По дисциплине Общая и неорганическая химия О.Б. Чалова, А.М. Сыркин

Министерство по науке и образованию Российской Федерации

 

Государственное образовательное учреждение высшего

профессионального образования

 

Уфимский государственный нефтяной технический университет

Кафедра «Общая и аналитическая химия»

 

О.Б. Чалова, А.М. Сыркин

 

Рабочая тетрадь

К лабораторному практикуму

(часть 1)

по дисциплине «Общая и неорганическая химия»

 

для студентов направления БМА, БМК, БТК, БОС

 

 

Уфа 2012

Введение

Общие рекомендации для подготовки к лабораторным занятиям

 

Выполнение лабораторных работ призвано способствовать более глубокому усвоению студентами теоретического курса, приобретению навыков в проведении химических экспериментов, умению обобщать полученные данные и кратко излагать их в виде отчета.

Отчет должен содержать:

- титульный лист;

- цель работы;

- краткое изложение теории;

- приборы и реактивы;

- номер и название опыта;

- условия и особенности протекания реакции;

- схемы, иллюстрирующие проводимый эксперимент;

- полученные результаты, наблюдаемые эффекты;

- уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионной формах;

- объяснения и выводы.

Необходимым условием успешного качественного усвоения пройденного материала является самостоятельное и сознательное выполнение лабораторных работ. При этом важной и существенной частью работы является домашняя подготовка по учебникам, лекциям, методическим пособиям и руководствам.

В предлагаемых отчетах по лабораторным работам на 2 странице приводится перечень основных понятий, законов, которые студент должен знать. На 3 странице могут быть предложены простейшие задачи по теме занятия, разбиравшиеся на лекциях. Эти страницы следует заполнить в ходе домашней подготовки к занятию. Рекомендуется также заранее ознакомиться с содержанием предлагаемых опытов и предположить их результаты.

Допуском к лабораторной работе является наличие лабораторного журнала (распечатанного отчета на «бумажном носителе») с рукописными ответами на теоретические вопросы и задания. При распечатывании отчета можно увеличить свободные поля, если почерк крупный. Студент, не выполнивший эту часть работы и не имеющий отчета на «бумажном носителе» с рукописными ответами, к лабораторной работе не допускается.

С первых дней работы в лаборатории студент должен приучать себя к аккуратности и вниманию, отсутствие которых бывает причиной искажения результатов эксперимента, а также может привести к несчастным случаям.

При выполнении практических работ все наблюдения следует записывать в лабораторный журнал (отчет) – непосредственно после каждого опыта на занятии. Не следует делать записи в черновиках и на отдельных листочках бумаги, так как они могут легко затеряться.

После выполнения опыта для объяснения результатов необходимо на занятии письменно ответить на все вопросы, имеющиеся в отчете после описания опыта, составить молекулярные и краткие ионные уравнения реакций, произвести расчеты и сделать вывод.

В конце этого же занятия студент может выполнить самостоятельную проверочную работупо теме занятия, которую он сдает вместе с заполненным отчетом.

Внимание! Писать следует яркими темными чернилами четким понятным почерком, если почерк неразборчивый – чертежным шрифтом.

 

Календарный план

Проведения лабораторных занятий по общей и неорганической химии для студентов

БОС, БТК, БМА, БМК-12

1 семестр 2012/2013 уч. года.

№ п/п	Наименование лабораторной работы	Самостоятельная работа
	ЛР «Приготовление растворов заданной концентрации NaCl». Растворы неэлектролитов. Способы выражения концентрации растворов. Решение задач	Решение ДЗ-3(1) «Концентрации и свойства растворов электролитов и неэлектролитов» (11) (4) 392-447, 463-501
	ЛР «Химическая кинетика и химическое равновесие». Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ и температуры. Смещение химического равновесия. Решение задач	Выдача ДЗ-2(2) «Хим.кинетика. Хим.равновесие» по вариантам/(12) (4) 325-349, 350-390
	ЛР «Ионно обменные реакции. Смещение ионного равновесия». Решение задач.	Выдача ДЗ-3(2) «Диссоциация. Измерение рН растворов» (16) (4) 580-584
	ЛР «Образование и растворение осадков. Произведение растворимости». Решение задач.. ЛР «Диссоциация кислот и оснований. Измерение рН растворов сильных и слабых электролитов».	«Диссоциация. Измерение рН растворов» Выдача ДЗ-3(3) «Гидролиз солей» (14, 16) (4) 502-559, 559-579
	ЛР «Гидролиз солей». Факторы влияющие на гидролиз. Расчет рН водных растворов солей. Буферные растворы.	«Гидролиз солей» (14) (4) 585-590, (4) 590-607

Рекомендуемая литература.

Основная литература

1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: Учебник для ВУЗов – 4-е изд. испр.–М: Высшая школа. 2002–743 с.

2. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия: Учебник для ВУЗов – М: Химия 2000.–592 с.

3. Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия: Учебное пособие для вузов/ Под ред. А.И. Ермакова–29 изд., испр.–М.: Интеграл–Пресс.–2004.–728 с.

