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 бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
Национальный минерально-сырьевой университет «Горный»
Кафедра общей и физической химии
ХИМИя
Неорганическая химия
Методические указания к лабораторным работам
для студентов специальности 130400
САНКТ-ПЕТЕРБУРГ
2013
УДК 546 (076.5)
ХИМИЯ. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ: Методические указания к лабораторным работам / Национальный минерально-сырьевой университет «Горный». Авторы:О.В. Черемисина, И.В. Берлинский, Д.С. Луцкий.
Изложены правила работы в лаборатории общей химии, краткие указания по технике безопасности, методика проведения опытов и обработки результатов экспериментальных работ. Лабораторные работы предназначены для студентов специальности 130400 «Горное дело» .
Табл.: 13. Илл.: 1. Библиогр.: 8 назв.
Научный редактор: проф. Чиркст Д.Э.
© Национальный минерально-сырьевой
университет «Горный» , 2013 г.
Лабораторные работы по общей и неорганической химии проводятся с целью закрепления теоретического материала, который излагается на лекциях и самостоятельно прорабатывается студентами по учебникам и учебным пособиям. В ходе лабораторного практикума студенту ставится задача освоить приемы и методы ведения химического эксперимента, приобрести навыки работы с аппаратурой и реактивами, научится основным способам обработки экспериментальных данных и оценки погрешностей полученных результатов.
Методические указания в сжатой форме знакомят студентов с основными теоретическими положениями, относящимися к данной лабораторной работе или группе лабораторных работ со схожей тематикой, основным оборудованием и приемами работы на нем, правилами оформления лабораторных протоколов, обработкой результатов эксперимента.
Лабораторные работы выполняют на рабочем столе, где находятся необходимые приборы, посуда и реактивы. Все опыты следует проводить только с такими количествами веществ, растворами таких концентраций и в такой посуде, как указано в задании.
Никакие вещества в химической лаборатории нельзя пробовать на вкус, а нюхать следует с большой осторожностью, направляя к себе пары или газ движением кисти рук. Находясь в лаборатории, нельзя принимать пищу, пить и пользоваться косметикой.
При нагревании раствор в пробирке может бурно вскипеть, поэтому не следует поворачивать ее отверстием к себе или к соседу.
Концентрированные кислоты и щелочи, сильно пахнущие и ядовитые жидкости хранят в вытяжном шкафу в склянках из толстого стекла. Работать с ними можно только под тягой, нельзя переносить эти жидкости на рабочее место.
Смешивать жидкости, при взаимодействии которых выделяется тепло, можно только в химической посуде из термостойкого стекла. Серную кислоту при её разбавлении следует приливать в воду, а не наоборот.
Горючие органические жидкости и растворы, содержащие соли ртути или серебро, после работы выливают не в раковину, а в сборники с соответствующими надписями, которые установлены в вытяжном шкафу. Фильтры с осадками также следует складывать в специальные сборники.
Все наблюдения в ходе опытов необходимо записывать в рабочий журнал, который предъявляется преподавателю. Результаты лабораторных работ и выводы оформляют в виде протокола.
По окончании работы в лаборатории следует вымыть использованную посуду, поставить на место реактивы, привести в порядок рабочий стол и вымыть руки.
Реактивы размещены в вытяжном шкафу, на полке для реактивов, а наиболее часто используемые растворы - в установленных на каждом рабочем месте штативе. Пробки на пробирках и склянках с растворами снабжены пипетками для отбора растворов в рабочие пробирки. Сухие реагенты отбирают с помощью шпателей.
Цель работы: познакомиться с методами получения комплексных соединений и их свойствами.
Общие сведения
Комплексными называют соединения, в структуре которых можно выделить центральный атом – акцептор электронов, находящийся в донорно-акцепторной связи с определенным числом доноров-лигандов. Лигандами могут быть как ионы, так и нейтральные молекулы. Центральный атом и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения, которую при записи формулы выделяют квадратными скобками. Внутренняя сфера часто имеет заряд, который компенсируют противоположно заряженные ионы, располагающиеся во внешней сфере. Внешнесферные ионы не имеют связей с центральным атомом, а образуют ионные связи с комплексными ионами. Поэтому в полярных растворителях комплексные соединения диссоциируют на комплексный и внешнесферный ионы, например:
K3Fe(CN)6 = 3K+ + Fe(CN)63;
Co(NH3)4(SO4)Cl = Co(NH3)4(SO4)+ + Cl.
В первом случае в растворе практически отсутствуют цианид-ионы, поэтому соединение не относится к сильнодействующим ядам. Второе соединение будет давать в растворе качественную реакцию на хлорид-ион (образование осадка AgCl) и не будет давать осадок BaSO4 с растворами солей бария.
Первое соединение является анионным комплексом, поскольку содержит в своей структуре и образует при диссоциации в растворе комплексные анионы. Второе соединение является катионным комплексом. Существуют и нейтральные комплексы, у которых внутренняя сфера не имеет заряда, соответственно, внешняя сфера отсутствует, например: Pt(NH3)2Cl2.
При записи формулы комплексного соединения его составные части располагают в порядке возрастания электроотрицательности. На первом месте помещают внешнесферные катионы, затем центральный атом, далее нейтральные лиганды, лиганды-анионы и в конце формулы записывают внешнесферные анионы. Читают формулу в английском языке слева направо, но в русском – справа налево. При этом название внутренней сферы произносят в одно слово, используя соединительную гласную «о», название комплексного аниона заканчивают суффиксом «-ат-». Молекулы воды в качестве лигандов обозначают приставкой «аква-», а молекулы аммиака – приставкой «аммино-». Степень окисления центрального атома при записи названия комплекса указывают римской цифрой в круглых скобках, заряды ионов – арабскими цифрами. Например, первое из приведенных выше комплексных соединений мы назовем: гексацианоферрат (III) калия, второе – хлорид сульфатотетраамминокобальта (III), третье – дихлородиамминоплатина (II).
Число связей, образуемых лигандом с центральным атомом, называют дентатностью лиганда. Например, CN, NH3 – монодентатные лиганды, а сульфат-ион – бидентатный лиганд. Число связей, образуемых центральным атомом с лигандами, называют координационным числом. Если лиганды монодентатные, координационное число равно числу лигандов, например, координационное число железа в K3Fe(CN)6 равно 6, координационное число платины в Pt(NH3)2Cl2 равно 4. Однако в Co(NH3)4(SO4)Cl лигандов пять, а координационное число кобальта равно 6, поскольку сульфат-ион бидентатен.
Выполнение работы
Опыт 1. Образование и разрушение амминокомплекса серебра. Налить в пробирку 3−4 капли раствора нитрата серебра, добавить столько же раствора хлорида натрия (или хлорида калия). Отметить выпадение осадка хлорида серебра. Затем в вытяжном шкафу добавить в пробирку 3−5 капель концентрированного раствора аммиака и несколько раз встряхнуть. Осадок должен раствориться вследствие образования амминокомплекса серебра. Подкислить раствор аммиаката серебра азотной кислотой. Должен образоваться осадок хлорида серебра.
Опыт 2. Получение амминокомплекса никеля. Налить в пробирку 3−4 капли раствора сульфата никеля. Добавить каплю разбавленного раствора аммиака, который находится в штативе с реактивами. В пробирке образуется студенистый осадок сульфата гидроксоникеля. Добавить в вытяжном шкафу 4−10 капель концентрированного раствора аммиака до полного растворения осадка. Обратите внимание на окраску раствора, обусловленную образованием в растворе катиона гексаамминоникеля (2+). К полученному раствору добавить 1 мл насыщенного раствора бромида натрия (или бромида калия). Должен выпасть осадок бромида гексаамминоникеля. Запишите уравнения всех реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 4. Получение комплексного основания кадмия. Получить в пробирке осадок гидроксида кадмия, добавляя к раствору его соли равный объем раствора едкого натра. На полученный гидроксид подействовать концентрированным раствором аммиака до полного растворения осадка.
Написать уравнения реакций получения гидроксида тетраамминкадмия и его электролитической диссоциации. Какое основание является более сильным электролитом: гидроксид кадмия или его комплексное основание? Ответ обосновать.
Опыт 5. Получение комплексного йодида ртути. Налить в пробирку 3−4 капли раствора нитрата ртути (II) и добавить 1−2 капли раствора иодида калия. Отметить цвет образующегося осадка дииодида ртути. В пробирку по каплям добавить избыток раствора иодида калия до полного растворения полученного осадка, которое обусловлено образованием в растворе комплексных анионов тетрайодомеркурата. Каков цвет полученного раствора? Может ли эта окраска обусловливаться присутствием ионов K+, I–, Hg2+? Какой из этих ионов может быть комплексообразователем? С какими лигандами он мог образовать в данном растворе сложный ион?
Этот анион можно выделить в осадок ионами серебра: в пробирку добавить 1-2 капли раствора нитрата серебра. Отметить цвет осадка и записать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Примечание: соли ртути ядовиты. Поэтому опыт проводить осторожно и затем тщательно вымыть руки.
Опыт 6. Образование гидроксокомплекса цинка. В пробирку налить 3−4 капли раствора сульфата цинка и добавить по каплям раствор гидроксида натрия, находящийся в штативе с реактивами, до выпадения осадка гидроксида цинка. Затем в вытяжном шкафу добавить по каплям 6 н. раствор едкого натра до полного растворения осадка вследствие образования комплексного аниона тетрагидроксоцинка (2−). Какое свойство гидроксида цинка иллюстрирует данный опыт? Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 7. Образование труднорастворимого гексацианоферрата (III).
