Khimia_Laboratorny_praktikum_Kuziv_E_M

Вопросы для допуска к выполнению лабораторной работы:

1. Определение процесса гидролиза.

2. Какие кислоты и гидроксиды относятся к сильным, а какие – к слабым?

3. Почему соли, образованные сильным гидроксидом и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу?

4. Как происходит гидролиз солей, образованных сильным гидроксидом и слабой кислотой?

5. Как происходит гидролиз солей, образованных слабым гидроксидом и сильной кислотой?

6. Как происходит гидролиз солей, образованных слабым гидроксидом и слабой кислотой?

7. Что такое степень гидролиза?

8. Что такое константа гидролиза?

9. В каком случае константа гидролиза равна нулю?

10. Чему равна константа гидролиза в случае полного гидролиза?

Опыт №1. Гидролиз соли, образованной сильным гидроксидом и слабой кислотой

Соли, образованные сильным гидроксидом и слабой кислотой, гидролизуются по аниону; среда раствора щелочная.

Методика опыта. В пробирку наливаем 3-4 мл раствора карбоната натрия Na2CO3 и добавляем одну каплю индикатора фенолфталеина. Раствор окрашивается в красный цвет, что подтверждает наличие в нѐм гидроксид-ионов ОН¯.

Составьте уравнение гидролиза карбоната натрия в молекулярном, а также полном и сокращѐнном ионно-молекулярном виде.

Сделайте вывод о протекании гидролиза солей, образованных сильным гидроксидом и слабой кислотой.

Опыт №2. Гидролиз соли, образованной слабым гидроксидом и сильной кислотой

Соли, образованные слабым гидроксидом и сильной кислотой, гидролизуются по катиону; среда раствора кислая.

40

Методика опыта. В пробирку наливаем 3-4 мл раствора хлорида цинка ZnCl2 и добавляем одну-две капли индикатора лакмуса. Раствор окрашивается в красный цвет, что подтверждает наличие в нѐм ионов водорода Н+.

Составьте уравнение гидролиза хлорида цинка в молекулярном, а также полном и сокращѐнном ионно-молекулярном виде.

Сделайте вывод о протекании гидролиза солей, образованных слабым гидроксидом и сильной кислотой.

Опыт №3. Совместный гидролиз двух солей

В случае совместного гидролиза двух солей, одна из которых образована слабым гидроксидом и сильной кислотой, а другая сильным гидроксидом и слабой кислотой, гидролиз протекает до конца, так как данные соли усиливают гидролиз друг друга.

Методика опыта. В пробирку наливаем 2 мл раствора сульфата алюминия Al2(SO4)3 и добавляем 2 мл раствора карбоната натрия Na2CO3. Наблюдается выпадение белого осадка и выделение газообразного вещества.

Составьте уравнение совместного гидролиза сульфата алюминия и карбоната натрия в молекулярном, а также полном и сокращѐнном ионно-молекулярном виде.

Сделайте вывод о протекании совместного гидролиза двух солей.

Опыт №4. Влияние силы кислоты, образующей соль, на степень еѐ гидролиза

Чем более слабой кислотой образована соль, тем сильнее она подвергается гидролизу по аниону.

Методика опыта. В одну пробирку вносим небольшое количество карбоната натрия Na2CO3, в другую пробирку такое же количество сульфита натрия Na2SO3. Растворяем соли в одинаковых количествах дистиллированной воды. Добавляем в каждую пробирку по капле индикатора фенолфталеина и сравниваем полученные окраски – в пробирке с карбонатом натрия окраска более интенсивная.

41

Составьте уравнение гидролиза карбоната натрия в молекулярном, а также полном и сокращѐнном ионно-молекулярном виде.

Составьте уравнение гидролиза сульфита натрия в молекулярном, а также полном и сокращѐнном ионно-молекулярном виде.

Сделайте вывод о влиянии	силы кислоты, образующей	соль,
на степень еѐ гидролиза.
Опыт №5. Влияние силы	гидроксида, образующего	соль,
на степень еѐ гидролиза

Чем более слабым гидроксидом образована соль, тем сильнее она подвергается гидролизу по катиону.