4. Глинка Н.М., Рабинович В.А., Рубина Х.М. Задачи и упражнения по общей химии: учебное пособие для студентов нехимических спец. Вузов / Под ред. В.А.Рабиновича, Х.М. рубинной – Изд-во стереотип. – М.: Интеграл-Пресс, 2004. – 240 с.

Дополнительная литература

5. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: Учебник для вузов.–М.: Высшая школа, 2004–432 с.

6. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник для технических направ. и спец. Вузов – 7-е изд., испр. – М.: Высшая школа, 2006 – 557 с.

7. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии: Учебное пособие для ВУЗов – 6-е изд., перераб. и доп.–М: Высшая школа, 2004.–383 с.

8. Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. Пособие Б.И.Адамсон, О.Н. Гончарук, В.Н. Камышова и др.; Под ред.Н.В.Коровина. -2-е изд., испр. – М.: Высш. Шк.,2004. – 255 с.

Учебные пособия кафедры

9. Сборник заданий для самостоятельной работы по дисциплине «Химия» / Л.Е.Салова и др.; под общ. ред. Саловой Л.Е.: учебное пособие. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2008. – 133 с.*

10. Тепловые эффекты и направление протекания химических реакций: учебное пособие. Булатова О.Ф., Сыркин А.М. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2008. – 66 с.*

11. Растворы электролитов и неэлектролитов: учебное пособие Чанышева А.Т., Сыркин А.М.. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2009. – 65 с.*

12. Химическая кинетика: учебное пособие Сыркин А.М., Назаров М.Н.. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2008. – 103 с.*

13. Растворы электролитов и неэлектролитов: учебное пособие с грифом МО РБ Сыркин А.М., Михайленко О.И., РольникЛ.З.. – Уфа: Изд-во УГНТУ, 2006. – 140 с.*

14. «Гидролиз солей» Учебно-методическое пособие к лабораторным работам, Сыркин А.М., Рольник Л.З., А.М. Сыркин, Л.З. Рольник.–Уфа, изд-во УГНТУ, 2002–21

15. Лабораторный практикум: учебное пособие с грифом МО РБ. Чалова О.Б., Сыркин А.М. Химия. – Уфа: Изд-во УГНТУ, 2006. – 107 с.*

16. Растворы электролитов. Методическое руководство. Составители: Сыркин А.М., Латыпова Ф.Н., Рольник Л.З., Михайленко О.И. УГНТУ, 2005.29 с.

 

ДЗ-2(1) «Тепловые эффекты и направление химических процессов»

ДЗ-2(2) «Химическая кинетика и равновесие»

ДЗ-3(1) «Способы выражения концентраций и физико-химические свойства растворов».

ДЗ-3(2) «Растворы электролитов»

ДЗ-3(3) «Гидролиз солей»

Рекомендуемая литература.

Бально-рейтинговая система оценки успеваемости

студентов специальностей БОС, БТК, БМА, БМК-12

по дисциплине «Общая и неорганическая химия» в 1 семестре

(Выдается отдельно)_

 

Основные правила безопасной работы в химической лаборатории

- выполнение только порученных преподавателем работ; - перед выполнением работы необходимо ознакомиться с заданием, оборудованием,… - работа выполняется на отведенном рабочем месте в спецодежде – халате;

Лабораторная работа №1

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ

Приготовление раствора NaCl путем смешения двух растворов разной концентрации (вариант 1) и раствора NaCl и воды (вариант 2). План работы 1 Получить задание: приготовить 250 г раствора NaCl 4 (6,8,10,12,14,16 и т.д.) %-ой концентрации из

Варианты расчетов

Вариант 1. Приготовить 300 г 10%- ного раствора NaCl из 7%-ного

и 14%-ного растворов NaCl.

Решение:а) расчет произвести по ” правилу креста”:

 

14% (10-7) = 3 весовые части

 

10%

7% (14-10) = 4 весовые части (вес.ч.)

Весь раствор = 7 вес.ч.

Таким образом, 300 г 10%-ного раствора NaCl составляют 7 весовых частей.

Найти, какое количество граммов каждого из смешиваемых растворов необходимо взять:

7 вес.ч. - 300 г р-ра

3 вес.ч. – m_14% 14%-ного раствора;

7 вес.ч. – 300 г р-ра

4 вес.ч. – m_7% 7%-ного раствора;

 

б) расчет произвести по закону смешения.

Определить массу NaCl в 300 г 10%-ного раствора:

в 100 г р-ра - 10 г NaCl

в 300 г р-ра – m г NaCl m = 30 г NaCl.

Эта масса растворенного вещества состоит из масс его, содержащихся в исходных растворах.

Пусть масса 14%-ного раствора равна x г,

тогда масса 7%-ного раствора (300-x) г.

Масса NaCl в 14%-ном растворе равна (0,14∙x) г,

Масса NaCl в 7%-ном растворе равна 0,07∙(300-x) г.

Сумма масс NaCl равна 0,14∙x + 0,07∙(300-x) = 30 г.

 

Следовательно, x = 128,6 г - масса 14%-ного раствора,

300 - 128,6 = 171,4 г – масса 7%-ного раствора.