А. Налить в пробирку 3−4 капли раствора гексацианоферрата (II) калия K4Fe(CN)6. Добавить 2−3 капли раствора хлорида железа (III). Отметить окраску образующегося осадка берлинской лазури, используемой для производства художественных красок. Реакция служит для обнаружения катионов Fe3+.
Б. Налить в пробирку 3−4 капли раствора гексацианоферрата (III) калия K3Fe(CN)6. Добавить 2−3 капли раствора сульфата железа (II). Отметить окраску образующегося осадка, который в прошлом веке называли турнбулевой синью. В настоящее время установлено, что берлинская лазурь и турнбулева синь – одно и то же вещество, а именно: гексацианоферрат (III) железа (II) Fe3Fe(CN)62. Данная реакция служит для обнаружения катионов Fe2+.
Запишите уравнения всех проведенных реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 8. Образование труднорастворимых гексацианоферратов (II).
Налейте в две пробирки по 3−4 капли раствора гексацианоферрата (II) калия. В первую пробирку добавьте 2−3 капли раствора сульфата цинка, во вторую – столько же раствора сульфата меди (II). Отметьте цвета образующихся осадков и запишите уравнения реакций.
Опыт 9. Образование труднорастворимого гексанитрокобальтата (III) натрия-калия. Реакция служит для обнаружения в растворах катионов калия. Налейте в пробирку 3−4 капли раствора Na3Co(NO2)6 и добавьте 2−3 капли раствора хлорида калия. Отметьте окраску образующегося осадка комплексной соли K2NaCo(NO2)6 и запишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.
Протокол лабораторной работы
По каждому опыту записать используемые при проведении эксперимента реактивы и результаты проведения реакций: образование осадка, выделение газа, изменение цвета раствора и т.д.
Содержание отчета по лабораторной работе
1. Название работы.
2. Цель работы.
3. Уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, результаты проведения реакций, ответы на вопросы.
Цель работы: усвоить одно из основных химических понятий – понятие об эквиваленте – и научиться определять его количественное значение.
Общие сведения
Один из основных законов химии – закон эквивалентов – гласит: «массы веществ, вступивших в реакцию, пропорциональны их химическим эквивалентам (эквивалентным массам)». Закон эквивалентов широко используют в химических расчетах. Зная массы реагирующих веществ и значение эквивалентной массы одного из них можно определить эквивалентную массу другого. По значению эквивалентной массы нередко определяют молярную массу вещества или валентность элемента.
Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Эквивалентной массой ЭМ называется масса одного эквивалента вещества, т.е. масса вещества и количество эквивалентов связаны уравнением:
.
Для газов эквивалентным объемом называется объем, занимаемый при данных условиях одним эквивалентом вещества. Эквивалент (эквивалентную массу) можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент (эквивалентная масса) которого известны пользуясь законом эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом в эквивалентных количествах. Например, для реакции:
aA + bB = cC + dD
nэ(А) = nэ(B) = nэ(C) = nэ(D) или
.
Отсюда следует другая формулировка закона эквивалентов: массы взаимодействующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам, например,
.
На основе закона эквивалентов можно вывести общую формулу для вычисления эквивалентных масс веществ:
где М – молярная масса элемента, оксида, кислоты, основания или соли, г/моль; Z – степень окисления элемента в продукте реакции, произведение числа атомов элемента и степени окисления элемента в оксидах, основность кислоты, кислотность основания, произведение числа атомов металла и степени окисления металла в соли.
Выполнение работы
1. Наполнить водой кристаллизатор и бюретку (стеклянную трубку с делениями и краном для выпуска жидкости внизу). Проверить, плотно ли закрыт кран бюретки.
2. Закрепить бюретку в штативе. Уровень воды в ней не должен быть выше крайнего деления шкалы.
3. В колбу Вюрца (круглодонная колба с боковым отводом) при помощи мерного цилиндра отобрать 15−20 мл соляной кислоты.
4. Вытереть насухо горло колбы фильтром.
5. Расположив колбу горизонтально, поместить в ее горло навеску металла и плотно закрыть колбу пробкой.
6. Поместить присоединенную к боковому отводу колбы Вюрца стеклянную трубку в опущенный в воду конец бюретки.
7. После этого отметить уровень жидкости в бюретке. Показания следует снимать по положению нижнего края вогнутого мениска жидкости при нахождении его на уровне глаз. Цифры на шкале бюретки означают объем в мл, при снятии показаний необходимо учитывать, что бюретка со шкалой перевернута.
8. Затем колбу переводят в вертикальное положение, сбрасывая навеску металла в кислоту. В результате реакции выделяется водород, который вытесняет воду из бюретки. Во время протекания реакции не следует держать колбу в руках во избежание ее нагрева и искажения результатов за счет теплового расширения газа.
9. Когда выделение пузырьков водорода прекратится, отметить конечный уровень воды в бюретке.
10. При помощи полоски миллиметровой бумаги измерить высоту столба воды в бюретке от нижнего края мениска до уровня воды в кристаллизаторе.
Содержание протокола лабораторной работы
Масса навески металла, mМе = ……….г.
Объем соляной кислоты, VHCl = …………….мл.
Объем воды в бюретке в начале эксперимента V1 = ……..мл.
Объем воды в бюретке в конце эксперимента V2 = ……..мл.
Объем выделившегося водорода Vизм = V1 − V2 = ……….мл.
Высота столба воды в бюретке, h = …………..мм.
Атмосферное давление в лаборатории Pатм = ……..мм.рт.ст.
Температура в лаборатории, Т = ……°С.
Обработка результатов эксперимента
1. Водород находится в бюретке под давлением ниже атмосферного на величину давления водяного пара, а также разрежения, создаваемого за счет давления столба жидкости в бюретке. Поэтому давление водорода вычисляют по формуле:
P = Pатм − P1 − P2,
где Р1 – давление столба воды в бюретке, Па, Р1 = 9,8hdaq, 9,8 – переводной коэффициент из мм вод.ст. в Па; daq – плотность воды, равная 1 г/см3; Р2 – давление насыщенного водяного пара, которое находят по таблице 2.1.
Таблица 2.1.
|
Т, К |
278 |
288 |
293 |
298 |
303 |
308 |
|
Р2, Па |
1226,4 |
1706,2 |
2332,7 |
3172,5 |
4238,9 |
5625,3 |
2. Массу выделившегося водорода mH вычисляют по уравнению Менделеева–Клапейрона:
,
где МН – молярная масса водорода, г/моль; V – объем водорода, м3; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль·К.
3. Вычислить эквивалент металла по закону эквивалентов:
,
где ЭМ(Н) – эквивалентная масса водорода, равная 1 г/экв
4. По степени окисления металла, указанной преподавателем, определить молярную массу металла. Установить, что это за металл.
5. Вычислить точное значение эквивалентной массы металла и найти относительную погрешность эксперимента:
.
Содержание отчета по лабораторной работе
1. Название работы.
2. Цель работы.
3. Ход эксперимента.
4. Экспериментальные данные
5. Обработка экспериментальных данных.
6. Вывод.
Цель работы: изучить зависимость скорости реакции от концентрации реагентов и температуры, а также ознакомиться с влиянием концентрации реагентов на химическое равновесие.
Общие сведения
Средняя скорость реакции равна изменению молярной концентрации реагента в единицу времени при постоянстве объема системы. Единица измерения в СИ: моль/(м3·с); зачастую скорость реакции измеряют в моль/(л·с). Истинная скорость реакции равна модулю производной концентрации реагента по времени:
.
Скорость реакции пропорциональна числу столкновений между молекулами реагентов, которое определяется произведением концентраций последних. Если в акте реакции участвуют несколько молекул одного из реагентов, то его концентрацию надо перемножить соответствующее число раз, то есть возвести в степень. Для одностадийной реакции типа:
aА + bВ =
скорость реакции будет определяться так называемым кинетическим уравнением:
,
где А и В – молярные концентрации реагентов; k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции; и – порядки реакции по реагентам A и B. Константа скорости не зависит от времени протекания реакции и концентрации реагентов, но зависит от природы последних, температуры и присутствия катализаторов и имеет физический смысл скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ. Порядки реакции по реагентам A и B (их называют также частными порядками) отражают влияние концентрации данных реагентов на скорость реакции; общий порядок реакции n равен сумме частных порядков: n = + .
Если реакция протекает в одну стадию, величины и равны соответствующим стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции (в рассматриваемом примере – соответственно a и b). Однако если реакция протекает в несколько стадий, то значения и могут быть не равны стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Порядок реакции в данном случае может быть найден экспериментально. Пусть требуется, например, найти порядок реакции по реагенту А. Поскольку
,
при небольших изменениях концентрации реагентов (начальный период реакции) справедливо выражение:
Δ[A]/Δt = -k[A]α[B]β.
Обозначая промежуток времени Δt как τ, после логарифмирования данного выражения получим
lnΔ[A]-ln τ = ln(-k) +αln[A] + βln[B],
откуда
ln τ = -αln[A] + lnΔ[A] - ln(-k) - βln[B].
При постоянных величинах начальной концентрации второго реагента [B] и изменения концентрации реагента A в начальном периоде реакции, т. е. величины Δ[A], уравнение приобретает вид:
ln τ = - αln[A] + const
Из полученного уравнения следует, что зависимость логарифма времени протекания реакции от логарифма начальной концентрации реагента A выражается прямой линией, при этом тангенс угла наклона (угловой коэффициент) равен -α. Таким образом, измерив время протекания реакции τ (в начальном периоде реакции) при различных начальных концентрациях реагента A и построив зависимость ln τ = f(ln[A]), можно определить порядок реакции по данному реагенту.
В настоящей работе исследуется реакция разложения тиосульфата натрия серной кислотой:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O,
в ходе которой образуется нерастворимая в воде сера. Начальным периодом реакции в данном случае является промежуток времени от сливания растворов до появления первых признаков помутнения за счёт образующейся серы. Определив время до помутнения раствора τ при различных начальных концентрациях Na2S2O3, можно вычислить порядок реакции по тиосульфату натрия.
Скорость реакции резко зависит от температуры. Известно эмпирическое правило Вант-Гоффа: «При увеличении температуры на 10 K скорость химических реакций возрастает в 2–4 раза»:
,
где – температурный коэффициент скорости реакции.
Причина столь значительной температурной зависимости скорости реакций в том, что для перестройки химических связей в молекулах в ходе элементарного акта реакции требуются большие затраты энергии. Минимальное количество кинетической энергии молекул, необходимое для протекания элементарного акта реакции при их столкновении, называют энергией активации. Домножив ее на число Авогадро, получим молярную энергию активации Еа, которую измеряют в Дж/моль. Из законов распределения Максвелла и Больцмана следует, что число частиц с высокими энергиями теплового движения, а значит и число активных столкновений увеличивается экспоненциально с ростом температуры, чем и обусловлены высокие температурные коэффициенты скорости химических реакций.
В 1889 г. знаменитый шведский химик С. Аррениус вывел уравнение, связывающее константу скорости с температурой и энергией активации, согласно которому константа скорости находится в экспоненциальной зависимости от температуры:
,
где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/мольK; kmax – предэкспоненциальный фактор, имеющий смысл максимально возможного значения константы скорости при нулевой энергии активации или бесконечно высокой температуре, когда все столкновения молекул реагентов становятся активными. Из уравнения Аррениуса вытекает, что величину энергии активации можно вычислить, измерив время протекания реакции при одинаковых концентрациях реагентов, но при различных температурах Т.
Большинство химических реакций являются обратимыми, то есть могут протекать как в прямом, так и в обратном направлениях. Рассмотрим обратимую реакцию:
aA + bB cC + dD
Скорости прямой и обратной реакций связаны с концентрациями реагентов следующими уравнениями:
Vпр = kпрAaBb;
Vобр = kобрCcDd.
С течением времени скорость прямой реакции будет уменьшаться вследствие расхода реагентов А и В и понижения их концентраций. Напротив, скорость обратной реакции по мере накопления продуктов С и D будет возрастать. Поэтому через некоторый промежуток времени скорости прямой и обратной реакций сравняются друг с другом. Установится состояние системы, называемое химическим равновесием. Все обратимые процессы протекают не полностью, а лишь до состояния равновесия, в котором из условия Vпр = Vобр следует математическое выражение закона действующих масс, который позволяет рассчитывать состав равновесной реакционной смеси:
,
где K – константа химического равновесия, которая зависит от температуры и природы реагентов, но не зависит от концентрации последних.
Переход от одного равновесного состояния к другому в результате изменения внешних условий (температуры, давления, добавки одного из реагентов) называют смещением равновесия. Если изменение условий вызвало рост концентрации продуктов реакции, то говорят: равновесие сместилось в сторону прямой реакции (вправо). Напротив, уменьшение выхода продуктов означает смещение равновесия в сторону обратной реакции (влево).
На практике важно добиться максимально возможного смещения равновесия в сторону прямой реакции (или обратной, если требуется подавить образование вредных веществ). Условия для этого выбирают на основе принципа, сформулированного известным французским металлургом Ле Шателье: «равновесие смещается в сторону реакции, ослабляющей оказываемое на систему внешнее воздействие». Например, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, протекающей с поглощением тепла. При добавлении в систему одного из реагентов равновесие смещается в сторону реакции, в которой этот реагент расходуется.
Выполнение работы
Опыт 1. Влияние концентрации тиосульфата натрия на скорость его разложения в кислой среде. В четыре сухие пробирки внести тиосульфат натрия и воду согласно таблице 3.1 и перемешать.
Таблица 3.1
|
Номер пробирки |
Число капель |
|||
|
Na2S2O3 |
H2O |
H2SO4 |
Всего |
|
|
1 |
4 |
8 |
1 |
13 |
|
2 |
8 |
4 |
1 |
13 |
|
3 |
12 |
0 |
1 |
13 |
|
4 (контрольная) |
6 |
7 |
0 |
13 |
В первую пробирку добавить одну каплю серной кислоты и включить секундомер. Определить время τ, прошедшее от момента добавления кислоты до появления первых признаков помутнения раствора за счет образующейся серы. (Начало помутнения особенно хорошо заметно при сравнении с контрольной пробиркой № 4). То же самое проделать с пробирками 2 и 3.
Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции разложения тиосульфата натрия в кислой среде.
Налить в одну пробирку 10 капель раствора тиосульфата натрия, в другую – 10 капель раствора серной кислоты. Обе пробирки с растворами поместить в стакан с водой (термостат), отметить температуру по термометру и термостатировать их в течение 2 минут.
Быстро вылить кислоту в пробирку с раствором тиосульфата, оставив последнюю в термостате. Одновременно включить секундомер и заметить время от сливания до начала помутнения раствора.
Повторить опыт еще дважды, повышая температуру воды в термостате примерно на 10 K.
Опыт 3. Влияние катализатора на скорость реакции.
В две пробирки внести по 10 капель концентрированного раствора тиоцианата (роданида) аммония NH4CNS и по 1 капле концентрированного раствора хлорида железа (III). Что наблюдается? В одну из пробирок добавить 1 каплю разбавленного раствора сульфата меди. В обе пробирки внести по 10 капель раствора тиосульфата натрия. Наблюдать различную скорость обесцвечивания растворов, которое происходит вследствие восстановления железа (III) до железа (II) тиосульфатом натрия.
Опыт 4. Влияние концентраций реагентов на равновесие обратимой реакции между хлоридом железа (III) и тиоцианатом аммония.
В четыре пробирки налить равное число (5 – 7) капель разбавленных растворов хлорида железа (III) и тиоцианата аммония. Первую пробирку оставить как эталон для сравнения; во вторую пробирку прилить 1 - 2 капли концентрированного раствора FeCl3; в третью пробирку добавить 1 – 2 капли концентрированного раствора NH4CNS; в четвертую пробирку прибавить кристаллического хлорида аммония на кончике шпателя и взболтать.
Сопоставить цвета растворов в пробирках 2 – 4 относительно пробирки с эталонным раствором и сделать выводы о направлении смещения равновесия, учитывая, что в реакции:
FeCl3 + 3NH4CNS [Fe(CNS)3] + 3NH4Cl
цвет раствора определяет интенсивно окрашенное комплексное соединение [Fe(CNS)3].
Содержание протокола лабораторной работы
Опыт 1
Таблица 3.2
|
№ пробирки |
С(Na2S2O3) (относительные единицы) |
Время реакции , с |
|
1 |
1 (4/13) |
|
|
2 |
2 (8/13) |
|
|
3 |
3 (1213) |
Опыт 2
Таблица 3.3
|
№ п/п |
Температура, °С |
Время реакции , с |
|
1 |
||
|
2 |
||
|
3 |
Опыт 3
Таблица 3.4
|
№ пробирки |
Состав системы |
Время , с |
|
1 |
10 капель NH4CNS конц. 1 капля FeCl3 конц. 10 капель Na2S2O3 |
|
|
2 |
10 капель NH4CNS конц. 1 капля FeCl3 конц. 10 капель Na2S2O3 1 капля CuSO4 разб. |
Опыт 4
Таблица 3.5
|
№ пробирки |
Состав системы |
Добавленный реактив |
Наблюдения |
|
1 |
нет |
||
|
2 |
……..капель FeCl3 разб. |
FeCl3 |
|
|
3 |
……..капель NH4CNS разб. |
NH4CNS |
|
|
4 |
NH4Cl |
Обработка экспериментальных данных
Опыт 1
1. Заполнить таблицу 3.6.
Таблица 3.6
|
№ пробирки |
С(Na2S2O3) (относительные единицы) |
lnCотн = ln(Ci/C1) |
Время реакции , с |
ln |
|
1 |
1 |
0 |
||
|
2 |
2 |
0,693 |
||
|
3 |
3 |
1,10 |
2. По данным таблицы 3.6 построить график зависимости в координатах ln τ = f(lnCотн). Для этого нанести экспериментально полученные точки на график и провести аппроксимирующую прямую (то есть прямую, которая проходила бы как можно ближе к полученным трём экспериментальным точкам). Точки пересечения осей координат с аппроксимирующей прямой обозначить ln τ0 и lnC0отн, соответственно (см. рис. 3.1). Определить порядок реакции по тиосульфату натрия α по формуле:
α = -tg φ = ln τ0/ lnC0отн
Округлить полученное значение порядка реакции по тиосульфату натрия до целого числа.
Рис. 3.1. К определению порядка реакции графическим способом
Опыт 2
1. По данным таблицы 3.3 заполнить таблицу 3.7.
