- •Введение
- •Оформление лабораторной работы и лабораторного журнала
- •Тема 1 Понятие эквивалента. Определение эквивалента простого вещества и соединений
- •Лабораторная работа № 1 Определение молярной массы эквивалента металла по количеству выделившегося водорода
- •Контрольные вопросы:
- •Тема 2 Буферные растворы
- •Лабораторная работа № 2 Буферные растворы. Буферное действие
- •Опыт 1. Приготовление буферных растворов
- •Опыт 2. Влияние сильных кислот и щелочей на pH буферных растворов
- •Опыт 3. Влияние разбавления на pH буферного раствора.
- •Контрольные вопросы:
- •Тема 3 Химическая кинетика. Скорость химической реакции
- •Лабораторная работа №3 Скорость химических реакций
- •Опыт 1. Влияние концентрации ионов железа (III) и иодид - ионов на скорость реакции окисления иодид - ионов ионами железа (III)
- •Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
- •Опыт 3. Влияние степени измельчения реагирующих твердых частиц на скорость реакции
- •Опыт 4. Влияние катализатора на скорость реакции. Гомогенный катализ
- •Контрольные вопросы:
- •Тема 4 Гидролиз солей
- •Лабораторная работа № 4 Гидролиз.
- •Опыт 1. Гидролиз солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами
- •Опыт 2. Гидролиз солей, образованных сильными кислотами и слабыми основаниями
- •Опыт 3. Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием
- •Опыт 4. Необратимый гидролиз
- •Опыт 5. Влияние температуры на степень гидролиза солей
- •Опыт 6. Влияние разбавления раствора на степень гидролиза и его обратимость
- •Опыт 7. Негидролизуемость труднорастворимых соединений
- •Опыт 8. Растворение металлов в продукте гидролиза их солей
- •Контрольные вопросы:
- •6. Найти значения степени гидролиза нитрита натрия (NaNo2) и формиата калия (hcook) в растворах молярных концентраций: 0,001 и 10 моль/л.
- •Тема 5 Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов
- •Лабораторная работа № 5 Окислительно- восстановительные реакции
- •Опыт 1. Изучение восстановительных свойств металлов и окислительных свойств кислот
- •Опыт 2. Изучение окислительно- восстановительных свойств хлороводородной кислоты
- •Опыт 3. Изучение окислительно-восстановительных свойств нитритов (тяга!)
- •Опыт 8. Взаимные переходы хромат (CrO4-) и бихромат - ионов (Cr2o72-)
- •Контрольные вопросы:
- •Тема 6 Химия р-элементов. Сера. Фосфор. Азот.
- •Лабораторная работа № 6 Химия элементов. Сера. Фосфор. Азот
- •Сера Опыт 1. Получение пластической серы (Тяга!)
- •Опыт 2. Изучение свойств сульфида натрия
- •Опыт 3. Изучение свойств сульфид-иона
- •Опыт 4. Изучение окислительно-восстановительных свойств соединений серы
- •Опыт 5. Изучение свойств серной кислоты (Выполнять под тягой!)
- •Опыт 6. Изучение свойств тиосерной кислоты
- •Азот Опыт 1. Получение аммиака
- •Опыт 2. Восстановительные свойства аммиака
- •Опыт 3. Азотистая кислота
- •Фосфор Опыт 1. Гидролиз растворимых фосфатов
- •Опыт 2. Фосфаты кальция
- •Контрольные вопросы:
- •Тема 7.
- •Лабораторная работа № 7 Химия соединений d-элементов
- •Опыт 1. Получение гидроксидов железа (II), кобальта (II) и никеля (II). Изучение свойств полученных соединений
- •Опыт 2. Свойства гидроксидов железа (III), кобальта (III) и никеля (III)
- •Опыт 3. Образование солей железа
- •Опыт 4. Получение аммиакатов кобальта (II) и никеля (II)
- •Тема 8 Произведение растворимости
- •Лабораторная работа № 8 Растворимость. Гетерогенное равновесие в растворах электролитов. Произведение растворимости
- •Опыт 1. Изучение условий образования осадков малорастворимых соединений
- •Опыт 2. Изучение условий растворения осадков
- •Опыт 3. Получение одних малорастворимых веществ из других
- •Контрольные вопросы:
- •Тема 9 Комплексные соединения
- •1. По заряду комплекса:
- •2. По числу мест занимаемых лигандами в координационной сфере:
- •3. По природе лиганда:
- •Лабораторная работа № 9 Комплексные соединения
- •Опыт 1. Получение соединений с комплексными ионами
- •Опыт 2. Сравнение устойчивости комплексных ионов
- •Опыт 3. Зависимость окраски комплексного соединения от координационного числа центрального атома – комплексообразователя
- •Опыт 4. Влияние среды на устойчивость комплексных соединений
- •Опыт 5. Ступенчатое образование комплексных ионов
- •Опыт 6. Смещение равновесия в растворах комплексных соединений при нагревании
- •Опыт 7. Различная способность ионов 3d-элементов к комплексообразованию
- •Опыт 8. Разрушение комплексных ионов
- •Опыт 9. Растворимость комплексных соединений в различных растворителях
- •Контрольные вопросы:
- •Тема 10 Методы очистки твердых веществ
- •Лабораторная работа № 10 Очистка кристаллических веществ методом перекристаллизации
- •Опыт 1. Очистка бихромата калия
- •Опыт 2. Очистка сульфата меди. (Очистка пятиводного сульфата меди перекристаллизацией)
- •Контрольные вопросы:
- •Тема 11 Соединения элементов с кислородом
- •Лабораторная работа № 11 Методы получения оксидов Опыт 1. Получение оксида олова (II)
- •Опыт 2. Получение оксида кобальта (II)
- •Контрольные вопросы:
- •Тема 12 Растворы. Приготовление растворов
- •Лабораторная работа № 12 Взвешивание. Приготовление растворов. Титрование
- •Опыт 1. Определение массовой доли вещества по относительной плотности раствора
- •Плотность и концентрация растворов гидроксида калия (koh) и гидроксида натрия (NaOh)
- •Опыт 2. Определение точной концентрации приготовленного раствора щелочи путем титрования его раствором кислоты с точно известной концентрацией
- •Контрольные вопросы:
- •Тема 13 Комплексонометрическое титрование
- •Лабораторная работа № 13 Комплексонометрическое определение общей жесткости воды
- •Ход работы
- •Контрольные вопросы:
- •Тема 14 Йодометрическое титрование
- •Лабораторная работа № 14 Йодометрическое определение меди
- •Ход работы.
- •Контрольные вопросы:
- •Список рекомендуемой литературы
- •Содержание
6. Найти значения степени гидролиза нитрита натрия (NaNo2) и формиата калия (hcook) в растворах молярных концентраций: 0,001 и 10 моль/л.
Тема 5 Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов
Протекание химических реакций обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Например, в реакции нейтрализации происходит обмен между катионами и анионами кислоты и основания, в результате чего образуется слабый электролит – вода:
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2Н2О
Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частицы к другой. Так, при вытеснении цинком меди в растворе сульфата меди (II)
Zn(т) + CuSO4(р) = ZnSO4(р) + Сu (т)
электроны от атомов цинка переходят к ионам меди:
Zn(т)+ Си2+(р) = Zn2+(р) +Cu(т)
Процесс потери электронов частицей называют окислением, а процесс приобретения электронов — восстановлением. Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями.
Передача электронов может быть и неполной. Например, в реакции
CH4(г) + 2Сl2(г) = C(т) + 4HCl(г)
вместо малополярных связей С-Н появляются сильнополярные связи Н-С1.
Для удобства описания окислительно-восстановительных реакций используют понятие степени окисления, характеризующее состояние элемента в химическом соединении и его поведение в реакциях. Степень окисления – величина, численно равная формальному заряду, который можно приписать элементу, исходя из предположения, что все электроны каждой из его связи перешли к более электроотрицательному атому данного соединения. Используя понятие степени окисления, можно дать более общее определение процессов окисления и восстановления.
Окислительно-восстановительными называют химические реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении — увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем; вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем.
Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими правилами:
степень окисления элемента в простом веществе равна нулю;
алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю;
алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду иона;
отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность;
максимально возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической системе Д.И. Менделеева.
Степени окисления атомов элементов в соединении записывают над символом данного элемента, указывая вначале знак степени окисления, а затем ее численное значение, например КМnО4.
Ряд элементов в соединениях проявляет постоянную степень окисления, что используют при определении степеней окисления других элементов:
фтор, имеющий наивысшую среди элементов электроотрицательность, имеет степень окисления -1;
водород проявляет степень окисления +1, кроме гидридов металлов (-1);
металлы IA подгруппы имеют степень окисления +1;
металлы IIА подгруппы, а также цинк и кадмий имеют степень окисления +2;
степень окисления алюминия +3;
степень окисления кислорода равна -2, за исключением соединений, в которых кислород присутствует в виде молекулярных ионов: О2+ – катиона диоксигенила, О2- – надпероксидного аниона, О22- – пероксидного аниона, О3- – озонидного аниона, а также фторидов кислорода OxF2.
Чтобы записать уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, как изменяются степени окисления элементов и в какие другие соединения переходят окислитель и восстановитель. Рассмотрим краткие характеристики наиболее часто употребляющихся окислителей и восстановителей.
Важнейшие окислители. Среди простых веществ окислительные свойства характерны для типичных неметаллов: фтора F2, хлора С12, брома Вr2, йода I2, кислорода О2.
Галогены, восстанавливаясь, приобретают степень окисления -1, причем от фтора к йоду их окислительные свойства ослабевают.
К наиболее важным окислителям среди кислородсодержащих кислот и их солей относятся азотная кислота HNO3 и ее соли, концентрированная серная кислота H2SO4, кислородсодержащие кислоты галогенов ННаlОх и их соли, перманганат калия КМпО4 и дихромат калия К2Сг2O7.
Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5. При этом возможно образование различных продуктов восстановления:
NO-3 + 2Н+ + е = NO2 + Н2О
NO-3 + 4Н+ + Зе = N0 + 2Н2О
NO-3 + 5Н+ + 4е = 0,5N2O + 2,5Н2О
NO-3 + 6Н+ + 5е = 0,5N2 + ЗН2О
NO-3 + 10Н+ + 8е = NH4+ + ЗН2О
Глубина восстановления азота зависит от концентрации кислоты, а также от активности восстановителя, определяемой его окислительно-восстановительным потенциалом:
Концентрация кислоты
NO2 NO N2O N2 NH4+
Активность восстановителя
Важнейшие восстановители. К типичным восстановителям среди простых веществ относятся активные металлы, такие как щелочные и щелочно-земельные металлы, цинк, алюминий, железо и другие, а также некоторые неметаллы (водород, углерод, фосфор, кремний).
Металлы в кислотной среде окисляются до положительно заряженных ионов:
Zn + 2HC1 = ZnCl2 + H2↑
Восстановительными функциями обладают бескислородные анионы, например Сl-, Вг-, I-S2-, Н- и катионы металлов в низшей степени окисления.