в) Рассчитать объемы каждого раствора, используя плотности:

Итак, необходимо слить 116,8 мл 14%-ного и 163,5 мл 7%-ного растворов NaCl, что в сумме даст: V_10% = 116,8 + 163,5 = 280,3 мл раствора.

 

Вариант 2Приготовить 300 г 10%-ного раствора из 14%-ного раствора NaCl

и воды.

Решение:а) расчет произвести по ”правилу креста”, концентрацию воды принять равной нулю:

 

14% (10-0) = 10 вес.ч.

10 %

0 (14-10) = 4 вес.ч.

 

Весь раствор 14 вес.ч.

 

Таким образом, 300 г 10%-ного раствора NaCl составляют 14 весовых частей.

Найти, какое количество граммов каждого из смешиваемых растворов необходимо взять:

14 вес.ч. - 300 г р-ра

10 вес.ч. - m_14% 14%-ного раствора;

14 вес.ч. - 300 г р-ра

4 вес.ч. – m_H2O воды;

 

б) расчет произвести по закону смешения.

Определить массу NaCl в 300 г 10%-ного раствора:

в 100 г р-ра – 10 г NaCl

в 300 г р-ра – m г NaCl m = 30 г NaCl

Эта масса растворенного вещества содержится только в исходном 14%-ном растворе.

Пусть масса 14%-ного раствора x г,

тогда масса воды (300-x) г.

Масса NaCl в 14%-ном растворе равна (0,14∙x) г, а в воде NaCl нет.

0,14∙x = 30. Следовательно, x = 214,2 г – масса 14%-ного раствора NaCl.

300 – 214,3 = 85,7 г воды.

в) Рассчитать объемы каждого раствора, используя плотности:

Итак, необходимо слить 194,6 мл 14%-ного раствора NaCl и 85,7 мл воды, что в сумме даст: V_10% = 194,6 + 85,7 = 280,3 мл раствора.

Пример 1. Рассчитать С_м, С_н, Т, С_m, N 10%-ного раствора NaCl.

Решение:

в 100 г р-ра - 10 г NaCl

в 300 г р-ра - 30 г NaCl,

таким образом масса растворенного NaCl m_NaCl = 30 г.

а) расчет молярности раствора

M_NaCl = 58,45 г/моль – молярная масса NaCl

 

б) расчет молярной концентрации эквивалента раствора

М

в) расчет титра раствора

г) расчет моляльности раствора

- масса растворителя;

д) расчет мольной доли раствора

В 100 г р-ра NaCl содержится 10 г NaCl и 90 г H₂O.

Определим число молей соли и воды:

Определим мольные доли компонентов раствора:

Сумма мольных долей компонентов раствора всегда равна 1:

N_NaCl + N_H2O = 0,03310 + 0,9669 = 1,0.

Пример 2. Рассчитать ∆р´, t´_кип., t´_зам., π´_осм. 10%-ного раствора NaCl.

Решение:раствор соли NaCl является сильным электролитом, а для сильных электролитов, принимая кажущуюся степень диссоциации равной 1 или 100 % (точно можно вычислить экспериментально), значение изотонического коэффициента i равно 2, т.к. при диссоциации 1-го моля раствора NaCl образуется по 1-му молю ионов Na⁺ и Cl^-.

а) расчет давления насыщенного пара раствора

где р₀ = 1,0133·10⁵ Па

n (NaCl) = 0,1711 моль;

N (Н₂О) = 5,0 моль;

Тогда,

б) расчет температуры кипения раствора

в) расчет температуры замерзания раствора

г) расчет осмотического давления раствора

 

Лабораторная работа №2

«Химическая кинетика. Химическое равновесие»

Цель работы:

- изучить влияние концентраций и температуры на скорость гомогенной реакции;

- изучить влияние концентраций на положение химического равновесия

Краткая теория:

Гомогенная химическая система –

Гетерогенная химическая система –

Средняя скорость гомогенной химической реакции -

Единицы измерения скорости гомогенной химической реакции –

Факторы, влияющие на скорость химической реакции:

Кинетическое уравнение (закон действующих масс) элементарной химической реакции имеет вид

а) А(г) + 2В(г) = С(г)

 

б) А(тв) + 2В(г) = С(г)

 

в) А(г) + 2В(тв) = С(г)

 

г) S₂O₃^2- + H⁺ = S + HSO₃^-.

 

Константа скорости химической реакции –

Константа скорости химической реакции имеет размерность –

а) б) в) г)

С повышением температуры скорость химической реакции …

Температурный коэффициент химической реакции …

Уравнение Вант-Гоффа:

Уравнение Аррениуса:

Энергия активации –

Катализатор –

Ингибитор -

Признаки химического равновесия:

Выражение константы равновесия для:

а) б) в) г)

Константа равновесия не зависит от

Константа равновесия зависит от

Принцип Ле Шателье:

 

При повышении концентрации исходных реагентов равновесие смещается в сторону …

При повышении температуры равновесие смещается в сторону …

При повышении давления равновесие смещается в сторону …

Катализатор на положение химического равновесия …

Опыт №1. Изучение зависимости скорости гомогенной реакции

От концентрации реагирующих веществ.

 

Зависимость скорости гомогенной реакции от концентраций реагентов можно изучить на классическом примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой, протекающей по уравнению

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + SO₂ + H₂O.

S₂O₃^2- + H⁺ = S + HSO₃^-

 

 

Сера образует с водой коллоидный раствор. Время реакции засекают по секундомеру от момента сливания реагентов до появления едва заметного помутнения. Определив время, можно вычислить относительную скорость реакции v = 1/t.

 

Ход работы:

Приготовить три сухие чистые пробирки, пронумеровать их. В первую пробирку внести 2 капли раствора тиосульфата натрия и 9 капель воды, во вторую - 4 капель тиосульфата натрия и 7 капель воды, в третью - 6 капель тиосульфата натрия и 5 капель воды. Пробирки встряхнуть. Получим три раствора тиосульфата натрия разной концентрации. Если условно обозначить молярную концентрацию тиосульфата натрия в первой пробирке через «с», то во второй пробирке она будет, соответственно, 2с моль/л, в третьей-3с моль/л.

В первую пробирку внести одну каплю серной кислоты. Одновременно включить секундомер; встряхивая пробирку, держа ее на темном фоне, следить за появлением мути. При появлении малейших ее признаков - остановить секундомер, отметить время реакции и записать его в таблицу. Пробирку сразу тщательно вымыть;

Проделать аналогичные опыты во второй и третьей пробирках.

Результаты занести в таблицу.

Таблица 1. Экспериментальные данные для определения зависимости скорости реакции от концентрации

 

Номер пробирки	Кол-во капель Na2S2O3	Кол-во капель воды	Кол-во капель H2SO4	Относительная концентрация Na2S2O3,	Время реакции, t, с	Относительная скорость v=1/t, с-1	Темпера тура, T, оС
				1С
				2С
				3С

 

По полученным данным построить график зависимости v = f(c), откладывая по оси абсцисс - концентрацию, а по оси ординат - относительную скорость.

Рис 1 Зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия

 

Вывод:

Опыт№2. Изучение зависимости скорости гомогенной реакции

От температуры.

Для эксперимента использовать ту же реакцию, что и в опыте №1:

 

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + H₂O.

Ход работы:

Приготовить три чистые сухие пробирки, пронумеровать их; в каждую внести по 2 капли раствора тиосульфата натрия и 9 капель воды;

Пробирку 1* поместить в стакан с водой и через 1-2 минуты отметить температуру. Затем внести в нее 1 каплю серной кислоты, одновременно включить секундомер и остановить его при появлении слабой, едва заметной мути. Результат записать в таблицу.

Повысить температуру воды в стакане на 10⁰С (нагреванием на плитке, либо в «бане» с теплой водой). Поместить в стакан пробирку 4, выдержать несколько минут до достижения нужной температуры и добавить одну каплю серной кислоты, одновременно включив секундомер. Встряхивать пробирку до появления мути (результат внести в таблицу);

Аналогично провести опыт в 5 пробирке, повысив температуру в стакане еще на 100С.

Таблица 2 Экспериментальные данные для расчета температурного коэффициента реакции

Номер пробирки	Кол-во капель Na2S2O3	Кол-во капель воды	Кол-во капель H2SO4	Относительная концентрация Na2S2O3,	Время реакции, t, с	Относительная скорость v=1/t, с-1	Температура, T, оС
				1С
				1С
				1С

*- можно использовать результаты из предыдущего опыта №1

 

По полученным данным построить график зависимости v = f(t), откладывая по оси абсцисс температуру, а по оси ординат - скорость.

 

Рис 2 Зависимость скорости реакции от температуры

 

Рассчитать температурный коэффициент реакции:

g₁ = v₃₀/ v₂₀ = g₂ = v₄₀ / v₃₀ = g_ср = (g₁ + g₂)/2 =

Составить уравнение Вант-Гоффа для изученной реакции.

Вывод:

 

Опыт №3. Влияние изменения концентрации на состояние химического равновесия.

FeCl3 + 3KSCN « Fe(SCN)3 + 3KCl Образующийся роданид железа окрашивает раствор в красный цвет, интенсивность… Ход работы:

Порядок реакции по реагенту FeCl3 равен

- При добавлении FeCl3 равновесие смещается в сторону………………реакции, образуется дополнительное количество… 3) Во вторую пробирку добавить одну каплю насыщенного раствора роданида калия. Что наблюдается? Заметить, что цвет…

Записать выражение для константы равновесия

Сделать выводы о влиянии изменения концентраций веществ на состояние химического равновесия на основании выражения константы равновесия и принципа Ле-Шателье.

Лабораторная работа №3

«Растворы электролитов. Ионно-обменные реакции. Смещение ионного равновесия»

Цель работы:

- изучить закономерности протекания ионно-обменных реакций между растворами электролитов

- научиться составлять молекулярные и ионные уравнения реакций.

Краткая теория

Электролит– это… сильным электролитам относятся:  

Ионные реакции с образованием осадков.

Опыт 1. Образование плохо растворимой соли – сульфата бария

Налить в три пробирки по 2 капли раствора хлорида бария и добавить в одну из них 3 капли раствора Na2SO4, в другую – раствора H2SO4, в третью - раствора Al2(SO4)3. Наблюдать появление одинакового осадка.

- Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной форме

1) BaCl₂ + Na₂SO₄ →

(краткое ионное уравнение)

2) BaCl₂ + H₂SO₄ →

(краткое ионное уравнение)

3) BaCl₂ + Al₂(SO₄)₃ →

(краткое ионное уравнение)

- сравнить ионные уравнения реакций 1) – 3);

- к какому взаимодействию сводится суть всех трех реакций;

- к какому типу относятся реакции;

- сформулировать, в каком направлении протекают ионно-обменные реакции.

- по ионному уравнению составить выражение для константы равновесия и рассчитать её, используя справочные данные.

Ионные реакции с образованием слабого электролита.

Опыт 2. Взаимодействие соли слабой кислоты с сильной кислотой

Поместить в пробирку один микрошпатель кристаллического ацетата натрия и прилить 8 капель 2 н серной кислоты. Слегка подогреть пробирку в ладони и по запаху определить продукт реакции.

- Составить уравнение реакции взаимодействия ацетата натрия и серной кислоты в молекулярной и ионной форме:

CH₃COONa + H₂SO₄ →

(краткое ионное уравнение)

- к какому типу относится эта реакция;

- указать, какая кислота образуется – сильная или слабая:

- сформулировать условие протекания ионно-обменной реакции:

- по ионному уравнению составить выражение для константы равновесия и рассчитать её, используя справочные данные.

 

Ионные реакции с образованием и участием газа.

Опыт 3. Лабораторный способ получения углекислого газа

Налить в пробирку раствор гидроксида кальция. Пропустить диоксид углерода из аппарата Киппа (рис.4), полностью погрузив конец отводной трубки в пробирку с раствором гидроксида кальция. Наблюдать вначале образование осадка средней соли, а затем его растворение вследствие образования кислой соли. К полученному раствору гидрокарбоната кальция прилить раствор гидроксида кальция.

- Объяснить принцип работы аппарата Киппа

- составить молекулярное и ионное уравнение реакции, протекающей в аппарате Киппа:

CaCO₃↓ + HCl →

(записать краткое ионное уравнение)

- какие свойства проявляет выделяющийся диоксид углерода при взаимодействии с гидроксидом кальция, к какому типу относится эта реакция;

- составить молекулярное и ионное уравнение реакции

Ca(OH)₂ + CO₂ → ... + …

осадок

(краткое ионное уравнение)

- Рис. 4. Аппарат Киппа

 

- составить молекулярное и ионное уравнение реакции, протекающей между

осадком карбоната кальция и избытком диоксида углерода (углекислого газа):

CaCO₃↓ + H₂O + CO₂ →

(краткое ионное уравнение)

Ионные реакции с образованием комплексных соединений.

Опыт 4. Получение и свойства гидроксида цинка

В три пробирки внести по 2 капли раствора сульфата цинка и 2 н раствора гидроксида натрия до образования осадка. В первую пробирку к образовавшемуся осадку гидроксида цинка добавить избыток раствора соляной кислоты, во вторую пробирку – избыток раствора гидроксида натрия, в третью пробирку – избыток раствора аммиака.

- Охарактеризовать внешний вид осадка гидроксида цинка;

- составить уравнение реакции образования гидроксида цинка в молекулярной и ионной форме

ZnSO₄ + NaOH →

недост.

(краткое ионное уравнение)

- отметить растворение осадка гидроксида цинка в избытке раствора соляной кислоты; избытке раствора гидроксида натрия;

- составить уравнения реакций взаимодействия гидроксида цинка с соляной кислотой в молекулярной и ионной форме:

Zn(OH)₂ + HCl →

(краткое ионное уравнение)

- составить молекулярное и ионное уравнение реакции взаимодействия гидроксида цинка с избытком гидроксида натрия, учитывая, что образуется тетрагидроксоцинкат натрия

Zn(OH)₂ + 2NaOH(изб.) → Na₂[Zn(OH)₄]

(краткое ионное уравнение)

- ответить, какие кислотно-основные свойства проявляет гидроксид цинка;

- объяснить растворение гидроксида цинка в избытке аммиака;

- составить молекулярное и ионное уравнение реакции, учитывая, что происходит образование гидроксида тетрааминцинка

Zn(OH)₂ + 4NH₃ → [Zn(NH₃)₄](OH)₂

(краткое ионное уравнение)

Вывод:

 

Лабораторная работа №4

Произведение растворимости.

Образование и растворение осадков.

Электролитическая диссоциация кислот и оснований.

Водородный и гидроксильный показатели .

Измерение рН растворов сильных и слабых электролитов»

Цель работы:

- изучить закономерности образования и растворения осадков плохо растворимых сильных электролитов;

- изучить закономерности протекания электролитической диссоциации кислот и оснований в водном растворе;

Цель работы:

- изучить закономерности протекания электролитической диссоциации кислот и оснований в водном растворе;

Краткая теория

Кислота Аррениуса – это …

Кислота Бренстеда – это …

Сильные кислотыдиссоциируют в растворе ….

 

Слабые кислотыдиссоциируют в растворе ….