Таблица3.7
|
№ п/п |
Температура T, K |
Время реакции , с |
|
Ea, кДж/моль |
|
1 |
T1 |
1 |
Ea, 1 |
|
|
2 |
T2 |
|||
|
2 |
Ea, 2 |
|||
|
3 |
T3 |
2. Значение температурного коэффициента (коэффициента Вант-Гоффа) рассчитать, исходя из формулы:
,
рассматривая попарно Т2 − Т1 и Т3 − Т2.
3. Значение энергии активации рассчитать, исходя из формулы:
,
рассматривая попарно Т2 − Т1 и Т3 − Т2.
4. Определить среднее значение коэффициента Вант-Гоффа ср.
5. Определить среднее значение энергии активации Ea, ср.
Содержание отчета по лабораторной работе
1. Название работы.
2. Цель работы.
3. Опыт 1:
– название опыта;
– экспериментальные данные (описание хода эксперимента, таблица 3.1 и таблица 3.2);
– уравнение реакции между тиосульфатом натрия и серной кислотой;
– обработка экспериментальных данных (таблица 3.6, график, найденное значение порядка реакции по Na2S2O3);
– вывод по опыту 1.
4. Опыт 2:
– название опыта;
– экспериментальные данные (описание хода эксперимента, таблица 3.3);
– обработка экспериментальных данных (таблица 3.7, расчёты);
– вывод по опыту 2.
5. Опыт 3:
– название опыта;
– экспериментальные данные (ход эксперимента, таблица 3.4). Написать уравнения реакций взаимодействия хлорида железа (III) с тиоцианатом аммония, в результате которого образуется комплекс [Fe(SCN)3] красного цвета, и восстановления железа (III) в железо (II) тиосульфатом натрия:
2[Fe(SCN)3] + 2Na2S2O3 = Na2S4O6 + 2Fe(SCN)2 + 2NaSCN
Что являлось катализатором в данном опыте?
– вывод по опыту 3.
6. Опыт 4:
– название опыта;
– экспериментальные данные (описание хода эксперимента, таблица 3.5);
– Написать уравнения реакции взаимодействия хлорида железа (III) с тиоцианатом аммония, в результате которого образуется комплекс [Fe(SCN)3] красного цвета;
– Как смещается равновесие при добавлении к реакционной системе хлорида железа и роданида аммония?
– Какой из реагентов больше смещает равновесие реакции в сторону образования продуктов реакции?
– Как влияет на положение равновесия добавление в систему хлорида аммония?
– вывод по опыту 4.
Цель работы: Ознакомиться с практическими выводами теории электролитической диссоциации, с реакциями в растворах электролитов и научиться составлять их уравнения.
Общие сведения
Электролитом называют вещество, молекулы которого способны в растворе распадаться на ионы под действием полярных молекул растворителя. Сам процесс распада на ионы называется электролитической диссоциацией.
Количественно способность электролита распадаться (диссоциировать) на ионы характеризуют степенью диссоциации:
= n/n0,
где n – число молей электролита, подвергшегося диссоциации; n0 – исходное число молей электролита.
Процесс диссоциации обратимый, он приводит к равновесию между недиссоциированными молекулами и ионами и, следовательно, должен подчиняться закону действующих масс. Пусть вещество АВ при растворении в воде диссоциирует по уравнению:
АВ А+ + В−
При постоянной температуре отношение произведения концентраций образовавшихся ионов к концентрации непродиссоциировавших молекул электролита постоянно и называется константой диссоциации (обозначается Kd):
,
где А+, В, АВ – концентрации ионов и непродиссоциировавших молекул электролита в растворе, моль/л.
Сильными электролитами называются те вещества, которые в разбавленных растворах диссоциируют практически полностью (Kd ). К слабым электролитам относят вещества, которые диссоциируют лишь в небольшой степени.
К сильным электролитам относятся:
а) почти все соли,
б) некоторые кислоты (наиболее распространённые – H2SO4, HNO3, HClO4, HMnO4, HClO3, HCl, HBr, HI; данные кислоты называют сильными кислотами),
в) основания, образуемые щелочными металлами (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельными металлами (Ca, Sr, Ba), а также гидроксид таллия (I) TlOH (так называемые сильные основания).
Остальные электролиты, включая воду H2O, являются слабыми электролитами.
При написании уравнений химических реакций в растворах нужно учитывать, что некоторые соединения в растворе практически полностью диссоциированы, и в этом случае реакция может протекать фактически не между молекулами, а между ионами. Такой вид записи уравнений, в котором диссоциированные вещества записывают в форме отдельных ионов, называется ионно-молекулярным уравнением (или, что то же самое, ионной формой уравнения). Ионно-молекулярные уравнения, в отличие от молекулярных, отображают сущность протекающей химической реакции, т. е. процессы, которые реально происходят в растворе.
Правила записи ионно-молекулярных уравнений. Общий принцип записи ионно-молекулярных уравнений состоит в том, что те вещества, которые находятся в растворе и при этом полностью (или почти полностью) диссоциированы на ионы, записывают в виде отдельных ионов; прочие же вещества – в виде молекул. Отсюда следует, что в диссоциированной форме (т. е. в виде отдельных ионов) следует записывать только такие хорошо растворимые вещества, которые в то же время являются сильными электролитами. Остальные вещества записывают в недиссоциированной (т. е. молекулярной) форме, а именно:
1) Соединения, обладающие низкой растворимостью;
2) Соединения, являющиеся слабыми электролитами. Эти соединения могут хорошо растворяться в воде, но большая часть их молекул будет находиться в недиссоциированном состоянии, а значит, и само вещество следует указывать в молекулярной форме;
3) Газообразные соединения типа CO2, NH3 и т. д., оксиды, кислотные остатки (например, SO42-).
4) Комплексные частицы (например, [HgI4]2-).
Решая вопрос, будет ли та или иная реакция ионного обмена, протекающая в растворе, обратимой, следует учитывать правило Бертолле:
Реакции в растворах протекают практически полностью, если один из продуктов представляет собой осадок, газ или слабый электролит.
Примеры составления ионно-молекулярных уравнений
Пример 1. Написать ионно-молекулярное уравнение реакции:
Fe(OH)2 + H2SO4 FeSO4 +2H2O
Fe(OH)2 – практически нерастворимое соединение (см. таблицу растворимости), а потому записывается в недиссоциированной (молекулярной) форме: Fe(OH)2.
H2SO4 – хорошо растворимое соединение, являющееся одновременно сильным электролитом (см. список кислот – сильных электролитов, приведён выше), а потому записывается в диссоциированной форме: 2H+ + SO42-.
FeSO4 – хорошо растворимое соединение (см. таблицу растворимости), являющееся одновременно сильным электролитом (т. к. является солью), а потому записывается в диссоциированной форме: Fe2+ + SO42-.
Вода H2O является слабым электролитом, а потому записывается в недиссоциированной форме: 2H2O.
Итого ионно-молекулярное уравнение записывается следующим образом:
Fe(OH)2 + 2H+ + SO42- Fe2+ + SO42- + 2H2O
или, после сокращения одинаковых частиц в левой и правой частях уравнения (SO42-),
Fe(OH)2 + 2H+ Fe2+ + 2H2O.
Пример 2. Написать ионно-молекулярное уравнение реакции:
FeCl3 + 3NH4OH Fe(OH)3↓+ 3NH4Cl
FeCl3 – хорошо растворимое соединение, являющееся одновременно сильным электролитом (поскольку является солью), а потому записывается в диссоциированной форме: Fe3+ + 3Cl-.
NH4OH – также растворимое соединение, однако являющееся слабым электролитом (не входит в список сильных оснований, см. выше), а потому записывается в молекулярной форме: 3NH4OH.
Fe(OH)3 – практически нерастворимое соединение и, следовательно, записывается в молекулярной форме: Fe(OH)3.
NH4Cl – хорошо растворимое соединение, являющееся одновременно сильным электролитом (т. к. является солью), а потому записывается в диссоциированной форме: 3NH4+ + 3Cl-.
Итого ионно-молекулярное уравнение записывается следующим образом:
Fe3+ + 3Cl- + 3NH4OH Fe(OH)3↓ + 3NH4+ + 3Cl-
или, после сокращения одинаковых ионов (Cl-),
Fe3+ + 3NH4OH Fe(OH)3↓ + 3NH4+.
Пример 3. Написать ионно-молекулярное уравнение реакции:
KI + AgI K[AgI2].
KI – хорошо растворимое соединение, являющееся одновременно сильным электролитом (т. к. является солью), а потому записывается в диссоциированной форме: K+ + I-.
AgI – практически нерастворимое соединение, а потому записывается в недиссоциированной (молекулярной) форме: AgI.
K[AgI2] – комплексное соединение, о чём свидетельствует наличие квадратных скобок в формуле соединения. Само соединение является солью, хорошо растворимой в воде (знак осадка не помечен), а потому оно должно диссоциировать на ионы K+ и [AgI2]-. При этом образующийся ион [AgI2]- является комплексным (устойчивым), т. е. практически не подвергается дальнейшей диссоциации. Таким образом, соединение записывается в виде: K+ + [AgI2] -.
Итого ионно-молекулярное уравнение записывается следующим образом:
K+ + I- + AgI = K+ + [AgI2] -
или, после сокращения одинаковых частиц в левой и правой частях уравнения (K+),
AgI + I- [AgI2]-.
