- •Введение
- •Правила работы в химической лаборатории
- •Реактивы и правила обращения с реактивами
- •Реактивы общего пользования, в том числе реактивы, хранящиеся в вытяжном шкафу, не следует уносить к себе на рабочее место.
- •Меры предосторожности при работе в лаборатории
- •Оказание первой помощи
- •Лабораторный журнал и оформление лабораторных работ
- •Газовые законы и расчет молярных масс газообразных веществ
- •1. Уравнение Бойля-Мариотта и Гей-Люссака
- •5. Закон Дальтона (закон парциальных давлений).
- •Парциальное давление водяного пара в зависимости от температуры воздуха
- •II способ расчета:
- •Лабораторная работа №2 способы выражения содержания растворенного вещества в растворе
- •Раствор – гомогенная система состоящая из двух или нескольких компонентов. Чаще раствор состоит из двух компонентов растворителя и растворенного вещества.
- •Правило смешивания (правило «креста»)
- •Экспериментальная часть
- •Лабораторная работа № 3 определение энтальпии реакции нейтрализации
- •Результаты опыта
- •Значение термодинамических функций
- •Лабораторная работа №4 химическая кинетика
- •Закон действующих масс может быть записан
- •Закон действующих масс имеет вид
- •Лабораторная работа №5 химическое равновесие
- •Красный
- •Б/цв. Желтый синий
- •Лабораторная работа №6 определение молекулярной массы растворенного вещества методом криоскопии. (Глинка н.Л.,2000, 7.1-7.2, Коровин н.В.,2000, §8.1 )
- •Теоретические сведения
- •Возможные виды криоскопических кривых
- •Лабораторная работа №7 коллоидные растворы
- •Выполнение работы:
- •3.1 Приготовление золя берлинской лазури при избытке FeCl3
- •3.2 Приготовление золя берлинской лазури при избытке k4[Fe(cn)6]
- •3.3 Определение знака заряда частиц золя
- •Лабораторная работа №8 свойства растворов электролитов
- •Все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты
- •Слабые электролиты
- •Ионные реакции в растворе
- •Правила составления ионных уравнений реакций
- •Порядок составления ионных уравнений реакции
- •Условия необратимости реакций ионного обмена –
- •PH раствора
- •Изменение окраски кислотно-основных индикаторов в зависимости от pH раствора
- •Гидролиз солей.
- •Отсутствие гидролиза в растворах.
- •Экспериментальная часть
- •2А) Получение осадков соли.
- •2Б) Получение амфотерного гидроксида и исследование его свойств.
- •Смещение равновесия гидролиза при изменении температуры
- •Лабораторная работа №9 определение общей жесткости воды методом комплексонометрического титрования
- •Теоретические сведения.
- •Лабораторная работа №10 окислительно-восстановительные реакции (овр)
- •Расчет степени окисления
- •Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •Экспериментальная часть
- •Электрохимические процессы. Гальванический элемент
- •Экспериментальная часть
- •Лабораторная работа №12 коррозия металлов
- •Теоретические сведения
- •Экспериментальная часть
- •Турнбулева синь
- •Зависимость скорости коррозии железа от рН среды.
- •Лабораторная работа №13 электролиз водных растворов электролитов
- •Лабораторная работа №14 свинцовый аккумулятор
- •Зарядка:
- •Разрядка:
- •Суммарная реакция в аккумуляторе:
- •Лабораторная работа №15 исследование состава и некоторых свойств портландцемента.
- •Молекулярные массы неорганических соединений
- •Электрохимический ряд напряжений металлов
Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов
Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от соединения, с которым взаимодействуют и от условий реакции.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.
Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) - метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды.
Уравнение составляется в несколько стадий:
-
Записывают схему реакции
KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
-
Находят элементы, в которых изменяется степень окисления
KMn+7O4 + HCl-1 KCl + Mn+2Cl2 + Cl20 + H2O
-
Составляют электронные уравнения
Mn+7 + 5ē Mn+2
2Cl-1 - 2ē Cl20
-
Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для окислителя и восстановителя
2 |
Mn+7 + 5ē Mn+2 – процесс восстановления, окислитель |
5 |
2Cl-1 - 2ē Cl20 – процесс окисления, восстановитель |
––––––––––––––––––––––––
2Mn+7 + 10Cl-1 2Mn+2 + 5Cl20
2Cl- |
– 2ē |
Cl20 |
5 |
MnO41- + 8H+ |
+ 5ē |
Mn2+ + 4H2O |
2 |
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
10Cl- + 2MnO41- + 16H+ 5Cl20 + 2Mn2+ + 8H2O
(для уравнивания ионной полуреакции используют H+, OH- или воду)
-
Оставшиеся элементы уравнивают в следующей последовательности:
-
Металлы,
-
Кислотные остатки или неметаллы (кроме водорода и кислорода),
-
Уравнивают водород,
-
Проверяют по кислороду.
2KMn+7O4 + 16HCl-1 2KCl + 2Mn+2Cl2 + 5Cl20 + 8H2O
Экспериментальная часть
Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия в зависимости от реакции среды.
Ход работы: В три пробирки налейте по 5 капель раствора перманганата калия. В одну из них прибавьте 2 капли 2н раствора серной кислоты, во вторую - 2 капли концентрированного раствора щелочи, в третью – 5 капель воды. В каждую пробирку внесите микрошпатель кристаллического сульфита натрия. Наблюдайте изменение окраски растворов в двух пробирках и выпадение бурого осадка диоксида марганца в одной из пробирок. При записи схемы реакций следует иметь в виду, что ион Мn2+ в растворе бесцветен или слабо розовый, а зеленая окраска присуща манганат - иону МnО42-. Составьте схемы реакций и подберите коэффициенты методом электронного баланса. Результаты опыта оформите в виде таблицы:
-
рН среды
ион среды
Изменение
окраски
схема превращения перманганат иона.
<7
Н+
Мn O4¯ Mn2+
7
H2O
Мn O4¯ MnO2
>7
OH-
Мn O4¯ MnO42-
Реакции с участием перманганата калия в качестве окислителя
Реакции в кислой среде.
K2S+4O3 + KMn+7O4 + H2SO4
Реакции в нейтральной среде
K2S+4O3 + KMn+7O4 + H2O
Реакции в щелочной среде.
K2S+4O3 + KMn+7O4 + KOH
Реакции с дихроматом калия в качестве окислителя
Степень окисления хрома понижается с +6 до +3. Наблюдается изменение окраски реакционной массы с желто-оранжевого цвета до зеленого или фиолетового.
K2Cr2+6O7 + H2S-2 + H2SO4
Опыт №2. Химические свойства металлов. Взаимодействие металлов с концентрированными и разбавленными кислотами.
Кислота |
Активные металлы H2 Неактивные металлы |
|
Li Al |
|
|
HCl(к), (р) (H2SO4(p) H3PO4 CH3COOH) |
H+ │ │ Не реагируют 0 │ Ag + HCl
|
|
H2SO4(к) |
Не реагирует ↓ ↓ ↓ только с Pt, Au SO2 S H2S Продукты восстановления
Увеличение активности металла.
Пассивируются Al, Fe
|
|
HNO3(р) |
Не реагирует ↓ ↓ ↓ ↓ с Pt, Au NO N2O N2 NH3(NH4+) Продукты восстановления
Уменьшение концентрации кислоты Увеличение активности металла.
Пассивируется Ti
|
|
HNO3(к) |
Не реагирует с ↓ Pt, Au NO2
Пассивируюся Fe, Ni, Cr, Ti, Al
|
Лабораторная работа № 11