від початкового і кінцевого стану системи. На цьому базується основний закон термохімії – закон Гесса: тепловий ефект реакції залежить тільки від виду і стану вихідних реагентів і кінцевих продуктів реакції, а не залежить від шляху перебігу реакції.
При проведенні реакцій у широких температурних інтервалах необхідно враховувати залежність теплового ефекту від температури, що пов’язано з теплоємністю речовин.
Розчинення речовин завжди супроводжується тепловим ефектом. Тепловий ефект розчинення твердих речовин, в основному, визначається алгебраїчною сумою двох складових: теплоти, витраченою на руйнування кристалічної решітки (ΔНреш), і теплоти, що виділяється при взаємодії частинок розчиненої речовини з розчинником (ΔНгідр), тобто теплоти гідратації.
ΔНрозч= ΔНреш+ ΔНгідр
Залежно від співвідношення цих двох складових тепловий ефект може бути позитивним або негативним.
Кожна група студентів окремо виконує запропонований викладачем дослід і розраховує його результат. Потім студенти обмінюються результатами проведених досліджень і роблять загальний висновок про характер реакції та виконання закону Гесса.
Дослід 1. Визначення теплоти нейтралізації концентрованої сірчаної кислоти.
Реакція відбувається за рівнянням:
2NaOH(розб) + Н2SO4(конц) = Na2SO4 + 2H2O + Q
Влити у калориметр 200 мл 0,4 М розчину NaOH , заміряти його початкову температуру, потім додати у калориметр 2 мл конц. H2SO4 (98%). Швидко, але обережно, щоб не пошкодити скло, змішати розчин скляною паличкою і закрити калориметр пробкою з термометром. Зафіксувати кінцеву температуру. Результати вимірювань занести до таблиці :
|
Об’єм лугу |
Маса води |
Маса солі |
Температура |
||
|
V(NaOH) мл |
M (H2O) г |
V(N2S2O3) г |
Tп |
tк |
Δt |
|
200 |
200 |
15 |
Розрахунок досліду :
де
Ср питома теплоємність розчину,
яка дорівнює 4,18 Дж/гС ;
m[NaOH] та m[H2SO4] маси, розраховані за формулою
m = pV , де
p густина відповідних розчинів ;
M[H2SO4] мольна маса H2SO4;
Дослід 2. Визначення теплоти нейтралізації розведеної кислоти.
Реакція нейтралізації відбувається за рівнянням :
2NaOH(розв) + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O + Q
Влити у калориметр 150 мл 0,2 М розчину H2SO4, заміряти початкову температуру, потім додати 50 мл 1,2 М розчину NaOH , помішуючи скляною паличкою, швидко закрити калориметр пробкою з термометром. Зміряти максимальне значення кінцевої температури. Заповнити таблицю :
|
V(NaOH) Мл |
p(NaOH) г/мл |
V(H2SO4) мл |
p(H2SO4) г/мл |
С(H2SO2) |
tп |
tк |
Δt |
|
50 |
150 |
0,2 |
Розрахунок досліду :
де
Cр питома теплоємність розчину,
яка дорівнює 4,18 Дж/гС ,
С[H2SO4] концентрація кислоти , моль/л ,
m[NaOH] та m[H2SO4] маси розчинів лугу та кислоти,
розраховані за формулою m = pV,
де p - густина відповідного розчину.
Дослід 3. Визначення теплоти гідратації концентрованої сірчаної кислоти.
Реакція гідратації протікає за рівнянням :
H2SO4(конц) + nH2O – H2SO4 x nH2O + Q
У калориметр залити 200 мл дистильованої води, заміряти початкову температуру, потім додати 3 мл конц. сірчаної кислоти, змішати розчин скляною паличкою, закрити пробкою з термометром, зафіксувати кінцеву температуру.
Заповнити таблицю :
|
V (H2O) мл |
m (H2O) г |
V (H2SO4) мл |
p (H2SO4) г/мл |
tп |
tк |
Δt |
|
200 |
200 |
3 |
1,84 |
Розрахунок досліду :
де
M[H2SO4 ] - мольна маса сірчаної кислоти; розрахована за формулою
m = pV
Дослід 4. Визначення теплоти розчинення солі
(Na2 S2 O3 ∙ 5H2O).
Зважити на технічних терезах 15 г солі, (Na2 S2 O3 ∙ 5 H2 O) розтер-ши її попередньо у порцеляновій ступці. Влити у калориметр 200 мл дистильованої води, заміряти її початкову температуру, потім засипати у калориметр подрібнену сіль, старанно перемішати скляною паличкою, зафіксувати кінцеву температуру ( мінімальне значення ), щільно прикрив-ши калориметр пробкою з термометром.
Заповнити таблицю :
|
V (H2O) Мл |
m (H2O) г |
маса солі г |
tп |
tк |
Δt |
|
200 |
200 |
15 |
Розрахунок досліду :
M[Na2S2O3 · 5H2O] - мольна маса солі Na2 S2 O3 · 5H2O
Перевірка результатів.
а) Використовуючи данні дослідів 1,2 та 3 перевірити виконання закону
Гесса : Q = Q1 + Q2
б) У досліді 4 перевірити узгодження табличного та експериментально одержаного значень : Qтаб. = - 47,2 кДж/моль
Контрольні питання:
|
Тема: |
Визначення реакції середовища за допомогою індикаторів. |
|
|
Мета: |
Освоїти методику визначення реакції середовища експрес – методом. |
|
|
Реактиви: |
Розчини: |
|
|
||
|
Обладнання: |
Хімічний штатив з пробірками, бюретка, універсальний індикатор. |
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
Вода – слабкий електроліт. Ступінь дисоціації води при 22 0С α= 1,8 · 10-9. Це означає, що у воді об’ємом 1л (1л містить 55 моль води: 1000 г/ (18г · моль-1) = 55 моль) при 22 0С , стільки 10-7 моль дисоціює на іони:
Н2О Н+ + ОН-
Внаслідок цього утворюється 10-7 моль гідроген-іонів і 10-7 моль гідроксид іонів. Таким чином, концентрація гідроген- і гідроксид-іонів у воді однакові і при температурі 220С дорівнюють [Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л. Добуток концентрацій гідроген- і гідроксид-іонів називають іонним добутком води (I). При 220С ця величина становить
I= [Н+][ОН-] = 10-7 ∙ 10-7 = 10-14
Іонний добуток води залежить від температури: з її підвищенням він збільшується, із зниженням – зменьшується. Будь-який розчин кислоти, лугу або солі містить гідроген- та гідроксид-іони. Концентрація гідроген-іонів визначає кислотність розчину (середовища), а концентрація гідроксид-іонів – лужність.
Розчини, в яких концентрація гідроген- і гідроксид-іонів однакові і дорівнюють 10-7 моль/л, називають нейтральними.
Якщо до нейтрального розчину додати кислоту (НА Н+ + А-), концентрація гідроген-іонів у розчині збільшиться. Внаслідок цього рівновага Н2О Н+ + ОН- зміститься вліво, а, значить, концентрація гідроксид-іонів зменьшиться в стільки разів, у скільки зросте концентрація гідроген-іонів.
Розчини, в яких концентрація гідроген-іонів перевищує концентрацію гідроксид-іонів [Н+] >[ОН-], називають кислими. Розчини, де концентрація гідроген-іонів меньша, ніж гідроксид іонів [Н+] <[ОН-], є лужними.
