Оглавление

РАЗДЕЛ: ХИМИЯ.. 4

Меры предосторожности, которые необходимо соблюдать во время проведения лабораторных работ  4

Лабораторная работа № 1 Классы неорганических соединении. 6

Лабораторная работа № 2 Скорость химической реакции. Химическое равновесие. Катализ. 12

Лабораторная работа № 3 Электролитическая диссоциация. Ионные реакции. 18

Лабораторная работа №4 Гидролиз солей. 24

Лабораторная работа № 5 Окислительно-восстановительные реакции. 28

Лабораторная работа № 6 Коррозия металлов. 34

Лабораторная работа № 7.Качественные реакции на Сl, SO₄^2-, РС₄^3-, СO₃^2-. Получение аммиака. Распознавание минеральных удобрений. 38

Лабораторная работа № 8. Получение и свойства СO₂. Свойства карбонатов. 37

Задания к практическим работам 1-10. 48

РАЗДЕЛ: ХИМИЯ

Меры предосторожности, которые необходимо соблюдать во время проведения лабораторных работ

1. Работая в химической лаборатории, необходимо соблюдать большую осторожность.

Помните, что неаккуратность, невнимательность, и недостаточное знакомство с приборами и свойствами химических веществ может повлечь за собой несчастный случай.

2. Приступать к выполнению задания после указания преподавателя о начале работы.
3. Химические реакции выполнять с такими количествами и концентрациями веществ, в такой посуде и приборах, как это указано в соответствующем разделе руководства
4. Производить опыты в чистой посуде.
5. Внимательно прочесть надпись на этикетке, прежде чем взять вещество для опыта.
6. Все опыты, сопровождающиеся выделением ядовитых, летучих и неприятно пахнущих веществ (например, выпаривание, кипячение раствора кислот, а также растворов, содержащих галогены, аммиак, сероводород и т.п.) проводить только в вытяжном шкафу.
7. Выполняя опыты с взрывчатыми, легковоспламеняющимися веществами или кислотами и щелочами, помимо соблюдения всех других мер предосторожности, работать стоя. Поджигать газы и пары можно только после предварительной проверки их на чистоту, так как смесь горючего газа с воздухом взрывается.
8. Наливая или нагревая реактивы, не наклоняться над сосудом, так как возможно разбрызгивания и даже выброс жидкости. Нагревая пробирки, колбы стаканы, не держать их отверстием к себе или в сторону находящихся рядом товарищей.
9. Нюхать выделяющиеся газы издали, помахивая рукой от сосуда к себе.
10. Реактивы не пробовать на вкус, так как большинство из них в той или иной мере ядовиты.
11. Держать дальше от огня легко воспламеняющиеся вещества: эфир, бензин, спирт, бензол и др. Если воспламенится бензин, спирт или эфир, надо немедленно накрыть пламя асбестом или засыпать песком.
12. Спиртовку не зажигать, наклоняя ее к другой горящей спиртовке: гасит спиртовку, накрывая ее сверху колпаком.
13. В случае возникновения пожара в лаборатории немедленно позвонить в пожарную охрану. До прибытия пожарных гасить огонь песком, огнетушителем и водой.
14. В случае ожога лица, рук кислотой или щелочью необходимо оказать пострадавшему первую помощь

 

ПРОСТЕЙШИЕ ПРАВИЛА ПЕРВОЙ ПОМОЩИ ПРИ НЕСЧАСТНЫХ СЛУЧАЯХ В ЛАБОРАТОРИИ

1. При ранении стеклом убедиться в том, что в ранке не осталось стекла, быстро протереть ваткой, смоченной спиртом, смазать йодом и забинтовать.
2. При горячих (термических) ожогах на обожженное место наложить компресс (без бумаги) из концентрированного раствора перманганата или смазать это место мазью от ожогов. Если под рукой нет перманганата и мази, рекомендуется присыпать обожженное место двууглекислой (питьевой) содой и приложить бинт, смоченный холодной водой.
3. В случае ожога лица, рук кислотой или щелочью немедленно обмыть пораженное место большим количеством воды (мыть под краном минут пять), а затем:

• при ожоге кислотами – обмыть 2 %-ным раствором питьевой соды или слабым раствором нашатырного спирта;
• при ожоге щелочами – обмыть 1 %-ным раствором уксусной или лимонной кислоты. В обоих случаях после наложить компресс из бинта, смоченного спиртом.
• При попадании кислоты или щелочи в глаза необходимо промыть их большим количеством воды, а затем:
• при попадании кислоты – промыть разбавленным раствором питьевой соды; при попадании щелочи – 1 %-ным раствором борной кислоты

4. Если необходимо, то пострадавшего после оказания первой помощи немедленно доставить в медпункт или в поликлинику.

После ознакомления с правилами техники безопасности при работе в химической лаборатории каждый студент должен расписаться в специальной книге или журнале.

Перед проведением очередного занятия в лаборатории преподаватель должен повторить указания о мерах предосторожности, которые необходимо соблюдать при использовании в данных опытах тех или иных реактивов (концентрированных серной и азотной кислот, хлора, фенола, едких щелочей и др.).

С первого же занятия в лаборатории студенты, преподаватель и лаборант должны работать в белых халатах.

Лабораторная работа № 1 Классы неорганических соединении

Неорганические соединения могут классифицироваться как но составу так и по свойствам (функциональным признакам).

По составу они подразделяются на двухэлементные, и многоэлементные.

По функциональному признаку неорганические соединения подразделяются на классы в зависимости от характера функций, выполняемых ими в химических реакциях (оксиды, кислоты, основания, соли).

Оксиды. Оксиды подразделяются на несолеобразующие и солеобразующие. Последние делятся на основные, кислотные, амфотерные.

Основными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. Основным оксидам отвечают основания. Например, оксиду натрия Na₂0 – NaOH, CuO – Сu(OH)₂.

Кислотными называют оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с основаниями или с основными оксидами. Присоединяя прямо или косвенно воду, кислотные оксиды образуют кислоты; например, диоксид кремния SiO₂ – кремневую кислоту H₂SiO₃, оксид азота (V) N₂O₅ -азотную кислоту HNОз.

Амфотерными называют оксиды, которые образуют соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями. К амфотерным оксидам относят, например, ZnO, А1₂Оз, SnO, РbО, Сr₂Оз.

Несолеобразующие оксиды не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями. К ним относят: оксид азота (I) N₂O, оксид азота (II) NO, оксид уг­лерода (II) СО, оксид кремнии (II) SiO и др.

Если переходный элемент образует несколько оксидов, то с увеличением степени окисления свойства оксидов изменяются от основных до кислотных. Например, СrО – основной оксид; Сr₂0з – амфотерный, СrО₃ – кислотный. В периодах слева направо характер оксидов изменяется от основного до кислотного, например.

Na₂0, MgO, А1₂0з, SiO₂, P₂0₅, SO₃, CI₂O₇

В главных продуктах кислотный характер оксидов ослабевает сверху вниз. Например, P₂O_S более кислотен, чем Sb₂O₅.

Кислоты. Кислотами называются гидраты оксидов неметаллов или гидроксиды металлов, проявляющих высшую степень окисления. С позиции теории электролитической диссоциации к кислотам относятся вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием иона водорода (H⁺).

Характерным свойством кислот является их способность взаимодействовать с основаниями, основными и амфотерными оксидами с образованием солей, например:

2HNO₃ + Cu (OH) ₃ =Cu (NO₃)₂ + 2H₂O

2НС1 + CaO =CaCl₂ + H₂O

H₂S0₄+ ZnO =ZnSO₄+H₂O

По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородосодержащие (например, H₂S0₄, HNO₃) и бескислородные (например. HBr, H₂S, HCN).

По числу содержащихся в молекуле кислоты атомов водорода, способных замещаться атомами металла различают кислоты:

Одноосновные HNO₃, HC1; двухосновные H₂S0₄, H2CO₃ трехосновные H_2:Р0₄ и т.д.

Основания. Основаниями называют гидраты оксидов металлов. С точки зрения электролитической диссоциации к ним относят вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием гидроксидов ионов (ОН).

Характерным свойством оснований является их способность взаимодействовать с кислотами, кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей:

КОН + НС1 =КС1+Н₂0

Са(ОН)₂ + СO₂ = СаСОз + Н_2OO

2NaOH + AI₂O₃ =2NaAlO₂ + Н₂O

Число гидроксидных групп определяется степенью окисления металла и в зависимости от числа ионов водорода (Н⁺), которые могут присоединяться к основанию, бывают: однокислотные LiOH, КОН, NH₄OH; двукислотные Са(ОН)₂, Cd(OH)₂ и т.д.

Основания делятся по отношению к воде на растворимые (КОН, NaOH, N1Н₄ОН) и нерастворимые Fe(OH)₃, Co(OH)₂ и т.д.

Амфотерные гидроксиды. Амфотерные гидроксиды способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот (с образованием Н⁺), так и по чипу оснований (с образованием гидроксильных анионов). При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований, а при взаимодействии с основаниями – свойства кислот.

К амфотерным гидроксидам относятся: А1(ОН)_З, Zn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂и др.

Соли. Соли можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или как продукты полного или частичного замещения гидроксильных групп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками.

Средней солью называется продукт полной нейтрализации кислоты щелочью или продукт полного замещения ионов водорода в молекулах кислот ионами металлов. Например:

 

Cu(OH)₂→ Cu(N0₃)₂

 

Кислой солью называется продукт неполного замещения ионов водорода в молекуле многоосновной кислоты ионами металла.

H3PO4	NaH2P04
	Na2HP04

Основной солью называется продукт неполного замещения гидроксильных групп в молекулах оснований кислотными остатками.

Fе(ОН)3	Fe(OH)2Cl
	FeOHCl2

Цель работы:

Ознакомиться с основными классами неорганических соединений, способами их получения, физическими или химическими свойствами

Реактивы и посуда:

Пробирки, спиртовки, пробиркодержатели, газоотводная трубка Реактивы: 2_Н растворы AlCl, NH₄OH, HC1, NaOH, CuSO₄, FeCl₃,  Co(NO₃)₂, FeSO₄, NiCl₂, BaCl₂, MgSO₄, Na₂SO₄, HNO₃, Hg(NO₃)₂, ZnCl₂, Pb(NO₃)_2.

Порошки: CaCO₅; гранулы: Zn, Fe, Cu, Al проволочки Cu, Al, Zn.

Выполнение работы:

Опыт 1.Получение и свойства гидроксида алюминия.

Реактивы: растворы AlCl₃, NH₄OH, HC01, NaOН.

В пробирку налейте 2-3 мл раствора соли алюминия AlCl₃ и прибавьте такой же объем раствора гидроксида аммония (NH₄OH), Наблюдайте появление осадка гидроксида алюминия.

Содержание пробирки разлейте на две части и подействуйте при взбалтывании растворами соляной кислоты (НС1) и гидроксида натрия (NaОН) до полного растворения осадка.

Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, сделайте вывод о

характере гидроксида алюминия.

Опыт 2. Получение оксида меди (П).

Реактивы: растворы CuSO₄, NaOH.

В пробирку налейте 1 мл раствора сульфата меди (CuSO₄) и добавьте 5-6 капель раствора гидроксида натрия (NaOH). Пробирку с осадком нагрейте до кипения. Наблюдайте почернение осадка вследствие превращения Сu(ОН)₂ в СuО. Составьте уравнение реакций.

Опыт 3. Получение нерастворимого основания.

Реактивы: растворы FeCl₃, NaOH.

В пробирку с 1-2 мл раствора хлорида железа (III) добавьте равный объем раствора щелочи (NaOH) и наблюдайте образование бурого осадка гидроксида

железа (III).

Составьте молекулярное и ионное уравнения реакций.

Опыт 4. Получение нерастворимых оснований солей двухвалентных

металлов

Реактивы: расторы FeSO₄, Co(NO₃)₂, NiCl₂, NaOH.

В три пробирки поместите отдельно 1-2 мл растворов солей железа (II). кобальта (II) и никеля (II). Подействуйте на них  по каплям раствором щелочи (NaOH) Осадок в пробирке с солью железа при перемешивании буреет вследствие образования Fe(OH)_3.

В пробирке с солью кобальта при добавлении щелочи и нагревании осадок переходит в розовый цвет СO (ОН)_3.

В пробирке с солью никеля при добавлении щелочи выпадает светло-зеленый осадок, который при нагревании теряет воду и переходит в серо-зеленый оксид никеля (II) NiO.

В отличие от гидроксидов железа (II) и кобальта (II) гидроксид никеля (II) кислородом воздуха не окисляется.

Напишите уравнения соответствующих реакций.

Опыт 5. Получение солей

Реактивы: растворы ВаС1₂, MgSO₄, Na₂SO₄.

В две пробирки поместите по 1 мл раствора хлорида бария (ВаС1₂). Прилейте к первой 1 мл раствора сульфата натрия (Na₂S0₄), а во второй – 1 мл сульфата магния (MgSO₄). В обоих случаях наблюдается выпадение осадка.

Напишите уравнения соответствующих реакций.

Опыт 6. Кислотные свойства оксида углерода (IV)

Реактивы: растворы НС1 (H₂SO₄), СаСО₃, лакмуса.

В пробирку с 3-5 мл воды прибавьте 1-2 капли лакмуса. Затем пропустите углекислый газ, полученный в пробирке с газоотводной трубкой действием соляной кислоты НС1 (или серной H₂SO₄) на карбонат кальция СаСОз. Наблюдайте появление розовой окраски, свидетельствующей об образовании кислоты.

Напишите уравнения соответствующих реакций.

Опыт 7. Взаимодействие металлов с кислотами

Реактивы: растворы НС1, НNОз, гранулы Zn, Fe, Cu.

В три пробирки налейте по 2 мл раствора соляной кислоты (НС1). В первую положите кусочек цинка, в другую – железа, а в третью – меди.

Проделайте аналогичные опыты с раствором азотной кислоты (HNОз). Чем отличается действие азотной кислоты от действия соляной кислоты? Напишите уравнения соответствующих реакций.

Опыт 8. Взаимодействие металлов со щелочью. Разрушение оксидной пленки

Реактивы: раствор NaOH, гранулы Zn, A1. Поместите кусочки цинка и алюминия в воду. Отмечается ли течение реакций? Проверьте действие на эти металлы 2н раствора гидроксида натрия (NaOH). Что происходит с оксидной пленкой под влиянием щелочи?

Напишите уравнение соответствующих реакций.

Опыт 9. Окисление металлов кислородом воздуха

Зачистите медную проволоку наждачной бумагой. Нагрейте ее в пламени горелки. Отметьте изменение цвета поверхности.

Напишите уравнение реакции.

Алюминиевую проволоку погрузите на несколько секунд сначала в разбавленную соляную кислоту (предварительно налитую в пробирку), а затем, сполоснув водой, в раствор Hg(NO₃)₂. Выньте проволоку и оставьте ее лежать на воздухе. Отметьте происходящие изменения. Почему оксидная пленка рыхлая?

Напишите уравнения реакций.

Опыт 10. Вытеснение металлов из растворов их солей

Налейте в одну пробирку раствор соли цинка, в другую – синица Опустите в раствор свинца поочередно предварительно зачищенные цинковую и алюминиевую пластики, а в раствор соли цинка – медную.

Напишите уравнения происходящих реакций.

Контрольные вопросы.

1. Дайте формулировку понятий оксидов: а) кислотного; б) основного; в) амфотерного.
2. Напишите формулы ангидридов указанных кислот. H2SO₄, H₃BO₃, Н₂P₂O₇,НС1О, НМп0₄.
3. Напишите формулы оксидов, соответствующих указанным гидроксидам:H₂SiО₃, Cu(OH)₂, H₃AsО₄,Fe(OH)₃.
4. Дайте формулировку понятий кислот. Приведите примеры бескислородосодержащих кислот.
5. Приведите примеры кислот: а) одноосновных; б) двухосновных; в) трехосновных.
6. Что такое основание? Приведите примеры растворимых и нерастворимых оснований.
7. Какие вещества называют солями?
8. Приведите примеры и дайте определение солей: а) средних; б) кислых; в) основных.
9. Какие вещества называются амфотерными гидроксидами? Приведите примеры
10. .Как можно получить труднорастворимые основания в лаборатории? Приведите примеры.
11. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать соляная кислота: N₂0₅, Zn(QH)₂, CaO, AgN0₃, H₃P0₄, H₂S0₄? Составьте уравнения реакций.
12. Какие из указанных веществ реагируют с гидроксидом натрия. СаО, СO₂,

CuSO₄, Cd(OH)₂, P₂О₅?

13. .Какие соли можно получить, имея в своем распоряжении CuSO₄, AgNO₃,К₃РO₄, ВаС1₂? Написать уравнение реакции и назвать полученные соли.
14. Какие из перечисленных кислот образую кислые соли: HJ, H₂S, H₂SO₃,СН3СООН?
15. .Можно ли получить раствор содержащий одновременно a) Ba(OН)₂ и HCI,

б) СаС1₂ и Na₂CО₃, в) NaCl и AgNO₃, г) NaCl и KN0₃? Указать, какие комбинации невозможны и почему.

Лабораторная работа № 2 Скорость химической реакции. Химическое равновесие. Катализ.

Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Она зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, наличия катализаторов и других факторов.

Зависимость скорости химической от концентрации реагирующих веществ выражается законом действия масс, который гласит:

При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.

аА + вВ = сС + dD

где, К – константа скорости данной реакции;

а, в, с, d – стехиометрические коэффициенты

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа:

при повышении температуры на каждые 10˚С скорость химической реакции повышается в 2-4 раза;

где Y – температурный коэффициент, показывающий во сколько раз возрастет скорость данной реакции при повышении температуры на каждые 10°.

Катализ бывает гомогенный и гетерогенный в зависимости от агрегатного состояния реагирующих веществ и катализатора: если они находятся в одном состоянии, то катализ будет гомогенный (1), если же в различных, то катализ будет гетерогенный (2), например:

(l)NO

2SO₂+O₂===2O₃

(2)Pt

Химические реакции, протекающие как в прямом, так, и в обратном направлении, называются обратимыми, например: 3H₂+ N₂↔2NH₃

Когда скорость прямой реакций будет равна скорости обратной в системе, наступает химическое равновесие, под которым понимают такое состояние системы, когда химические реакции идут одновременно в двух противоположных направлениях с одинаковой скоростью, вследствие чего состав системы, остается постоянным:

Vnp = Vo6p.

Каждое химическое равновесие характеризуется своей константой. Константа равновесия не зависит от концентрации реагирующих веществ, но изменяется с температурой.

Для вышеописанной обратимой реакции выражение константы равновесия имеет вид:

 

Смещение равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье:

Если изменить одно из условий, при которых система находится в равновесии, то равновесие сместится в направлении, которое противодействует произведенному изменению, т. е. стремится восстановить прежние условия.

Цель работы: Ознакомиться с закономерностями зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ температуры, присутствия катализатора и других факторов. Изучим, принцип химического равновесия и условия его смещения (принцип Ле-Шателье).

Приборы и реактивы:

Штатив с пробирками, стеклянные палочки, стеклянный стакан на 100 мл, термометр на 100°С, цилиндры на 5 и 10 мл, шпатель, ступка с пестиком, секундомер, электрическая плитка, водяная баня.

Растворы тиосульфат натрия (Na₂S₂O₃₎ – 0,05 н, серная кислота (H₂SO₄) 1н, 2н, соляная кислота (HCl) – 10%, перекись водорода (H₂O₂) – 10%, перманганат калия (КМnСu) – 0,1 н, хлорное железо (III) (FeCl₃) – разбавленный и насыщенный раствор; роданид калия (KCNS) – разбавленный и насыщенный раствор.

Сухие вещества: карбонат кальция (СаСОз), оксид марганца (IV) (Мп0₂), нитрат калия (КNОз), цинк (Zn) – гранулы.

Выполнение работы:

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

В три одинаковые большие пробирки налейте: в первую – 2,5 мл 0,05 н раствора Na₂S₂O₃ и 5,0 мл воды, во вторую – 5,0 мл 0,05 н раствора Na₂S₂O₃, и 2,5 мл воды, в третью – 7,5 мл 0,05 н раствора NaCl. В три другие пробирки налейте по 2,5 мл I н раствора H₂SO₄. Прилейте кислоту к раствору в первой пробирке, перемешайте и отметьте время, в течение которого появляется помутнение после приливания кислоты.

Проделайте тоже самое с двумя оставшимися парами пробирок. Полученные результаты запишите в таблицу:

Номер пробирки	Объем раствора, мл			Суммарный объем, мл	Условная концентрация	Время появления помутне­ния, сек	Относительная скорость
	Na2S2O3	H2O	h2so4				V= сек-1
1	2,5	5,0	2,5	10	С
2	5,0	2,5	2,5	10	2С
3	7,5	–	2,5	10	3С

Помутнение раствора обусловлено выпадением серы при взаимодействии растворов тиосульфата натрия и серной кислоты. Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O +S↓ + SO₂↑

Результаты наблюдения представить в виде графика V=f(C). По данным опыта сформулируйте зависимость скорости реакции от концентрации реа­гирующих веществ.

Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции в гетерогенной системе

Налейте в три пробирки по 5 мл- 0,05 н раствора Na₂S₂O₃, а в другие три -по 5 мл 1н раствора H₂SO₄. Первую пару пробирок поместите в стакан с водой, чтобы растворы приняли температуру воды. Через 5-7 минут измерьте температуру воды. Слейте вместе содержимое обеих пробирок и отметьте время от начала реакции до появления помутнения.

Со второй парой пробирок проведите аналогичный опыт при температуре на 10°С; а с третьей на 20° выше, чем в первом опыте.

Результаты опытов запишите в таблицу

Номер пробирки	Объём раствора, мл		Температура опыта t°C	Время появления помутнения в сек.	Относительная скорость реакции
	Na2S203	H2S04
1	5	5
2	5	5
3	5	5

По полученным данным сделайте вывод о влиянии температуры на скорость химической реакции.

Опыт 3. Влияние поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе.

Возьмите 2 небольших приблизительно одинаковых кусочка мела. Один из них разотрите пестиком на листе бумаги и пересыпьте в пробирки, второй поместите в другую пробирку. В обе пробирки добавьте по 10 мл 10% соляной кислоты. Заметьте время, которое потребуется для полного растворения мела в обеих пробирках. Вычислите относительную скорость реакций и определите, в каком случае скорость реакции больше и во сколько раз.

На основе наблюдений сделайте вывод.

Опыт 4. Каталитическое разложение перекиси водорода

В коническую пробирку внесите 3-5 капель 10% раствора перекиси водорода. Отметьте, что в обычных условиях заметного разложения перекиси водорода не наблюдается. К раствору Н₂О₂ добавьте несколько крупинок двуокиси марганца. Что наблюдается? Какой газ выделяется?

Все наблюдения запишите. Напишите уравнение разложения перекиси водорода. Укажите различие скорости разложения перекиси водорода в отсутствии и наличии МnO₂.

Опыт 5. Каталитическое действие иона NO₃

В две пробирки налить по 5 мл. 2 н раствора серной кислот и по 0,5 мл 0,1 н раствора КМnO₄. В одну пробирку насыпать, немного нитрата калия KNO₃. Затем в обе пробирки добавить по два-три кусочка гранулированного цинка. Заметив время, убедиться в том, что обесцвечивание раствора происходит значительно быстрее в пробирке, в которую добавлен катализатор KNO₃.

Механизм каталитического действия KNO₃, схематически представляется так:

KMO₃ + 2H⁺→ KN0₂ + Н₂O

KNO₂ + KMnO₄ + H₂S0₄→ MnSO₄ + KNO3+ K₂S₄, H₂O

Участвующий в реакции атомарный водород образовался при взаимодействии цинка с H₂S0₄ .

Опыт 6. Смещение химического равновесия

К 5 мл разбавленного раствора FeCl₃ прилейте 5 мл разбавленного раствора KCN3, т. е. осуществите реакцию:

FeCls + 3KCNS ↔ Fe(CNS)₃+ 3KC1

Образовавшийся раствор с характерной окраской разлейте на четыре пробирки. Первую оставьте для сравнения, во вторую добавьте 2-3 капли насыщенного раствора KCNS, в третью – 2-3 капли насыщенного раствора FeCl₃ , в четвертую – немного твердого КС1 . Перемешайте содержимое пробирок, отметьте интенсивность окраски в них по сравнению с контрольной.

Сделайте вывод о смещении химического равновесия вследствие изменения концентрации веществ.

Контрольные вопросы

1. Что такое гомогенная и гетерогенная реакции? Привести примеры
2. Что такое скорость химической реакции?
3. Сформулируйте закон действия масс и приведите его математическое выражение.
4. Что называется константой скорости химической реакции и каков физический смысл этой величины?
5. Напишите выражение закона действия масс для реакций:

2NaOH + Н₂ S0₄ = Na ₂S0₄+2H₂0

CaO + С0₂ = СаСОз.

6. Почему и как влияет повышение температуры на скорость реакции?
7. Что такое катализ? Катализатор?
8. В чем принцип действия катализатора?
9. Какие реакции называют обратимыми? Приведите примеры.
10. Чему равна константа равновесия обратимой реакции?
11. Сформулируйте принцип Ле-Шателье.
12. Напишите формулы для расчета скорости следующих реакций, протекающих в гомогенной среде:

а) А + В = АВ

6) А + 2В = АВ₂

Как изменятся скорости этих реакций, если концентрации А и В увеличить в 2 раза?

13. Как изменится скорость прямой реакции, протекающей по уравнению

N₂ + О₂=2NO, если давление увеличить в 2 раза?

14. В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением а)температуры и б) давления в следующих системах:

• С + Н₂O↔ СО + Н₂ -31ккал
• 2S0₂ + O₂ ↔2SO₃ +46 ккал
• N₂0₄ ↔2N0 -13 ккал
• 30₂↔2Oз -68 ккал
• 2Н₂ + 0₂ ↔2Н₂0 +136,8 ккал

Лабораторная работа № 3 Электролитическая диссоциация. Ионные реакции

Распад электролитов на ионы при расплавлении или растворении называется электролитической диссоциацией.

Основные положения теории электролитической диссоциации С. Аррениуса:

1.Электролиты при растворении и расплавлении распадаются (диссоциируют) на ионы положительные и отрицательные.

2. Под действием электрического тока ионы двигаются: положительно заряженные – к катоду (катионы), отрицательно заряженные – к аноду (анионы).
3. Процесс диссоциации – процесс обратимый

NH₄OH ↔ NH₄ + ОН

Важнейшей причиной электролитической диссоциации является взаимодействие электролита с молекулами растворителя (воды).

Число, показывающее, какая часть молекулы распалась на ионы называется степенью диссоциации:

a=

 

В зависимости от а электролиты делятся на сильные и слабые. Для сильных электролитов а очень близка к единице. К ним относятся;

1. Сильные кислоты – Н₂ SO₄,HNO₃, HC1, HJ, HBr, HClO₄ и др.
2. Основания щелочных и щелочноземельных металлов;
3. Растворимые соли. Для слабых электролитов, молекулы которых, в основном, находятся в недиссоциированном состоянии, а меньше единицы. К ним относятся:

1 Слабые кислоты: Н₂СОз, H₂S, НзР0₄, HCN, HF, CH₃COOH, H₂S0₄,HNO₂

2. Основания металлов (кроме щелочных и щелочноземельных), а также NH₄OH.
3. H₂O

Степень диссоциации слабого электролита увеличивается при разбавлении раствора и уменьшается при введении одноименного иона.

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

НзР0₄↔Н⁺+Н₂РО₄–

H₂PO₄-↔H⁺+HPO₄²–

НРO₄²↔Н⁺+НРO₄³

Zn(OH)₂↔ ZnOH⁺ +ОН^–

ZnOH⁺ ↔ Zn²⁺ + ОН

Их ступенчатая диссоциация обуславливает образование кислых и основных солей.

Диссоциация кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, которые при диссоциации образуют в качестве катионов только ионы водорода. Например:

Н3РО4 = H⁺+ H₂PO₄^–(первая ступень)

Н₂РO₄-= Н⁺+ НРO₄^2-(вторая ступень)

НРO₄ ²= H⁺+PO₄^3– (третья ступень)

Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют в качестве анионов только гидроксидионы. Например:

Са (ОН)₂ = СаОН⁺+ОН^– (первая ступень)

CaOH =Ca² +OH^– (вторая ступень)

Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и анионы кислотных остатков. Например:

Кислые и основные соли диссоциируют по ступеням:

KHSO₄=K +HSO₄ ^– (первая ступень)

HSO₄^–=H⁺+SO₄^2- (вторая ступень)

А1ОНС1₂=АlOН²⁺+2Сl^–(первая ступень)

АlOН²⁺=А1³⁺+ОН^– (вторая ступень)

Двойные соли диссоциируют в одну ступень:

KA1(S0₄)₂=K⁺+A1³⁺+2S0₄^2-

Реакции обмена

Реакции, протекающие между ионами, называются ионными или реакциями обмена.

Обменные реакции между электролитами является практически необратимыми, и идут до конца в случае образования малорастворимых, малодисоциирующих или газообразных соединений. При составлении ионномолекулярных уравнений реакции надо помнить, что малорастворимые, малодиссоциирующие и газообразные вещества записываются в виде молекул, а сильные электролиты в виде тех ионов, на которые они диссоциируют.

Запишем уравнение взаимодействия указанных веществ в молекулярной форме:

а)ВаС1₂ + Na₂S0₄ = BaS0₄ + 2NaCI

б)            Na₂S0₃ + 2HC1 = 2NaCI + S0₂↑ +H₂0

в)            H₂S0₄ + NaOH = Na₂S0₄ + 2H₂0

Отметим, что взаимодействие этих веществ возможно, ибо в результате происходит связывание ионов с образованием слабого электролита (Н₂0), осадок (BaS0₄), газа (S0₂).

Запишем уравнения в ионно-молекулярной форме:

а) Ba²⁺+2Cl+2Na⁺+S0₄^2-=BaS0₄↓+2Na⁺+2Cl^–

б) 2Na⁺ +SO₃^2- + 2Н⁺+ 2Cl^– =2Na⁺+ 2Cl^–+S0₂↑+H₂O

в) 2H + SO₄^2-+2Na⁺+2OH^–=2Na⁺+ SO₄²+2H₂O

Исключив из правой и левой частей одинаковые количества одноименных ионов (они подчеркнуты), получим уравнения в сокращенной ионномолекулярной форме:

а) Ва²⁺+ S0₄² = BaS0₄↓

б) S0₃^2-+2H⁺=H₂O + S0₂↑
в) 2H⁺+20H’=2H₂O

г)H⁺ +OH-=H₂0

Реакции не протекают, если при взаимодействии сильных электролитов не образуются малорастворимые, малодиссоциирующие или газообразные соединения.

KCI + Ba(NO₃)₂ ≠ 2KNO₃ + ВаС1₂

К⁺+Сl^–+Ва²⁺+2NO₃ ≠ 2К+2NO₃+Ва²⁺+2С1^–

Реакции протекают обратимо, если среди исходных веществ имеются слабые электролиты или малорастворимые вещества.

HCN+KOH↔KCN+H₂0

HCN+K⁺+OH↔K⁺+CN+H₂0

HCN+OH^–↔ CN+H₂0

Цель работы: ознакомится на практике с процессами электролитической диссоциации, смещением полного равновесия, определения изучение реакции

обмена.

Реактивы и посуда:

Пробирки,спиртовки, пробиркодержатели.

Реактивы: 2н растворы НС1, NaOH, NH₄OH, CH,COOH, NH₄C1, CH₃COONa, H₂S0₄, FeCl₃, NaCI, AgNO₃, BaCl₂.

Порошки: NH₄C1, CH₃COONa.

Индикаторы: лакмус, фенолфталеин, метилоранжевый универсальная индикаторная бумага.

Выполнение работы:

Опыт№1. Определение рН раствора при помощи индикаторов

Реактивы: растворы НС1, NaOH, универсальная индикаторная бумага.

В три пробирки налейте по 1 мл раствора соляной кислоты, а в три других гидроксида натрия и ещё в три – дистиллированной воды. Отметьте изменение окраски лакмуса, фенолфталеина и метилового оранжевого под действием каждого из этих растворов.

Результаты окраски занесите в таблицу:

 

Контрольные вопросы: 1.  Какие вещества называются электролитами?  2. Какие электролиты называются слабыми и какие сильными? Привести примеры. 3. Что называется степенью диссоциации электролита? Что называется кон­стантой? 4. В чем сущность ступенчатой диссоциации? Привести примеры. 5. Что называется кислотой, основания с точки зрения электролитической диссоциации? Привести примеры. 6.         Что называется амфотерным гидроксидом и солями (нормальные, кислые, основные)? Привести примеры. 7.  Написать уравнение ступенчатой диссоциации фосфорной кислоты. В каком направлении будут смещаться эти равновесии при добавлении: a)HCl;б)NaOH. 8.  Какие из веществ: Pb(OH)2; Ba(OH)2; H2S04 будут взаимодействовать с гид­роксидом натрия. Выразить эти реакции молекулярными и ионномолекулярными уравнениями. 9.  К растворам NH4OH, K2S, Pb(NH3)2, NaNO, (к каждому в отдельности) при­бавьте соляной кислоты. В каких случаях произошли реакции? Выразите их молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями. 10. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций: a)Na2S + HC1→     б) ВаС12 t K2SO4→ в) НС1 + NH4OH →     г).H2SO3 + NaOH→ Указать,   какие   из   этих   реакций   протекают   необратимо и почему? 11.Составьте уравнения реакций, протекающих при смешении растворов: а) Са(ОН)2 и FeCl 3                                                    б) СаСОз и НС1 в) СНзСООН и КОН                                                     г) СгС 13 КОН (избыток) Растворы	Изменение окраски индикатора				Реакции среды рН
	Лакмус	Фенолфта­леин	Метиловый оранжевый	Универсальный ипдикатр
НС1
NaOH
дистиллированная вода

Чтобы определить реакцию среды с помощью универсального индикатора, нанесите каплю испытуемого раствора (пробкой) на индикаторную бумагу и сравните полученную окраску со шкалой рН, имеющейся в наборе с универсальной индикаторной бумагой. Полученные значения рН запишите в таблицу.

Опыт №2.  Смещение ионного равновесия

Реактивы: растворы NH₄OH, CH₃COOH, фенолфталеина, метилового оранжевого, кристаллы NH₄Cl, CH₃COONa.

а) Налейте в пробирку около 2-х мл раствора аммиака, добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Разлейте содержимое пробирки на две пробирки, в одну из них добавьте несколько кристалликов сухого хлорида аммония и наблюдайте изменение интенсивности окраски раствора, что объясняется смешением равновесия

NH₄OH= NH4⁺+ОН^–

в сторону образования слабодиссоциирующих молекул NH₄OH и понижением концентрации в растворе ионов гидроксила, обуславливающих окраску фенолфталеина.

б) В пробирку налейте 2 мл раствора уксусной кислоты и добавьте 1-2 капли метилового оранжевого. Затем разлейте содержимое на две пробирки и в одну из них внесите несколько кристалликов сухого ацетата натрия.

Встряхните пробирки и сравните интенсивность окраски обоих растворов. На основании наблюдений сделайте выводы о смещении равновесия.

Опыт № 3. Направление обменных ионных процессов в растворах электролитов

Реактивы: растворы NH₄Cl, CH₃COONa, NH₄OH, H₂S0₄, FeCl₃, NaCl, AgNO₃, BaCl₂, NaOH.

а) В одну пробирку внесите 1-2 мл хлорида аммония, а в другую – ацетата натрия. В первую прилейте раствор гидроксида натрия и добавьте сухого NH₄C1, во вторую – раствор серной кислоты. Слегка подогрейте пробирки, по запаху определите выделение аммиака и малодиссоциирующей летучей уксусной кислоты.

б)   В три пробирки внесите по 2-3 капли растворов трихлорида железа,хлорида натрия и серной кислоты. Добавьте такие же количества растворов: в первую – едкого натра, во вторую – нитрата серебра, в третью – хлорида бария и наблюдайте выпадение осадков. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций и сделайте вывод о направлении обменных процессов.

Контрольные вопросы:

1. Какие вещества называются электролитами?
2. Какие электролиты называются слабыми и какие сильными? Привести примеры.
3. Что называется степенью диссоциации электролита? Что называется константой?
4. В чем сущность ступенчатой диссоциации? Привести примеры.
5. Что называется кислотой, основания с точки зрения электролитической диссоциации? Привести примеры.
6. Что называется амфотерным гидроксидом и солями (нормальные, кислые, основные)? Привести примеры.
7. Написать уравнение ступенчатой диссоциации фосфорной кислоты. В каком направлении будут смещаться эти равновесии при добавлении:

a)HCl;б)NaOH.

8. Какие из веществ: Pb(OH)₂; Ba(OH)₂; H₂SO₄ будут взаимодействовать с гидроксидом натрия. Выразить эти реакции молекулярными и ионномолекулярными уравнениями.
9. К растворам NH4OH, K₂S, Pb(NH₃)₂, NaNO, (к каждому в отдельности) прибавьте соляной кислоты. В каких случаях произошли реакции? Выразите их молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
10. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций:

a)Na₂S + HC1→                                                б) ВаС1₂ t K₂SO₄→

в) НС1 + NH₄OH →                                        г).H₂SO₃ + NaOH→

Указать, какие из этих реакций протекают необратимо и почему?

11.Составьте уравнения реакций, протекающих при смешении растворов:

а) Са(ОН)₂ и FeCl 3                                       б) СаСОз и НС1

в) СНзСООН и КОН                                    г) СгС 1₃ КОН (избыток)

Лабораторная работа №4 Гидролиз солей

Гидролизом называется химическое взаимодействие солей с водой, приводящее к образованию слабого электролита. В результате этого взаимодействия нарушается равновесие между ионами [Н⁺] и [ОН] и среда становится или кислой, или щелочной. Гидролизу подвергаются соли, образованные катионами слабых оснований или (и) анионами слабых кислот.

1. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой:

Э⁺+НOН↔Э0Н+Н⁺

NH₄Cl+HOH↔NH₄OH+ HCI

NH4⁺+HOH↔NH₄OH+H⁺

Реакция среды кислая, рН< 7.

2. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой:
   А^– + НОН↔НА + ОН^–

NaCN+ HOH↔ NaOH + HCN

CN^– + НОН ↔ HCN + ОН^–

Реакция среды щелочная рН > 7.

4. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой:

Э⁺ + А + НОН ↔ЭОН + НА

NH₄OH+ НОН↔NH₄OH + HCN

NH₄⁺ +CN^–+ НОН ↔NH₄OH +HCN

Реакция среды близкая к нейтральной.

Соли сильных кислот и сильных оснований в воде не гидролизуются, рН=7.

Соли многоосновных кислот гидролизуются в основном по первой ступени. То же можно сказать о солях многокислотных оснований. Например:

K₂SO₃ + НОН ↔ КОН + KHSO₃^–

2К⁺ + S0₃^2- + НОН ↔К⁺ + ОН^– + К⁺ + H2SO₃^–

SO₃^2- + НОН ↔ HSO₃^– + ОН^–   рН > 7

 

khso₃+ нон ↔кон + h₂so₃

К⁺+ HSO₃ + НОН ↔К⁺ + ОН^–+ H₂SO₃

HSO₃^– + НОН ↔ H₂SO₃+ ОН^– рН > 7

Необратимый гидролиз характерен для солей слабых малорастворимых оснований и слабых летучих кислот: такие соли не существуют в водных растворах; например, Fe₂S₃, Сг₂Sз, Сr₂(СОз)з.

Cr₂S₃ -сульфид хрома (III). Соль образована слабым основанием Сr (ОН)з и слабой кислотой H₂S.

Гидролиз происходит по катиону и по аниону и протекает необратимо и полностью

Cr₂S,+ 6Н₂O↔Cr(OH)₃↓+3H₂S

Цель работы: Ознакомиться на практике с явлениями гидролиза и влиянием на него различных факторов.

Реактивы и посуда:

Пробирки, спиртовки, пробиркодержатели.

Реактивы: CH₃COONa, ZnCl₂, NaNO₃, AlC1₃, Na₂C0₃, Na₂S, FeCI₃, Bi(N0₃)₃, HC1.

Индикаторы: лакмус, фенолфталеин, метилоранжевый, универсальная индикаторная бумага.

Выполнение работы:

Опыт №1. Гидролиз солей

Реактивы: растворы Na2C0₃, ZnCl₂, NaN0₃, универсальная индикаторная бумага.

Нанесите на универсальную индикаторную бумагу по капле: дистиллированную воду, растворы карбоната натрия, хлорида цинка, нитрата натрия (пробкой).

Наблюдайте изменение окрасок и определите характер среды. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза солей по стадиям.

Опыт №2. Гидролиз хлорида железа (III)

Реактивы: раствор FeCl_3; универсальная индикаторная бумага. Налить в пробирку немного раствора хлорного железа и испытать его действие на лакмусовую бумагу. Написать уравнение гидролиза FeCl₃.

Опыт №З. Влияние разбавления на гидролиз, обратимость гидролиза

Реактивы: раствор Bi(NO₃)₃, HCl, универсальная индикаторная бумага.

Налить в пробирку 1 мл раствора Bi(NO₃)₃ и разбавить раствор водой. Наблюдать образование осадка соли Bi(OH)₂NO₃. К раствору с полученным осадком прибавить НС1 по каплям до растворения осадка. Затем снова прибавить воду. Дать объяснение наблюдаемому явлению

Опыт №4. Влияние температуры па гидролиз

Реактивы: растворы CH₃COONa, фенолфталеин.

К раствору ацетата натрия прилейте 1-2 капли фенолфталеина и отметьте интенсивность окраски. Пробирку с раствором нагрейте до кипения, а затем охладите в холодной воде. Наблюдайте изменение интенсивности окраски. Составьте уравнение гидролиза соли и сделайте вывод о влиянии температуры на степень гидролиза.

Опыт №5. Случаи полного гидролиза

Реактивы: растворы А1С1₃, Na₂S, Na₂CO₃.

В две пробирки внесите по 1-2 мл раствора сульфида натрия, в другую раствора карбоната натрия. Наблюдайте выпадение осадка гидроксида алюминия в обеих пробирках и выделение газов. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Почему хлорид алюминия подвергается ступенчатому гидролизу, а сульфид и карбонат алюминия – полному?

Контрольные вопросы:

1. Что называется ионным произведением воды? Понятие о рН.
2. Что называется гидролизом солей? Привести типичные случаи гидролиза солей?
3. Как влияют температура и разбавление на гидролиз солей?
4. Почему не все соли гидролизуются?
5. В каких случаях при гидролизе солей образуются: а) кислые соли; 6) основные соли. Привести примеры.
6. Почему растворы Na₂SO₃ и CH₃COONa имеют щелочную, а растворы (NH₄)₂SO₄ и А1С1з кислую реакцию. Ответ подтвердите ионно-молекулярными уравнениями гидролиза.
7. Написать ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: a) NaCN; б) СrС1₃; в) Zn(NO)₃; д) CuSO₄; e) К₂СO₃.
8. Какие из солей подвергаются гидролизу: МпС1₂, NaNO₃, KNO₃, CH₃COONH₄. Для каждой из гидролизующихся солей напишите молекулярное и ионномолекулярное уравнение гидролиза.

Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей: Na₂SO₃, BaS, NH,Br, FeSO₄

Лабораторная работа № 5 Окислительно-восстановительные реакции.

Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степени окисления реагирующих веществ.

Под степенью окисления понимают условный заряд атома элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что вещество состоит из простых ионов. Степень окисления может быть положительной (электроны смещены от атома или иона) и отрицательны (электроны смещены к атому или иону).

Степень окисления в простом веществе равна нулю (N₂⁰; O2⁰, Н₂⁰ и т.д.). Алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в нейтральной молекуле равна нулю: H⁺F; K⁺, Мп⁺⁷0₄^-2.

Процесс  отдачи  электронов  сопровождающийся повышением степени окисления называют процессом окисления, а вещества, отдающие электроны — восстановителями.

К типичным восстановителям относятся:

1. Нейтральные атомы металлов, неметаллов (водород, углерод, кремний).
2. Отрицательно заряженные ионы неметаллов в низшей степени окисления (S², J^-1, Вr^-2 и др.).
3. Положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления (Fe⁺, Sn⁺² , Cu⁺ , Cr⁺ , Сг⁺³и др.).

Процесс присоединения электронов сопровождающийся понижением степени окисления называют процессом восстановления, а вещества принимающие электроны называются окислителями.

К типичным окислителям относятся:

1. Нейтральные атомы неметаллов (фтор, хлор, кислород и др.).
2. Положительно заряженные ионы металлов в высшей степени окисления (Fe⁺², Sn⁺² , Cu⁺² и др.).
3. Сложные ионы и молекулы, содержащие элемент в высшей степени окисления: KMn⁺⁷O₄, K₂Cr₂⁺⁶O_v, H₂S⁺⁶O₄, HN⁺⁵O,, Na,As⁺⁵O₄ и др.

В высшей степени окисления атомы элементов могут быть только окислителями так как могут только понижать свою степень окисления. Высшая степень окисления соответствует номеру группы, в которой находится элемент и всегда положительна.

В низшей степени окисления атомы элементов могут быть только восстановителями, так как способны только повышать свою степень окисления.

Вещества содержащие в своем составе атомы с промежуточной степенью окисления, и, следовательно способные как повышать так и понижать степень окисления могут выполнять функцию как восстановителя так и окислителя в зависимости от компонента реакции (НN⁺³O₂, Н₂O₂^-1 , Na₂S⁺⁴ O₂, Мп⁺⁴ O₂ и т.д.).

Окислительно-восстановительные реакции – это одновременно протекающие процессы окисления и восстановления

Реакции, в которых окислители и восстановители представляют собой разные вещества называются межмолекулярными.

Например: H₂S0₃+2H₂S=3S+3H₂0

Если окислителями и восстановителями служат атомы или ионы одной и той же молекулы, то такие реакции называются внутримолекулярными.

Например: (N H₄)₂Cr₂O₃ = N₂+ Cr₂O₃ +4 Н₂O

Если атом в молекуле находится в промежуточной степени окисления, т.е. может понижать и повышать степень окисления, то такие реакции называются реакциями диспропорционирования или самоокисления — самовосстановления.

Например: К₂Мn0₄ + Н₂O = 2КМnO₄ + МnO₂ + 4КОН

Подбор коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакциях осуществляется двумя методами: метод электронного баланса и метод электронно-ионного баланса,

При уравнении окислительно-восстановительных реакций необходимо придерживаться следующего правила:

1. Определяют атомы, изменяющие степень окисления.

FeSO₄ + KMnO₄ +H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + H₂SO₄ + Н₂O

2. Составляют электронные уравнения с учётом числа отданных и принятых электронов.

2Fe – 2e→2Fe|₅

Мn +5е→Мп|₂

Находят коэффициенты при атомах – окислителях и атомах восстановителях из принципа, что количество отданных электронов равно количеству принятых электронов,

3. Найденные коэффициенты при окислителях и восстановителях подставляют в уравнение реакции.

10FeSO₄ +2KMnO₄ + H₂SO₄→ 5Fe₂(SO₄)₃ +2MnO₄ + K₂SO₄+ H₂O

Уравнивают атомы других элементов. Атомы водорода уравниваются в последнюю очередь.

10FeS₄ +2KMnO₄ + 8H₂SO₄→ 5Fe₂(SO₄)₃ +2MnSO₄ + K₂SO₄+ 8H₂O

4. Правильность уравнения определяют по количеству атомов кислорода. Если число атомов кислорода в левой части уравнения равно числу атомов кислорода в правой части уравнения, реакция уравнена верно

Приведенный выше метод электронного баланса применим, как правило для простых уравнений, а ионно-электронный при составлении уравнений сложных реакций.

Реакции окисления-восстановления могут проходить в нейтральной, кислотной и щелочной средах, причем характер среды влияет на направление реакции, например:

MnO4–	H+→Mn2+
	H2O→MnO2
	OH–→MnO42-

Перманганат-ион являясь окислителем, в кислой среде восстанавливается до элементарного иона Мn⁺² , в нейтральной — до оксида марганца (IV) – МnO₂, а в щелочной – до манганат-иона МпO₄ ^-2.

Цель работы: Ознакомиться с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений. Освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов.

Приборы и реактивы: Пробирки, спиртовки, пробиркодержатели.

Растворы: свежеприготовленные йодные и хлорные воды, 2н растворы KI, H₂SO₄, KMnO₄, NaOH, Na₂SO₃, HNO₃, H₂O₂.

Гранулы Zn, медная стружка.

Выполнение работы:

Опыт 1. Взаимодействие йодида калия с хлорной водой.

Реактивы: растворы KI, хлорной воды.

В пробирку с 5-6 каплями раствора KI прибавьте по каплям хлорной воды. Наблюдается появление желтой окраски йода, и затем ее обесцвечивание в результате дальнейшего окисления до Ol₃^–.

Напишите уравнение реакции, составим предварительно электронные уравнения реакций. Какой элементарный ион является в данной реакции восстановителем?

Опыт 2. Вытеснение водорода из кислоты металлами.

Реактивы: раствор H₂SO4, гранулы Zn.

В пробирку с 5-го каплями раствора серной кислоты бросьте кусочек цинка. Что наблюдается? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Какие изменения происходят в электронной структуре цинка? Какой элементарный ион выполняет функции окислителя?

Значение среды в окислительно — восстановительных реакциях.

Опыт 3. Зависимость характера восстановления перманганата калия сульфитом натрия от среды.

Реактивы: растворы KMnO₄, H₂SO₄, NaOH, NaSO₃.

В три пробирки внести по 2-3 капли раствора перманганата калия. В одну пробирку добавьте 2-3 капли 2н серной кислоты, во вторую – столько же воды, а в третью – такое же количество щёлочи. Во все пробирки прибавьте 10-15 капель сульфита натрия. Как изменяется окраска в пробирках? Какие ионы имеют фиолетовую, зелёную, слаборозовую окраску? Что вызывает окрашивание раствора в бурый цвет? Уравняйте реакции и составьте электронные уравнения для каждого опыта.

KMnO₄ +NaSO₃+ H₂SO₄ =MnO₄ + K₂SO₄ + Н₂O

KMnO₄ + H₂O+Na₂S₃ =MnO₂ + Na₂SO₄ + KOH

KMaO₄ +Na₂S0₃– KOH =K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Реакции, в которых окислитель или восстановитель расходуется также на связывание получающихся продуктов.

Опыт 4. Окисление меди азотной кислотой.

Реактивы раствор НNО³, Сu.

В пробирку поместите кусочек медной проволоки и прибавьте 5-6 капель 0,2 н азотной кислоты. Отметьте выделение газов, растворение меди и изменение цвета раствора. Напишите уравнение реакции, учитывая, что азотная кислота восстанавливается в условиях опыта до оксида (IV). Составьте электронные уравнения реакции, указав окислитель и восстановитель. Сколько молекул азотной кислоты выполняют роль окислителя? Какое значение остальных вошедших в реакцию молекул азотной кислоты?

Проявление окислительных и восстановительных свойств элементом, имеющим в соединении промежуточную степень окисления.

Опыт 5. Окислительные свойства перекиси водорода.

Реактивы растворы KI, H₂SO4.

В пробирку с 5-6 каплями раствора йодида калия прибавьте 3-4 капли 2н H₂SO4 и 5-6 капель перекиси водорода. Что наблюдается? Определите продукты реакции. Составьте электронное уравнение.

Опыт 6. Восстановительные свойства перекиси водорода.

Реактивы: растворы KMnO₄, H₂SO₄, H₂O₂.

В пробирку с 5-6 каплями перманганата калия прибавьте 3-4 капли 2н

H₂S0₄, 5-6 капель перекиси водорода, подогрейте. Что происходит? Составьте уравнения реакций, учитывая, что перекись водорода окисляется до кислорода.

Реакции диспропорционирования.

Опыт 7. Взаимодействие йода со щелочью.

Реактивы: растворы NaOH, йодной воды.

В пробирку с 5-6 каплями воды прибавьте 5-6 капель 2н раствора NaOH. Что происходит? Составьте уравнения реакции, учитывая, что продуктами реакции будут ионы I^– и IO^–₃.  Определите окислитель и восстановитель.

Контрольные вопросы:

1.Чем отличаются реакции окисления-восстановления от других химических реакций и в чем их сущность?

2. Какие вещества называются окислителями, какие восстановителями?
3. Назвать наиболее активные окислители и восстановители в зависимости от положения их в периодической системе.
4. Привести примеры наиболее активных окислителей и восстановителей из числа сложных веществ.
5. Как зависит направление окислительно-восстановительных реакций от среды? Привести примеры (КМnО₄ и др.).
6. Каков порядок составления электронно-ионных уравнений окислительно восстановительных реакций?
7. В чем суть внутримолекулярной реакции окисления-восстановления?
8. В чем различие реакции диспропорционирования от реакции внутримолекулярного окисления-восстановления?
9. Почему все металлы проявляют только восстановительные свойства, а многие неметаллы могут быть и окислителями, и восстановителями?

10.Какова степень окисления элементов в соединениях: КМпO₄, К₂СrO₄, КсlO₃?

11. Указать, какие из перечисленных реакций относятся к окислительно-восстановительным:

а) Cr₂(SO₄)³ + бКbОН = 2Сr(ОН)₃ + 3Rb₂SO₄;

б)         2Rb + 2Н₂O = 2RbOH + Н₂;

в)         2CuJ₂= 2CuJ +J₂;

г) NH₄C1 + NaOH = NaCl +NH₃ +H₂O.

12. Среди приведенных превращений указать реакции диспропорционирования:

а) S +КОН→K₂SO₃ + H₂S +H₂O;

б) Au₂O³→Au + O₂;

в) НС1 + Сr2Oз-СrС1 +С1₂ +H₂О,

г) НСO₃→ С1O₂ + НСlO₄;

д) N₂H₄→N₂+NH₃;
e)AgNO₃→Ag +NO₂+O₂.

13. Какие из перечисленных ионов могут служить восстановителями, а какие не
    могут и почему: Си ; Sn ; CI; S ; Fe ; WO ; Al; Hg , Hg₂.
14. Какие из перечисленных веществ и за счёт каких элементов проявляют обычно окислительные свойства и какие – восстановительные? Указать те из них, которые обладают окислительно – восстановительной двойственностью;

H₂S ; S0₂; CO ; Zn ; F₂; NaNO₂; KMnO₄; HC1O; H₂SbO₃?

15. Указать в каких из следующих реакциях пероксид водорода служит окислителем, а в каких – восстановителем:

а) l₂ + Н₂O₂ → НlOз + Н₂O;

б)  РlO2 + Н₂O₂ →Р1(OН)₂ + O₂;

в)         КСlOз + Н₂O₂ →НС1 + O₂ + Н₂O;

г) КМnO₄ + Н₂O₂ → МпO₂ + KOH+ O₂ + Н₂O.

Лабораторная работа № 6 Коррозия металлов.

Коррозией металлов называется разрушение их под воздействием окружающей среды (в энергетике – воды, пара, топочных газов) в результате химических и электрохимических процессов, протекающих на поверхности металлов.

Коррозию различают по форме проявления, равномерную (общую) или неравномерную (местную).

Равномерная коррозия характеризуется разрушением металла по всей поверхности. Неравномерная коррозия: подразделяется на коррозию пятнами, язвенную, точками, избирательную, межкристаллитную.

Коррозия бывает химическая, которая обуславливает чисто химические процессы и наблюдается при непосредственном взаимодействии металла с окружающей средой, которое не сопровождается эл.током. Отличительной способностью химической коррозии является то, что продукты коррозии образуются непосредственно на участках поверхности, вступающих в реакцию.

Электрохимическая коррозия встречается при эксплуатации электростанций. Она возникает при взаимодействии на металл растворов электролитов и характеризуется протеканием электрического тока от одной части метала к другой.

Примером такого вида коррозии может служить гальванический элемент. Пластинки цинка и меди погружены в раствор соответственно ZnSO₄ и CuSO₄. Разрушению (коррозии) подвергается цинковая пластинка. При этом цинк переходит в раствор в виде иона, оставляя свободные электроны в пластине – анодный процесс:

Zn-2 e —>Zn ²⁺

Если теперь соединить металлическим проводником обе пластинки (электроды), то свободные электроны с цинка (анода) сейчас же перейдут на медную пластинку (катод). Здесь они будут связываться ионами меди, которые при этом восстанавливаются и выделяются на медной пластине – катодный процесс:

Cu²⁺+2e→Cu

Анодный и катодный процессы дополняются переходом электронов от анода к катоду и движением ионов в электролите – анионов к аноду и катионов к катоду. Таким образом, в элементе протекает химическая реакция, в результате которой цинк отдает электроны (реакция окисления – анодный процесс), а ионы меди их принимают (реакция восстановления – катодный процесс):

Zn +Cu²⁺→Zn²⁺ + Сu

Количество переходящих с анода на катод электронов (т.е. ток I) пропорционально количеству ионов цинка, пришедших в раствор; чем больше ток I, тем интенсивнее коррозия.

Таким образом, для возникновения и протекания электрохимической коррозии металла необходимо наличие двух основных условий: гальванической пары, электролита. Устранение одного из этих условий делает электрохимическую коррозию невозможной.

При обычных процессах коррозии в атмосферных условиях электроны на катоде обычно связываются кислородом (кислородная деполяризация):

O₂+4+2Н₂0→4OН

Во многих коррозионных процессах катодная деполяризация осуществляется, разрядкой водородных ионов (водородная деполяризация):

Н⁺+ →Н и Н+Н→Н₂

Деполяризаторами могут быть и другие ионы, способные быть окислителями:

Fe³⁺+→Fe²⁺

Их присутствие в растворе стимулирует коррозию. Повышение концентрации ионов H⁺ способствует разрядке их на катоде, облегчая тем самым анодное растворение металла.

Течение коррозии сильно зависит от образования на поверхности металла оксидных и других пленок. Пленка, изолируя поверхность металла от сопри­косновения с воздухом или водой, по мере нарастания толщины прекращает дальнейшее взаимодействие.

Выполнение работы:

Опыт 1

а) В стеклянную согнутую под прямым углом трубку налейте 0,01 раствор серной кислоты. В одно колено трубки опустите цинковую полоску, в другое – медную, так, чтобы пластинки не соприкасались. В колене с цинковой пластинкой выделяется водород.

В колене с медной пластинкой водород не выделяется.

б) Опустите медную пластинку глубже до соприкосновения с цинковой. Выделение водорода наблюдается на обеих пластинках. В случае, когда пластинки соединены, выделение происходит более интенсивно, чем тогда, когда они разъединены.

Объясните происходящие процессы. Составьте уравнения реакций и схемы соответствующих процессов.

Рассмотренный случай – это пример коррозии в кислотной среде, когда окислителем является, ионы Н. Особый интерес представляет электрическая коррозия в нейтральной среде, так, этот случай наиболее близок к условиям атмосферной коррозии. Электролитом в таком случае является вода с рас1воренными в ней газами (СO₂, O₂).

Опыт 2.

В небольшую колбу поместите чугунные спилки. Смочите их 3% раствором хлорида натрия. Колбу плотно закройте пробиркой с вставленной в нее стеклянной трубкой, дважды изогнутой под прямым утлом.

Второй конец трубки опустите в стакан с водой. Через некоторое время можно наблюдать подъем воды в трубке, что свидетельствует об уменьшении объема газа в колбе, так, некоторая часть воздуха в колбе приняла участие в процессе коррозии. Чугун – это сплав железа с углеродом. Смоченные раствором NaCl чугунные спилки представляют собой гальважепары;

(-) Fe / Н₂O; O₂; NaCl / С (+)

Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на анодных и катодных участках сплава. Хлорид натрия добавляется для усиления коррозии. Ионы, образующиеся на аноде и на катоде, взаимодействуют, давая про­дукт коррозии.

Составьте ионное уравнение второго процесса. Получающийся первоначально продукт подвергается дальнейшему окислению, в результате чего образуется Fe(OH)3. Составьте уравнение этого процесса.

Опыт 3.

Поместите в две пробирки по куску алюминиевой проволоки и прилейте к ним раствор CuSO4, слегка подкисленный серной кислотой. В одну из пробирок добавьте несколько капель раствора NaCl. В какой пробирке реакция протекает более интенсивно? Почему? Составьте уравнение реакций, протекающих в пробирках.

Опыт 4.

В две пробирки налейте по 4-5 мл 2% раствора серной кислоты. В каждую пробирку прибавьте по 2 капли раствора К₃ [Fе(СN)₆]. В одну из пробирок добавьте 3 капли раствора уротропина в качестве ингибитора. В обе пробирки поместите очищенные от окисной пленки железные гвозди. Комплексная соль К₃[Fе(СN)₆] добавляется для обнаружения ионов Fe²⁺, которые дают с ионами комплексной соли синий осадок турбулевой сини Fе₃ [Fе(СN)₆].

В какой пробирке образуется большое количество осадка? Почему? Со­ставьте уравнения всех протекающих реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 5.

В стакан с 3 % раствором хлорида натрия добавьте несколько капель раствора K₃[Fe(CN)₆]. Опустите в стакан пластинку луженого железа, на которой предварительно сделайте царапины ножом.

Наблюдается появление осадка турбулевой сини, что свидетельствует о наличии в растворе ионов Fe²⁺. Составьте схему коррозии луженого железа. К какому типу покрытии относится слово, нанесенное на железо? Какой металл в случае разрушается?

Контрольные вопросы:

1. Что такое коррозия металлов?
2. Что называется процессом коррозии?
3. Как делится по механизму протекания процесс коррозии?
4. Что такое химическая коррозия?
5. Что такое электрохимическая коррозия?
6. Отличие электрохимической коррозии от химической?
7. Что такое анодный процесс при электрохимической коррозии?

Что такое катодный процесс?

Лабораторная работа № 7.Качественные реакции на Сl, SO₄^2-, РС₄^3-, СO₃^2-. Получение аммиака. Распознавание минеральных удобрений.

Цель работы:  Получение аммиака и изучение его свойств. Распознавание минеральных удобрений.

В лаборатории аммиак получают при нагревании смеси солей аммония со щелочами. Чаще всего для этих целей используют хлорид аммония NH₄Cl и гашеную известь (в избытке). Эти вещества тщательно смешивают, помещают в колбу и нагревают. Происходит реакция:

2NH₄Cl + Са(ОН)₂ → СаС1₂ + 2NH₃↑ + 2Н₂0

Аммиак активное вещество, реакции, в которых участвует аммиак, сопровождаются либо изменением степени окисления азота, либо образованием особого вида ковалентной связи. При растворении аммиака в воде образуется аммиачная вода. В этом процессе небольшая часть его молекул реагирует с водой. В результате образуется ионы аммония NH₄⁺ и гидроксид – ионы ОН^–. Аммиак применяется для производства азотной кислоты и азотных удобрений. Так, как небольшая часть аммиака не только растворяется, но и реагирует с водой, то аммиачную воду иногда называют гидроксидом аммония, а в быту – нашатырным спиртом. Аммиачная вода обладает слабым щелочным действием, так как при взаимодействии аммиака с водой образует гидрооксид – ионы ОН^–.

Соли аммония обладают общими свойствами для всех солей и некоторыми специфическими свойствами.

Химические свойства солей аммония.

Общие с другими солями:

1. Сильные электролиты, в водном растворе диссоциируют на ионы:

NH₄NO₃→ NH₄⁺ +NO₃^– 

2. Реагируют с кислотами:

(NH₄)₂CO₃+2 НСl →H₂O + СO₂↑+2NH₄Cl

2NH₄Cl + H₂SO₄→ (NH₄)₂ SO₄ + 2HCl↑

3. Реагируют с другими солями:

(NH₄)₂ SO₄ + ВаС1₂→ BaSO₄↓+ 2NH₄Cl

2NH₄⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2C1^– → BaSO4↓ + 2NH₄⁺+2C1^–

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

Специфические:

1. При высокой температуре различаются:

NH₄Cl→NH₃↑+HCl↑

При охлаждении NH₃ снова реагируют с хлороводородом и на холодных стенках пробирки образуется NH₄Cl.

2. Реагирует со щелочами:

NH₄C1 + NaOH→ NaCl + NH₃↑ + Н₂O

3. Соли аммония подвергаются гидролизу.
4. Характерной реакций на сульфат анион и ее соли является взаимодействие с растворимыми солями бария:

BaCl₂+Na₂SO₄→ Ba SO₄↓+2Na C1

Ва²⁺ + 2Сl^– +2Na⁺ + SO₄^2-→ Ba SO₄↓+2Na⁺ +2Сl^–

Ba²⁺ + SO₄^2-→ Ba SO₄↓

Образуется белый осадок нерастворимый ни в воде, ни в концентрированной азотной кислоте.

2. Концентрированная серная кислота является сильнейшим окислителем и при нагревании:

а) с углем образует:

2H₂SO_{4 (K)} + С → tᵒСO₂ + 2SO₂ + 2Н₂O;

б) с Zn и другими металлами в зависимости от их активности:
Zn + 2H₂SO_{4 (k)}→t° ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Вследствии активности цинка одновременно протекает реакция:

3Zn + 4H₂SO_4(K) →t° 3ZnSO₄ + S + 2H₂O

4Zn + 3H₂SO_4(k) → t° 4ZnSO₄ + H₂S + 2H₂O

3. Разбавленная серная кислота при взаимодействии с металлами, стоящими до водорода в ряду напряжения вытесняет его:

H₂SO_4(p) + Zn →t° ZnSO₄ + H₂↑

4. Соли серной кислоты вступают в реакцию обмена с другими солями:
   CaSO₄ + 2NaCl ↔СаС1₂ + Na₂S0₄

Са²⁺ + S0₄^2- + 2Na⁺ + 2С1^– ↔Са²⁺ + 2С1^– + 2Na⁺ + S0₄^2-

Данная реакция обратима.

1. Характерной реакцией на карбонат ион является взаимодействие его с ионами водорода Н⁺:

К₂СOз + 2HC1 →2НС1 + Н₂O + СO₂↑

2К⁺ + СO₃^2- + 2Н⁺ + 2С1^– → 2Н⁺ + 2С1^– + Н₂O + СO₂↑

СО₃^2- + 2Н⁺ → СO₂↑ + Н₂O

2. Вступают в реакцию обмена с другими солями:

Na₂C0₃ + СаС1₂ →СаСO₃↓ + 2NaCl

3. При нагревании разлагаются:
   СаСОз→СаО + СO₂↑

Исключение — карбонаты щелочных металлов.

3. Карбонаты вступают в реакцию с кислотами с образованием СO₂↑:

К₂СО₃+ 2НС1→ 2КС1 + Н₂O + СO₂↑

2К⁺ +СО₃^2- + 2Н⁺ + 2С1^– →2К⁺ + 2С1^– + H₂O+ CO₂↑

2Н⁺ + СO₃^2- →Н₂O + СO₂↑

Из сокращенного ионного уравнения видно, что характерной реакцией на карбонат – ион СОз^2- – является его взаимодействие с ионами водорода Н⁺

Характерной реакцией на фосфат анион являются специфические реакции:

1. При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту:

2Н₃РO₄ → Н₄Р₂O₇ + Н₂O двуфосфорная кислота Н₄Р₂O₇ → 2НРO₃ + Н₂O2. При действии раствора нитрата серебра (1) появляется желтый осадок.

Н₃РО₄ + 3AgNO₃ → Ag₃PO₄↓ + 3NO₃

ЗН⁺ + РO₄^3- + 3Ag⁺ + 3NO₃^– +Ag₃PO₄↓+ 3Н + 3NO₃^–

РO₄^– + 3Ag⁺ →Ag₃PO₄↓

1. Хлориды большинства металлов хорошо растворимы в воде:

2NaCl + H₂SO₄ ↔Na₂SO₄ + 2HC1

2. Качественной реакцией на ион Сl^– является образование белого творожного осадка:

NaCl + AgSO₃ →AgCl↓+ NaNO₃

Na⁺ + Сl^– + Ag⁺ + NO^-3 → AgCl↓ + Na⁺ + NO₃

Cl^– +Ag⁺ →AgCl↓

Минеральные удобрения.

Три важнейших элемента – азот N, фосфор Р и калий К — необходимы растениям в больших количествах.

Более ценными являются такие минеральные удобрения, которые содержат два или все три удобрения основных элемента (N, К, Р). Такие удобрения называются комплексными, к ним относятся:

1. Нитрат калия KNO₃ — калийная селитра белое кристаллическое вещество.
   КСl + NaNO₃ NaCl + KNO₃
2. Нитрат аммония NH₄NO₃ – аммиачная селитра белое кристаллическое,
   весьма гигроскопическое вещество.

NH₃ + HNO₃ → NH4NO₃

3. Сульфат аммония (NH₄)₂SO₄ – белый (из-за примесей серый или зеленоватый) кристаллический порошок, слабо гигроскопичен.

2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂ SO₄

4. Простой суперфосфат Са(Н₂РO₄)₂ • 2Н₂O – серый мелкозернистый порошок. Са₃(РO₄)₂ +2H₂SO₄→ Ca(H₂PO₄)₂+ 2CaSO₄

Цель работы. Изучить качественные реакции на алканы хлора, сульфата, карбоната, фосфата; изучить свойства аммиака; научиться распознавать минеральные удобрения.

Реактивы и посуда: Пробирки, спиртовки, пробиркодержатели, газоотводная трубка, прибор для получения газов.

Реактивы: 2н растворов CaCO₃, Na₂C₃„ CH₃COOH, Na₂SiO₃, NaOH, Na₃PO₄, СаС1₂, (NH₄)₂SO₄, ВаС1₂, НС1, NH₄NO₃, Ca(OH)₂, Ca(H₂PO₄)₂, AgNO₃, H₂SO₄ – конц.; кусочки медной проволоки, уголь, порошок CuO, NaHC0₃– кристалл; железная пластина, стеклянная палочка, мука, нефть, сахар, лакмусовая красная бумага.

Выполнение работы.

Опыт № 1. Получение аммиака.

В прибор для получения газов засыпать смесь NH₄C1 и Са(ОН)₂ весом в 5 гр. На конец газоотводной трубки  надеть  пустую чистую пробирку, смесь нагреть. Когда пробирка наполнится газом, держа ее вверх дном опустить в стакан с водой.

Составить уравнения реакций

Опыт № 2. Свойства аммиака.

К раствору аммиака добавить фенолфталеин. Полученный раствор нагреть.

Составить уравнение реакции.

Опыт № 3. Свойства хлоридов.

К раствору NH₄Cl прилить NaOH. Составить уравнение реакции.

Опыт № 4. Свойства фосфатов.

К раствору Na₃PO₄ прилить СаС1₂. Составить уравнение реакции.

Опыт № 5. Азотные и фосфорные удобрения.

1. Сульфат аммония (NH₄)₂SO₄:

а) к раствору (NH₄)₂SO₄ прилить раствор NaOH;

б) к раствору (NH4)₂SO₄ прилить ВаС1₂, а затем добавить любой кислоты;

2. Аммиачная селитра NH₄NO₃:

а) к раствору NH₄NO₃ прилить раствор NaOH и нагреть;

б) к раствору NH₄NO₃ прилить концентрированную H₂SO₄ и бросить кусочек медной проволоки и нагреть.

Составить уравнения реакций.

Контрольные вопросы:

1. Как различить между собой:

• Сильвинт
• Сульфат аммония (NH4)₂SO₄
• Суперфосфат Са(Н₂РO₄)₂-2Н₂O

при взаимодействии с раствором нитрата серебра (I)

2. Составить уравнение реакции при помощи, которых из аммиака получают азотную кислоту.
3. Напишите уравнение реакции в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде, при помощи которых можно различить соляную, серную и азотную кислоты.
4. В двух пробирках находятся различные нитраты белого цвета. При нагревании одной соли выделяется бесцветный газ, в котором тлеющая лучинка вспыхивает. При нагревании второй соли, выделяется газ бурого цвета. Какие это нитраты? Напишите соответствующее уравнения окислительно-восстановительных реакций.
5. Зимой между рамами окон иногда помещают сосуд с концентрированной серной кислотой. С какой целью это делают, почему сосуд нельзя заполнять кислотой доверху?
6. Составьте уравнения реакций, которые практически осуществимы, исполь­зуя приведенные схемы:

Сu +НС1 →

Hg + H₂SO₄→

конц.

Cu + HCl →

NaNO₃ + HC1→

7. На основе теории строения атомов поясните:

а) В чем проявляется сходство элементов азота и фосфора;

б) в чем эти элементы отличаются один от другого.

8. В одном цилиндре находится азот, в другом – кислород, а в третьем – оксид углерода (IV). Как различить эти газы?
9. Азот встречается в природе в соединениях и в свободном состоянии, а фосфор только в соединениях. Чем это объяснятся?
10. Перечислите важнейшие азотные удобрения. Составьте уравнения реакций, на которых основано производство этих удобрений.

Лабораторная работа № 8. Получение и свойства СO₂. Свойства карбонатов.

Цель работы: Изучение свойств углерода, солей угольной кислоты.

Средние соли угольной кислоты называются карбонатами (СаСO₃ MgCO₃).

Карбонаты распознают действием сильных кислот: происходит характерное «вскипание» вследствие бурного выделения двуокиси углерода:

Na2CO3 +2HC1 → 2NaCl +Н2СО3	CO2↑
	Н2O

Это испытание удается и с твердыми карбонатами и с их растворами.

При взаимодействии карбонатов с кислотами происходит связывание ионов водорода, карбонатами, как и с основаниями, можно пользоваться для нейтрализации кислот. Так, известняк СаСО₃ в размолотом виде применяют для известкования почв при излишней их кислотности.

Из искусственно полученных карбонатов большое значение и применение имеет карбонат натрия Na₂CO₃, известный под названием сода. Сода применяется для производства мыла, стекла, в быту.

Карбонаты из-за слабости угольной кислоты в водном растворе гидролизуются и их растворы обладают сильной щелочной реакцией: СО₃^2-+Н₂О↔НСO₃^–+ОН^–

При нагревании карбонаты всех металлов, кроме щелочных, разлагаются до плавления:

ВаСО₃→tᵒ ВаО→СO₂↑

Все соли угольной кислоты разлагаются кислотами с выделением углекислого газа:

K₂CO, 2HCl→2HCl+H₂O↑+CO₂↑

Растворимы в воде лишь карбонаты щелочных металлов, аммония.

Карбонаты щелочноземельных металлов в воде не растворимы.

Карбонат кальция СаСO₃ встречается в разных видах: известняк, мел, мрамор. Т.к. карбонат кальция не растворим в воде, то при пропускании через известковую воду двуокиси углерода она мутнеет:

Са(ОН)₂ +СO₂ → СаСО₃↓ + Н₂O

Но при длительном  пропускании СO₂ через известковую воду, мутная вначале жидкость постепенно светлеет, затем становится совершенно прозрачной. Растворение происходит  вследствие образования кислой соли гидрокарбоната кальция:

СаСОз + Н₂ +СO₂ →Са(НСO₃)₂

В больших количествах в природе встречается карбонат магния MgCO₃ -магнезит, карбонат калия К₂СO₃ – поташ, представляет собой белое порошкообразное вещество расплывающееся во влажном воздухе и легко растворимое в воде. Применяется при производстве мыла, тугоплавкого стекла, в фотографии.

Выполнение работы:

Опыт №1. Восстановление металла и его оксида углем.

Насыпать в пробирку с газоотводной трубкой CuO, добавить уголь, нагреть. Конец газоотводной трубки опустить в пробирку с известковой водой Ca(OH)₂.

Составить уравнение реакций. Сделать выводы.

Опыт № 2. Свойства карбонатов и бикарбонатов

• В две пробирки насыпать CaCO₃ и Na₂CO₃ и налить HCl. Поднести горящую спичку.
• Тот же опыт проделать с уксусной кислотой. К пробиркам поднести горящую спичку.
• В пробирку с известковой водой пропустить CO₂. Продолжать пропускать CO₂.
• Полученный раствор разлить в две пробирки. В одну прилить Ca(OH)₂, а другую нагреть.
• В пробирку насыпать NaHCO₃, закрыть пробкой с газоотводной трубкой. Конец трубки опустить в пробирку с раствором Ca (OH)₂. Нагреть.

Составить уравнения реакции. Сделать выводы.

Опыт № 3. Гидролиз солей угольной кислотой.

• В пробирку с раствором Na₂CO₃ опустить красную лакмусовую бумагу.
• В пробирку с раствором Na₂SiO₃ опустить красную лакмусовую бумагу. Составить уравнение реакций. Сделать выводы.

Опыт № 4. Обнаружение углерода и водорода в органических веществах.

• На железной пластинке внесем в пламя муку.
• На стеклянной палочке внесем в пламя нефть.
• В пробирку с газоотводной трубкой поместить смесь сахара и оксид меди. Конец газоотводной трубки опустить в пробирку с известковой водой. Пробирку со смесью нагреть.

Сделать выводы.

Контрольные вопросы:

1. Получить соль угольной кислоты действием на щелочь оксида углерода (IV) валентного. Составить уравнение реакции.
2. Получить соль угольной кислоты путем обменных реакций между растворимыми солями угольной кислоты и солями других кислот. Составить уравнение реакции.
3. Объяснить, почему раствор оксида углерода (IV) валентного в воде имеет слегка кисловатый вкус и изменяет окраску индикаторов. Составить уравнение реакции.
4. Объяснить, почему работы карбонатов калия и натрия вследствие гидролиза имеют щелочную среду. Составить уравнение реакции.

 

 

Задания к практическим работам 1-10

Практическая работа № 1.

Обобщение сведений о важнейших классах неорганических соединений

	Вариант
	I	II	III	IV	V	VI
1. Чему равно число атомов в молеку­ле продукта данной реакции?	MgO+Si02→	К2O+ Н2O→	Na2O+SO3→	Сl2O7+Н2O→	Al + S→	Si + O2 →
2. Какое из данных веществ реагирует с гидроксидом натрия? Приведите в ответе его молекулярную массу.	К2СO3 Fe(NO3)3 CuO	LiCl BaO H2S	Na3PO4 Fe(OH)2 SO3	H2SO4 MgO K2SO4	Fe(OH)3 CuCl2 MnO	NaCl Са(OН)3 co2
3. Чему равна молекулярная масса нелетучего продукта  термического разложения данного соединения?	А1(OH)3	H2SiO3	MgCO3	Zn(OH)2	Fe(HCO3)2	H3BO3
4. Определите, чему равна сумма ко­эффициентов в уравнении данной ре­акции.	К2НРO4 + + КOН→	Mg + +Fe2(SO4)3→	AgNO3+ +А1Сl→	CaOHCl + + HC1→	AgNO3+ + Zn→	AII3 + + Pb(NO3)2→
5. Найдите, какое количество сульфа­та (моль) можно получить из…	560 г NaOH	238rNiCO3	324 г Al	800 г Fе2Oз	624 г ВаС12	240 г Li2O

 

Практическая работа № 2.

Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Строение атома.

Задание	Вариант
	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII	IX	X
1.                  Определите номер периода и но­мер группы, где расположен данный элемент, и приведите в ответе их сумму.	Ag	Al	Ar	As	A	B	Ba	Be	Bi	Br
2.                  Подсчитайте число нейтронов в атоме элемента с округленной атомной массой…	45	51	55	79	89	93	96	101	103	139
3.        Укажите, сколько валентных электронов у атома…	P	Be	C	Na	S	Si	N	K	Al	H
4.                  Определите, чему равно общее число р-электронов в атоме…	Mg	Ne	Ca	O	B	Li	He	Cl	Ar	F
5.          Подсчитайте содержание кисло­рода с точностью до 1% в высшем оксиде данного элемента	C	Ca	Cl	Cr	Cs	Ta	Tc	Te	Ti	Tl

 

Практическая работа № 3.

Электролитическая диссоциация

Задание	Вариант
	I	II	III	IV	V	VI
1. Составьте уравнение электролити­ческой диссоциации данного вещества, указав в ответе сумму коэффици­ентов уравнения	All3	Ca(OH)2	Fe2(SO4)3	К3Р04	НСlO4	Li2SO3
2.    Сколько атомов входит в состав аниона, образующегося при электро­литической диссоциации данного ве­щества	Карбонат натрия	Сульфид лития	Ортофосфат калия	Бромид железа (II)	Нитрит меди (II)	Гидроксид бария
3.                  Закончите уравнение, указав в ответе значение молекулярной массы газообразного или нерастворимого продукта реакции	ZnSO4 + +ВаС12→	HNO3+ +К2СO3→	Pb(NO3)2+ +K2S	HCl+ +Na2S→	AgNO3++CaCl2	H2SO4+ +K2SO3
4.                  Подсчитайте сумму коэффициентов сокращенного ионного уравнения данной реакции, в результате которой образуется средняя соль	K2S + + H2SO4→	К3РО4+ +AgNO→	Ba(OH)2+ +HCl→	K2CO3+ +AgNO3→	Hl+ +Na2SO3→	CuCl2+ +NaOH→
5.          Составьте уравнение гидролиза данного вещества и приведите в отве­те значение молекулярной массы соли, образующейся при гидролизе	Mg(NC) 2	FeCl3	K2CO3	Na2SO3	ZnBr2	K2S

 

Практическая работа № 4

Обобщение знаний по курсу неорганической химии

Задание	Вариант
	I	II	III	IV	V	VI
1. Определите максимаьное число неспаренных электронов, которое моет иметь атом… 2. Для данного процесса (второй реагент взят в избытке) составьте сокра­щенное ионное уравнение, указав в ответе сумму его коэффициентов. 3. Найдите, чему равно значение молекулярной массы сильного электро­лита, образующегося по уравнению реакции… 4. Составьте уравнение реакции между данным металлом и H2SЩ4(koh) (четные варианты) или HNO3(разб) (нечетные варианты). Чему равна сумма коэффициентов уравнения? 5. Рассчитайте массу (г) осадка, обра­зующегося при взаимодействии из­бытка раствора нитрата серебра (чет­ные варианты) или хлорида бария (нечетные варианты) с …	C	S	N	Be	P	Al
	K2SO3+ +HCl→	CO2+ NaOH→	Al2O3+ +H2SO4→	Zn(OH)2+ +Hl→	CuBr2+ +KOH→	H2SO4+ +NH3→
	NH4Br+ +NaOH→	MgO+ +HNO3→	CHCOOK+ +HBr→	H2SO4+ +Fe2O3→	LiHS+ +HF→	Hl+ +KHCO3→
	Al	Ag	Fe	Cu	Pb	Hg
	2,3кг     20% -ного р-ра K2CO3	0,37кг     30% -ного р-ра CaCl2	1кг     12%-ного р-ра MgSO4	0,2кг       15%-ного р-ра Nal	0,57кг     20%-ного р-ра Al2(SO4)3	0,74кг     10%-ного р-ра FeBr3

                                           

Практическая работа № 5

Общие свойства металлов.

Задание	Вариант
	I	II	III	IV	V	VI
1.   Определите число протонов в атомном ядре… 2.   Сколько электронов в атоме данного металла не способно участвовать в образовании химической связи? 3.   Подсчитайте значение молекулярной массы вещества, образующегося при взаимодействии кислорода с… 4.   Закончите уравнение и приведите в ответе сумму его коэффициентов. 5.   Найдите объем (л) углекислого газа, который при нормальных условиях был израсходован на перевод 200 г гидроксида данного металла в его гидрокарбонат.	Cs	Mg	Na	Al	Fe	K
	Fe	Li	Al	Rb	Ca	Mg
	Be	Al	Ca	Mg	Na	Li
	Al+ +CuCl2→	Fe+F2→	Cs+ +H2O→	FeCl3+ +KOH→	MgCO3→	Na+ +AlCl3→
	Mg	K	Na	Fe(II)	Li	Ca

 

Практическая работа № 6

Щелочные и щелочноземельные металлы. Алюминий. Железо.

Задание	Вариант
	I	II	III	IV	V	VI	VII
1.    Сколько электронов в ионе данного металла? 2.  Подсчитайте сумму коэффициентов в уравнении реакции взаимодействия данного металла (см. пре­дыдущий	Cs	Al	Li	Mg	K	Ca	Na
	Br2	C	H2	N2	Se	P	O2
3.     вопрос) с… 4.    Какая среда в водном растворе данной соли – кислотная, нейтральная или щелочная? Ответ выразите в виде начальной буквы соответствующего слова 5.    Составьте уравнение реакции люминотермического восстановления энного оксида. В ответе приведите коэффициент перед формулой простого вещества — продукта реакции. 6.    Рассчитайте, сколько граммов одного из реагентов, взятого в избытке, не вступило в реакцию…	Li2S	K3PO4	AlBr3	Na2CO3	CaCl2	K2SO4	Fe(NO3)2
	CaO	Fe2O3	GeO2	Cu2O	Re2O7	Mn3O4	V2O5
	FeBr3+ +NaOH→ 37г FeBr3 24гNaOH	Na+ +H2O→ 69г Na 69г H2O	Fe+ +H2SO4→ 7г Fe 7г H2SO4	KOH+ +Al2O3→ 56г KOH 56г Al2O3	Mgl2+ +K2CO3→ 282г Mgl2 138г K2CO3	Al+ +AgNO3→ 33г Al 510г AgNO	Ca(OH)2+CO2→ 77г Ca(OH)2 44г СO2

 

Практическая работа № 7

Подгруппа кислорода.

Задание	Вариант
	I	II	III	IV	V
1.                 В данном соединении определите степень окисления элемента, чей символ выделен жирным шрифтом. 2.                 Укажите, сколько атомов содержит в своей молекуле… 3.Закончите уравнение реакции. Чему равна сумма его коэффициентов? 4.Найдите, чему равен при нормальных условиях объем (л) водорода, который выделяется при обработке избытком H2S04… 5. Определите коэффициент перед формулой металла в уравнении реакции его взаимодействия с концентрированной серной кислотой, если она восстанавливается до…	H2SO3	O3	CaSe	SF6	NaHTeO3
	Сульфид алюминия	Гидросульфат кальция	Сульфат алюминия	Сульфид меди (I)	Гидросульфат калия
	ZnS+O2→	S+F2→	H2+Se→	S+O2→	Li+Te→
	12г магния	18г алюминия	8,2г цинка	28г лития	10г кальция
	Ag SO2	Mg S	Li H2s	Hg SO2	Zn H2S

 

Подгруппа азота

Задание	Вариант
	I	II	III	IV	V	VI
1.Найдите, чему равна степень окисления азота в данном соединении (с указанием знака). 2.Определите, сколько атомов содержит в своей молекуле данное соединение. 3.Подсчитайте, какую относительную плотность по водороду имеет. 4.Определите коэффициент перед Н2О в уравнении реакции данного металла с азотной кислотой, если она восстанавливается до… 5. Укажите, чему равна молекулярная (масса нелетучего вещества, образующегося при прокаливании нитрата…	Fe(NO3)3	NH4H2PO4	N2O5	NH4HSO4	Zn(NO2)2	Ca3N2
	Сульфид аммония	Нитрит бария	Гидроортофосфат аммония	Нитрат алюминия	Нитрид лития	Гидрокарбонат аммония
	Оксид азота(I)	Диоксид азота	Азот	Оксид азота(II)	Аммиак	Оксид азота(IV)
	Ag NO2	Mg N2	Fl NO	Zn N2O	Ag NO	Hg NO2
	Zn	Ni	Ag	K	Al	Fe(III)

 

Подгруппа углерода.

Задание	Вариант
	I	II	III	IV	V
1.                  Для атома данного элемента укажите число валентных электронов и число уровней, заполненных электронами. В ответе приведите сумму этих чисел.	Sn	Si	Pb	Ge	C
2. Найдите степень окисления углерода, входящего в состав данного соединения (с указанием знака).	Углекислый газ	Сода	Угарный газ	Известняк	Метан
3. Определите, какое вещество отвечает знаку вопроса, и приведите в ответе значение его молярной массы – (г/моль).	H2SiO3→? + +H2O	?+CO2→CO	?+ +CO2→KHCO3	O2+ +?→MgSiO3	FeCO3→? + +CO2
4. Составьте уравнение реакции по лучения металла из данного оксида его взаимодействием с оксидом углерода (II) – Укажите в ответе коэффициент перед формулой восстановителя	Fe2O3	V2O5	NiO	Fe3O4	SnO2
5. Чему равен объем (л) углекислого газа (н. у.), который выделяется  в данной  реакции, протекающей   при повышенной температуре?	Ca(HCO3)2→ 405г Ca(HCO3)2	CH4+O2→ 10г CH4	MgCO3+ +SiO2→ 315г MgCO3	BeCO3→ 22г BeCO3	KHCO3+ +H2SO4→ 125г KHCO3

 

Практическая работа № 8

Теория химического строения органических соединений.

Задание	Вариант
	I	II	III	IV	V
1.                  Сколько р-электронов у атома данного элемента в основном (невозбужденном) состоянии?	C	H	O	N	F
2.                 Чему равно максимальное число неспаренных электронов, которое может иметь данный атом?	N	F	C	O	H
3.                 С каким из перечисленных в предыдущем вопросе атомов данный атом может образовать неполярную связь? Приведите в ответе общее число электронов в выбранном атоме	O	N	H	F	C
4.                 Определите, чему равна в данном соединении валентность атома элемента, чей символ выделен жирным шрифтом	C3H8	CH3OCH3	CH3F	C2H6	CH3NH2
5.                 Сколько σ-связей в молекуле данного соединения?	CH3F	CH3NH2	C2H6	CH3OCH3	C3H8

 

Практическая работа № 9

Предельные углероды

Задание	Вариант
	I	II	III	IV	V	VI	VII
1.                  Укажите, как называется предельный углеводород, у которого общее число атомов в молекуле равно… 2.                  Определите, сколько веществ имеет состав… 3.                  Сколько химических связей в молекуле данного углеводорода? 4.                  Чему равно максимальное число молей хлора, которое может вступить во взаимодействие с 2 моль данного вещества? 5.                  Найдите объем (л) кислорода при нормальных условиях, который нужно взять для сжигания….	20	26	17	32	14	29	23
	C5H12	C2H5Cl	C4H9F	C3H8	н-C5H11l	C4H10	C3H7Br
	2-Метил-бутан	Пропил циклогексан	3-Метил гептан	3-Этил гексан	Бутилпиклопентан	4-Пропил октан	Гексил циклобутан
	44г пропана	75г этана	40г метана	195г бутана	125г гептана	90г пентана	55г пропана

 

Практическая работа № 10

Непредельные углероды.

Задание	Вариант
	I	II	III	IV	V	VI
1.                  Составьте структурную формулу данного углеводорода и определите число π-связеи в его молекуле. 2.                  Подсчитайте, сколько атомов содержится в одном звене данного полимера 3.                  Приведите структурные формулы всех веществ, имеющих данный состав, и укажите в ответе их число. 4.                  Сколько атомов водорода связано со вторым атомом углерода в молекуле продукта данной реакции? 5.                  Найдите объем (л) водорода при нормальных условиях, необходимого для получения алкана из…	Пентен-2	Диметилэтин	Гексен-3	3-Этилок тен-2	Гексин-2	Гексадиен-1,3
	Изопреновый каучук	Поливинл хлорид	Хлоропре новыи каучук	Полипропилен	Натуральный каучук	Бутадиено вый каучук
	C3H6	C2H2Cl2	н-C4H8	C2HBr	н-C5H10	C2H3l
	НС1 Пропин→ изб.	Вг2 Гексен-3→	С12 Бутадиен-1,3→ изб	НВг Бутин-1→ изб.	Hl Пентен-1→	l2 Гексин-3→ изб
	81 г	140 г	52 г	68 г	100 г	42 г
	бутадиена-1,3	бутена-2	этина	изопрена	пропина	пропилена

 

Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплин

Основная литература:

 

1. Димитриев А.Д. Современные концепции естествознания [Электронный ресурс] : учебное пособие / А.Д. Димитриев, Д.А. Димитриев. – Электрон. текстовые данные. – Саратов: Вузовское образование, 2018. – 154 c. – 978-5-4487-0166-5. – Режим доступа: http://www.iprbookshop.ru/74960.html
2. Стародубцев, В.А. Естествознание. Современные концепции [Электронный ресурс]: учебное пособие для СПО / В.А. Стародубцев. – Электрон. текстовые данные. – Саратов: Профобразование, 2017. – 332 c. – 978-5-4488-0014-6. – Режим доступа: http://www.iprbookshop.ru/66386.html

 

Дополнительная литература:

1. Бароненко, В. А. Здоровье и физическая культура студента [Текст]: учеб. пособие для сред. проф. образования / В.А. Бороненко, Л.А. Рапопорт. – 2-е изд., перераб. – М.: Альфа-М: ИНФРА-М, 2016. – 336 с.
2. Биология. 10 класс [Текст]: учеб. для общеобраз. школ / под ред. Д.К Беляева, Г.М. Дымшица. – 3-е изд. – М.: Просвещение, 2016. – 223 с.
3. Богомолова, И.В. Неорганическая химия [Текст]: учеб. пособие для сред. проф. образования / И.В. Богомолова. – М.: Альфа-М: ИНФРА-М, 2016. – 256 с.

4.Сухорукова, Л.Н. Биология. 10-11 классы [Текст]: учеб. для общеобраз. школ / Л.Н. Сухорукова, В.С. Кучменко, Т.В. Иванова. – 3-е изд. – М.: Просвещение, 2016. – 127 с

Курс 3.30. Теория и методика преподавания учебного предмета в условиях реализации ФГОС ООО (16 модулей на 350 часов)  3.30.14 Модуль для учителя химии