Методика опыта. В одну пробирку вносим небольшое количество хлорида олова SnCl2, в другую пробирку такое же количество хлорида алюминия AlCl3. Растворяем соли в одинаковых количествах дистиллированной воды. Добавляем в каждую пробирку по 1-2 капле индикатора лакмуса и сравниваем полученные окраски – в пробирке с хлоридом олова окраска более интенсивная.

Составьте уравнение гидролиза хлорида олова в молекулярном, а также полном и сокращѐнном ионно-молекулярном виде.

Составьте уравнение гидролиза хлорида алюминия в молекулярном, а также полном и сокращѐнном ионно-молекулярном виде.

Сделайте вывод о влиянии силы гидроксида, образующего соль, на степень еѐ гидролиза.

Опыт №6. Сравнение гидролиза соли по первой и по второй ступени

Соль подвергается гидролизу по первой ступени в намного большей степени, чем по второй.

Методика опыта. В одну пробирку вносим небольшое количество карбоната натрия Na2CO3, в другую пробирку такое же количество гидрокарбоната натрия NaНСO3. Растворяем соли в одинаковых количествах дистиллированной воды. Добавляем в каждую пробирку по капле индикатора фенолфталеина и сравниваем полученные окраски:

42

в пробирке с карбонатом натрия окраска ярко-красная, с гидрокарбонатом

– бледно-розовая.

Составьте уравнение гидролиза карбоната натрия в молекулярном, а также полном и сокращѐнном ионно-молекулярном виде.

Составьте уравнение гидролиза гидрокарбоната натрия в молекулярном, а также полном и сокращѐнном ионно-молекулярном виде.

Сделайте вывод о гидролизе соли по первой и по второй ступени.

Вопросы для защиты лабораторной работы:

1. Какова роль воды в процессе гидролиза?
2.	Как	влияет	сила	кислоты,	образующей	соль,	на	степень
еѐ гидролиза?
3.	Как	влияет	сила	гидроксида,	образующего	соль,	на	степень

еѐ гидролиза?

4. Почему при совместном гидролизе солей, образованных сильным гидроксидом и слабой кислотой, и солей, образованных слабым гидроксидом и сильной кислотой, гидролиз идет до конца?

5. При гидролизе каких солей раствор имеет рН > 7, а каких – < 7? 6. При гидролизе каких солей рН раствора близко к 7?

7. При гидролизе каких солей образуются кислые и основные соли? 8. Как влияет на гидролиз уменьшение и увеличение температуры

раствора?

9. Как влияет на гидролиз уменьшение и увеличение концентрации раствора?

10. Гидролиз каких солей подавляется при добавлении кислоты? 11. Гидролиз каких солей подавляется при добавлении щѐлочи? 12. Как составляются уравнения процессов гидролиза?

Рекомендуемая литература:

1.Н.Л. Глинка. «Общая химия». Глава «Гидролиз солей».

2.Е.М. Рыбалкин, О.Ю. Ковалик. «Химия. Учебное наглядное пособие». Глава «Гидролиз».

3.Р.М. Белкина, С.В. Зенцова. «Растворы. Методические указания». Главы «Ионные уравнения», «Гидролиз солей».

43

4. В.Д. Иванова, Р.И. Славкина. «Ионные уравнения. Гидролиз солей. Методические указания».

Лабораторная работа №9

Окислительно-восстановительные свойства веществ

Окислительно-восстановительные реакции – это такие реакции,

в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав взаимодействующих веществ.

Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, сопровождающийся повышением степени окисления элемента. Вещество, которое отдает электроны и при этом окисляется, называется восстановителем.

Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, сопровождающийся понижением степени окисления элемента. Вещество, которое присоединяет электроны и при этом восстанавливается, называется окислителем.

Процессы окисления и восстановления взаимосвязаны и всегда происходят одновременно. Количество электронов, отдаваемых восстановителем, равно количеству электронов, получаемых окислителем.

Окислительно-восстановительные реакции бывают межмолекулярные (окислитель и восстановитель – разные вещества), внутримолекулярные (окислитель и восстановитель – атомы одной и той же молекулы) и реакции диспропорционирования (окислитель и восстановитель – атомы одного и того же элемента).

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций используются два метода – электронного баланса и ионноэлектронного баланса. Окислительно-восстановительные реакции в водных растворах целесообразно отображать ионно-электронными уравнениями, так как обмен электронами осуществляется преимущественно при участии ионов.

44

Для данной лабораторной работы вам потребуются следующие реактивы:

1.Пероксид водорода Н2О2;

2.Серная кислота Н2SO4;

3.Сульфат марганца MnSO4;

4.Сульфат железа FeSO4;

5.Йодид калия KI;

6.Бихромат калия K2Cr2O7;

7.Перманганат калия КMnO4.

Вопросы для допуска к выполнению лабораторной работы:

1.Что такое степень окисления элемента?

2.Чему равна степень окисления элемента в простом веществе?

3.Какие элементы имеют только одну степень окисления?

4.Какие элементы могут иметь несколько разных степеней окисления?

5.Какой элемент имеет наибольшее число возможных степеней окисления?

6.Какие элементы могут проявлять только положительные степени окисления?

7.Как связаны степени окисления элементов с номером группы,

вкоторой элемент находится?

8.Всегда ли совпадают степень окисления и валентность элемента?

9.Как можно определить степени окисления элементов в составе химического соединения?

10.Чему равна сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле?

Опыт №1. Окисление пероксида водорода перманганатом калия

Вкислой среде перманганат-ион восстанавливается до иона Mn2+,

апероксид водорода окисляется с выделением газообразного кислорода.

Методика опыта. В пробирку наливаем 2-3 мл раствора перманганата калия КMnO4, 1-2 мл раствора серной кислоты Н2SO4 и добавляем небольшое количество раствора пероксида водорода Н2О2. Происходит обесцвечивание раствора и выделение газообразного вещества.

45

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + O2↑ + H2O

Для данного уравнения составьте ионно-электронный баланс и с помощью него расставьте коэффициенты в уравнении.

Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах участвующих в реакции веществ.

Опыт №2. Окисление йодида калия пероксидом водорода

В кислой среде пероксид водорода восстанавливается до воды, а йодид-ион окисляется до молекулярного йода.

Методика опыта. В пробирку наливаем 2-3 мл раствора пероксида водорода Н2О2, 1-2 мл раствора серной кислоты Н2SO4 и добавляем небольшое количество раствора йодида калия KI. Раствор окрашивается в бурый цвет.

H2O2 + KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + H2O

Для данного уравнения составьте ионно-электронный баланс и с помощью него расставьте коэффициенты в уравнении.

Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах участвующих в реакции веществ.

Опыт №3. Окисление сульфата железа (II) бихроматом калия

В кислой среде бихромат-ион восстанавливается до иона Cr3+, а ион Fe2+ окисляется до иона Fe3+.

Методика опыта. В пробирку наливаем 2-3 мл раствора бихромата калия K2Cr2O7, 1-2 мл мл раствора серной кислоты Н2SO4 и добавляем небольшое количество раствора сульфата железа FeSO4. Окраска раствора изменяется с оранжевой на зеленую.

K2Cr2O7 + FeSO4 + Н2SO4 = Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Для данного уравнения составьте ионно-электронный баланс и с помощью него расставьте коэффициенты в уравнении.

46

Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах участвующих в реакции веществ.

Опыт №4. Окисление сульфата марганца перманганатом калия

При взаимодействии перманганат-иона и иона Mn2+ в нейтральной среде происходит реакция диспропорционирования, в которой перманганат-ион восстанавливается, а ион Mn2+ окисляется до оксида марганца MnO2.

Методика опыта. В пробирку наливаем 2-3 мл раствора перманганата калия КMnO4 и добавляем такое же количество раствора сульфата марганца MnSO4. Характерная фиолетовая окраска перманганата калия исчезает и выпадает осадок оксида марганца бурого цвета.

КMnO4 + MnSO4 + H2O = MnO2↓ + K2SO4 + H2SO4

Для данного уравнения составьте ионно-электронный баланс и с помощью него расставьте коэффициенты в уравнении.

Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах участвующих в реакции веществ.

Вопросы для защиты лабораторной работы:

1.Какие вещества называются окислителями, а какие – восстановителями?

2.Какие элементы периодической системы и химические

соединения обладают наиболее выраженными окислительными

ивосстановительными свойствами?

3.Как изменяются окислительно-восстановительные свойства элементов в периодах и группах периодической системы?

4.В каких группах периодической системы расположены элементы с ярко выраженными восстановительными свойствами?

5.В каких группах периодической системы расположены элементы с ярко выраженными окислительными свойствами?

6.Атом какого элемента в периодической системе является самым сильным восстановителем, а какого – самым сильным окислителем?

7.Почему элементы в низшей степени окисления проявляют только восстановительные свойства, в промежуточной – и окислительные

47

и восстановительные, а	в высшей	степени окисления – только
окислительные свойства?
8. Почему все металлы проявляют только			восстановительные
свойства, а многие	неметаллы	могут быть	и окислителями

ивосстановителями?

9.Почему процессы окисления и восстановления взаимосвязаны

ивзаимно обусловлены?

10.	Чем	отличаются окислительно-восстановительные реакции
от ионообменных химических реакций?
11.	Что происходит с восстановителем в процессе окисления и
с окислителем в процессе восстановления?
12.	Как изменяются степени окисления окислителя и восстановителя
в окислительно-восстановительных реакциях?
13.	Как	классифицируются окислительно-восстановительные

реакции?

14. Как можно расставить коэффициенты в уравнении окислительновосстановительной реакции с помощью метода ионно-электронного баланса?

Рекомендуемая литература:

1.Н.Л. Глинка. «Общая химия». Главы «Окислительно-

восстановительные	реакции»,	«Важнейшие	окислители
и восстановители»,	«Окислительно-восстановительная		двойственность.
Внутримолекулярное окисление-восстановление».

2.Е.М. Рыбалкин, О.Ю. Ковалик. «Химия. Учебное наглядное пособие». Главы «Степень окисления», «Окислительновосстановительные реакции».

3.Р.М. Белкина, С.В. Зенцова. «Окислительно-восстановительные реакции. Методические указания». Глава «Уравнивание окислительновосстановительных реакций».

48

Приложение А.

Правила составления формул веществ и уравнений химических реакций

Правила составления формул веществ

Составные части молекулы должны быть уравнены по валентностям. Валентность – это мера способности элемента или частицы к образованию химической связи. Если элемент одновалентный, то он образует одну химическую связь, двухвалентный – две, и так далее.

Важно запомнить, что водород и гидроксид-ион – одновалентные, а кислород в оксидах двухвалентный.

Например, металл калий одновалентный, а кальций двухвалентный. Значит, оксид первого будет К2О, а второго – СаО. А если нужно составить соли калия и кальция, кислотным остатком которых будет Cl¯, то формулы этих солей будут соответственно КСl и CaCl2, потому что кислотный остаток одновалентный.

Если нужно составить формулы гидроксидов калия и кальция, то они будут выглядеть следующим образом: КОН и Са(ОН)2, потому что гидроксид-ион одновалентный.

Если нужно составить формулу кислоты, то нужно выяснить валентность кислотного остатка и соединить его с соответствующим числом водородов. Например, кислотный остаток соляной кислоты Сl¯, значит, формула соляной кислоты – НСl; кислотный остаток серной кислоты SO42–, значит, формула серной кислоты Н2SO4.

Правила составления химических уравнений

Составляя уравнения, нужно помнить о том, что количество атомов одного и того же элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаково:

НСl + KOH = KCl + H2O

Если количество атомов не совпадает, его нужно уравнять, поставив коэффициенты перед формулами веществ (а не дополнительные индексы внутри формул):

49