- •Часть 1
- •1. Техника безопасности работы в лаборатории
- •1.1. Порядок работы в химической лаборатории. Техника эксперимента
- •1.1.1. Меры предосторожности при работе с кислотами и щелочами
- •1.1.2. Правила безопасности при работе с пробирками
- •1.1.3. Оказание первой помощи при несчастных случаях
- •2. Классы химических соединений
- •2.1. Оксиды
- •2.2. Кислоты
- •2.3. Основания
- •2.4. Соли
- •Лабораторная работа № 1. Классы химических соединений
- •1. Основания
- •2. Кислоты
- •3. Соли
- •4. Оксиды
- •3. Теория электролитической диссоциации
- •3.1. Диссоциация кислот, оснований и солей
- •3.2. Ионные уравнения реакций
- •Лабораторная работа № 2. Электролитическая диссоциация
- •2. Реакции между растворами электролитов
- •3. Различие между ионами.
- •4. Номенклатура неорганических веществ
- •4.1. Бинарные (идо-) соединения
- •4.2. Псевдобинарные соединения
- •Лабораторная работа №3. Получение малорастворимых гидроксидов и сульфидов с помощью обменных реакций
- •5. Комплексные (координационные) соединения
- •5.1. Изомерия комплексных соединений
- •5.2. Равновесия в растворах комплексных соединений
- •5.3. Классификация комплексных соединений
- •5.4. Способы получения комплексных соединений
- •5.5. Номенклатура комплексных (ато-) соединений
- •Лабораторная работа № 4. Получение комплексных соединений
- •6. Получение гексацианоферратных комплексов железа (II) и железа (III).
- •6. Окислительно-восстановительные реакции
- •6.1. Подбор коэффициентов окислительно-восстановительных реакций
- •6.2. Метод электронного баланса
- •6.3. Метод полуреакций
- •6.4. Контрольные задания для самостоятельной подготовки
- •Лабораторная работа №5. Окислительно-восстановительные реакции в кислой среде
- •6.5. Влияние среды на характер протекания реакций
- •Лабораторная работа № 6. Окислительно-восстановительные реакции в щелочной среде
- •7. Растворы. Способы выражения концентрации
- •7.1. Важнейшие понятия и определения
- •7.2. Примеры решения типовых задач
- •7.3. Контрольные вопросы и задачи для самостоятельной подготовки по теме «Способы выражения концентрации» Вопросы для индивидуальной подготовки
- •Лабораторная работа № 7. Способы выражения концентрации раствора. Приготовление раствора заданной концентрации
- •Приложение
- •Плотность водных растворов Na2co3 при 20оС, г/см3
- •Плотность водных растворов Al2(so4)3 при 20оС, г/см3
- •Плотность водных растворов Al(no3)3 при 20оС, г/см3
- •Плотность водных растворов MgSo4 при 20оС, г/см3
- •Плотность водных растворов CaCl2 при 20оС, г/см3
- •Плотность водных растворов FeCl3 при 20оС, г/см3
- •Плотность водных растворов MnCl2 при 20оС, г/см3
- •Плотность водных растворов MnSo4 при 20оС, г/см3
- •Плотность водных растворов NaCl при 20оС, г/см3
- •Список литературы
2. Реакции между растворами электролитов
Опыт 2.1. Реакция на хлорид-ион. В три пробирки, одну – с раствором хлорида натрия NaCl, другую – с раствором хлорида кальция CaCl2, третью – с раствором соляной кислоты HCl, добавьте по капле раствора нитрата серебра AgNO3 (вместо AgNO3 можно взять раствор нитрата свинца (II) Pb(NO3)2). Наблюдайте образование осадка во всех трех пробирках. Напишите молекулярное и сокращенное ионное уравнение реакции в каждой пробирке. Как можно обнаружить хлорид-ион в растворе?
Опыт 2.2. Диссоциация хлорной кислоты. В пробирку с раствором хлорной кислоты HClO4 добавьте каплю раствора нитрата серебра AgNO3. Почему не образуется осадок как в опыте 2.1? Определите кислотный остаток хлорной кислоты.
Опыт 2.3. Получение гидроксида железа (III). В две пробирки, одну – с раствором гидроксида натрия NaOH, другую – с раствором гидроксида аммония NH4OH (NH3·H2O), добавьте по капле раствора хлорида железа (III) FeCl3. Укажите цвет образовавшихся осадков, напишите молекулярное и сокращенное ионное уравнение реакции в каждой пробирке.
Опыт 2.4. Реакция на сульфат-ион. В три пробирки, одну – с раствором серной кислоты H2SO4, другую – с раствором сульфата натрия Na2SO4, третью – с раствором сульфата алюминия Al2(SO4)3, добавьте по капле раствора хлорида бария BaCl2. Во всех трех пробирках образуется белый мелкокристаллический осадок сульфата бария BaSO4. Напишите молекулярное и сокращенное ионное уравнение реакции в каждой пробирке. Различаются ли сокращенные ионные уравнения реакций? Как можно обнаружить сульфат-ион в растворе?
Опыт 2.5. Реакции карбонат- и гидрокарбонат-ионов с кислотой. В две пробирки, одну – с раствором карбоната натрия Na2CO3, другую – с раствором гидрокарбоната натрия NaHCO3, добавьте несколько капель соляной кислоты HCl. Наблюдайте выделение пузырьков углекислого газа СО2. Составьте молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакций.
Опыт 2.6. Реакции на ион кальция. В три пробирки, одну – с раствором карбоната натрия Na2CO3, другую – с раствором оксалата аммония (NH4)2C2O4, третью – с раствором фторида натрия NaF, добавьте по капле раствора хлорида кальция CaCl2. Во всех пробирках выпадает белый осадок. Напишите молекулярное и сокращенное ионное уравнение реакции в каждой пробирке. Как можно обнаружить ион кальция в растворе?
3. Различие между ионами.
Опыт 3.1. Различие между ионами Fe2+ и Fe3+. В две пробирки, одну – с раствором сульфата железа (II) FeSO4, другую – с раствором хлорида железа (III) FeCl3, добавляйте по каплям раствор гидроксида натрия NaOH до выпадения осадка. Напишите молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакций и отметьте цвета и характер осадков. Раствор FeSO4 должен быть свежеприготовленным.
Опыт 3.2. Различие между гексацианоферрат (II)- и гексацианоферрат (III)-ионами ([Fe(CN)6]4- и [Fe(CN)6]3-). Гесацианоферрат (II)- и гексацианоферрат (III)-ионы различаются по цвету и химическим свойствам. В две пробирки, одну – с раствором K4[Fe(CN)6] (желтая кровяная соль), другую – с раствором K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль), добавьте по капле раствора хлорида или сульфата железа (III). В первой пробирке выпадает темно-синий осадок KFe[Fe(CN)6] (берлинская лазурь):
K4[Fe(CN)6] + FeCl3 KFe[Fe(CN)6] + KCl.
Во второй пробирке реакция не идет. Напишите сокращенное ионное уравнение реакции в первой пробирке. Повторите эксперимент, добавив к растворам желтой и красной кровяной соли по капле раствора соли железа (II), например, FeSO4 или FeCl2. Раствор соли железа (II) должен быть свежеприготовленным. Наблюдайте образование белого осадка в первой пробирке и синего – во второй:
FeSO4 + K4[Fe(CN)6] Fe2[Fe(CN)6] + K2SO4;
FeSO4 + K3[Fe(CN)6] KFe[Fe(CN)6] + K2SO4.
Расставьте коэффициенты и напишите сокращенные ионные уравнения приведенных реакций. Чем различаются гексацианоферрат (II)- и гексацианоферрат (III)-ионы?
4. Сравнение силы различных кислот по скорости реакций. В две пробирки поместите по одинаковому кусочку мела CaCO3, в одну из них добавьте раствор соляной кислоты HCl с концентрацией 0,1 моль/л, в другую – столько же уксусной кислоты CH3COOH такой же концентрации. Напишите молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакций и отметьте, в каком случае реакция идет активнее.
5. Сравнение силы различных оснований. В две пробирки, одну – с раствором гидроксида натрия NaOH, другую – с раствором гидроксида аммония NH4OH (NH3·H2O) одинаковой концентрации, добавьте по 3 капли раствора хлорида кальция CaCl2. Напишите молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакций. Объясните различие в количестве получающегося осадка гидроксида кальция.