Выполнение работы
Опыт 1. Образование малорастворимых оснований. В одну пробирку налить 3−5 капель раствора соли железа (III), в другую – столько же раствора соли меди (II), в третью – раствора соли никеля (II). В каждую пробирку добавить по несколько капель раствора щелочи до выпадения осадков. Осадки сохранить до следующего опыта.
К какому классу относятся полученные осадки гидроксидов металлов? Являются ли эти гидроксиды сильными основаниями?
Опыт 2. Растворение малорастворимых оснований. К полученным в предыдущем опыте осадкам добавить по несколько капель раствора соляной кислоты концентрацией 15 % до их полного растворения.
Какое новое малодиссоциированное соединение образуется при растворении оснований в кислоте?
Опыт 3. Образование малорастворимых солей.
A. В две пробирки налить по 3−5 капель раствора нитрата свинца (II) и прибавить в одну пробирку несколько капель йодида калия, в другую – хлорида бария.
Что наблюдается в каждой пробирке?
Б. В одну пробирку налить 3−5 капель раствора сульфата натрия, в другую – столько же раствора сульфата хрома (III). В каждую пробирку добавить несколько капель раствора хлорида бария до выпадения осадков.
Какое вещество образуется в качестве осадка? Будет ли протекать аналогичная реакция хлорида бария, например, с сульфатом железа (III)?
Опыт 4. Изучение свойств амфотерных гидроксидов.
А. В две пробирки внести по 3 капли раствора соли цинка и несколько капель разбавленного раствора едкого натра (из штатива с реактивами) до образования осадка гидроксида цинка. Растворить полученные осадки: в одной пробирке – в растворе соляной кислоты, в другой – в избытке концентрированного раствора едкого натра (из вытяжного шкафа).
Б. В две пробирки внести по 3 капли раствора соли алюминия и несколько капель разбавленного раствора едкого натра (из штатива с реактивами) до образования осадка гидроксида алюминия. Растворить полученные осадки: в одной пробирке – в растворе соляной кислоты, в другой – в избытке концентрированного раствора едкого натра (из вытяжного шкафа).
В. В две пробирки внести по 3 капли раствора соли хрома (III) и несколько капель разбавленного раствора едкого натра (из штатива с реактивами) до образования осадка гидроксида хрома (III). Растворить полученные осадки: в одной пробирке – в растворе соляной кислоты, в другой – в избытке концентрированного раствора едкого натра (из вытяжного шкафа).
Опыт 5. Образование малодиссоциированных соединений. В пробирку внести 3−5 капель раствора хлорида аммония и добавить несколько капель раствора едкого натра. Обратите внимание на запах, объясните его появление на основе уравнения реакции.
Опыт 6. Образование комплексов. В пробирку налить 3−5 капель раствора сульфата меди (II), затем по каплям добавить разбавленный (из штатива с реактивами!) раствор аммиака до образования осадка сульфата гидроксомеди (II) согласно реакции:
2CuSO4 + 2NH4OH = (CuOH)2SO4↓ + (NH4)2SO4
Добавить к осадку избыток концентрированного раствора аммиака (из вытяжного шкафа!). Обратить внимание на растворение осадка согласно реакции:
(CuOH)2SO4 + (NH4)2SO4 + 6NH4OH = 2[Cu(NH3)4]SO4 + 8H2O
Какую окраску имеет образующийся растворимый амминокомплекс меди?
Опыт 7. Образование газов.
A. Налить в пробирку 3−5 капель раствора карбоната натрия и несколько капель серной кислоты. Что наблюдается?
Б. Налить в пробирку 3−5 капель раствора сульфида натрия и 1 каплю серной кислоты. Обратить внимание на запах выделяющегося газа.
Содержание протокола лабораторной работы
По каждому опыту записать используемые при проведении эксперимента реактивы и результаты проведения реакций: образование или растворение осадка, цвет образующегося осадка (раствора), выделение газа (и его запах), изменение цвета раствора и т.д.
Содержание отчета по лабораторной работе
1. Название работы.
2. Цель работы.
3. Уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, результаты проведения реакций, ответы на вопросы
Цель работы: Ознакомиться с методами приготовления растворов заданной концентрации и анализом раствора при помощи титрования.
Общие сведения
Растворы часто готовят путем разведения более концентрированного раствора до необходимой величины концентрации. Концентрацию приготовленного раствора уточняют количественным химическим анализом, например, титрованием (прием количественного анализа, при котором к точному объему раствора определяемого вещества по каплям приливают раствор реагента точно заданной концентрации – титранта). Задача титрования – определить объем титранта, необходимый для установления точки эквивалентности (состояние системы, в котором аналитическая реакция прошла полностью). В эквивалентной точке изменяется окраска индикатора, что позволяет определить эквивалентный объем титранта.
Раствором называется гомогенная (однородная) система, состоящая из двух или более компонентов, состав которой может непрерывно изменяться в определенных пределах. По агрегатному состоянию растворы могут быть газообразными, жидкими и твердыми.
В растворах выделяют растворитель и растворенное вещество. Растворителем называют компонент, который образует непрерывную среду. остальные компоненты, которые распределены в среде растворителя в виде дискретных частиц, называются растворенными веществами. Состав раствора (концентрация) чаще всего выражается следующими способами.
Массовая доля или процентное содержание – соотношение масс растворенного mв вещества и раствора mр-р, выраженное в долях или процентах.
.
Концентрация, выраженная в граммах на литр, Сг/л – показывает, какая масса растворенного вещества mв, выраженная в граммах, содержится в единице объема раствора Vр-р:
, г/л.
Молярная концентрация или молярность, СМ – число молей растворенного вещества nв в одном дм3 (л) раствора:
, моль/л.
Моляльная концентрация или моляльность, Сm– число молей растворенного вещества, приходящееся на один килограмм растворителя:
моль/кг.
Мольная доля или мольные проценты xi – число молей компонента (растворителя или растворенного вещества) содержащееся в одном моле раствора:
.
Нормальная концентрация или нормальность, CN – количество эквивалентов растворенного вещества nэв, содержащееся в одном литре раствора:
экв/л,
где z – количество обменных эквивалентов растворенного вещества, содержащееся в одном его моле.
Прием количественного анализа, при котором к раствору определяемого вещества по каплям приливают раствор реагента точно заданной концентрации, называют титрованием. Состояние системы, в котором аналитическая реакция прошла полностью в соответствии со стехиометрическим уравнением при отсутствии избытка реагента, называют точкой эквивалентности. Задача титрования – определить эквивалентный объем добавляемого реагента – титранта, необходимый для установления точки эквивалентности, так как в ней числа эквивалентов определяемого вещества и титранта равны между собой. Из определения нормальной концентрации следует, что число эквивалентов вещества в растворе равно произведению нормальности на объем раствора. Следовательно:
.
Отобрав для титрования мерной пипеткой точный объем пробы Vx, зная нормальность титранта и определив эквивалентный объем VT, можно вычислить концентрацию пробы .
До эквивалентной точки в ходе титрования в растворе присутствует избыток определяемого вещества, а после – избыток титранта. Поэтому в эквивалентной точке свойства раствора резко изменяются, в частности, изменяется окраска специально подобранных цветных индикаторов, что позволяет определить эквивалентный объем титранта.
Выполнение работы
Приготовление раствора
1. При помощи ареометра определить плотность сходного раствора соляной кислоты. По таблице определить концентрацию исходного раствора кислоты.
Плотности водных растворов соляной кислоты при 20 °С
|
Плотность раствора, г/см3 |
Концентрация раствора |
|
|
% |
моль/л |
|
|
1,01 |
2,3640 |
0,655 |
|
1,02 |
4,3880 |
1,227 |
|
1,03 |
6,4330 |
1,817 |
|
1,04 |
8,4900 |
2,421 |
|
1,05 |
10,5200 |
3,029 |
|
1,06 |
12,5100 |
3,638 |
|
1,07 |
14,5000 |
4,253 |
|
1,08 |
16,4700 |
4,878 |
2. Рассчитать, какой объем исходного раствора соляной кислоты следует взять для приготовления 100 мл раствора заданной преподавателем концентрации.
3. Рассчитанный объем исходного раствора из бюретки отобрать в мерную колбу, довести уровень жидкости в колбе дистиллированной водой до метки по нижнему краю мениска и перемешать раствор путем переворачивания плотно закрытой колбы.
Определение концентрации приготовленного раствора титрованием
1. В 2 конические колбы пипеткой Мора отобрать аликвотные объемы приготовленного раствора 5 мл, добавить немного дистиллированной воды (до толщины слоя жидкости около 5 мм) и 2−3 капли индикатора – фенолфталеина.
2. Бюретку на 25 мл наполнить титрованным раствором едкого натра. Кончик бюретки должен быть заполнен раствором, а уровень жидкости доведен точно до нулевого деления. Затем медленно, по каплям, добавлять раствор щелочи из бюретки к аликвоте кислоты, непрерывно перемешивая раствор в конической колбе.
3. Эквивалентную точку определить по переходу окраски фенолфталеина от бесцветной к малиновой, сохраняющейся при перемешивании в течение 30 с.
4. Титрование повторить 2−3 раза, измеренные эквивалентные объемы щелочи усреднить.
Протокол лабораторной работы
1. Заданная преподавателем концентрация соляной кислоты .
2. Расчет объема соляной кислоты, необходимого для приготовления 100 мл раствора кислоты заданной концентрации.
3. Объем аликвоты соляной кислоты, взятый для титрования, Va = ……., мл.
4. Концентрация раствора щелочи CNaOH = …….., экв/л.
5. Объем щелочи, пошедший на титрование пробы соляной кислоты:
VNaOH, 1 = …………., мл;
VNaOH, 2 = …………., мл;
VNaOH, ср = …………, мл.
Обработка результатов эксперимента
Рассчитать концентрацию соляной кислоты по результатам титрования
и определить отклонение от заданного значения концентрации соляной кислоты
.
Содержание отчета по лабораторной работе
1. Название работы.
2. Цель работы.
3. Ход эксперимента.
4. Результаты эксперимента.
5. Обработка результатов эксперимента.
6. Выводы.
Цель работы: ознакомиться с процессом гидролиза солей и его следствиями, научиться составлять уравнения гидролиза.
Общие сведения
Гидролизом называют процесс химического взаимодействия солей с водой. Продуктами гидролиза являются малодиссоциированные соединения в растворе, иногда – осадки или газы. Соответственно соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются. К ним относятся, например, хлориды, нитраты и сульфаты щелочных металлов, стронция и бария. Различают три типа гидролизующихся солей.
Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой. Гидролизуется анион слабой кислоты: А + Н2О = НА + ОН, в растворе появляются ионы ОН, поэтому среда – щелочная, рН > 7. Например, Na2CO3 образован сильным основанием NaOH и слабой угольной кислотой H2CO3. Диссоциация карбоната натрия описывается уравнением:
.
С водой взаимодействует карбонат-ион по реакции:
.
Распределяя катионы натрия по образующимся в ходе гидролиза анионам, получим молекулярное уравнение гидролиза:
Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH.
Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. Гидролизуется катион слабого основания: М+ + Н2О МОН + Н+, в растворе появляются ионы Н+, поэтому среда кислая, рН < 7. Например, FeSO4 образован слабым основанием Fe(OH)2 и сильной кислотой H2SO4. Сульфат железа (II) диссоциирует по реакции:
.
С водой реагирует остаток слабого основания – катион Fe2+:
Fe2+ + HOH FeOH+ + H+.
Так как в ходе гидролиза образуются ионы H+, то среда в растворе FeSO4 будет кислой.
Молекулярное уравнение гидролиза:
2FeSO4 + 2H2O = (FeOH)2SO4 + H2SO4.
Степень гидролиза солей этих двух групп невелика, не превышает нескольких процентов. Поэтому гидролиз многозарядных ионов протекает не далее первой ступени, то есть ограничивается взаимодействием иона только с одной молекулой воды.
Гидролиз соли, образованной двумя слабыми электролитами. Гидролиз протекает как по катиону, так и по аниону:
М+ + А + Н2О = МОН + НА.
Например, ацетат натрия CH3COONa образован слабым основанием NH4OH и слабой кислотой CH3COOH, соответственно с водой взаимодействует и катион аммония и ацетат-ион:
Молекулярная форма реакции:
CH3COONH4 + H2O = CH3COOH + NH4OH
Образующиеся слабые кислота и основание диссоциируют в разной степени, поэтому среда в растворе зависит от их относительной силы. Если кислота сильнее, то ее константа диссоциации больше и среда слабокислая. Если сильнее основание, то среда слабощелочная.
Степень гидролиза соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием многократно выше, чем у солей первых двух групп, гидролизующихся только по одному иону. Если продуктами гидролиза являются труднорастворимые соединения или газы, то гидролиз протекает полностью. Пример необратимого, полного гидролиза:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S.
Степень гидролиза солей зависит от ряда факторов, определяемых принципом Ле-Шателье.
Чем слабее кислота или основание, образующиеся в результате гидролиза, тем выше глубина протекания процесса.
С увеличением количества воды, то есть с разбавлением раствора, степень гидролиза возрастает.
Поскольку гидролиз всегда протекает с поглощением тепла, является эндотермической реакцией, степень гидролиза повышается при нагревании раствора.
Гидролиз солей первой группы может быть подавлен добавлением кислоты, а во второй группе солей – добавлением щелочи.
При смешивании растворов солей первой и второй групп происходит взаимное усиление гидролиза.
Выполнение работы
Опыт 1. Гидролиз солей. В отдельные пробирки налить по 3-4 капли растворов хлорида железа (III), сульфата цинка, сульфата алюминия, карбоната натрия и сульфида натрия. Добавить по 1-2 капли лакмуса и записать в таблицу окраску каждого из растворов этих солей. Вылить содержимое пробирок, промыть их дистиллированной водой и вновь налить указанные выше растворы. Добавить по 1-2 капли фенолфталеина и записать окраску растворов. Определить рН каждого раствора при помощи универсальной индикаторной бумаги.
Опыт 2. Образование основных и кислых солей при гидролизе.
А. Гидролиз ацетата алюминия. В пробирку внести 7–8 капель раствора сульфата алюминия и такой же объем раствора ацетата натрия. Укрепить пробирку в штативе и опустить в водяную баню, нагретую до кипения. Отметить образование осадка основной соли алюминия А1(ОН)2СН3СОО.
Б. Гидролиз сульфита натрия. Две капли раствора сульфита натрия нанести на индикаторную бумагу и определить рН. По отсутствию запаха сернистого газа убедиться в том, что сульфит натрия подвергается неполному гидролизу.
Опыт 3. Факторы, влияющие на степень гидролиза солей.
А. Влияние силы кислоты и основания, образующих соль, на степень ее гидролиза. В три пробирки налить равные объемы сульфита натрия, ацетата натрия и карбоната натрия. В каждую пробирку добавить по одной капле фенолфталеина. Отметить интенсивность окраски фенолфталеина в каждом случае. Определить рН растворов по универсальной индикаторной бумаге.
В другие две пробирки налить одинаковый объем растворов солей алюминия и магния. Определить рН каждого раствора по универсальной индикаторной бумаге. Прилить по 3 капли раствора лакмуса и отметить цвет раствора.
Пробирки с растворами оставить для дальнейших испытаний.
Б. Влияние температуры. Растворы из опыта 3А нагреть на водяной бане (греть 3-4 минуты). Отметить изменение окраски индикатора.
В. Влияние разбавления раствора на степень гидролиза соли. В пробирку внести 2–3 капли раствора хлорида сурьмы (III) и постепенно по каплям прибавлять воду до выпадения белого осадка хлорида оксосурьмы SbOCl. Этот осадок образуется на второй ступени гидролиза из Sb(OH)2Cl вследствие отщепления воды. К полученному осадку добавить раствор соляной кислоты. Отметить растворение осадка хлорида оксосурьмы.
Г. Влияние изменения концентрации водородных ионов на гидролиз соли. Внести в пробирку 8–10 капель дистиллированной воды и один микрошпатель кристаллов хлорида олова (II). Раствор перемешать стеклянной палочкой. Образующийся белый осадок представляет собой основную соль олова SnOHCl. Добавлять к содержимому пробирки соляную кислоту до растворения осадка.
Опыт 4. Растворение металлов в продуктах гидролиза солей. В одну пробирку налить 0,5 мл концентрированного раствора сульфата цинка, в другую – столько же концентрированного раствора сульфата алюминия. Внести в обе пробирки по кусочку цинка. Для ускорения реакций пробирки можно нагреть.
Опыт 5. Взаимное усиление гидролиза при взаимодействии растворов двух солей. В одну пробирку налить 3−5 капель раствора хлорида железа (III), во вторую – столько же раствора сульфата алюминия, в третью – столько же раствора сульфата хрома (III). В первые две пробирки добавить 3−5 капель раствора карбоната натрия, в третью – столько же раствора сульфида натрия. Во всех трех пробирках выпадают в осадок гидроксиды металлов (железа, алюминия и хрома) и выделяются газы.
Протокол лабораторной работы
Данные опыта 1 занести в таблицу 6.1:
Таблица 6.1.
|
№ |
Формула соли |
Окраска лакмуса |
Окраска фенол-фталеина |
рН раствора по универсальной индикатороной бумаге |
Характер раствора |
Результаты опытов 3А и 3Б занести в таблицу 6.2:
Таблица 6.2.
|
№ |
Формула соли |
Цвет фенолфталеина |
Цвет лакмуса |
рН раствора по универсальной индикатороной бумаге |
Изменение окраски после нагревания |
В остальных случаях записать использованные реактивы и результаты наблюдений
Содержание отчета по лабораторной работе
Опыт 1. Привести таблицу с результатами эксперимента. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах. Сделать выводы о характере растворов (кислый или щелочной).
Опыт 2. А. Написать молекулярное и ионное уравнения реакции образования ацетата алюминия и ионное уравнение его гидролиза. Ответить на вопросы, приведенные ниже.
Продуктом какой ступени гидролиза является образовавшийся осадок основной соли?
При гидролизе каких солей могут получаться основные соли?
Б. Составить молекулярное и ионное уравнение гидролиза сульфита натрия. Ответить на приведенные ниже вопросы.
На присутствие каких ионов в растворе указывает найденное значение рН раствора сульфита натрия?
В результате какого процесса эти ионы появились?
Какая соль является продуктом гидролиза сульфите натрия по первой ступени?
Написать молекулярное и ионное уравнения реакции гидролиза сульфита натрия.
При гидролизе каких солей получаются кислые соли?
Опыт 3. По результатам опыта 3А и 3Б заполнить таблицу 6.3.
Таблица 6.3.
|
№ |
Формула соли |
Kd1*) слабого электролита |
Цвет фенолфталеина |
Цвет лакмуса |
рН раствора по универсальной индикаторной бумаге |
Изменение окраски после нагревания |
*) Для гидроксидов металлов найти в справочной литературе значение констант нестойкости гидроксокомплексов , где х – степень окисления металла.
Составить молекулярные и ионные уравнения гидролиза.
Ответить на ниже приведенные вопросы.
В каком растворе при гидролизе по аниону концентрация ионов ОН– более высокая?
Степень гидролиза какой соли больше? Почему?
Степень гидролиза какой соли при одинаковых концентрациях и температуре должна быть больше: А1Сl3 или MgCl2?
В растворе какой соли концентрация ионов Н+ выше?
Сделать общий вывод о влиянии силы кислоты и основания, образующих соль, на степень ее гидролиза.
Опыт 3В. Написать ионные уравнения первой и второй ступеней гидролиза хлорида сурьмы (III) и общее уравнение ее гидролиза до образования Sb(OH)2Cl.
Написать формулу для вычисления константы гидролиза хлорида сурьмы (III) для первой ступени. Показать при помощи этой константы, как влияет разбавление на степень гидролиза этой соли.
Сделать общий вывод о влиянии разведения на степень гидролиза солей. Степень гидролиза каких солей не меняется при разбавлении раствора? Добавлением какого реактива можно уменьшить степень гидролиза хлорида сурьмы?
Опыт 3Г. Составить уравнение гидролиза хлорида олова (II) в молекулярной и ионной форме. Ответить на вопросы.
Почему при растворении хлорида олова в воде образуется осадок основной соли?
Добавлением какого реактива можно уменьшить степень гидролиза хлорида олова (II)?
Опыт 4 и 5. Составить ионные и молекулярные уравнения гидролиза. Объяснить причину растворения цинка в растворах солей цинка и алюминия.
Цель работы: определить, каким закономерностям подчиняется растворимость малорастворимых соединений.
Общие сведения
Насыщенным называют раствор, находящийся в равновесии с избытком растворяемого вещества. Концентрацию насыщенного раствора называют растворимостью и обозначают S. Растворимость зависит от температуры и состава раствора.
Рассмотрим равновесие между солью и ее насыщенным раствором. При этом учтем, что все соли – сильные электролиты, полностью диссоциирующие в растворе.
.
Константу данного равновесия называют произведением растворимости соли и обозначают L. Запишем ее выражение согласно закону действующих масс:
.
Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого соединения произведение концентраций его ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при данной температуре – величина постоянная.
Произведение растворимости характеризует сравнительную растворимость веществ: чем больше величина L данного вещества, тем больше его растворимость.
Математическое выражение произведения растворимости используют для расчета концентрации ионов в насыщенных растворах. Значения произведений растворимости обычно приводятся в справочной литературе.
Если произведение концентраций ионов, образующих труднорастворимую соль, выше равновесного значения, то есть правая часть в формуле произведения растворимости больше левой, то в системе будет происходить образование осадка. При противоположном знаке неравенства осадок будет растворяться.
Значение рН, при котором из данного раствора начинает выпадать осадок гидроксида, называют рН гидратообразования. Для расчета этой характеристики используют следующие формулы:
М(ОН)z(т) = Мz+(р-р) + zOH(р-р);
L = Mz+OHz.
Из последней формулы находят концентрацию ионов гидроксила, а затем рН гидратообразования.
Выполнение работы
Опыт 1. Условия выпадения осадка. В две пробирки внести по 2−3 капли раствора сульфата железа (II). В одну из них добавить такой же объем сероводородной воды, а в другую − раствор сульфида натрия. Отметить, в каком случае выпадает осадок?
Написать ионное уравнение реакции. При каких условиях выпадает осадок? Пользуясь правилом произведения растворимости, объяснить выпадение осадка сульфида железа в одном случае и его отсутствие в другом.
Опыт 2. Дробное осаждение. В двух пробирках получить раздельно хлорид и хромат серебра взаимодействием растворов хлорида и хромата калия с нитратом серебра (по 2−4 капли). Написать ионные уравнения реакций, отметить цвета осадков и записать величину произведения растворимости для хлорида и хромата серебра.
Какая соль менее растворима? Какое вещество будет выпадать в осадок в первую очередь из раствора, содержащего ионы Сl−, и Ag+ в равных концентрациях?
В чистую пробирку поместить по 2−3 капли растворов хлорида и хромата калия, добавить 5−6 капель воды и перемешать раствор стеклянной палочкой. Осторожно, по каплям (1−2 капли) прибавлять в него раствор нитрата серебра. Что наблюдается? С какими ионами в первую очередь реагируют ионы серебра? Какое вещество при этом образуется?
Добавить в раствор еще несколько капель нитрата серебра. Наблюдается ли образование хлорида серебра? Отметить начало его образования при дальнейшем увеличении концентрации иона серебра. Объяснить последовательность образования осадков в данном опыте, учитывая величины произведений растворимости хлорида и хромата серебра.
Опыт 3. Сравнение полноты осаждения ионов различными осадителями.
А. Осаждение солей бария. Получить осадок оксалата бария взаимодействием растворов хлорида бария (4 капли) и оксалата аммония (6 капель). Дать раствору отстояться или отфильтровать его через бумажный фильтр, вложенный в воронку. Прозрачный фильтрат перенести пипеткой в две чистые пробирки по 3−4 капли в каждую. В одну из них добавить 1−2 капли раствора оксалата аммония, чтобы убедиться в полноте осаждения иона бария по отношению к ионам оксалата (). В другую пробирку добавить 3−4 капли раствора хромата калия. Какое вещество выпадает в осадок?
Написать ионные уравнения протекающих реакций. Записать величины произведений растворимости оксалата и хромата бария и объяснить образование осадка ВаСrО4 после удаления из раствора ионов Ва2+ в виде ВаС2О4. Каким из примененных реактивов наиболее полно удаляются ионы бария из раствора?
Б. Осаждение солей свинца. Получить хлорид свинца взаимодействием растворов нитрата свинца (4 капли) и хлорида натрия (6 капель). Профильтровать раствор в две пробирки по 2−3 капли в каждую. В одну из пробирок добавить 2−3 капли раствора хлорида натрия, в другую − такой же объем раствора иодида калия. Какая соль выпадает в осадок?
Написать ионные уравнения реакции образования полученных солей свинца. На основании опыта сделать вывод о сравнительной величине произведений растворимости этих солей. Проверить свое заключение по табличным данным.
Опыт 4. Условия растворения осадков.
А. Влияние величины произведения растворимости на растворение осадков. В трех пробирках раздельно получить осадки хлорида, бромида и иодида серебра взаимодействием растворов соответствующих солей с нитратом серебра (по 2−3 капли каждого реактива).
Отметить цвет осадков. К осадкам в каждую пробирку добавить по 2−3 капли раствора аммиака. Размешать содержимое пробирок стеклянной палочкой.
В каком случае осадок растворяется быстро? Осадок какого вещества практически не растворяется?
Написать уравнения реакций растворения осадков соответствующих галогенидов серебра в водном растворе аммиака, протекающих с образованием комплексного иона [Ag(NH3)2]+. Написать выражения произведений, растворимости для хлорида, бромида и иодида серебра и указать их числовые значения. Объяснить причину растворения галогенидов серебра в аммиаке. Почему бромид серебра растворяется в. аммиаке медленнее, чем хлорид, а иодид серебра практически нерастворим в аммиаке?
Б. Влияние концентрации ионов растворителя на растворение осадков. В двух пробирках получить осадок оксалата кальция взаимодействием растворов соли кальция и оксалата аммония (2–3 капли). Добавить в одну пробирку несколько капель 2 н. раствора хлороводородной кислоты до полного растворения осадка. В другую пробирку столько же 2 н. раствора уксусной кислоты. Отметить практическую нерастворимость оксалата кальция в последнем случае. Написать ионные уравнения протекающих реакций и выражение произведения растворимости. Объяснить, почему осадок оксалата кальция растворяется в хлороводородной кислоте и практически нерастворим в уксусной.
Концентрация какого иона влияет на растворение оксалата кальция в кислотах?
Опыт 5. Переосаждение малорастворимых веществ
А. Получение сульфида свинца из сульфата свинца. В пробирку внести 2 капли раствора нитрата свинца и прибавить туда же 3 капли раствора сульфата натрия. Осадок какого вещества образовался? Написать ионное уравнение реакции. Осадку дать отстояться и кусочком фильтровальной бумаги или пипеткой отобрать жидкую фазу. К осадку добавить 3–4 капли сульфида аммония и перемешать осадок стеклянной палочкой. Как изменился цвет осадка? Какое вещество образовалось? Написать выражения произведений растворимости и их численные значения для полученных малорастворимых веществ. Объяснить переход одного осадка в другой.
Б. Получение хромата свинца из сульфата свинца. Получить сульфат свинца: в пробирку внести 2 капли раствора нитрата свинца и прибавить туда же 3 капли раствора сульфата натрия. Перевести его в хромат свинца: осадку дать отстояться и кусочком фильтровальной бумаги или пипеткой отобрать жидкую фазу, к осадку добавить 3–4 капли хромата калия. Как изменился цвет осадка? Написать уравнения протекающих реакций. Записать величины произведений растворимости полученных, малорастворимых веществ и объяснить переход сульфата свинца в хромат свинца.
Опыт 6. Образование нерастворимых гидроксидов металлов (рН гидратообразования). В пять пробирок отобрать по 10 капель растворов солей железа (III), меди, железа (II), магния, кальция. В каждую пробирку добавлять по каплям 0,2 н. раствор NaOH до появления осадка гидроксида. В каждом случае записать число капель добавленного раствора щелочи в таблицу 7.1:
Таблица 7.1.
|
№ пробирки |
Формула соли |
Число капель щелочи до образования осадка гидроксида |
Формула гидроксида |
Произведение растворимости |
|
Fe(OH)3 |
6,31038 |
|||
|
Cu(OH)2 |
2,21020 |
|||
|
Fe(OH)2 |
81016 |
|||
|
Mg(OH)2 |
6,01010 |
|||
|
Ca(OH)2 |
5,5106 |
Составить уравнения реакций образования гидроксидов металлов. Как связано количество добавленной щелочи и произведение растворимости гидроксида металла? Оценить рН гидратообразования в каждом случае.
Протокол лабораторной работы
По каждому опыту записать используемые при проведении эксперимента реактивы и результаты проведения реакций.
Содержание отчета по лабораторной работе
1. Название работы.
2. Цель работы.
3. Уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, результаты проведения реакций, заполненные таблицы и.т.п.
4. Ответы на вопросы по каждому опыту.
5. Выводы.
Цель работы: познакомиться с наиболее распространенными окислителями и восстановителями, с продуктами их взаимодействия между собой и научиться составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций.
Общие сведения
Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.
Степень окисления – это гипотетический заряд, который был бы на атомах данного элемента, если бы соединение было построено из ионов.
Высшая степень окисления элемента равна номеру группы периодической системы, в которой данный элемент расположен. Низшая отрицательная степень окисления равна числу электронов, которое может принять данный элемент на застраивающийся np-подуровень: zmin = N – 8, где N – номер группы. Многие элементы проявляют в соединениях постоянные значения степени окисления: фтор −1; кислород −2, кроме пероксидов, в которых степень окисления кислорода −1; щелочные металлы +1; щелочноземельные металлы +2; водород, кроме гидридов и органических соединений, +1.
Окислителем называют элемент, который в ходе реакции понижает степень окисления, а восстановителем – элемент, который повышает степень окисления. Окислитель при этом принимает электроны на валентную оболочку, а восстановитель отдает электроны.
Выполнение работы
Для всех реакций, выполняемых в ходе работы, необходимо составить уравнения полуреакций окисления и восстановления, а также полные ионные и молекулярные уравнения.
Опыт 1. Окислительные свойства пероксида водорода. Налить в пробирку 3−4 капли раствора пероксида водорода, добавить 2−3 капли 2 н. раствора серной кислоты и столько же раствора иодида калия. К содержимому пробирки добавить крахмал. Обратить внимание на окраску раствора.
Опыт 2. Восстановительные свойства галогенидов.
А. К нескольким каплям раствора бромида калия добавить столько же хлорной воды и 4−5 капель четыреххлористого углерода, выполняющего роль экстрагента (в CCl4 бром растворяется лучше, чем в воде). Встряхнуть пробирку, закрыв ее пальцем. Обратить внимание на окраску органической фазы.
Б. К 3−4 каплям раствора иодида калия добавить 3−4 капли CCl4 и 2−3 капли бромной воды. Четыреххлористый углерод является экстрагентом йода. Обратить внимание на окраску органической фазы.
Опыт 4. Окислительные свойства сернистой кислоты. Налить в пробирку 3−4 капли раствора сернистой кислоты (или по 3−4 капли раствора сульфита натрия и 2 н. серной кислоты) и столько же насыщенной сероводородной воды (или раствора сульфида натрия). Определить, какой продукт образовался в результате реакции.
Опыт 5. Восстановительные свойства сернистой кислоты. К нескольким каплям разбавленного раствора йода прилить 4−5 капель раствора сернистой кислоты (или по 4−5 капель 2 н. серной кислоты и раствора сульфита натрия). Отметить изменение окраски раствора.
Опыт 6. Окислительные и восстановительные свойства нитритов. К подкисленному 2 н. серной кислотой раствору йодида калия добавить несколько капель раствора нитрита натрия. К смеси добавить 2−3 капли раствора крахмала, который служит индикатором йода. Объяснить изменение окраски раствора. Обратить внимание на запах выделяющегося газа – оксида азота (II).
Опыт 7. Восстановительные свойства хрома (III). В пробирку внести 1−2 капли раствора сульфата хрома (III) и прилить избыток раствора щелочи до появления изумрудно-зеленой окраски гидроксокомплекса хрома Cr(OH)63. Затем к этому раствору прилить пероксид водорода до перехода окраски в желтую. Объяснить изменение окраски раствора.
Опыт 8. Окислительные свойства дихромата калия. В три пробирки налить по 8−10 капель раствора дихромата калия и подкислить его несколькими каплями раствора серной кислоты концентрацией 20 %. В первую пробирку добавить раствор сульфита натрия до перехода окраски раствора в зеленую. Во вторую пробирку прилить несколько капель раствора сульфида натрия и отметить помутнение раствора за счет выпадения серы. В третью пробирку добавить раствор сульфата железа (II).
Опыт 9. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах.
А. Кислая среда. В три пробирки налить по 3 капли раствора перманганата калия и добавить столько же 2 н. раствора серной кислоты. В первую пробирку добавить 5 капель раствора иодида калия, во вторую – столько же раствора сульфита натрия, в третью –. столько же раствора сульфата железа (II).
Б. Нейтральная среда. В две пробирки налить по 3 капли раствора перманганата калия; в первую пробирку добавить столько же раствора сульфита натрия, во вторую – раствора сульфата марганца (II).
В. Сильнощелочная среда. В пробирку налить три капли раствора перманганата калия, столько же раствора щелочи и 3−4 капли раствора сульфита натрия.
Отметить изменение окраски растворов во всех пробирках. Установить, в какой среде окислительные свойства перманганата калия выше.
Содержание отчета по лабораторной работе
1. Название работы.
2. Цель работы.
3. Уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, уравненные методом полуреакций или методом баланса электронов (по указанию преподавателя) и результаты проведения реакций.
1. Захаров Л.Н. Техника безопасности в химических лабораториях Л.: Химия, 1991, 336 с.
2. Коровин Н.В. Лабораторные работы по химии: Учебн. пособие для ВУЗов / Н.В. Коровин, Э.И. Мингулина, Н.Г. Рыжова. М.: Высшая школа, 2001, 256 с.
3. Краткий справочник физико-химических величин. Ред. Равдель А.А., Пономарева А.М. СПб: Специальная литература, 2003.
4. Николаев Л.А. Современная химия. М.: Изд-во «Просвещение», 1970, 544 с.
5. Николаева Р.Б. Неорганическая химия Часть 2. Химия элементов и их соединений: Учебн. пособие / Р.Б. Николаева, С.В. Сайкова. – 3-е изд. Красноярск, 2007, 117 с.
6. Никольский А.Б. Химия: Учебник для ВУЗов / А.Б. Никольский, А.В. Суворов. СПб.: Химиздат, 2001, 512 с.
7. Семенов И.Н. Химия / И.Н. Семенов, И.А. Перфилова. СПб.: Химиздат, 2000, 656 с.
8. Стась Н.Ф. Лабораторный практикум по общей и неорганической химии: Учебн. пособие / Н.Ф. Стась, А.А. Плакидкин, Е.М. Князева. Томск: Изд-во ТПУ, 2007, 207 с.
|
[1] [2] Правила работы в лаборатории
[3] [3.0.0.1] Общие сведения [3.0.0.2] Выполнение работы [3.0.0.3] Протокол лабораторной работы [3.0.0.4] Содержание отчета по лабораторной работе
[4] [4.0.0.1] Общие сведения [4.0.0.2] Выполнение работы [4.0.0.3] Содержание протокола лабораторной работы [4.0.0.4] Обработка результатов эксперимента [4.0.0.5] Содержание отчета по лабораторной работе [5] Лабораторная работа № 3. Исследование скорости химических реакций и химического равновесия [5.0.0.1] Общие сведения [5.0.0.2] Выполнение работы [5.0.0.3] Содержание протокола лабораторной работы [5.0.0.4] Обработка экспериментальных данных [5.0.0.5] Содержание отчета по лабораторной работе [6] Лабораторная работа № 4. Исследование реакций в растворах электролитов [6.0.0.1] Общие сведения [6.0.0.2] Выполнение работы [6.0.0.3] Содержание протокола лабораторной работы [6.0.0.4] Содержание отчета по лабораторной работе [7] Лабораторная работа № 5. Приготовление раствора и определение его концентрации [7.0.0.1] Общие сведения [7.0.0.2] Выполнение работы [7.0.0.3] Протокол лабораторной работы [7.0.0.4] Обработка результатов эксперимента [7.0.0.5] Содержание отчета по лабораторной работе [8] Лабораторная работа № 6. Исследование гидролиза солей [8.0.0.1] Общие сведения [8.0.0.2] Выполнение работы [8.0.0.3] Протокол лабораторной работы [8.0.0.4] Содержание отчета по лабораторной работе [9] Лабораторная работа № 7. Исследование растворимости солей [9.0.0.1] Общие сведения [9.0.0.2] Выполнение работы [9.0.0.3] Протокол лабораторной работы [9.0.0.4] Содержание отчета по лабораторной работе [10] Лабораторная работа № 8. Исследование окислительно-восстановительных реакций [10.0.0.1] Общие сведения [10.0.0.2] Выполнение работы [10.0.0.3] Содержание отчета по лабораторной работе [11] БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК [12] Содержание |