К сильным кислотамотносятся:

Основание Аррениуса – это …

Основание Бренстеда – это ….

Сильные основаниядиссоциируют в растворе ….

Слабые основаниядиссоциируют в растворе ….

К сильным основаниямотносятся:

Вода – ……………….электролит,проявляет …………………свойства.

 

Уравнение диссоциации воды:

Ионное произведение воды:

Водородный показатель (рН) – это…

Гидроксильный показатель (рОН) – это…

Водородный показатель (рН) характеризует …

В нейтральной среде:[H⁺] = [OH^–] = ; рН =

 

В кислой среде:[H⁺] [OH^–]; рН

 

В щелочной среде:[H⁺] [OH^–]; рН

 

РН – Индикаторы – это….

Задача 1. Рассчитать концентрацию Н+– ионов и рН- 0,1 М раствора HCl.

Задача 2. Рассчитать концентрацию ОН-– ионов и рН- 0,1 М раствора NaOH.

Задача 3. Рассчитать степень диссоциации, концентрацию Н+– ионов и рН 0,1 М раствора CH3COOH.

Задача 4. Рассчитать степень диссоциации, концентрацию Н+– ионов и рН 0,1 М раствора CH3COOH, содержащего в 1 литре 0,1 моль CH3COONa.

Задача 5. Рассчитать степень диссоциации, концентрацию ОН-– ионов и рН- 0,1 М раствора NH4OH.

Задача 6. Рассчитать степень диссоциации, концентрацию ОН-– ионов и рН- 0,1 М раствора NH4OH, содержащего в 1 литре 0,1 моль NH4Cl.

 

Опыт 1. Произведение растворимости и образование осадков галогенидов свинца (II)

В две пробирки налить по 3 капли 0,005 М раствора нитрата свинца (II). В одну из них прибавить такой же объём 0,05 М раствора хлорида калия, а в другую – такой же объем 0,05 М раствора иодида калия.

- Отметить, образуется осадок…… и не образуется осадок….

- составить уравнение диссоциации нитрата свинца (II) и рассчитать концентрацию ионов Pb²⁺ в исходном 0,005 М растворе соли Pb(NO₃)₂:

Pb(NO₃)₂ → …;

0,005 моль/л

[Pb²⁺]_o=?

- составить уравнение диссоциации хлорида (иодида) калия и рассчитать концентрацию хлорид (иодид) – ионов в исходном 0,05 М растворе соли:

KCl → …; KI → …;

0,05 моль/л 0,05 моль/л

[Cl^-]_o = ? [I^-]_o = ?

- рассчитать концентрации ионов Pb²⁺ и хлорид (иодид) - ионов после смешивания равных объемов исходных растворов:

[Pb²⁺]_{см .}= [Cl^-]_см. = [I^-]_см. =

- рассчитать произведение концентраций для осадка PbCl₂ и сравнить его с произведением растворимости:

ПК(PbCl₂) = [Pb²⁺] [Cl^-]² ПP(PbCl₂) = 1,56 10^-5

- ответить, является раствор после смешивания нитрата свинца (II) и хлорида калия ненасыщенным или перенасыщенным;

- рассчитать произведение концентраций для осадка PbI₂ и сравнить его с произведением растворимости:

ПК(PbI₂) = [Pb²⁺] [I^-]² ПP(PbI₂) = 1,1 10^-9

- ответить, является раствор после смешивания нитрата свинца (II) и иодида калия ненасыщенным или перенасыщенным;

- сформулировать условие образования осадка.

Опыт 2 Образование осадков сульфидов меди (II) и железа (II)

Налейте в одну пробирку 2-3 капли сульфата железа (II) (FeSO4), а во вторую – такой же объем раствора сульфата меди (II) (CuSO4). Прилейте в обе пробирки по 3-4 капли раствора сульфида натрия (Na2S). Слейте растворы, а осадки сохраните для следующего опыта.

- Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной форме

1) FeSO₄ + Na₂S →

(краткое ионное уравнение)

2) CuSO₄ + Na₂S →

(краткое ионное уравнение)

- к какому взаимодействию сводится суть реакций;

- к какому типу относятся реакции;

- сформулировать, в каком направлении протекают ионно-обменные реакции.

- по ионному уравнению составить выражение для константы равновесия и рассчитать её, используя справочные данные.

Опыт 3. Растворение осадков сульфидов меди (II) и железа (II) и произведение растворимости.

К осадкам сульфидов меди (II) и железа (II), полученным в опыте 2 прилейте избыток 2 н. раствора соляной кислоты.

- Составить уравнение реакции в молекулярной и ионной форме 1) FeS + HCl → (краткое ионное уравнение)

Опыт 4. Водородный показатель и электролитическая диссоциация кислот и оснований

Испытуемые растворы: HCl, CH3COOH, NaOH, NH4OH. На предметное стекло положить четыре полоски универсального индикатора, нанести на каждую из них по 1 капле испытуемых растворов и тотчас сравнить окраску бумаги с эталонной шкалой универсального индикатора.

- Записать значения рН в испытуемых растворах;

- рассчитать конц. ионов Н⁺ в испытуемых растворах: [H⁺] = 10^{- рН};

- рассчитать гидроксильн. Пок. в испытуемых растворах: рОН=(14–рН);

- рассчитать конц. ОН^– ионов в испытуемых растворах:[OH^–] = 10^{- рОН};

 

- заполнить таблицу:

Раствор	рН= -lg[H+]	[H+], моль/л	сре- да	рОН= -lg[OH–]	[OH–], моль/л	Уравнение электролитической диссоциации	Сила электролита
HCl
CH3COOH
NH4OH
NaOH

- кислотные свойства проявляют вещества:

- основные свойства проявляют вещества:

- сравнить рН и концентрации ионов [H⁺] в растворах кислот; какая из них лучше диссоциирует на ионы; в каком направлении смещены равновесия диссоциации HCl и CH₃COOH;

- составить выражение и привести значение константы диссоциации слабой кислоты

- как связаны рН и сила кислоты для растворов с одинаковыми концентрациями кислот HCl и CH₃COOH;

- сравнить рН и концентрации ОН^– ионов в растворах оснований, какое из них лучше диссоциирует на ионы, в каком направлении смещены равновесия диссоциации NH₄OH и NaOH;

- составить выражение и привести значение константы диссоциации слабого основания

…;

- как связаны рН и сила основания для растворов с одинаковыми концентрациями оснований NaOH и NH₄OH.

Опыт 5. Электролитическая диссоциация слабой кислоты в присутствии её соли

Налить в две пробирки по 6 капель раствора уксусной (CH3COOH) кислоты и по 1-2 капли раствора метилового оранжевого. Затем в одну из пробирок добавить один микрошпатель кристаллического ацетата натрия (CH3COONa). Пробирку встряхнуть несколько раз. Наблюдать ослабление интенсивности окраски раствора.

- Объяснить появление интенсивной окраски метилоранжа в растворе уксусной кислоты; в какой среде метилоранж окрашивается в красный цвет, на присутствие каких ионов в растворе указывает окраска метилоранжа;

- составить уравнение диссоциации уксусной кислоты

 

CH₃COOH …

- составить уравнение диссоциации ацетата натрия

CH₃COONa …

- объяснить, о чем свидетельствует изменение окраски метилоранжа после добавления ацетата натрия;

- объяснить, как изменилась кислотность раствора после добавления ацетата натрия к раствору уксусной кислоты;

- используя принцип Ле Шателье, ответить, в каком направлении смещается равновесие диссоциации CH₃COOH после добавления CH₃COONa (т.е. увеличения концентрации CH₃COO^-), как это изменяет концентрацию Н⁺– ионов в растворе и рН-раствора.

 

Опыт 6. Электролитическая диссоциация слабого основания в присутствии его соли

Налить в две пробирки по 6 капель раствора гидроксида аммония и по 2 капли раствора фенолфталеина. Затем в одну из пробирок добавить один микрошпатель кристалличекого хлорида аммония. Пробирку встряхнуть несколько раз. Наблюдать ослабление интенсивности окраски раствора.

- Объяснить появление интенсивной малиновой окраски фенолфталеина в растворе гидроксида аммония; в какой среде фенолфталеин окрашивается, на присутствие каких ионов в растворе указывает окраска фенолфталеина

- составить уравнение диссоциации гидроксида аммония

NH₄OH …

- составить уравнение диссоциации хлорида аммония

NH₄Cl …

- объяснить, о чем свидетельствует ослабление окраски фенолфталеина после добавления хлорида аммония;

- объяснить, как изменилась щелочность раствора после добавления хлорида аммония к раствору гидроксида аммония;

- используя принцип Ле Шателье, ответить, в каком направлении смещается равновесие диссоциации NH₄OH после добавления NH₄Cl (т.е. увеличения концентрации NH₄⁺), как это изменяет концентрацию ОН^-– ионов в растворе и рН - раствора.

 

Лабораторна работа №5

«Гидролиз солей. Факторы, влияющие на гидролиз солей»

Цель работы:

- изучить закономерности протекания гидролиза солей;

- научиться составлять молекулярные и ионные уравнения гидролиза.

Опыт 1. Определение рН в растворах солей

Испытуемые растворы: MgCl2, CuSO4, Na2CO3, NaCl. Определить рН растворов солей. На чистое сухое предметное стекло положить четыре полоски универсального индикатора, нанести на каждую из них по 1 капле испытуемых растворов и сравнить окраску бумаги с эталонной шкалой рН универсального индикатора.

- Записать значения рН, указать, какая среда в испытуемых растворах;

Раствор	рН = -lg[H+]	[H+], моль/л	среда	рОН= -lg[OH–]	[OH–], моль/л	Тип гидролиза
NaCl
MgCl2
CuSO4
Na2CO3

- составить уравнение гидролиза MgCl₂ в молекулярной и ионной форме:

1 стадия: MgCl₂ + H₂O

(краткое ионное уравнение)

2 стадия: MgOHCl + H₂O

(краткое ионное уравнение)

- составить уравнения гидролиза CuSO₄ в молекулярной и ионной форме:

1 стадия: CuSO₄ + H₂O

(краткое ионное уравнение)

2 стадия: (CuOH)₂SO₄ + H₂O …;

(краткое ионное уравнение)

- ответить, какая стадия (1-я или 2-я) протекает в большей степени;

- ответить, используя значения рН в растворах, какая соль MgCl₂ или CuSO₄ гидролизуется в большей степени;

- ответить, как связаны сила основания и склонность его солей к гидролизу по катиону;

- по результатам гидролиза солей MgCl₂ и CuSO₄ сравнить основные свойства соответствующих гидроксидов: Mg(OH)₂ и Cu(OH)₂:

- составить уравнение гидролиза Na₂CO₃ в молекулярной и ионной форме

1 стадия: Na₂CO₃ + H₂O

(краткое ионное уравнение)

2 стадия: NaHCO₃ + H₂O …;

(краткое ионное уравнение)

- составить выражения для констант гидролиза Na₂CO₃ по 1-й и по 2-й стадии:

- рассчитать константы гидролиза Na₂CO₃ по 1-й и по 2-й стадии, используя значения констант диссоциации для угольной кислоты

- ответить, какая стадия гидролиза Na₂CO₃ протекает в большей степени

- ответить, в каком направлении смещено равновесие гидролиза соли Na₂CO₃

- ответить, в испытуемых растворах протекает частичный или полный гидролиз.

 

Опыт 2. Влияние температуры на гидролиз соли. Обратимость гидролиза

Налить в пробирку 1 мл 0,5 М раствора ацетата натрия и 1 каплю фенолфталеина. Нагреть раствор до кипения, после чего вновь охладить.

- по окраске фенолфталеина, указать, какая среда в растворе ацетата натрия……………………. - при нагревании среда в растворе ацетата натрия …………………………и рН … - при охлаждении раствора соли ацетата натрия среда ………………………и рН

Опыт 3. Влияние разбавления раствора на гидролиз

Нанести на часовое стекло 1-2 капли SbCI3 и 3-4 капли H2O. Наблюдать образование осадка основной соли Sb(OH)2CI, которая легко теряет воду с образованием хлористого антимонила SbOCI.

- хлорид сурьмы (III) – соль, образованная ……………………..кислотой

и …………………основанием

- хлорид сурьмы (III) гидролизуется по ……………..

- составить уравнение гидролиза хлорида сурьмы (III) в молекулярной и ионной форме

1 стадия: SbCI₃ + H₂O (молекулярное уравнение)

Sb³⁺ + H₂O (ионное уравнение)

2 стадия: (SbOH)CI₂ + H₂O (молекулярное уравнение)

SbOH²⁺ + H₂O (ионное уравнение)

Sb(OH)₂CI SbOCI + H₂O

Sb(OH)₂⁺ + CI^- SbOCI + H₂O

- составить суммарное уравнение гидролиза хлорида сурьмы (III) в молекулярной и ионной форме с учетом образования хлористого антимонила SbOCI:

SbCI₃ + H₂O SbOCI + 2 HCI (молекулярное уравнение)

Sb³⁺ + CI^- + H₂O SbOCI + 2 H⁺

- образование осадка SbOCI свидетельствует об………………………..гидролиза хлорида сурьмы (III)

- используя принцип Ле Шателье и результаты опыта, ответить, как смещается равновесие гидролиза при разбавлении раствора соли:

при разбавлении раствора соли (добавлении воды) гидролиз ……………………

Опыт 4. Обратимость гидролиза. Влияние кислоты на гидролиз по катиону

К раствору с осадком SbOCI, полученном в опыте 2, прилить несколько капель раствора HCI. Затем добавить несколько капель H2O. Повторить процедуру 2-3 раза.

- Отметить внешние проявления реакций:

- при добавлении раствора кислоты осадок……..…………,

- при добавлении воды осадок ……………………

- гидролиз – процесс ………………………

- используя принцип Ле Шателье и результаты опыта, ответить, как смещается равновесие гидролиза при добавлении раствора кислоты:

гидролиз соли по катиону в присутствии кислоты…………………………..

 

Опыт 5. Полный гидролиз соли

В две пробирки внести по 1-2 капли хлорида алюминия. В первую пробирку прилить раствор карбоната натрия, во вторую пробирку – раствор сульфида натрия до выпадения осадка.

- Отметить внешние проявления реакций: образование осадка, выделение газа, запахи:

- ответить, образуется ли карбонат алюминия в водном растворе

- составить уравнение реакции между водными растворами карбоната натрия и хлорида алюминия в молекулярной и ионной форме:

AlCl₃ + Na₂CO₃ + H₂O →

Al³⁺ + CO₃^2- + H₂O →

- ответить, образуется ли сульфид алюминия в водном растворе………………….

- составить уравнения реакций между водными растворами сульфида натрия и хлорида алюминия в молекулярной и ионной форме:

AlCl₃ + Na₂S + H₂O →

Al³⁺ + S^2- + H₂O →

- отличаются или нет по составу образующиеся осадки в первой, и во второй пробирках:

- совместный гидролиз по катиону и по аниону взаимно усиливаются или нет……………

- ответить, какие соли подвергаются полному гидролизу:

- как отражается в таблице растворимости информация о полном гидролизе соли

Выводы: