ПРАВИЛА РАБОТЫ В ЛАБОРАТОРИИ

ПРАВИЛА РАБОТЫ В ЛАБОРАТОРИИ

При работе в лаборатории необходимо выполнять следующие правила:

1. Рабочее место содержать в чистоте и в порядке. Не класть на рабочее место посторонние предметы.

2. Следить за тем, чтобы не загрязнялись реактивы.

3. Не выбрасывать мусор в водопроводные раковины. Концентрированные растворы кислот, щелочей в раковину не выливать.

4. Экономно расходовать электроэнергию и дистиллированную воду.

5. При употреблении концентрированных кислот, щелочей, ядовитых веществ, соблюдать правила техники безопасности.

6. Все реакции, сопровождающиеся выделением дыма или газов с неприятным запахом проводить под тягой.

7. Перед выполнением каждого опыта внимательно ознакомиться с его описанием.

8. Перед применением реактива внимательно читать этикетку на склянке.

9. Для опыта брать минимальные количества вещества и реактивов.

10. Не выполнять опытов, не предусмотренных планом занятия.

11. После окончания работы мыть посуду и приводить в порядок рабочее место.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭКВИВАЛЕНТА МЕТАЛЛА

Определение эквивалента металла основано на измерении объема водорода, который выделяется при реакции металла с кислотой: Me(II) + 2HCl = MeCl2 + H2­. В соответствии с законом эквивалентов:

Экспериментальные и расчетные данные

Давление насыщенного водяного пара

2. Приведение объема выделившегося водорода к нормальным условиям (н. у.), используя уравнение Клапейрона: , (1.4) где - объем выделившегося водорода, приведенный к нормальным ус-

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ

КОНЦЕНТРАЦИЯ является количественной характеристикой раствора, показывает содержание растворенного вещества в определенном массе или в определенном… Способы выражения концентрации: ПРОЦЕНТНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ ПО МАССЕ (С%)- число единиц массы растворенного вещества, содержащихся в 100 единицах массы…

Расчет 1. Количество исходных веществ, необходимых для

Приготовления раствора

a c - b c b a - c

Расчет 2. Расчет молярной концентрации, молярной

Концентрации эквивалента и титра полученного

Раствора

а) б) Раствор 8% - ный, поэтому в 100 г раствора содержится 8 г CuSO4,

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

Скорость химической реакции зависит не только от природы реагирующих веществ, но и от условий, при которых она протекает. Главными условиями, влияющими на скорость химической реакции являются: 1) концентрация реагирующих веществ; 2) температура и 3) присутствие катализатора.

ОПЫТ 1. Зависимость скорости химической реакции от

Концентрации реагирующих веществ

В опыте изучается влияние концентрации тиосульфата натрия Na2S2O3 на скорость реакции: Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O В результате протекания этой реакции выделяется сера, что делает раствор мутным. По промежутку времени между началом…

Экспериментальные и расчетные данные

Учитывая разбавление 0.5 Н раствора Na2S2O3 водой, рассчитайте концентрации растворов в первой и второй пробирок применив закон эквивалентов: . (3. 3) Рассчитайте скорость реакции во всех трех случаях:

ОПЫТ 2. Зависимость скорости химической реакции от

Температуры

В опыте изучается влияние температуры на скорости реакции тиосульфата натрия с серной кислотой: Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O Влияние температуры на скорость реакции определяется приближенным правилом Вант-Гоффа:

Экспериментальные и расчетные данные

Рассчитайте скорость реакции при всех четырех температурах. Определите температурный коэффициент при разнице температур опытов в 10 0С. Постройте график зависимости скорости реакции (v) от температуры (t).    

ОПЫТ 3. Изменение скорости реакции в присутствии

Катализатора

Катализаторами называют вещества, которые изменяют (увеличивают или уменьшают) скорость химической реакции, но сами в результате реакции остаются… В этом опыте осуществляется реакция взаимодействия хлорида железа (III) с… FeCl3 + 3KCNS = Fe(CNS)3 + 3KCl.

ОПЫТ 4. Химическое равновесие

В этом опыте изучается смещение равновесие в реакции: FeCl3 + 3KCNS Û Fe(CNS)3 + 3KCl. цвет растворов слабо бесцветн. ярко бесцветн.

Экспериментальные данные

В выводе объясните смещение равновесия в сторону прямой и обратной реакции. Почему при одинаковом увеличении концентраций FeCl3 и KCNS –степень окраски… ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

ОПЫТ 1. Гидролиз солей разных типов

Гидролиз – взаимодействие ионов соли с ионами воды. При этом образуются слабые кислоты и основания, изменяется рН раствора. Различают три случая гидролиза солей. 1) Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

Сильные и слабые электролиты

Проведение опыта Реактивы: дистиллированная вода; универсальная индикаторная бумага;

Экспериментальные данные

ОПЫТ 2. Сравнение гидролиза средних и кислых солей

Соли, образованные многоосновными слабыми кислотами гидролизуются ступенчато. При этом образуются кислые соли. Например, гидролиз соли Na2CO3. 1 cтупень: Na2CO3 + НОН Û NaHCO3 + NaOH (Кг 1)

На степень гидролиза

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, идет по схеме: А- + НОН Û НА + ОН-. Константа гидролиза

ОПЫТ 4. Влияние силы слабого основания, образующего соль на

Степень гидролиза

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, идет по схеме: К+ + НОН Û КОН + Н+ . Константа гидролиза:

ОПЫТ 5. Смещение равновесия гидролиза

Для солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, сильным основанием и слабой кислотой, возможно смещение гидролиза. К+ + НОН Û КОН + Н+ А- + НОН Û НА + ОН-

ОПЫТ 6. Влияние температуры на степень гидролиза

Реактивы: 0.2 Н раствор ацетата натрия, CH3COONa; индикатор фенолфталеин. В пробирку налейте 5 капель раствора ацетата натрия CH3COONa.

ОПЫТ 7. Взаимное влияние солей на степень гидролиза

При одновременном растворении соли (например, ZnCl2), образованной сильной кислотой и слабым основанием, и соли (например, Na2SO3), образованной… Zn2+ + HOH Û ZnOH+ + H+; SO32- + HOH Û HSO3- + OH-.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

ОПЫТ 1. Восстановительные свойства металлов

Элементы, отдающие электроны, т. е. имеющие небольшую энергию ионизации, называют металлами. Чем легче атом отдает электрон, тем сильнее его… В химических реакциях потерю металлом электронов называют его…

ОПЫТ 3. Окисление катиона Fe2+ в Fe3+ кислородом воздуха

Высшая степень окисления большинства металлов наиболее стабильна. Поэтому катион Fe2+ стремится перейти в Fe3+. Окисление осуществляется кислородом… FeSO4 + 2NaOH ® Fe(OH)2 + Na2SO4 зеленоватый

ОПЫТ 4. Окислительные и восстановительные свойства

Р-элементов

Объяснение опыта

Атомы неметаллов могут иметь разные степени окисления. Вещества, содержащие атомы этих элементов в промежуточных состояниях, могут быть и окислителями и восстановителями. Это зависит от условий протекания реакции.

Опыт 4. 1. Окислительные и восстановительные свойства

Сульфита натрия

Реактивы: 0.5 Н раствор дихромата калия K2Cr2O7; 0.5 Н раствор сульфида натрия Na2S; 0.1 Н раствор серной кислоты H2SO4;

Опыт 4.2. Окислительные и восстановительные свойства

Нитрита калия

Реактивы: 0.5 Н раствор дихромата калия K2Cr2O7; 0.5 Н раствор йодистого калия KI; 0.1 Н раствор серной кислоты H2SO4;

Опыт 4.3. Окислительные и восстановительные свойства

Перекиси водорода

Реактивы: 3% раствор перекиси водорода H2O2; 0.5 Н раствор йодистого калия KI; 0.05 Н раствор перманганата калия KMnO4;

ОПЫТ 5. Реакции диспропорционирования

Объяснение опыта

Для реакций диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) характерно наличие молекул (ионов), в состав которых входят атомы одного вида (элемента), окисляющие и восстанавливающие друг друга. Это свойство проявляется у соединений или простых веществ, отвечающих одному из промежуточных степеней окисления данного элемента.

Опыт 5.1. Реакция диспропорционирования сульфита натрия

Реактивы: сульфит натрия Na2SO3 (кр.); дистиллированная вода; 0.5 Н раствор сульфата меди (II) CuSO4.

Опыт 5.2. Реакция диспропорционирования перекиси водорода

Реактивы: 3% раствор перекиси водорода H2O2; раствор бихромата калия K2Cr2O7 (конц.). В пробирку налейте 5-6 капель раствора перекиси водорода H2O2 и

Восстановительные реакции

Объяснение опыта

Реакции внутримолекулярного окисления – восстановления характерны для процессов, при которых степени окисления изменяют разные элементы, входящие в состав одной и той же молекулы.

Опыт 6.1. Разложение нитрата меди

Проведение опыта

Реактивы: нитрат меди Cu(NO₃)₂ кр .

Возьмите на микрошпателе нитрат меди Cu(NO₃)₂ и высыпьте в пробирку, слегка нагрейте на пламени горелки. Опишите наблюдения.

Cu(NO₃)₂ ® CuO+ NO₂ + O₂

Напишите уравнение реакции, процессы окисления и восстановления. Укажите окислитель и восстановитель.

Опыт 6.2. Разложение бихромата аммония

Реактивы: бихромат аммония (NH4)2Cr2O7 кр. Поместите щепотку бихромата аммония (NH4)2Cr2O7 горкой на асбестовую сетку.… (NH4)2Cr2O7 ® Cr2O3 + N2­+ H2O

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

2. Коровин Н.В., Мингулина Э.М., Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по химии. - М.: Высш. шк., 1998.- 238 c. 3. Федосова Н.Л., Румянцева В.Е., Лосева М.В., Кокурина Г.Л., Чеснокова Т.В.… / Под ред. Н.Л. Федосовой. - М.: Изд-во АСВ, 2003.-232 с.

ОГЛАВЛЕНИЕ

ПРАВИЛА РАБОТЫ В ЛАБОРАТОРИИ ………………………………
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1 Определение эквивалента металла ……………………………………...
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2 Приготовление раствора заданной концентрации ……………………...
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3 Химическая кинетика …………………………………………………….
ЛАБОРАТОРНАЯРАБОТА № 4 Гидролиз солей ……………………………………………………………
ЛАБОРАТОРНАЯРАБОТА № 5 Окислительно-восстановительные реакции …………………………….
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК ……………………………………