У кислих і лужних розчинах добуток концентрацій іонів [Н+] [ОН-] – стала величина за сталої температури, [Н+] [ОН-] = 10-14. Тому, знаючи концентрацію одного з цих іонів, можна легко визначити концентрацію іншого. Наприклад, знайдемо концентрацію гідроген- і гідроксид-іонів в 0,01 М розчині HCl. Рівняння дисоціації : HCl H+ + Cl-. Будемо вважати, що ступень дисоціації α(HCl) = 100%. Отже, [Н+] = 10-2 моль/л, тоді
[ОН-] = 10-14 /10-2 = 10-12 моль/л
Кислотність розчину звичайно виражають через концентрацію гідроген-іонів. Для зручності замість концентрації гідроген-іонів використовують водневий показник рН.
Водневий показник рН – це від’ємний десятковий логарифм концентрації гідроген-іонів, рН = - lg [Н+]. Наприклад, при [Н+] = 10-1, рН = 1; при [Н+1] = 10-5, рН = 5 і т.д.
Знаючи концентрацію гідроген-іонів, можна визначити рН розчину і навпаки. У нейтральних розчинах [Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л, рН = 7. У кислих розчинах [Н+] >10-7 моль/л, рН < 7. У лужних розчинах [Н+] <10-7 моль/л, рН > 7.
Кислотність розчину можна визначити за допомогою індикаторів – речовин, які змінюють свій колір залежно від рН. Зміна кольору індикаторів відбувається в певному інтервалі значень рН. Кожний індикатор характеризується своїм інтервалом переходу (Таблиця 1)
Таблиця 1
|
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 рН |
|||
|
Лакмус |
Червоний |
Інтервал переходу |
Синій |
|
Фенолфталеїн |
Безбарвний |
Інтервал переходу |
Малиновий |
|
Метиловий оранжевий |
Червоний |
Інтервал переходу |
Жовтий |
Існують універсальні індикатори, за допомогою яких можна визначити будь-яке значення рН з точністю до одиниці.
Багато промислових, хімічних і біологічних процесів відбуваються лише за певних значень рН розчину.
1.2 Проведення дослідів
Дослід 1. Визначення реакції середовища за допомогою універсального індикаторного паперу.
Шкала універсального індикаторного паперу.
|
рН 1.0 |
РН 2.0 |
рН 3.0 |
рН 4.0 |
рН 5.0 |
РН 6.0 |
рН 7.0 |
рН 8.0 |
рН 9.0 |
рН 10.0 |
|||||||||
Дослід 2. Визначення реакції середовища невідомих розчинів.
Задача 1.
Задача 2.
Контрольні питання:
|
Тема: |
Визначення концентрації розчинів методом титрування. |
|
|
Мета: |
Освоїти метод об’ємного хімічного аналізу – титрування. |
|
|
Реактиви: |
||
|
Розчини: |
|
|
|
||
|
||
|
Індикатори: |
|
|
|
Обладнання: |
Хімічний штатив з пробірками, бюретки, конічні колби. |
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
Більшість хімічних реакцій відбуваються в розчинах при певному оптимальному співвідношенні розчиненої речовини і розчинника.
Звернути увагу на приготування розчинів і на розрахунки, що пов’язані з обчисленням концентрації.
Розрахункові формули для визначення концентрації розчинів
|
Спосіб вираження концентрації |
позначення |
Розрахункова формула |
Розмірність |
|
Масова доля (процентна)- кількість грамів розчиненої речовини в 100 г розчину |
С% |
% |
|
|
Молярність – число молей розчиненої речовини в одному літрі розчину |
СМ |
моль/л |
|
|
Моляльність – число молей розчиненої речовини в 1000 г розчинника |
Сm |
моль/г |
|
|
Нормальність – число еквівалентів розчиненої речовини в 1 л розчину |
СН |
екв/л |
|
|
Титр – число грамів розчиненої речовини в 1 мл розчину |
Т |
г/мл |
1.2 Проведення дослідів
Дослід 1. Визначення нормальної концентрації розчину лугу та його титру методом титрування.
n = nNaOH ,
а CнNaOH · VNaOH = Cн· V, оскільки
nекв.речовин.
Сн = , а також
V (л)
ЕNaOH · Сн m(г) речовини
його титр за формулою T = ; T =
1000 V(мл) речовини
Дослід 2. Визначення маси хлоридної кислоти у розчині невідомої концентрації.
HCl + NaOH = NaCl + H2O
з використанням закону еквівалентів : nClекв = nNaOH , а
mHCl
СнNaOH · VNaOH =
ЕHCl
Контрольні питання:
|
Тема: |
Визначення тимчасової і загальної жорсткості води. |
|
|
Мета: |
Освоїти методику визначення тимчасової і загальної жорсткості води. |
|
|
Реактиви: |
Розчини: |
|
|
||
|
Індикатори: |
|
|
|
||
|
Обладнання: |
Бюретки, мірний циліндр, конічні колби. |
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
Одним із технологічних показників, який використовують для визначення характеристики якості і складу природних вод є жорсткість води.
Жорсткість зумовлена присутністю у воді розчинених кальцієвих та магнієвих солей різних кислот. Здебільшого ці солі представлені у воді катіонами Ca+2, Mg+2 аніонами HCO3 -, SO4 2-, Cl- ,CO32-.
При вивченні теми слід звернути увагу на класифікацію вод по вмісту солей жорсткості, на причини виникнення жорсткості. Запам'ятати, що згідно ГОСТ 2974-82 допустима жорсткість води для господарсько-питного водопостачання не повинна перевищувати 7 мекв/л. Чому?
Розрізняють карбонатну (тимчасову) і некарбонатну (постійну) жорсткість води. Загальна жорсткість - це сума карбонатної та некарбонатної жорсткості води. Карбонатна жорсткість зумовлена присутністю у воді кальцій і магній гідрокарбонатів і може бути частково або повністю усунена нагріванням води до температури вище 60 0С. При цьому відбувається реакція:
t
Ca(HCO3 )2 CaCO3 + H2O + CO2
t
Mg(HCO3)2 Mg(OH)2 + CO2
2Mg(HCO3)2 Mg(OH)2 CO3 + H2O + CO2
Некарбонатну жорсткість воді надають розчинні солі кальцію і магнію та сильних кислот. Ці солі не розкладаються при температурі 60 - 100 градусів, тому пом'якшити таку воду її кип’ятінням неможливо. Усунути або зменшити постійну жорсткість води можна шляхом переводу іонів Ca2+ і Mg2+ в малорозчинні сполуки, якщо додавати до води відповідні хімічні реагенти: Ca(OH)2 , Na2CO3, Na3 PO4 та інші. Запам'ятайте реакції, які відбуваються при цьому:
CaCl2 + Na2 CO3 = CaCO3 + 2NaCl
3CaCl2 + 2Na3 PO4 = Ca3 (PO4 )2 + 6NaCl
Розберіться, як можна пом'якшити чи знесолити воду методом іонного обміну. Чому цей ефективний метод мало використовується на підприємствах?
У методі іонного обміну воду пропускають через іоніти. Це спеціальні тверді речовини, які здатні обмінювати іони, що входять до їх складу на іони, що містяться у воді.
Іоніти поділяються на катіоніти (обмінюються катіони) і аніоніти (обмінюються аніони). Для пом'якшення води використовують Na - катіоніти (Na2 R), та H - катіоніти (H2R) i OH - аніоніти ( R(OH)2 ) - для її знесолення. Обмін іонів відбувається в еквівалентних кількостях.
Пом'якшення : CaCl2 + Na2 R = CaR + 2NaCl ;
MgSO4 + Na2 R = MgR + Na2 SO4 ;
Знесолення : CaCl2 + H2R = CaR + 2 HCl ;
2 HCl + R(OH)2= RCl2+ H2O ;
Регенерація іонітів здійснюється відповідно розчинами NaCl, HCl i NaOH :
MgR + NaCl = Na2R + MgCl2 ;
CaR + 2HCl = H2R + CaCl2 ;
RCl2 + 2NaOH = R(OH)2 + 2NaCl ;
1.2Проведення дослідів
Дослід 1. Визначення карбонатної жорсткості води.
Відміряти мірною колбою 100 мл досліджуваної води і перелити її в конічну колбу на 250 мл. Додати 2-3 краплі індикатора - метилоранжу. Після появи жовтого забарвлення воду слід відтитрувати 0,1 Н розчином хлоридної кислоти до переходу кольору із жовтого в рожевий. Після цього відмітити рівень кислоти в бюретці з точністю до 0,05 - 0,1 мл. Записати об'єм 0,1 Н кислоти, який витратили на титрування. Дослід повторити три рази, причому титрування рахувати орієнтовним. Результати дослідних титрувань не повинні відрізнятися більш ніж на 0,1 мл.
Результати занести до таблиці:
|
№ |
Об'єм досліджуваної води мл |
Об'єм кислоти витраченої на титрування мл |
Концентрація кислоти екв/л |
Середнє значення мл |
|
1 |
||||
|
2 |
||||
|
3 |
Дослід 2. Визначення загальної жорсткості води.
Відміряти 100 мл досліджуваної води в конічну колбу об'ємом 250 мл, додати 5 мл аміачного буферного розчину і 6-7 крапель розчину індикатора ЭХЧ-Т. При наявності у воді іонів жорсткості ( Ca2+ , Mg2+ , CO2-, НСО3) вона забарвиться в рожевий колір. Відтитрувати цей розчин при постійному перемішуванні 0,05 Н розчином трилона Б до зміни забарвлення з рожевого на голубе. Повторити титрування три рази.
Обробка експериментальних даних.
1. Жк = Cн[H2O] х 1000 , мекв/л
2. V[H2O] · Cн[H2O] = V[HCl] · Cн[HCl] , Cн[H2O] =
Vсер(к) · Cн(к) ·1000
3. Жз = , мекв/л
V[H2O]
ЖП = ЖЗ – ЖК
Жк, Жз, ЖП - карбонатна, загальна і постійна жорсткість води
відповідно, мекв/л ;
V[H2O] - об'єм води, взятий для дослідження, мл
V[HCl] - об'єм розчину соляної кислоти, яка витрачена на
титрування;
Cн[HCl], - нормальна концентрація розчину кислоти, солей, які
Cн[H2O], зумовлюють карбонатну жорсткість води та розчину
Cн(т) трилона Б відповідно, екв/л
Vсер(т) - середньоарифметичне значення об'єму трилона Б,
який витратили на титрування
1000 - коефіцієнт переводу екв/л в мекв/л
Зробити висновок про тип води по ступеню жорсткості, можливість використання даної води для господарсько-питного водопостачання, а також про точність методу.
Контрольні питання:
|
Тема: |
Електролітична дисоціація, іонні реакції. |
|
|
Мета: |
Дослідним шляхом визначити умови, при яких проходить електролітична дисоціація, а також умови перебігу реакцій між розчинами електролітів, які проходять до кінця. |
|
|
Реактиви: |
Розчини: |
|
|
||
|
||
|
||
|
||
|
||
|
||
|
||
|
||
|
||
|
||
|
Обладнання: |
Прилад для дослідів з електричним струмом, міліамперметр, водяна баня, хімічний штатив з пробірками. |
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
Перш за все треба чітко визначитись в поняттях “електроліт”, “електролітична дисоціація”, “ступінь електролітичної дисоціації” та “константа електролітичної дисоціації”.
Слід звернути увагу на механізм самого процесу електролітичної дисоціації та на основні положення теорії електролітичної дисоціації С.Арреніуса.
Оскільки ступінь електролітичної дисоціації (α) для різних речовин змінюється в межах 0 ≤ α ≤ 1, то необхідно знати межі значень α, що характерні для сильних, середньої сили та слабких електролітів, а також вміти визначати, до яких електролітів (по силі) належить конкретна речовина.
Запам’ятайте, що дисоціація – процес оборотний і в разі багатоосновних кислот та багатоосновних основ відщеплюється один іон. Крім того, поняття константи електролітичної дисоціації застосовується тільки для слабких електролітів, тобто для таких систем, у яких молекули непродисоційованих речовин знаходяться в хімічній динамічній рівновазі із своїми іонами.
Якщо слабким електролітом є важкорозчинна сполука (осад) – сіль, основа, кислота, то замість поняття “константа електролітичної дисоціації” вводиться поняття “добуток розчинності” (ДР). Необхідно знати, визначення цього поняття, яким чином виводиться воно, від чого залежить і де застосовується.
Іонно-молекулярні (іонні) рівняння характеризують стан електроліту в розчині. При складанні цих рівнянь сильні електроліти (кислоти, луги, солі), що повністю дисоціюють, записують у вигляді іонів, а слабкі (важкорозчинні, леткі та прості речовини) – в молекулярній формі.
Після виключення в обох частинах рівняння однакових іонів записують скорочене іонно-молекулярне рівняння даної реакції. При цьому необхідно пам’ятати про закон збереження заряду (сума електричних зарядів у лівій і правій частинах рівняння повинна бути однаковою).
Знаючи основні положення теорії електролітичної дисоціації, треба вміти виражати суть хімічної взаємодії обмінного типу в розчинах електролітів у вигляді повних та скорочених іонно-молекулярних (іонних) рівнянь.
Дослід 1. Перевірка електролітичної дисоціації розчинів методом електропровідності.
|
Назва речовин |
Сила струму |
К дисоціації |
Рівняння дисоціації |
Висновок |
|
1. Цукор |
||||
|
2. Натрій хлорид |
||||
|
3.Сульфатна кислота |
||||
|
4. Оцтова кислота |
Дослід 2. Умови протікання реакцій в розчинах електролітів.
Маючи набір реактивів, що являють собою розчини електролітів:
BaCl2 , H2SO4 , ZnSO4 , NaOH , CuCl2 , Na2CO3 , Na2S , Na2SO3, CH3COONa, Al2(SO4)3, (CH3COO)2Pb одержати:
Написати рівняння всіх реакцій в молекулярній, повній та скороченній іонно-молекулярній формі. Відмітити свої спостереження:
Контрольні питання:
|
Тема: |
Гідроліз солей. |
|
|
Мета: |
Дослідити умови гідролізу водних розчинів солей. |
|
|
Реактиви: |
||
|
Розчини: |
|
|
|
||
|
||
|
||
|
Індикатори: |
|
|
|
||
|
||
|
-- Універсальний індикаторний папір |
||
|
Обладнання: |
Хімічний штатив з пробірками |
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
Гідролізом називається обмінна реакція солі з водою, в результаті якої утворюється малодисоційована або малорозчинна сполука і змінюється рН розчину.
Згадайте, що водневий показник рН – це від’ємний десятковий логарифм концентрації іонів гідрогену в розчині: рН= - lg[H+].
У нейтральних розчинах [H+]=[ОH-]=10-7 моль/л, рН=7.
У лужних розчинах [H+]<10-7 моль/л, рН>7, у кислих - [H+]>10-7 моль/л, рН<7.
Слід виділити типові випадки гідролізу.
K3PO4+HOH K2HPO4+KOH
3K++PO3-4+HOH 2K++HPO2-4+K++OH-
PO3-4+HOH HPO2-4+OH-
рН > 7 (лужне середовище)
FeCl3+HOH Fe(OH)Cl2+HCl
Fe3++3Cl-4+HOH [Fe(OH)]2++2Cl-+H++Cl-
Fe3+4+HOH [Fe(OH)]2++H+
РН<7 (кисле середовище)
Наприклад, сіль (NH4)2CO3 має рН ≥ 7, тому що КдисNH4OH> КдисH2CO3, a y Al(CH3COO)3 pH≤7 (КдисAl(OH)3<КдисCH3COOH).
Запам’ятайте, що солі, утворені сильною кислотою і сильною основою, не гідролізують. Чому?
Реакція гідролізу є оборотним процесом. Так, гідроліз солі посилюється при нагріванні або розведені розчину. Якщо продукти гідролізу виводяться із реакції, то гідроліз солі проходить необоротно.
2Al(NO3)3 + 3Na2S + 6H2O 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6NaNO3
2Al3+ + 6NO3- + 6Na+ + 3S2- + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S + 6Na+ + 6NO3-
2Al3+ + 3S2- + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S
Таким чином, щоб послабити гідроліз, розчини треба зберігати концентрованими і при низьких температурах, а також підкислити (у випадку солі, яка утворена сильною кислотою і слабкою основою), або підлужити (у випадку солі, яка утворена слабкою кислотою і сильною основою).
Гідроліз солей має велике значення. Солі, які гідролізуються, можуть бути присутніми в природних і стічних водах і впливати на рН при їх очистці. В практиці очистки води коагуляцією широко використовують солі алюмінію та заліза. Для підсилення їх гідролізу до води додають вапно або соду (пояснити хімізм процесу). Гідроліз – один із процесів, який визначає хімізм затвердіння будівельних розчинів.
1.2 Проведення дослідів
Дослід 1. Гідроліз розчинів солей.
Таблиця
|
№ |
Формула солі |
Якою основою утворена |
Якою кислотою утворена |
РН Середо-вища |
Реакція середовища |
||
|
Кисла |
Нейтральна |
Лужна |
|||||
|
1 |
|||||||
|
2 |
|||||||
|
3 |
|||||||
|
4 |
Контрольні питання:
|
Тема: |
Окислювально-відновні реакції . |
|
|
Мета: |
Засвоїти метод складання рівнянь електронного балансу для окисно-відновлювальних реакцій. |
|
|
Реактиви: |
||
|
Розчини: |
|
|
|
||
|
||
|
||
|
||
|
Тверді речовини: |
|
|
|
||
|
Обладнання: |
Хімічний штатив з пробірками. |
Окислювально-відновні реакції протікають зі зміною ступеня окислювання (окисного числа) атомів. Ступінь окислювання елемента в сполуці – це той заряд на елементі, обчислений із припущення, що всі зв'язки в молекулі чисто іонні. Ступінь окислювання позначають арабською цифрою зі знаком:
|
+1 -1 |
+4 -2 |
+1 -2 |
-3 +1 |
+1 +7 -2 |
|
NaCl, |
SO2, |
H2O, |
NH3, |
KMnО4 |
При визначенні ступеня окислювання використовуються наступні положення:
|
0 |
0 |
0 |
0 |
0 |
0 |
|
H2, |
Cl2, |
O2, |
Cu, |
S , |
P . |
|
+1 |
+1 |
+1 |
+1 |
+1 |
|
НCl, |
Н2SO4, |
H2S, |
НClО4, |
НNO3 |
(винятком є гідриди металів NаН-1, де окисне число гідрогену дорівнює –1).
|
-2 |
-2 |
-2 |
|
Н2O, |
СO2, |
H2SО3 |
(виключенням є оксиген у гідроген пероксиді Н2О2-1 та його солях – пероксидах, де окисне число кисню дорівнює –1).
2 (+1) + х + 4 (-2) = 0,
х = +6,
отже, окисне число атомів сульфуру дорівнює +6.
Окислювально-відновні реакції супроводжуються протіканням двох взаємно протилежних процесів: процесу окислювання і процесу відновлення.
Процес, що супроводжується віддачею електронів, називається окисленням, а процес, що супроводжується приєднанням електронів, - відновленням.
Відновлювач - частка, що втрачає електрони, а окислювач - це частка, що приєднує електрони.
Необхідно відзначити, що хід окислювально-відновних реакцій багато в чому залежить від кислотності середовища, температури, концентрації реагуючих речовин.
Існує кілька методів складання рівнянь окислювально-відновних реакцій. Найбільше часто застосовуваним є метод електронного балансу.
Складання окислювально-відновних рівнянь методом електронного балансу.
Розглянемо окислювально-відновну реакцію:
ZnS+ O2 → ZnO + SO2.
Для того, щоб зрівняти даний процес необхідно:
|
+2 -2 |
0 |
+2 -2 |
+4-2 |
|
ZnS + |
O2 → |
ZnO + |
SO2 . |
|
-2 |
|
+4 |
||
|
відновлювач |
S - |
6 ē → |
S |
2 процес окислення |
|
0 |
-2 |
|||
|
окислювач |
O2+ |
4 ē → |
2О |
3 процес відновлення |
Виходячи з того, що кількість електронів, віддана в процесі окислювання, дорівнює кількості електронів, приєднаних у процесі відновлення, визначаємо коефіцієнти при окислювачі і відновлювачі (у даному випадку, коефіцієнт при відновлювачі –2, а при окислювачі –3).
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2.
Правильність написання рівняння перевіряється шляхом підрахунку атомів кожного елементу в лівій і правій частинах рівняння.
Розглянемо взаємодію металів і кислот:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NO.
Для підбору коефіцієнтів необхідно:
|
0 |
+5 |
+2 |
+2 |
|
Zn + |
HNO3 → |
Zn(NO3)2 + |
NO. |
У солі Zn(NO3)2 ступінь окислювання азоту така ж, як і в азотній кислоті +5.
|
0 |
|
+2 |
|
|
Zn - |
2 ē → |
Zn |
3 процес окислення |
|
+5 |
+2 |
||
|
N + |
3 ē → |
N |
3 процес відновлення |
3Zn + HNO3 → 3Zn(NO3)2 + 2NO.
3Zn + 8HNO3 → 3Zn(NO3)2 + 2NO.
3Zn + 8HNO3 → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4Н2О.
Провести перевірку кількості атомів елементів у лівій і правій частинах рівняння.
1.2 Проведення дослідів
Дослід 1. Витіснення металів із солей іншими металами .
Залізний дріт занурити у розчин купрум (ІІ) сульфату на 1-2 хв. Слідкувати за появою шару купруму на залізному дроті. Написати рівняння реакцій. Вказати ступені окислення елементів, перехід електронів, окисник, відновник, розставити коефіцієнти у цьому та у наступних рівняннях.
Дослід 2. Ряд витіснення галогенів.
У пробірку з розчином калій йодиду додати бромної води, а потім невелику кількість органічного розчинника. Струсити пробірку. Пояснити, що відбувається, написати рівняння реакції.
Дослід 3. Одержання йоду.
У фарфоровий тигель насипати сухого калій йодиду, марганець діоксиду, перемішати і додати 2-3 краплі H2SO4(конц). Тигель закрити склом. Дослід треба проводити у витяжній шафі. Спостерігати сублімацію йоду на склі. Написати рівняння реакції.
Дослід 4. Окислювальні властивості азотної кислоти.
Дослід слід проводити у витяжній шафі. У пробірку насипати небагато мідних стружок і прилити конц. нітратну кислоту. Зробити те саме, використовуючи розведену кислоту. Спостерігати виділення газу. Написати рівняння реакції міді з концентрованою та розведеною азотною кислотою.
Дослід 5. Окислювальні властивості біхромату калію.
Налити у пробірку 2 мл розчину калій біхромату, підкислити сульфатною кислотою, додати кристалічного ферум (II) сульфату. В який колір забарвлюється розчин, чому ? Написати рівняння реакції.
Дослід 6. Порівняльна сила окислювачів.
Налити у дві пробірки натрій нітриту, підкислити сульфатною кислотою. У першу пробірку прилити розчину калій йодиду, у другу - розчину калій перманганату (K MnO4). Чому змінюється колір розчинів ? Написати рівняння реакцій.
Чому у першому випадку натрію нітрит є окислювачем, а у другому - відновником?
Контрольні питання:
|
Тема: |
Електроліз |
|
|
Мета: |
Провести електроліз водних розчинів солей металів з нерозчинним анодом. |
|
|
Реактиви: |
||
|
Розчини: |
|
|
|
||
|
||
|
Обладнання: |
Електролізер, джерело постійного струму, універсальний індикаторний папір. |
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
Електролізом називаються окислювально-відновні процеси, що протікають на електродах при пропущенні постійного струму через розчин чи розплав електроліту, який супроводжується рухом іонів.
Якщо процесу електролізу піддається розплав солі, наприклад, NaCl, то під дією електричного струму NaCl буде розпадатися на Na+ і Cl- . Іони Na+ будуть прагнути до протилежно зарядженого катода, а іони Cl- - до анода. Реакції на електродах:
Катод Θ Na+ + e = Na0 - процес відновлення
Анод Cl- - e = Cl0 - процес окислювання
Електролізом розплавів одержують метали Li, Na, K, Ca, Mg, Al.
Процеси електролізу можуть здійснюватися з розчинними і не розчинними анодами.
Розчинні аноди виготовляються з того металу, катіон якого є присутнім у розчині чи у розплаві.
Нерозчинні аноди виробляють з інертних матеріалів: Pt, Ti, -графіт.
Розглянемо процеси, що мають місце при електролізі водних розчинів солі.
Катодні процеси
Біля катода будуть концентруватися катіони металу і молекули води. При визначенні послідовності розряду варто користуватися рядом напруг металів, у який включена і вода, яка виступає у ролі окислювача, вона має значення нормального електродного потенціалу φ0 = -0,83 В.
Метали, у яких φ0 > -0,83 В, будуть піддаватися процесу відновлення на катоді: - Ме+n + nē = Me. Якщо метал має значення φ0 < - 0,83 В, то в цьому випадку процес на катоді буде наступний:
Θ2Н2О + 2е = Н20 + 2ОН - - процес відновлення.
При наявності в розчині катіонів декількох металів у першу чергу відновлюються катіони металу з найбільшим значенням стандартного потенціалу.
Анодні процеси
При електролізі водного розчину з нерозчинним анодом у першу чергу окислюються аніони бескисневих кислот (Br -, J -, Cl -, S -2) наприклад, S-2 – 2e = S0 – процес окислення.
При наявності в розчині кисневмісних аніонів (SO4-2, NO3 -, PO4-3) останні не окислюються, замість них відбувається окислення води:
2Н2О – 4е = О2 + 4Н+, або Н - (якщо розчин лужної)
4ОН- - 4е = О2 + 2Н2О – процес окислення.
Якщо анод розчинний, відбувається окислення металу анода:
Меанода – nе = Ме+n
Приклад 1: Написати рівняння реакції, що протікають на електродах, при електролізі розчину Zn(NO3)2
Рішення: Zn(NO3)2 D Zn+2 + 2NO3-
Θ катод: Zn+2; H2O Zn +2 + 2ē = Zn0
анод: NO3-; H2O 2H2O – 4 ē = O2 + 4H+
Сумарний процес:
2 Zn(NO3)2 + 2H2O 2Zn + O2 + 4 HNO3
Приклад 2: Написати рівняння реакцій, що протікають на електродах при електролізі розчину KCl.
Рішення: KCl D K+ + Cl-
Θкатод: К+, H2O 2H2O + 2 ē = Н2 + 2ОН-
анод: Cl-, H2O 2Сl- - 2 ē = Cl20
Сумарний процес:
2KCl + 2H2O H2 + Cl2 + 2KOH
Приклад 3: Написати рівняння реакцій, що протікають на електродах при електролізі розчину NiSO4 з розчинним анодом.
Рішення: NiSO4 D Ni+2 + SO4-2
Θкатод: Ni+2, H2O Ni+2 + 2 ē = Ni0
анод: Ni0, SO4, H2O Ni+0 - 2 ē = Ni+2
Кількісні закони електролізу.
Взаємозв'язок між кількістю електрики, що прошли через електроліт і кількістю речовини, що виділилась на електродах, виражається законами М.Фарадея.
Перший закон. Маса речовини, що виділилась на електродах при електролізі, прямопропорційна кількості електрики що пройшла:
m = Q ∙ q
де m – маса продукту електролізу;
q - електрохімічний еквівалент;
Q – кількість електрики.
Другий закон. Однакові кількості електрики виділяють на електродах при електролізі еквівалентні кількості речовини. Звідси – для виділення одного еквівалента будь-якої речовини необхідно витратити однакову кількість електрики (F) – 96500 Кл чи 26,8 А∙год
З закону Фарадея випливає рівняння:
m = ,
де m – маса речовини, г:
J – сила струму, А:
Е – хімічний еквівалент речовини.
Якщо необхідно визначити обсяг газу, що виділився при електролізі на електродах, то для розрахунків беруть об'ємний еквівалент газу. Наприклад, об'ємний еквівалент кисню дорівнює 5,6 л, а
.
1.2 Проведення дослідів
Дослід 1. Електроліз водного розчину CuCl2.
У скляний електролізер налити розчин CuCl2 , занурити в нього зачищені електроди та підключити систему до джерела постійного струму. Спостерігати виділення продуктів електролізу на катоді та аноді. Записати рівняння електродних процесів.
Дослід 2. Електроліз водного розчину NaCl.
Зачищені електроди занурити в розчин хлориду натрію, додавши попередньо до розчину кілька крапель фенолфталеїну. Спостерігати виділення продуктів електролізу. Пояснити зміну забарвлення індикатора біля катоду. Записати рівняння електродних процесів.
Дослід 3. Електроліз водного розчину ZnSO4.
Провести електроліз водного розчину ZnSO4, додати до нього розчин лакмусу. Спостерігати виділення газоподібних продуктів електролізу на електродах. Пояснити зміну забарвлення індикатора біля катоду та аноду. Записати рівняння катодного та анодного процесів.
Контрольні питання:
|
Тема: |
Корозія металів, захист металів від корозії. |
|
|
Мета: |
Встановити закономірності проходження електрохімічної корозії та ознайомитися з методами захисту від корозії. |
|
|
Реактиви: |
||
|
Розчини: |
|
|
|
||
|
||
|
||
|
Індикатори: |
|
|
|
Обладнання: |
Електролізер, залізні стрижні, гальванічна пара (Fe, Al), джерело постійного струму. |
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
Корозією називається руйнування металу в результаті хімічного чи електрохімічного впливу навколишнього середовища.
Хімічна корозія протікає в результаті прямої хімічної взаємодії металів з агресивним навколишнім газоподібним середовищем, у результаті чого на поверхні утворяться продукти взаємодії: оксиди, сірчисті сполуки і т.д.
Електрохімічна корозія відбувається на границі розділу фаз: метал – електроліт. Електролітом може служити вода з присутніми в ній іонами кислот, солей.
Корозія може мати місце також при дії вологого ґрунту, вологи повітря.
Відповідно до теорії електрохімічної корозії металів при електрохімічній корозії протікають процеси, аналогічні тим, що виникають у гальванічних елементах.
Можливими причинами виникнення корозії гальванічних елементів є наступні:
Залізо і цементит володіють різними електродними потенціалами. При зануренні сталі в агресивне середовище, на її поверхні виникає безліч мікроелементів;
Електрохімічна корозія має місце у випадку контакту двох різних металів.
Електрохімічна корозія супроводжується протіканням двох реакцій: анодної і катодної. Анодний процес полягає в окислюванні більш активного металу.
Анодна реакція:
|
|
+n |
||
|
Ме - |
4 ē = |
Ме |
- окислення |
Катодний процес залежить від характеру електроліту.
У кислотному середовищі окислювачем є Н+, тому реакція на катоді буде наступна:
Середовище кисле:
|
+ |
|
0 |
|
|
2Н + |
2 ē = |
Н2 |
процес відновлення |
У нейтральному середовищі, крім процесів окислювання і відновлення, протікає вторинна реакція:
Me+n + nOH- = Me(OH)n - утворення гідроксидів.
Як приклад розглянемо процес електрохімічної корозії в кислому і нейтральному середовищах при контакті цинку і свинцю.
Стандартний електродний потенціал цинку -0,763 В, а свинцю -0,126 В. З двох розглянутих металів цинк є більш активним, отже, він буде піддаватися процесу окислювання. Запишемо електрохімічні схеми корозійних елементів:
Реакція на аноді у кислому та в нейтральному середовищах буде та сама:
|
Zn - |
2ē = |
Zn+2 |
|
На катоді в кислому середовищі:
|
2Н+ + |
2ē = |
Н20 |
- процес відновлення |
На катоді в нейтральному середовищі:
|
2Н2О + |
О2 + |
4ē = |
4ОН- |
- процес відновлення |
Вторинна реакція в нейтральному середовищі:
Zn+2 + 2ОH- = Zn(OН)2 .
Руйнування металу, що знаходиться в контакті з менш активним металом, протікає значно інтенсивніше, ніж без нього. Тому щоб уникнути корозії необхідно стежити, щоб такі контакти не створювалися.
Електрохімічна корозія підкоряється законам електролізу Фарадея і кількість металу, що прокородувала, можна розрахувати по формулі:
,
де маса речовини, що прокородувала, у м;
сила струму, в А;
Е – хімічний еквівалент металу;
96500 – число Фарадея.
У розвитку корозійних процесів важливе місце займає природа електролізу. Чим більше міститься у воді розчинних солей чи кислот, основ, тим вище її електропровідність, тим сильніше руйнуються в такому середовищі метали. Саме тому морська вода, що містить солі, що добре дисоціюють, володіє високою електропровідністю, є більш агресивним середовищем для металів, чим річкова. Крім того, сильним активатором корозії в морській воді є іони Cl-, що в більшому ступені, ніж інші іони, руйнують метал.
Захист металів від корозії.
Основними видами захисту металів від корозії є:
По своїй електрохімічній природі металеве покриття може бути двох типів: покриваючий метал може відігравати роль катода чи роль анода.
Анодне покриття захищає метал і механічно і электрохімічно. При порушенні цілісності покриття, воно буде відігравати роль анода і руйнуватися, захищаючи метал, на якому будуть протікати процеси відновлення.
Прикладом анодного покриття є цинк на залізі – оцинковане залізо. Катодне покриття захищає метал тільки механічно. Як тільки цілісність покриття порушується, виникає гальванічна пара металів, у якій анодом є основний метал, а покриття – катодом. Прикладом є луджене залізо, залізо, покрите оловом.
а) зменшення вмісту або видалення з корозійного середовища речовин, що викликають корозію;
б) введення інгібіторів.
Принцип дії протекторного захисту аналогічний дії анодного покриття. Як протектор використовують метал з більш електронегативним потенціалом. Наприклад, для захисту від корозії корпуса судна застосовуються як протектор бруски зі сплавів на основі цинку, магнію чи алюмінію. Протектор з'єднується з корпусом судна, що захищається. Виникає електрохімічний елемент, у якому катодом є корпус судна, що захищається, а метал протектора – розчинним анодом.
Електрохімічний катодний захист може бути здійснений за допомогою зовнішнього джерела постійного струму. Металеві конструкції, що захищаються, підключаються до негативного електрода.
Метал, що охороняється, у цьому випадку не піддається впливу корозійного середовища, на його поверхні йдуть тільки відновні процеси. До позитивного полюса зовнішнього джерела струму підключається метал – анод, на якому протікає процес окислювання.
Дослід 1. Протекторний захист.
Дослід 2. Корозія залізних стрижнів при відсутності захисту.
Взяти ¾ стакана розчину електроліта і додати в нього дві краплі солі K4[Fe(CN)6], яка являє собою індикатор на іони Fe+3. Занурити в розчин два залізних стрижня. Через 4-5 хв. біля поверхні обох стрижнів з’явиться синє забарвлення (утворюється берлінська лазур – Fe4[Fe(CN)6]3.
Пояснити причину. Розчин вилити. Промити водою стакан і стрижні.
Дослід 3. Катодний захист одного залізного стрижня другим.
Дослід 4. Інгібітори корозії в кислому середовищі.
Налити розчин сірчаної кислоти у дві пробірки (на 1/3 об’єму). В обидві пробірки внести залізні стружки. Внаслідок взаємодії металу і сірчаної кислоти в обох пробірках через кілька хвилин почнеться виділення газоподібного водню. В одну із пробірок додати уротропін. Виділення газу припиняється. Уротропін є інгібітором для процесу взаємодії заліза з кислотою.
Контрольні питання:
|
Тема: |
Визначення якісних показників палива. |
|
|
Мета: |
Освоїти методику визначення умовної в’язкості згідно ГОСТ 6258-86 (НАФТОПРОДУКТИ). |
|
|
Реактиви: |
||
|
Розчини: |
|
|
|
||
|
||
|
Тверді речовини: |
|
|
|
Обладнання: |
віскозиметр типу ВУ, термометри, секундомір, скляні палички довжиною 15-20 см., циліндр мірний, стакан мірний. |
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
Умовна в’язкість - відношення часу витікання із віскозиметру (типу ВУ) 200см3 досліджуваного нафтопродукту при температурі випробування до часу витікання 200 см3 дистильованої води при температурі 20оС.
1.2 Проведення дослідів
Підготовка до випробування.
Внутрішній резервуар віскозиметра ретельно промивають: етиловим або петролейним ефіром, етиловим спиртом, дистильованою водою, висушують.
Віскозиметр вставляють у прорізи триножника і фіксують гвинтами. У верхній отвір вставляють чистий сухий стрижень і в резервуар наливають дистильовану воду, що має температуру 20оС.
Водою такої ж температури наповнюють ванну віскозиметру і добре перемішують за допомогою крильчатої мішалки.
Впевнившись, що температура у ванні дорівнює 20оС, швидко підіймають стрижень, запускаючи в цей час секундомір. Коли вода витікаючи, досягне мітки на колбі 200 см3 (нижній край меніска), зупиняють секундомір. Вимір часу витікання 200 см3 дистильованої води проводять чотири рази. Середнє арифметичне (отримані результати не повинні відрізнятись на 0,5 сек) приймають за постійну віскозиметра (водного числа віскозиметра):
|
t |
Н2О 20о |
Для стандартного віскозиметра час витікання 200 см3 води при 20оС повинно бути від 50 до 52 сек.
Нафтопродукт перед визначенням в’язкості профільтрувати через сітку.
При наявності води необхідно його попередньо зневодити за допомогою прожареного хлористого кальцію або сірчанокислого натрію, відстояти та профільтрувати через сітку.
Перед початком випробування кожної проби нафтопродуктів внутрішній резервуар віскозиметру і його стічну трубку ретельно промивають чистим розчинником і просушують.
При визначенні умов в’язкості випробуваного нафтопродукту при заданій температурі у ванну віскозиметру наливають воду (при визначенні в’язкості до 80оС), або масло чи гліцерин (при визначенні в’язкості 50-100оС) і нагрівають до температури дещо вищої заданої температури визначення. Стічний отвір віскозиметра закривають стрижнем і заповнюють внутрішній резервуар віскозиметру досліджуваним нафтопродуктом.
Для підтримання температури нафтопродукту під час випробування підтримують весь час за допомогою рідини у ванні, витримуючи її з відхиленням ±0,5оС.
Коли термометр, що знаходиться у нафтопродукті покаже потрібну температуру, швидко виймають стрижень і одночасно нажимають кнопку секундоміра. Коли нафтопродукт у мірній колбі досягне мітки, відповідній 200см3 (піна у розрахунок не приймається), секундомір спиняють і відраховують час витікання нафтопродукту.
Умовну в’язкість досліджуваного нафтопродукту при температурі t(BI t ) в умовних градусах вираховують по формулі:
|
BIt= |
τt |
|
|
τ |
Н2О |
|
|
20о |
де τt – час витікання із віскозиметру 200 см3 досліджуваного нафтопродукту при температурі випробування, с;
- водне число віскозиметру.
|
τ |
Н2О 200 |
За результат приймається середнє арифметичне двох послідовних вимірів.
Результати записують з точністю до 0,1 умовного градуса.
Контрольні питання:
|
Тема: |
Визначення еквіваленту мармуру. |
|
|
Мета: |
Експериментальним шляхом визначити еквівалентну масу мармуру. |
|
|
Реактиви: |
Розчини: |
|
|
Тверді речовини: |
|
|
|
Обладнання: |
Прилад для визначення еквівалентів речовин. |
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
Перед виконанням роботи необхідно повторити основні поняття і закони хімії, вивчити поняття “хімічний еквівалент” та “еквівалентна маса” речовини.
Зверніть увагу, що в багатьох сучасних підручниках замість терміна “еквівалентна маса” використовується термін “молярна маса еквівалента”. Відповідно до цього хімічний еквівалент позначають Е, а молярну масу еквівалента (еквівалентну масу) МЕ.
Для розрахунку еквівалентних мас простих і складних речовин зручно користуватись формулою:
(формула І)
де М – молярна маса речовини; Z – величина, що змінюється залежно від класу речовини. Приклади використання цієї формули для різних класів речовин наведені в таблиці 1.1
таблиця 1.1
Розрахунки еквівалентних мас простих і складних речовин
|
Клас речовини |
Значення Z |
Приклад |
|
1 |
2 |
3 |
|
Проста речовина |
Валентність елемента Z = 3 |
|
|
Кислота |
Основність(в даній реакції) а) Z = 3 б) Z = 1 |
а) H3 PO4 + 3NaOH = Na3 PO4 + 3H2O ; б) H3 PO4 + 3NaOH = NaН2PO4 + H2O ; |
|
Основа |
Кислотність (в даній реакції) а) Z = 2 б) Z = 1 |
а) Са(ОH)2 + 2 HCl = CaCl2 + 2 H2 O ; б) Са(ОH)2 + 2 HCl = CaОНCl + H2O ; |
|
Оксид |
Z = B · n = 6 Добуток валентності елемента, який зв’язаний з киснем, на кількість його атомів у формулі |
|
|
Сіль |
Z = B · n = 6 Добуток заряду основного залишку на кількість основних залишків у формулі солі |
Запам’ятайте, що всі речовини реагують між собою в еквівалентних кількостях. В цьому полягає один з основних законів хімії – закон еквівалентів. Цей закон можна сформулювати по-іншому: маси (об’єми) реагуючих речовин прямо пропорційні їх еквівалентним масам (об’ємам). Математично закон еквівалентів записують у кількох варіантах:
де m1, m2 – маси реагуючих речовин;
V2, - об’єм та еквівалентний об’єм однієї з реагуючих речовин;
nЕ – кількість еквівалентів речовини.
Найчастіше всі розрахунки проводять, використовуючи значення еквівалентних об’ємів кисню чи водню. Ці величини постійні і дорівнюють:
; ;
; .
1.2 Проведення дослідів
Дослід № 1
В основі роботи лежить реакція між мармуром і соляною кислотою, в результаті якої виділяється вуглекислий газ. Необхідно експерементальним шляхом точно визначити об’єм газу, виконати математичні розрахунки і, таким чином, обчислити експерементальне значення еквівалентної маси мармуру.
При виконанні лабораторної работи слід скористатися приладом для визначення еквівалентів речовин (мал.1).
Перед проведенням досліду необхідно перевірити прилад на герметичність.
Якщо протягом 2-3 хв рівень в бюретках не зміниться, то прилад гермитичний і можна приступати до роботи. Знявши пробірку, опустити бюретку на попередню висоту і записати положення нижнього краю меніску рідини в бюретці 1 з точністю до 0,1 мл (око спостерігача повинно знаходитись на рівні нижнього меніска). В пробірку через воронку налити 8-10 мл 2Н розчину соляної кислоти. Нахиливши обережно пробірку з кислотою, покласти на її сухий край наважку мармуру і в такому положенні приєднати до бюретки 1. Тільки після цього опустити пробірку вертикально, щоб мармур впав у кислоту. Коли вся наважка розчиниться і пробірка охолоне до кімнатної температури, встановити рівень рідини в бюретках на одній лінії і заміряти його положення в бюретці 1. Різниця положення рівня рідини після реакції мармуру з кислотою являє собою об’єм газу, що виділився .
Результати досліду записати в такій формі:
Застосувавши рівняння Клайперона-Менделеєва,
Мал.1
обчислити масу газу,що виділився. Використовуючи закони еквівалентів:
обчислити еквівалентну масу мармуру. Еквівалентну масу СО2 розрахувати за формулою (І). Знайти відносну похибку експеременту за формулою
де - еквівалентна маса мармуру, розрахована за формулою (І).
При оформленні лабораторної роботи записати рівняння хімічної реакції і зробити висновок.
Контрольні питання:
|
Тема: |
Визначення електрорушійної сили гальванічних елементів. |
|
|
Мета: |
Ознайомитись з процесами які проходять в гальванічних елементах різного типу |
|
|
Реактиви: |
Розчини |
|
|
Обладнання: |
Мідно-залізна та цинково-залізна пластинки, гальванометр, електролітичний місточок, пробірки |
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
Гальванічний елемент – система, що складається з двох електродів, у якій хімічна енергія окисно-відновної реакції перетворюється в електричну енергію. При цьому окислювально-відновна реакція протікає в напрямку, у якому ∆G < 0, роблячи корисну роботу, а ЕРС елемента завжди має позитивне значення.
Найпростішим гальванічним елементом є гальванічний елемент Якобі. Він складається з цинкової і мідної пластинок, кожна з яких занурена в розчин своєї солі. Розчини ZnSO4 і CuSO4 відділені один від одного простою напівпроникною перегородкою, здатною пропускати тільки іони SO42-.
Цинк є більш активним металом у порівнянні з міддю. Він буде виділяти в розчин більше число іонів, а отже здобувати більш негативний заряд. При з’єднанні цинкової і мідної пластинок провідником електрони з цинкового електрода почнуть переміщатися до мідного. У гальванічному елементі буде мати місце реакція:
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
Електрохімічна схема для даного гальванічного елемента буде мати вигляд
А ΘZn │ZnSO4 ║CuSO4 │Cu К
А Θ Zn │Zn+2 ║Cu+2 │Cu К
Анодом називається електрод, на якому протікає процес окислювання, а катодом – на якому протікає процес відновлення. Анод у гальванічному елементі – негативний електрод, катод – позитивний.
У даному гальванічному елементі ці процеси можна записати так:
На аноді Θ: Zn - 2ē = Zn+2 – процес окислення
На катоді : Сu+2 + 2ē = Cu – процес відновлення.
ЕРС гальванічного елемента дорівнює різниці електродного потенціалу катода та анода:
ЕДС = φК – φА = φCu/Cu+2 – φ Zn/Zn+2.
Величина електродного потенціалу залежить від концентрації (активності) іонів металу в розчині. Якщо активність іонів металу в розчині не дорівнює 1 , то значення електродного потенціалу розраховується по формулі Нернста:
φ = φ0 +
де φ – електродний потенціал металу в розчині з активністю металу АМе+n;
φ0 – стандартний електродний потенціал металу;
n – кількість електронів, що беруть участь у процесі окислювання чи відновлення;
АМе+n – активність іонів металу в розчині.
Абсолютне значення електродних потенціалів виміряти не можна. Звичайно визначають відносні електродні потенціали металів.
Нормальний (стандартний) водневий електрод
Як стандартний електрод, щодо якого визначають електродні потенціали металів, прийнятий нормальний водневий електрод, що являє собою платиновий електрод, покритий платиновою черню. Електрод занурюють у розчин H2SO4 з концентрацією іонів водню 1 г-іон/л, у посудину подається під тиском 1 атм. хімічно чистий газоподібний водень таким чином, щоб пухирці його покривали поверхню платинової пластинки. Платина насичується воднем, причому частина поглиненого водню переходить в атомарний стан. На границі платини, насиченої газоподібним воднем і іонами водню в розчині сірчаної кислоти, виникає електродний потенціал, що умовно прийнятий рівним нулю.
Водневий електрод зображують у такий спосіб:
(Pt)H2 │H2SO4 чи (Н2/Н+)
φ0-0 φ0=0
За умовну величину, що характеризує стандартний потенціал електрода, приймають ЕРС гальванічного елемента, складеного з електроду, зануреного в розчин своєї солі, з активністю іонів металу, яка дорівнює одиниці, і нормального водневого електрода.
Якщо метал у ряді активності знаходиться перед воднем, то в парі з нормальним воднем він буде анодом і піддаватися окислюванню. Значення стандартного електродного потенціалу металу буде мати знак мінус, наприклад:
ΘZn│ ZnSO4 ║ H2SO4 │H2 (Pt)
Θ Zn - 2ē = Zn+2 - процес окислювання
2Н+ + 2ē = Н2 - процес відновлення
Стандартний електродний потенціал цинку дорівнює (- 0,76 В).
Потенціал металів у розчинах власних солей, з активністю іонів металу, рівний одиниці, обмірюваний щодо нормального водневого електрода, при температурі 250С, називається стандартним електродним потенціалом.
Розташування металів в ряд по мірі зростання алгебраїчної величени стандартних електродних потенціалів утворить так званий «ряд напруг». Положення того чи іншого металу в ряді напруг характеризує його відновні властивості та окисну здатність його іонів. Чим менше значення φ0, тим вище відновна здатність металу і тим менше окисні властивості його іонів.
З двох металів у ряді напруг роль анода буде виконувати той метал, у якого найбільш негативне значення стандартного електродного потенціалу (φ0), а ЕРС гальванічного елемента дорівнює різниці електродних потенціалів катода та анода.
У результаті протікання через систему електричного струму відбувається зміна швидкостей електродних процесів і зменшення ЕРС гальванічного елемента.
Таблиця
Ряд напруг металів
|
Рівняння електродного процесу |
Стандартний потенціал при 250С, У |
|
Li+ + e =Li |
- 3,045 |
|
K+ + e = K |
- 2,92 |
|
Ca+2+2 e =Ca |
- 2,87 |
|
Na++ 1e =Na |
- 2,71 |
|
Mg+2+ 2e =Mg |
- 2,36 |
|
Al+3+ 3e =Al |
- 1,66 |
|
Zn+2+ 2e = Zn |
- 0,76 |
|
Cr+3+ 3e = Cr |
- 0,74 |
|
Fe+2+ 2e = Fe |
- 0,44 |
|
Cd+2+2 e = Cd |
-0,40 |
|
Co+2+ 2e = Co |
- 0,27 |
|
Ni+2+ 2e = Ni |
- 0,25 |
|
Sn+2+ 2e = Sn |
- 0,14 |
|
Pb+2+ 2e = Pb |
- 0,13 |
|
Fe+3+ 3e = Fe |
- 0,037 |
|
2H++ 2e = H2 |
0 |
|
Cu+2+ 2e = Cu |
0,34 |
|
Cu+1+ 1e = Cu |
0,52 |
|
Hg+2+ 2e = Hg |
0,79 |
|
Ag+1+ 1e = Ag |
0,80 |
|
Pt+2+ 2e = Pt |
1,18 |
|
Au+1+ 1e = Au |
1,69 |
Дослід 1. Мідно-залізний та цинк-залізний гальванічні елементи.
Одну з пробірок заповнити 1 М розчином сульфату заліза, другу - 1 М розчином сульфату міді. З'єднати пробірки електролітичним місточком, який заповнений насиченим розчином хлориду калію в суміші з агар-агаром. Занурити у розчин сульфату заліза залізну пластинку, а в розчин сульфату міді - мідну. З'єднати металевим провідником занурені пластинки з гальванометром. Спостерігати за відхиленням стрілки гальванометра. Замінити пробірку з розчином сульфату міді та мідною пластинкою пробіркою з 1 М розчином сульфату заліза з зануреною у нього залізною пластинкою. Спостерігати виникнення електричного струму.
Записати схеми гальванічних елементів Zn-Fe i Cu-Fe. Написати рівняння хімічних реакцій, які відбуваються на електродах цих елементів і загальне рівняння хімічної реакції, внаслідок якої виникає електричний струм. Скласти схему руху електронів і іонів при роботі цих елементів. Визначити ЕРС за значеннями стандартних електродних потенціалів.
Дослід 2. Концентраційний гальванічний елемент.
Наповнити пробірки розчином сульфату цинку різної концентрації - 1 М ZnSO4 i 0,01 M ZnSO4. З'єднати пробірки електролітичним місточком. Занурити в кожну пробірку цинкові пластинки і з'єднати їх з гальванометром. Спостерігати відхилення стрілки гальванометра.
Користуючись таблицею стандартних електродних потенціалів і рівнянням Нернста, визначити ЕРС кожного електрода. Написати рівняння хімічних процесів, які відбуваються на електродах, схему елементів та схему руху електронів при роботі елемента. Визначити ЕРС даного елемента.
Контрольні питання:
|
[0.0.1]
[0.0.1.1] КИЇВ КДАВТ 2003 [0.0.1.2] КИЇВ КДАВТ 2003
[1] [1.1] Основні класи неорганічних сполук. Оксиди, основи. [2] ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №2 [2.1] Основні класи неорганічних сполук. Кислоти, солі. [3] ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №3 [3.1] Швидкість хімічної реакції. [4] ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №4 [4.1] Хімічна рівновага.
[5] [5.1] Визначення теплот хімічних реакцій.
[6] [6.1] Визначення реакції середовища за допомогою індикаторів.
[7] [7.1] Визначення концентрації розчинів методом титрування.
[8] [8.1] Визначення тимчасової і загальної жорсткості води.
[9] [9.1] Електролітична дисоціація, іонні реакції.
[10] [10.1] Гідроліз солей.
[11] [11.1] Окислювально-відновні реакції .
[12] [12.1] Електроліз
[13] [13.1] Корозія металів, захист металів від корозії.
[14] [14.1] Визначення якісних показників палива. [15] ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №15 [15.1] Визначення еквіваленту мармуру. [16] ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №16 [16.1] Визначення електрорушійної сили гальванічних елементів. |
Література: