ПРОЕКТНАЯ РАБОТА ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ НЕХИМИЧЕСКИХ СПЕЦИАЛЬНОСТЕЙ
проект по химии на тему

ПРОЕКТНАЯ РАБОТА

Фахретдиновой Дилары Назибовны

ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ НЕХИМИЧЕСКИХ СПЕЦИАЛЬНОСТЕЙ

Уфа – 2016

ОГЛАВЛЕНИЕ

                                                                                                                          стр.

Введение

В настоящее время особое значение приобретает универсальность химических знаний по различным направлениям подготовки специалистов. Выпускник вуза любой специальности должен иметь четкие представления о значимости той или иной науки в своей предстоящей трудовой деятельности и уметь интегрировать и  переносить достижения различных областей знаний в свою профессию и применять их. При этом химические знания играют двоякую роль. С одной стороны они углубляют мировоззрение человека, позволяют ему понимать сложные процессы, происходящие в природе и технике, принимать осмысленные решения, направленные на достижение позитивного результата. С другой стороны химические знания приносят утилитарную пользу – они являются элементом энциклопедических знаний, культуры человека и позволяют получить очевидную выгоду от их применения, и уметь ориентировать своих учеников на профессию с учетом их личностных качеств и потенциальных способностей.

Для нехимических специальностей педагогических университетов на изучение курса «Химия» отводится немного времени, а приводимый минимум дидактических единиц затрагивает большой объем. Реализация новых федеральных государственных образовательных стандартов высшего образования (ФГОС ВО) предполагают увеличение доли самостоятельной работы, для эффективной организации которой необходимы дидактические средства обучения, новые формы взаимодействия преподавателя и студента и инновационные технологии и методы обучения.

Таким образом, актуальность рассматриваемой проблемы, ее недостаточная практическая разработанность определили выбор темы исследования и позволили сформулировать цель работы.

Цель исследования заключается в разработке методического пособия для лабораторных работ по общей химии для студентов нехимических специальностей как современного дидактического средства обучения, способствующего активизации самостоятельной работы студентов нехимических специальностей.

Рабочая гипотеза: Если в основу методического пособия для лабораторных работ по курсу общей химии для студентов нехимических специальностей педагогического ВУЗа положить ведущие принципы преемственности и непрерывности, научности и доступности, межпредметной интеграции и профессиональной направленности, то его реализация должна способствовать:

 • повышению мотивации и активизации учебной деятельности студентов;

• оптимизации процесса обучения химии в условиях ограниченного времени;

• повышению качества химических знаний студентов.

Научная новизна исследования состоит в разработке методического пособия для лабораторных работ по курсу общей химии на основе обоснованной концепции химического образования студентов нехимических специальностей и технологии его реализации в соответствии с требованиями ФГОС ВО.

Глава 1. МЕТОДИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ХИМИИ КАК УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЫ

1.1.  Методические требования к химии как учебной дисциплине 

Химическое образование - важная составная часть системы общего естественнонаучного образования, которое призвано формировать целостный взгляд на мир как систему и место человека в нем (Марков Д.М., 2001). Химия вносит существенный вклад в понимание современной картины мира, она представляет собой неотъемлемую часть общечеловеческой культуры. Устойчивое развитие общества напрямую связано с техническим прогрессом в жизнеобеспечении людей по следующим основным стратегическим направлениям: энергия, материалы, продовольствие, лекарства и здравоохранение. В связи с этим химию можно рассматривать как важнейшую фундаментальную науку и учебную дисциплину. Изучение химии позволяет сформировать представление о химической форме движения материи, раскрыть материальные основания окружающего мира, понять сущность глобальных проблем современности (экологической, сырьевой, энергетической, продовольственной), существенно развивать обще учебные, в частности интеллектуальные, организационные, оценочные и практические умения (Максимова В.Н., 1988). Важным звеном в обучении химии, на которое следует обратить внимание, - она является устойчивым фактором развития цивилизации, поскольку представляет элемент человеческой культуры и находится в комплексе отношений «химия - природа - общество». Все сказанное выше подчеркивает важность изучения этой дисциплины на любом факультете независимо от его специфики и направленности.

Современные тенденции развития общества в целом выявляют общие закономерности, непосредственно влияющие на сферу образования:

1. рост наукоемких производств;
2. быстрая смена технологий;
3. рост объема научно-технической информации, появление огромного количества средств вычислительной техники;
4. увеличение объема научных исследований, проводимых на стыке наук (генная инженерия, биохимия, биофизика, экология, физическая химия и т.д.), усиление роли межпредметных связей.

Для отбора учебного материала  Злотников Э.Г. предлагает выдвинуть следующие требования (Марков Д.М., 2001):

1.  Учебный материал должен содействовать повышению уровня обучения как химии, так и общетехнических специальных дисциплин и обеспечить оптимальное установление межпредметных связей.
2. Отобранный материал должен способствовать углублению и конкретизации знаний учащихся по химии.
3. Изученные на уроках химии сведения о веществах и химических реакциях должны использоваться в процессе практики учащихся.

Иногда в качестве критериев отбора содержания указывают такие педагогические требования, как научность, доступность, значимость для диалектико-материалистического понимания изучаемых явлений, для формирования интересов к изучению данной дисциплины. Под эти критерии, как отмечено в диссертационной работе Егельской Л.А., можно подвести буквально все содержание науки, так как в ней весьма затруднительно найти  тот материал, изучение которого не способствовало бы развитию пытливости и наблюдательности, показу значимости науки для прогресса. Поэтому, прежде всего при выборе критериев необходимо ориентироваться на цели обучения химии, поскольку они определяют как содержание, так и структуру будущего курса (Буданова А.А, 2003).

Изучение химии должно органически вписываться в систему учебного процесса, проникая как в общеобразовательные, так и специальные дисциплины на базе межпредметной интеграции, способствующей формированию интегративного мышления студентов.

Использование междисциплинарных связей позволяет студентам видеть глубокую взаимосвязь между всеми изучаемыми предметами, как общеобразовательными, так и специальными, а также связь между будущей профессией и образовательным процессом. Использование подобного подхода способствует формированию системного мировоззрения и системного мышления, единому, синтезированному представлению об учебном процессе и последующей работе, а также соответствующему стилю мышления, при котором молодой специалист, выпускник вуза мог бы выделять и анализировать связи между различными формами профессиональной деятельности и творчески пользоваться всем набором полученных знаний, по мере необходимости расширяя его (Минченков Е.Е., 2002).

По мнению Зайцева О.С., «учебная дисциплина по фундаментальной науке рассматривается как система, в общих чертах повторяющая систему самой науки и ее связи с другими науками». В центре обучения должно стоять отражение специфики предмета и химического познания в мышлении и деятельности учащихся. Только учет специфики науки химии и формирование умений оперировать ее научными понятиями приводит к целостным представлениям об этой области естествознания (Буданова А.А., 2003).

Таким образом, отбор учебного материала следует вести так, чтобы с помощью одних и тех же элементов знаний можно было объяснить наибольшее количество излагаемой информации, что придаст учебному процессу компактность и концентрированность.

1.2. Особенность преподавания общей химии на нехимических направлениях

Основное предназначение курса «Общая химия»  направлено на формирование целостного представления о химической науке и практики, а также на повышение и углубление качества знаний. Осмыслить большой объем нового теоретического и практического материала – основная цель курса. Достижение этой цели прямо связано с необходимостью создания оптимальных условий развития каждого студента, формирования человека с высоким уровнем самосознания и критической самооценки, основанными на естественно - научном мировоззрении (Марков Д.М., 2001). Большинство программ по курсу "Общая химия" для нехимических направлений включают фундаментальные (инвариантные) темы химической подготовки в целом:

1. Основные законы и понятия химии.
2. Строение атома и химическая связь.
3. Энергетика химических процессов.
4. Кинетика химических реакций и химическое равновесие.
5. Растворы.
6. Окислительно-восстановительные реакции.
7. Электрохимия.
8. Комплексные соединения.
9. Свойства химических элементов.

В основу таких программ положены принципы профессиональной направленности; объединение в единое целое целей обучения, развитие системности и целостности содержания, преемственности и соответствия подготовки современному имеющемуся и развивающемуся уровню науки, техники и производства (Дунаева С.Ф., 2002).

При подготовке занятий учитывается то, что овладение содержанием курса зависит не только от доступного объяснения теории вопроса на лекции, удачного показа внутренней логики предмета, но и то, насколько материал изучен и понят каждым отдельным студентом и группой в целом. Обязательно принимается во внимание не только знание студентами понятий и законов, теории химии, но и умение пользоваться химическим языком как средством познания, степень владения основными практическими приемами и действиями, и, безусловно, не остается вне интересов преподавателя мыслительная активность учащихся. Поэтому для более верного выстраивания содержания и методики обучения общей химии пристальное внимание должно уделяться контролю – эффективной технологии диагностирования и установления оперативной связи преподаватель – студент, предназначенной для повышения результативности всего учебного процесса.

 Для углубления и конкретизации знаний студентов необходимо рекомендовать им не ограничиваться материалами лекций и учебника, а также пользоваться дополнительной литературой (в том числе и изданной на кафедре), справочными материалами. Вместе с этим всегда нужно помнить, что химия в своей основе наука экспериментальная, наблюдения и опыт – самые достоверные источники знания о природе химических процессов. Поэтому выполнение лабораторных работ – это прежде всего способ проверки химической теории, каждое утверждение необходимо проверить экспериментом. Такая постановка вопроса приучает к необходимости подтверждения любого утверждения опытным путем. Это способствует формированию углубленного естественно - научного мировоззрения студента и отвечает основной цели изучения химии в высшей школе. Наряду с химическим практическим экспериментом нельзя забывать о так называемом мыслительном эксперименте. Те предположения и допущения, которые возможны при такого рода эксперименте, позволяют не только наметить свежие подходы к решению какой-либо проблемы, но и привести к новым, порой неожиданным (зачастую неосуществимым на сегодняшний день) практическим решения и теориям. Кроме этого освоение способности применения мыслительного эксперимента поможет найти верное решение не только научных задач, в частности химических, но и отыскать выход из различных острых жизненных ситуаций (Марков Д.М., 2001).

Таким образом, наряду с подготовкой студентов, владеющих необходимым набором предметных знаний и умений, преподавание общей химии на нехимических направлениях должно способствовать воспитанию информированных и думающих членов общества, способных решать не только профессиональные и научные задачи, но и умеющих находить верный путь при возникновении каких-либо социальных и личностно-значимых проблем.

1.3. Рекомендации по планированию, организации и проведению лабораторных работ и практических занятий

Выполнение обучающимися лабораторных работ и практических занятий направлено на (Калюкова Е.Н., 2007):

• обобщение, систематизацию, углубление, закрепление полученных теоретических знаний по конкретным темам дисциплин общепрофессионального и специального циклов;
• формирование умений применять полученные знания на практике, реализацию единства интеллектуальной и практической деятельности;
• развитие интеллектуальных умений у будущих специалистов: аналитических, проектировочных, конструктивных и др.;
• выработку при решении поставленных задач таких профессионально значимых качеств, как самостоятельность, ответственность, точность, творческая инициатива.

 Планирование лабораторных работ и практических занятий

При планировании состава и содержания лабораторных работ и практических занятий следует исходить из того, что лабораторные работы и практические занятия имеют разные ведущие дидактические цели.

Ведущей дидактической целью лабораторных работ является экспериментальное подтверждение и проверка существенных теоретических положений (законов, зависимостей), и поэтому преимущественное место они занимают при изучении дисциплин общепрофессионального цикла, менее характерны для дисциплин специального цикла (Дунаева С.Ф, 2011).

Состав и содержание практических занятий должны быть направлены на реализацию Государственных требований, в  соответствии с ведущей дидактической целью содержанием лабораторных работ могут быть экспериментальная проверка формул, методик расчета, установление и подтверждение закономерностей, ознакомление с методиками проведения экспериментов, установление свойств веществ, их качественных и количественных характеристик, наблюдение развития явлений, процессов и др.

При выборе содержания к объема лабораторных работ следует исходить из сложности учебного материала для усвоения, из внутрипредметных и межпредметных связей, из значимости изучаемых теоретических положений для предстоящей профессиональной деятельности, из того, какое место занимает конкретная работа в совокупности лабораторных работ, и их значимости для формирования целостного представления о содержании учебной дисциплины (Марков Д.М., 2001).

При планировании лабораторных работ следует учитывать, что наряду с ведущей дидактической целью - подтверждением теоретических положений - в ходе выполнения заданий у студентов формируются практические умения и навыки обращения с различными приборами, установками, лабораторным оборудованием, аппаратурой, которые могут составлять часть профессиональной практической подготовки, а также исследовательские умения (наблюдать, сравнивать, анализировать, устанавливать зависимости, делать выводы и обобщения, самостоятельно вести исследование, оформлять результаты).

Наряду с формированием умений и навыков в процессе практических занятий обобщаются, систематизируются, углубляются и конкретизируются теоретические знания, вырабатывается способность и готовность использовать теоретические знания на практике, развиваются интеллектуальные умения.

Состав заданий для лабораторной работы или практического занятия должен быть спланирован с расчетом, чтобы за отведенное время они могли быть выполнены качественно большинством обучающихся. Количество часов, отводимых на лабораторные работы и практические занятия, фиксируется в тематических планах примерных и рабочих учебных программ (Шепелюк О.Л., 2016).

Организация и проведение лабораторных работ и практических занятий

Лабораторная работа как вид учебного занятия должна проводиться в специально оборудованных учебных лабораториях. Необходимыми структурными элементами лабораторной работы, помимо самостоятельной деятельности обучающихся, являются инструктаж, проводимый преподавателем, а также организация обсуждения выполнения лабораторной работы.

Необходимыми структурными элементами практического занятия, помимо самостоятельной деятельности обучающихся, являются инструктаж, проводимый преподавателем, а также анализ и оценка выполненных работ и степени овладения обучающимися запланированными умениями.

Выполнению лабораторных работ и практических занятий предшествует проверка знаний обучающихся - их теоретической готовности к выполнению задания.

По каждой лабораторной работе и практическому занятию образовательным учреждением должны быть разработаны и утверждены методические указания по их проведению, лабораторные работы и практические занятия могут носить репродуктивный, частично-поисковый и поисковый характер (Кульба Ф.Я., 1976).

Работы, носящие репродуктивным характер, отличаются тем, что при их проведении обучающиеся пользуются подробными инструкциями, в которых указаны: цель работы, пояснения (теория, основные характеристики), оборудование, аппаратура, материалы и их характеристики, порядок выполнения работы, таблицы, выводы (без формулировки), контрольные вопросы, учебная и специальная литература.

Работы, носящие частично-поисковый характер, отличаются тем, что при их проведении обучающиеся не пользуются подробными инструкциями, им не дан порядок выполнения необходимых действий, и требуют от обучающихся самостоятельного подбора оборудования, выбора способов выполнения работы и инструктивной и справочной литературе и др.

Работы, носящие поисковый характер, характеризуются тем, что обучающиеся должны решить новую для них проблему, опираясь на имеющиеся у них теоретические знания.

При планировании лабораторных работ и практических занятий необходимо находись оптимальное соотношение репродуктивных, частично-поисковых и поисковых работ, чтобы обеспечить высокий уровень интеллектуальной деятельности.

Формы организации обучающихся на лабораторных работах и практических занятиях фронтальная, групповая и индивидуальная. При фронтальной форме организации занятий все обучающиеся выполняют одновременно одну и ту же работу. При групповой форме организации занятий одна и та же работа выполняется бригадами по 2-5 человек. При индивидуальной форме организации занятий каждый обучающийся выполняет индивидуальное задание.

    Правила выполнения лабораторных работ и практических занятий

1. Студент должен прийти на лабораторное занятие подготовленным по данной теме.
2.  Каждый студент должен знать правила по технике безопасности при работе в химической лаборатории (и при работе с реактивами в данной работе).
3. До выполнения лабораторной работы у студента проверяют знания по выявлению уровня его теоретической подготовки по данной теме.
4.  Отчет о проделанной работе следует выполнять в рабочей тетради в клетку. Содержание отчета указано в описании лабораторной работы или практического занятия.
5.  Зачет по данной лабораторной работе или практическому занятию студент получает при положительных оценках за теоретические знания и отчет по лабораторной работе или практическому занятию, общий зачет – при наличии зачетов по всем лабораторным работам и практическим занятиям.

ГЛАВА 2.ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Разрабатываемые методические указания к лабораторным работам предназначены для всех студентов нехимических специальностей, в учебные планы которых входит дисциплина «Химия». В них рассматриваются лабораторные работы, относящиеся к общей химии. Курс «Общая химия» один из базовых и является основой для изучения неорганической, органической, физической, коллоидной и аналитической химии студентами по направлению нехимических специальностей.

Основные цели, преследуемые при выполнении этих работ направлено на достижение следующих целей химического образования:

1. овладение умениями применять полученные знания для объяснения разнообразных химических явлений и свойств веществ, оценки роли химии в развитии современных технологий и получении новых материалов; 
2. обучение навыкам проведения лабораторных работ, выполнения требований техники безопасности при работе в лаборатории, методы обработки опытных данных, анализ результатов опытов и умение делать выводы;
3. развитие познавательных интересов и интеллектуальных способностей в процессе самостоятельного приобретения химических знаний с использованием эксперимента;
4. воспитание убежденности в позитивной роли химии в жизни современного общества, необходимости химически грамотного отношения к своему здоровью и окружающей среде;
5. применение полученных знаний и умений для безопасного использования веществ и материалов в быту, сельском хозяйстве и на производстве, решения практических задач в повседневной жизни, предупреждения явлений, наносящих вред здоровью человека и окружающей среде.

Лабораторные работы по общей химии сгруппированы по пяти разделам этой дисциплины.

 В раздел «Атомно-молекулярное учение» входят три работы: основные классы неорганических веществ; установление формулы кристаллогидрата; способы очистки веществ от примесей.

Второй раздел «Закономерности химических реакций» представлен тремя работами: тепловой эффект реакции; скорость химических реакций; химическое равновесие. 

В третий раздел «Растворы» входят четыре работы: приготовление раствора и определение его концентрации; ионообменные реакции; гидролиз солей; произведение растворимости. 

Четвертый раздел «Электрохимические процессы» содержит три работы: изучение окислительно-восстановительных реакции; гальванические элементы; электролиз.

В пятый раздел «Специальные вопросы химии» входят две работы: комплексные соединения; качественные реакции.

РАЗДЕЛ 1. АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Классификацию неорганических веществ можно представить следующей схемой (Бабич Л.В., 1983):

                                       Химические соединения

Экспериментальная часть № 1. 

Цель: на основе знаний о свойствах классов неорганических веществ уметь проводить химические реакции, подтверждающие их свойства и способы получения.

Лабораторная работа №1.Получение и изучение свойств оксидов

Приборы и оборудование: Фарфоровая чашка, стеклянный стакан на 50 мл, металлическая ложка, спиртовка, стеклянная палочка, коническая колба, штатив с пробирками, штатив с пробирками, штатив лабораторный, прибор для получения углекислого газа.

 Реактивы и материалы: сера, магний, кристаллический дихромат аммония, оксид меди (II), оксид цинка, мел (мрамор).

Растворы: раствор соляной кислоты и раствор гидроксида натрия, раствор серной кислоты, раствор лакмуса, раствора  фенолфталеина, дистиллированная вода, известковая вода.

Опыт 1. Получение оксидов окислением простых веществ (S, Mg)

Последовательность проведения работы:

А) Работа под тягой. В металлическую ложечку поместить кусочек серы (с горошину) и нагреть в пламени спиртовки. Ложечку с горячей серой внести в коническую колбу или банку с водой, когда сера сгорит ложечку удалить, в воду капнуть несколько капель раствора лакмуса.

S + O2 → SO2↑

SO2 + H2O → H2SO3 

В отчете описать опыт, объяснить среду раствора и сделать вывод о химической природе оксида серы.

Б) Взять щипцами небольшой кусочек стружки магния и поджечь его пламенем спиртовки. Горящий магний держать над фарфоровой чашкой. В чашку с образовавшимся оксидом магния добавить несколько миллилитров воды, размешать стеклянной палочкой и определить среду раствора индикатором фенолфталеином или универсальной индикаторной бумагой.

2Mg + O2→2MgO

MgO + H2O → Mg(OH)2

В отчете описать опыт, объяснить среду раствора и сделать вывод о химической природе оксида магния.

Опыт 2. Получение оксида хрома (III) разложением соли

Последовательность проведения работы:

В фарфоровую чашку поместить небольшой горкой кристаллический дихромат аммония и ввести в центр горки горящую спичку. Наблюдать разложение соли, которое вначале идет медленно, а затем убыстряется. Переписать схему реакции, составить к ней электронные схемы окисления и восстановления, определить стехиометрические коэффициенты перед веществами и тип реакции.

(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2↑ + 4H2O↑

Опыт 3.  Взаимодействие основного оксида с кислотой

Последовательность проведения работы:

Внести в пробирку 2 микрошпателя оксида меди(II) и добавить 10 капель раствора серной кислоты. Содержимое пробирки слегка подогреть.

CuO(черный) + Н2SО4 (p) → CuSO4(голубой) + H2O

В отчете описать опыт, написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций. Объяснить изменение окраски.

Опыт 4. Взаимодействие кислотного оксида с основаниями

СО2 + Cа(ОН)2 (муть) → СаСО3↓ + Н2О

Последовательность проведения работы:

1. Подготовьте заранее две пробирки: одну с 4 мл раствора лакмуса в дистиллированной воде, другую – с 3 мл известковой воды с добавлением фенолфталеина.
2.  Соберите прибор для получения углекислого газа. Поместите в пробирку несколько кусочков мела, налейте до 1/3 объема пробирки соляной кислоты и закройте пробкой с газоотводной трубкой, конец которой направлен вниз. Сделайте вывод о способе получения углекислого газа.
3.  Опустите газоотводную трубку в пробирку с раствором лакмуса так, чтобы конец газоотводной трубки был ниже уровня раствора. Пропускайте углекислый газ до изменения окраски индикатора на розовую.
4. Погрузите газоотводную трубку в пробирку с известковой водой так, чтобы конец газоотводной трубки был ниже уровня раствора. Пропускайте углекислый газ до изменения окраски раствора и выпадения осадка. Если продолжать дальше пропускать углекислый газ то осадок исчезнет. Сделайте вывод о химических свойствах углекислого газа.

Опыт 5. Взаимодействие амфотерного оксида с кислотой и со щелочью

Последовательность проведения работы:

Взять две пробирки, в каждую внести по 2 микрошпателя оксида цинка, в первую пробирку добавить 10 капель соляной кислоты, во вторую 10 капель раствора гидроксида натрия.

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O

ZnO+ 2 NaOH + H2O  Na2[Zn(OH)4].

В отчете описать опыт, написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций. Сделайте вывод о химических свойствах оксида цинка.

Лабораторная работа №2. Получение и свойства оснований и кислот

Приборы и оборудование: Фарфоровая чашка, стеклянный стакан на 50 мл, металлическая ложка, коническая колба, штатив с пробирками.

Реактивы и материалы: Металлический натрий, красный фосфор, оксид меди (II), оксид фосфора (V), концентрированная серная кислота.

Растворы: Хлорид железа (III), cульфат меди (II), гидроксид калия, фенолфталеин, лакмус, разбавленная серная кислота, сульфат алюминия, соляная кислота, гидроксид натрия, дистиллированная вода.

Опыт 1. Получение нерастворимых оснований

Последовательность проведения работы:

Возьмите две пробирки. В первую прилейте 3-4 капли раствора cульфата меди, а во вторую 3-4 капли раствора хлорид железа (III). В обе пробирки прилейте по 3-4 капли раствора гидроксида калия.

FeCl3 + 3 KOH → Fe(OH)3↓ + 3KCl

CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2↓ + K2SO4

В отчете описать опыт, отметьте цвета осадков, запишите уравнения реакций в молекулярной, полной и краткой ионно-молекулярной формах.

Опыт 2. Получение растворимых оснований

Последовательность проведения работы:

Фарфоровую чашку или стакан пополнить дистиллированной водой до половины объема. Извлечь пинцетом из банки кусочек металлического натрия, очистить его фильтровальной бумагой от керосина, отрезать половину горошины и поместить в чашку с водой (работать под тягой!). К полученному раствору добавить несколько капель фенолфталеина.

2Na + 2HOH → H2↑ + 2NaOH

В отчете описать опыт, объяснить изменение окраски индикатора. Написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций.

Опыт 3. Взаимодействие щелочи с кислотой (реакция нейтрализации)

Последовательность проведения работы:

Внести в пробирку 5 капель раствора гидроксида натрия и каплю фенолфталеина; потом добавить 5 капель соляной кислоты.

NaOH + HCl → NaCl + H2O

В отчете описать опыт, объяснить изменение окраски индикатора. Написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций.

Опыт 4.Получение и свойства амфотерных оснований

Последовательность проведения работы:

В пробирку налить 2 мл сульфата алюминия (III) и добавить по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадка. Полученный осадок разделить на две пробирки (половину отлить во вторую пробирку). В одну влить немного раствора гидроксида натрия,  в другую – соляной кислоты.

Al2(SO4)3 + 3NaOH(недаст.) → Al(OH)3↓

Al(OH)3+ NaOH(изб.) → Na[Al(OH)4](р-р)

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3(р-р) + 3H2О

В отчете описать опыт и наблюдения. Написать в молекулярном и ионно - молекулярном виде уравнения реакций.

Опыт 5. Получение фосфорной кислоты

Последовательность проведения работы:

Работаем под тягой! Красный фосфор помешаем в металлическую ложку с длинной ручкой. Нагреваем на спиртовке и когда фосфор загорится опускаем ложечку в коническую колбу с небольшим количеством воды на дне. Выделяется белый «дым» P2O5. Когда горение прекратится вынимаем ложечку, прикрываем колбу пробкой или фильтровальной бумагой и перемешиваем воду.

4Р + 5О2 → P2O5

P2O5 + 3Н2О → 2Н3РО4

Опускаем желтый универсальный индикатор с помощью пинцета, индикатор краснеет, что указывает на наличие кислоты в растворе. В отчете описать опыт и наблюдения. Написать в молекулярном и ионно - молекулярном виде уравнения реакций.

Лабораторная работа № 3. Получение и свойства солей

Приборы и оборудование: спиртовка, пробирки, стеклянные палочки, спички, шпатель.

Реактивы и материалы: нитрат серебра(I), хлорид бария (II), сульфат натрия, хлорид кобальта.

Растворы: раствор соляной кислоты, раствор гидроксида натрия, гидроксид бария, гидроксид кальция.

Опыт 1.  Взаимодействие соли с кислотой

Последовательность проведения работы:

1) Внести в пробирку 5 капель раствора нитрата серебра и добавить 2 капли раствора соляной кислоты. Объяснить выпадение осадка. Написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций. Определить, обратима или нет данная реакция. В последнем случае указать причину необратимости.

AgNO3 + HCl → AgCl ↓ + HNO3

2) Внести в пробирку 5 капель раствора серной кислоты и добавить 5 капель раствора хлорида бария.

BaCl2 + H2SO4 → Ba(SO4)2↓ + 2HCl

Объяснить выпадение осадка. Написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций. Определить, обратима или нет данная реакция, указать причину необратимости.

Опыт 2. Взаимодействие соли со щелочью

Последовательность проведения работы:

Внести в пробирку 5 капель раствора хлорида кобальта (II) и добавить  5 капель раствора гидроксида натрия.

CoCl2 + 3 NaOH  Co(OH)2 + 3 NaCl

Отметить изменения, происходящие в растворе. Написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций. Определить, обратима или нет данная реакция, указать причину необратимости.

Контрольные задания и вопросы:

1. Какие вещества называются простыми, по каким свойствам они подразделяются на металлы и неметаллы?
2. На какие классы делятся сложные неорганические вещества?  Дайте определения оксидов, кислот, оснований и солей. Среди оксидов (CaO, SnO, NO, SO3) найти амфотерный и показать его амфотерность уравнениями реакций.
3. Распределите предложенные соединения (Na2SO3, Ва(ОН)2, НАlО2, SbOCl, KAl(SO4)2, AlOH(NO3)2, KHSO4, K2S) по классам: кислоты, основания, соли. Приведите названия всех веществ.
4. Из каких кислот (HCl, H2SO4(разб.), H2SO4(конц.), HNO3(разб.), HNO3(конц.), Н3РО4) можно получить водород при их взаимодействии с цинком.

УСТАНОВЛЕНИЕ ФОРМУЛЫ КРИСТАЛЛОГИДРАТА

Формула химического соединения показывает, из каких элементов состоит данное вещество и сколько атомов каждого элемента входит в состав его молекулы или формульной единицы. Массовые соотношения элементов в молекулах можно представить как отношение произведений соответствующих атомных масс на число атомов каждого элемента в молекуле, т.е. можно записать:

m1 : m2 : m3 = xA1 : yA2 : zA3,

где m1, m2, m3 – содержание элементов в соединении (%); x, y, z – число атомов этих элементов в молекуле или в формульной единице; А1, А2, А3 – атомные массы элементов. Из этого уравнения следует:

что позволяет находить отношение между числами атомов в молекуле. Пример. Необходимо определить формулу вещества, которое содержит натрий (32,43 %), серу (22,55 %) и кислород (45,02 %). Соотношение чисел атомов в формуле данного соединения:

                                      x: y: z    =  1,41  :  0,705  :  2,82

Если самое меньшее число (0,705) принять за единицу, то данное отношение становится отношением целых чисел: x : y : z = 2 : 1 : 4, следовательно, формула соединения Na2SO4. Эта формула будет простейшей, поскольку полученное соотношение может быть выражено также и числами, кратными найденным.

Для установления истинной, или молекулярной, формулы необходимо знать молекулярную (молярную) массу соединения; это позволяет найти истинное соотношение атомов в молекуле.

Кристаллогидратами называются кристаллические вещества, включающие молекулы воды, например гипс CaSO4·2Н2О, медный купорос CuSO4·5H2O и т.д. Кристаллогидраты при нагревании теряют кристаллизационную воду, переходя в безводные соли. Пользуясь этим, можно определить содержание воды в кристаллогидрате, а затем, зная формулу безводной соли, рассчитать число молекул воды, присоединяющихся к одной молекуле безводной соли.

Экспериментальная часть № 2.  

Лабораторная работа № 1. Определение количества (моль) воды в кристаллогидрате – медном купоросе

 Целью работы является определение количества (моль) воды в кристаллогидрате.

Приборы и оборудование: фарфоровый тигель, песочная баня, эксикатор.

Реактивы и материалы: медный купорос, кристаллогидрат магния, кристаллогидрат никеля.

Последовательность проведения работы:

1. Взвесить пустой фарфоровый тигель с точностью до 0,01 г. Во взвешенный тигель насыпать 0,5–1 г медного купороса. Тигель с кристаллогидратом снова взвесить.

2. Поместить тигель в нагретую песочную баню на 20–30 минут.

3. Перенести щипцами тигель в эксикатор и охладить.

4. Взвесить охлажденный тигель.

5. Повторить прогревание тигля, снова охладить его в эксикаторе и взвесить. Если масса изменилась не более чем на 0,01 г, прогревание прекратить.

Таблица 1

В отчете описать опыт и наблюдения, сформулировать вывод. Для чего применяются в химическом эксперименте тигель, эксикатор, песчаная баня.

Контрольные задания и вопросы:

 1. Какие вещества называются кристаллогидратами? Приведите примеры кристаллогидратов.

 2. Расположите по увеличению количества сульфаты натрия, лития, бария, цезия, если их массы одинаковы.

3. 4. Какова формула соединения водорода с кислородом, если мольное соотношение Н:О = 1:1, а плотность его газа по водороду равна 17?

5. Определить формулу кристаллической соды, если при нагревании 286 г данной соли образовалось 106 г карбоната натрия.

СПОСОБЫ ОЧИСТКИ ВЕЩЕСТВ ОТ ПРИМЕСЕЙ

Представление о химических веществах как состоящих из атомов или молекул одного вида является идеализированным. В действительности вещества содержат примеси. Предельное содержание примесей в веществах регламентируется техническими условиями (ТУ) или государственными стандартами (ГОСТ). Выпускаемые для широкого использования в промышленности, сельском хозяйстве и в быту химические вещества называются техническими. Для использования в качестве химических реактивов они подвергаются дополнительной очистке. Химические реактивы по уменьшению содержания примесей (повышению степени чистоты) подразделяются на чистые (ч), чистые для анализа (чда) и химически чистые (хч). Развитие новых отраслей техники (космическая радиоэлектроника, атомная энергетика, вычислительная техника и др.) сопровождается непрерывным повышением требований к чистоте применяемых веществ. Поэтому в дополнение к общепринятым категориям веществ прибавилась новая группа – вещества особо высокой чистоты (осч). В таких веществах на миллион атомов основного вещества допускаются не более одного атома примесей; в некоторых случаях требования по чистоте еще выше.

Для очистки используются различия в химических или физических свойствах основного вещества и примесей, например различие плотности, растворимости, агрегатного состояния, температур плавления и кипения, способности вступать в химические реакции с другими веществами и т.д. Существует множество разнообразных способов очистки, применяемых при различных обстоятельствах. Наиболее распространенными способами является декантация, фильтрование, возгонка, перегонка, экстракция и перекристаллизация.

Методы очистки жидкостей, растворов и твёрдых веществ

Декантация – это отстаивание твердых частиц, содержащихся в жидкости, под воздействием силы тяжести. После декантации осветленная жидкость отделяется от осадка твёрдых частиц; при этом происходит очистка от примесей. Достоинство метода – его простота, а недостаток – замедленное отстаивание мелких частиц. Значительно быстрее происходит разделение смеси жидких и твердых частиц путем центрифугирования.

Центрифугирование основано на использовании центробежной силы, возникающей при быстром вращении. В обычных лабораторных центрифугах скорость вращения составляет около 1000 оборотов в минуту, а в специальных (ультрацентрифугах) – до 6000 об/мин. Искусственная сила тяжести в центрифугах превышает земное притяжение в десятки сотни тысяч раз, вследствие чего отстаивание твёрдых частиц происходит за несколько минут.

Фильтрование заключается в пропускании суспензии через пористую перегородку – фильтр, задерживающий твердые частицы. Фильтром может служить специальная бумага, ткань, пористая керамика, пористое стекло, слой песка и другие пористые материалы. При обычных условиях фильтрование идет медленно. Для ускорения его проводят под вакуумом: в приемнике для жидкости с помощью насоса создают разрежение, вследствие чего на жидкость над фильтром начинает действовать атмосферное давление, и чем больше разность давлений (атмосферного и в приемнике), тем быстрее идет фильтрование.

Перегонка (или дистилляция) применяется для очистки жидкостей от растворенных примесей, а также для разделения жидких веществ с различной температурой кипения. В химических лабораториях перегонка применяется для получения дистиллированной воды из водопроводной, содержащей примеси солей кальция, магния, железа и др. Простейший прибор для перегонки небольших объёмов водопроводной воды состоит из колбы Вюрца, холодильника Либиха, аллонжа и приемника (см.рис.2). Для получения больших объёмов дистиллированной воды используются специальные высокопроизводительные установки (опреснители), выполненные из нержавеющей стали или из алюминия.

Рис. 2: Установка для простой перегонки: 1-  перегонная колба; 2 -  насадки Вюрца; 3- термометр; 4 – холодильник Либиха; 5 -  аллонж; 6 – приемная колба.

При простой перегонке пары кипящей жидкости из перегонной колбы поступают в холодильник, где превращаются в конденсат. В этом процессе пары и конденсат перемещаются в одном направлении, поэтому такую перегонку называют прямоточной. Разделение смеси жидкостей может происходить только на стадии испарения.

        Для перегонки низкокипящих жидкостей берут колбу с высоко припаянной трубкой для отвода паров, а в случае высококипящих веществ – с низко припаянной. Большие объемы жидкости обычно перегоняют в круглодонных колбах, а образцы объемом до 50 мл – в грушевидных, во избежание перегрева. Перегонную колбу нужно заполнять не более чем на 2/3, так как жидкости при нагревании расширяются, их объем увеличивается и возможен переброс неочищенного вещества в приемник.

        При сборке установки для перегонки применяют прямой (нисходящий) холодильник (см. рис. 3), из которого конденсат не попадает обратно в перегонную колбу, а направляется в приёмник.

Рис.3:  Нисходящие холодильники: а – холодильник Либиха; б – с двойной рубашкой охлаждения (холодильник Девиса); в – воздушный холодильник.

 Если температура кипения перегоняемой жидкости ниже 120-130°С, то в качестве прямого холодильника используют холодильник с водяной рубашкой (холодильник Либиха, рис 3, а), в которую противотоком подается водопроводная вода.

Если температура перегоняемого вещества выше 120-130°С, то внутренняя трубка водяного холодильника вследствие большой разности температур на её внешней и внутренней поверхности может треснуть. Поэтому при перегонке жидкостей, температура которых выше 120-130°С применяется воздушный холодильник, представляющий собой обычную стеклянную трубку диаметром 12-16 мм (рис. 3, в). Длина холодильника должна быть такой, чтобы была обеспечена полная конденсация паров. Чем ниже температура кипения жидкости, тем больше должна быть длина холодильника. Для низкокипящих жидкостей более эффективны холодильники с двойной рубашкой охлаждения (рис. 3, б).

        Холодильник и приемник для сбора дистиллята соединяют при помощи алонжа (см. рис. 4). Алонж необходим для обеспечения контакта с атмосферой внутреннего пространства прибора (все остальные части установки должны быть соединены герметично). Нельзя нагревать замкнутую систему, так как из-за повышения давления паров внутри прибора может произойти взрыв. Если перегоняемое вещество гигроскопично или разлагается влагой воздуха, то применяется алонж на шлифе, снабженный тубусом, к которому присоединяют трубку с осушителем (например, безводным хлоридом кальция).

Рис. 4 : Алонжи

В качестве приёмников применяют плоскодонные, круглодонные или конические колбы. Если в процессе перегонки необходимо измерять объем дистиллята, в качестве приемника можно использовать мерный цилиндр. Приёмник, предназначенный для сбора легко испаряющихся жидкостей, обычно помещают в баню со льдом.

Возгонка (или сублимация) – это процесс превращения твердого вещества в пар, минуя жидкое состояние. Возгонкой пользуются тогда, когда основное вещество обладает, а примеси не обладают свойством возгоняться. Возгонкой можно очистить йод, хлорид аммония, серу, нафталин и др. При очистке йода, загрязненного бромом, к нему добавляют йодид калия. Бром, взаимодействуя с йодидом калия, образует бромид калия, который не возгоняется.

Преимущества возгонки заключаются в простоте, легкости исполнения и минимальных потерях вещества. От перекристаллизации этот метод выгодно отличается отсутствием контакта с посторонним веществом (растворителем) и хорошим выходом. Нередки случаи, когда выход чистого продукта достигает 98—99 %. Применение возгонки особенно желательно при работе с малыми количествами веществ в качестве конечной операции при получении образцов для анализа.

Возгонку можно проводить при нормальном давлении или в вакууме. Наиболее распространённые лабораторные приборы для возгонки изображены на рис. 5.

                Рис. 5: Приборы для возгонки: а – прибор для возгонки с     использованием часовых стекол; б – фарфоровая чашка с воронкой; в – для вакуумной возгонки 

        а           б              в

Часто в лабораторных условиях используют фарфоровую чашку с воронкой (рис.5, б). Фарфоровую чашку с веществом медленно нагревают на песчаной бане. Не следует повышать скорость возгонки за счёт усиления нагревания. При перегреве возгоняемое вещество может расплавиться, и тогда испарение будет проходить из жидкой фазы, т.е. фактически вещество будет перегоняться с превращением конденсата в твёрдое вещество. В этом случае возможны значительные потери вещества, поэтому нагревать вещество рекомендуется медленно, чтобы налёт сублимата на стенках воронки появился только через 15-20 минут, а затем лишь поддержать на этом уровне температуру песчаной бани до окончания возгонки, периодически выключая плитку.

Для увеличения скорости сублимации стенки воронки можно охлаждать фильтровальной бумагой, смоченной небольшим количеством воды. Кроме того, вещество следует предварительно растереть в мелкий порошок, так как возгонка происходит с поверхности, и скорость процесса зависит от её площади. Прибор можно разбирать только после полного охлаждения, избегая сотрясения.

Экстракция – это процесс извлечения растворенного вещества из водного раствора при помощи органического растворителя, не смешивающегося с водой. Например, соединения трёхвалентного железа очищают от соединений двухвалентного железа экстракцией эфиром, галогены из водных растворов экстрагируют бензолом, редкоземельные элементы и некоторые соединения урана – трибутилфосфатом и т.д.

Перекристаллизация применяется для очистки твердых растворимых в воде веществ от содержащихся в них примесей. Метод заключается в приготовлении при нагревании насыщенного раствора очищаемого вещества с последующим выделением его при охлаждении. Нерастворимые примеси отделяются на первой стадии – при растворении основного вещества, а растворимые – на второй: при кристаллизации основного вещества они остаются в растворе. Однако незначительное количество примесей при кристаллизации захватывается основным веществом за счет адсорбции, поэтому перекристаллизацию повторяют иногда несколько раз.

Методы очистки газов

Получаемые в химических реакциях газы содержат пары воды и примеси других газов, которые образуются вследствие протекания побочных реакций. Для очистки газов от паров воды (осушки) применяют концентрированную серную кислоту, хлорид кальция, фосфорный ангидрид и др. Эффективность осушителей определяется по остаточной влажности газа (таблица 2).

Таблица 2.

Эффективность различных осушителей

Из приведенных данных следует, что наиболее эффективные осушители – это фосфорный ангидрид, оксид бария, силикагель и ангидрон. Но при выборе осушающего вещества следует помнить о возможности химического взаимодействия газа с осушителем. Газы, обладающие кислотными свойствами, взаимодействуют с основаниями и основными оксидами, газы с основными свойствами – с кислотами, восстановители – с окислителями. Например, для высушивания углекислого газа нельзя использовать оксид бария, а аммиака – фосфорный ангидрид.

Другие примеси из газов удаляют с помощью веществ, которые связывают или разлагают эти примеси. Так, получаемый в аппарате Киппа из технического цинка и серной кислоты водород может быть загрязнен сероводородом, сернистым газом SO2 и водородными соединениями мышьяка AsH3 и сурьмы SbH3. Очистку и высушивание водорода осуществляют, пропуская его через растворы KMnO4, Pb(NO3)2 и H2SO4. Перманганат калия окисляет сероводород, сернистый газ и водородные соединения мышьяка и сурьмы. Раствор Pb(NO3)2 служит для контроля на полноту окисления H2S: если сероводород перманганатом калия полностью не окисляется, то образуется черный осадок. Серная кислота используется как осушитель. Углекислый газ, получаемый в аппарате Киппа из мрамора и соляной кислоты, содержит примесь хлороводорода. От него освобождаются пропусканием газа через воду, а сушат углекислый газ веществами, с которыми он не взаимодействует, – серной кислотой, фосфорным ангидридом и другими веществами, не обладающими основными свойствами.

Экспериментальная часть № 3.

Целью работы является освоение простейших способов очистки веществ: декантации, фильтрования, перегонки, возгонки и перекристаллизации.

Лабораторная работа № 1. Очистка воды

Приборы и оборудование: химические стаканы, стеклянная воронка, бумажный фильтр, воронка Бюхнера, насос Комовского, перегонная колба, насадки Вюрца, термометр, холодильник Либиха, аллонж, приемная колба.

Реактивы и материалы: песок, глина, мел,

Растворы: водопроводная вода, дистиллированная вода,

Опыт 1. Очистка воды декантацией 

Последовательность проведения работы:

В двух химических стаканах загрязнить водопроводную воду песком в одном стакане и глиной или мелкоизмельченным мелом – в другом. Наблюдать отстаивание твердых частиц. В отчете описать опыт, отметить скорость процесса, объяснить, почему песок отстаивается быстрее глины или мела. В выводе сформулировать сущность, область применения, преимущества и недостатки метода декантации.

Опыт 2. Очистка воды фильтрованием 

Последовательность проведения работы:

По рисунку 6 собрать установку для фильтрования. Для увеличения площади фильтрования рекомендуется использовать складчатый фильтр, который можно изготовить самостоятельно. Круглый фильтр сложить пополам, после чего складывать по радиусу с центром в середине линии перегиба круга то в одну, то в другую сторону.

Полученную конусообразную гармонику обрезать по размерам воронки, развернуть и опустить в воронку.

Рис. 6: Установка для обычного фильтрования

В химический стакан налить около 200 мл водопроводной воды и внести 2–3 г измельченного мела (глины, песка). Воду осторожно, по стеклянной палочке сливать в воронку, следя за тем, чтобы уровень жидкости в воронке был ниже краев фильтра. Наблюдать поступление отфильтрованной воды в стакан. Отфильтровать примерно 1 /3 часть приготовленной воды.  Оставшуюся воду отфильтровать на установке для фильтрации под вакуумом, собранной по рисунку 7.

Опыт 3. Очистка воды фильтрованием под вакуумом

Рис. 7: Установка для фильтрования под вакуумом

Последовательность проведения работы:

Круглый фильтр  обрезать по диаметру воронки Бюхнера, положить на дно воронки, смочить дистиллированной водой и, вращая насос Комовского, наблюдать плотное прилегание фильтра к перфорированной поверхности воронки. После этого один студент вращает насос Комовского, а другой вливает воду, оставшуюся от обычного фильтрования, в воронку Бюхнера. Наблюдать поступление фильтрата в колбу. Сравнить скорость процесса со скоростью обычного фильтрования. В отчете зарисовать установки, описать опыт и объяснить, почему на второй установке фильтрование идет намного быстрее. В выводе сформулировать сущность, область применения и недостатки метода фильтрования.

Опыт 3. Очистка воды перегонкой

Рис. 8: Установка для простой перегонки: 1-  перегонная колба; 2 -  насадки Вюрца; 3- термометр; 4 – холодильник Либиха; 5 -  аллонж; 6 – приемная колба

Последовательность проведения работы:

Собрать установку для перегонки воды (см. рис.8). Водопроводную воду подкрасить чернилами или раствором перманганата калия и перегнать на установке. Помещённую в колбу 1 жидкость (рис. 8) нагревают до кипения, используя в качестве источника тепла один из видов жидкостных бань (водяная, масляная, металлическая или воздушная), для равномерного нагрева и во избежание перегрева.

Выбор нагревательного прибора зависит от температуры кипения перегоняемой жидкости, её горючести и взрывоопасности. Для наблюдения за температурой бани используют термометр (7), погруженный в теплоноситель. Температура бани не должна превышать температуру перегоняемого вещества более чем на 25-30 °С. Пары поднимаются в насадку Вюрца (2) и омывают шарик термометра (3), с помощью которого следят за температурой паров. Термометр 3 должен быть установлен таким образом, чтобы верхний край ртутного шарика располагался на одном уровне с нижним краем отверстия отводной трубки в шейке насадки Вюрца, где он полностью омывается парами перегоняемого вещества. Затем пары попадают в холодильник (4), из которого конденсат через алонж (5) стекает в приёмник (6).

        Следует строго следить за тем, чтобы внутреннее пространство приборов, не предназначенных для работы при пониженном давлении, всегда было соединено с атмосферой.

Для предотвращения перегрева и связанных с ним задержки кипения и толчков в жидкость перед перегонкой вносят кусочки пористого твердого материала размером со спичечную головку: кирпича, неглазурованного фарфора, пемзы. У поверхности этих материалов начинается образование пузырьков пара, и кипение будет происходить равномерно при соответствующей температуре. Это объясняется тем, что на поверхности пористых тел находится воздух.

Такие материалы, вводимые для облегчения кипения, называют «кипелками». Их можно использовать только один раз. «Кипелки» становятся неактивными и должны быть заменены новыми.

Перегонку ведут с такой скоростью, чтобы в течение секунды в приёмник попадало не более 1-2 капель дистиллята. Практически чистыми веществами считают вещества, перегоняющиеся в интервале 1-2 °С.

Перегонку нельзя проводить досуха, так как капли конденсата, попадая на сухое раскаленное стекло, могут вызвать его растрескивание. Процесс прекращают, когда в перегонной колбе останется 1-2% от общего объема перегоняемой жидкости, иначе колба может лопнуть.

Сравнить цвет воды до и после перегонки.  Сравнить содержание примесей в очищенной воде с водопроводной. Для этого на два часовых стекла налить по одному мл той и другой воды и выпарить ее на спиртовке или электроплитке досуха. О чистоте воды судить по наличию налета сухого вещества на стекле. В отчете нарисовать установку, описать опыт и результаты сравнения чистоты воды. В выводе сформулировать сущность, область применения, достоинства и недостатки метода.

Лабораторная работа № 2. Очистка йода возгонкой

Цель работы: освоить методику очистки твердых веществ возгонкой.

Приборы и реактивы: химический стакан без носика на 200-300 мл, круглодонная колба на 250 мл, бюкс, йод, йодида калия.

Последовательность проведения работы:

1. На технохимических весах взвесили 0,3 г кристаллического йода и 0,1 г йодида калия, поместили их в термостойкий стакан для возгонки.

2. Стакан накрыли круглодонной колбой с холодной водой.

3. Стакан осторожно нагревали на электроплите под тягой. Наблюдали возникновение фиолетовых паров и оседание йода на стенках круглодонной колбы.

4. После завершения возгонки нагрев прекратили, кристаллы йода осторожно перенесли на предварительно взвешенную бумагу.

5. Определили массу йода, полученного при возгонке.

6. Определили практический выход йода при очистке.

В отчете зарисовать установку и описать опыт, описать форму кристаллов йода. В выводе сформулировать сущность, область применения, преимущества и недостатки метода возгонки.

Лабораторная работа № 3.Очистка дихромата калия перекристаллизацией

Цель работы: очистить растворимую соль методом перекристаллизации.

Приборы и оборудование: химический стакан на 100 мл (2 шт.), мерный цилиндр на 50 мл, фарфоровая ступка с пестиком, стеклянная палочка, воронка для горячего фильтрования, химическая воронка, фильтровальная бумага, весы, термометр, электрическая плитка, асбестовая сетка, сушильный шкаф.

Реактивы и материалы:  дихромат калия K2Cr2O7, содержащий нерастворимые примеси и примеси растворимых хлоридов и сульфатов; раствор нитрата серебра AgNO3; раствор хлорида бария BaCl2; дистиллированная вода H2O.

Последовательность выполнения работы:

1. Предварительные расчеты (пример при m = 10 г):

Необходимо рассчитать количество соли (в г) и воды (в мл), которые потребуются для получения 10 г чистого вещества. Перекристаллизацию проводят при нагревании до 60 °С и охлаждении раствора до 20 °С.

• Используя справочную литературу, по таблице растворимости солей при различных температурах определяем растворимость дихромата калия при 20 °С и при 60 °С. Растворимость при 20 °С составляет 11,1 г соли в 100 г раствора, при 60 °С – 31,2 г в 100 г раствора.
• Вычислим количество соли, которое можно получить при охлаждении до 20 °С 100 г раствора, насыщенного при 60 °С: при 60 °С в насыщенном растворе содержится 31,2 г соли и 68,8 г воды (100 – 31,2), при охлаждении этого раствора до 20 °С количество воды останется неизменным – 68,8 г, а 31,2 г соли распределятся между раствором, насыщенным при 20 °С, и осадком. Определим количество соли, которое останется в растворе. При 20 °С насыщенный раствор массой 100 г содержит 11,1 г соли и 88,9 г воды. Составим пропорцию:

11,1 г соли растворятся в 88,9 г воды,

m г соли растворяется в 68,8 г воды, тогда

 (г);

следовательно, в растворе останется:

m (соли)р-р = m (соли)исх. - m (соли)осадок = 31,2 - 8,6 = 22,6 (г).

Таким образом, при охлаждении до 20 °С 100 г раствора, насыщенного при 60 °С, содержащего 31,2 г соли и 68,8 г воды, образуется 22,6 г осадка (чистой соли).

• Вычислим количество соли и воды, необходимых для получения 10 г чистой соли. Составим пропорции:

если взять 31,2 г соли, образуется 22,6 г осадка,

если взять m1 г соли, образуется 10 г осадка, тогда

 (г);

если взять 68,8 г воды, образуется 22,6 г осадка,

если взять m2 г воды, образуется 10 г осадка, тогда

 (г).

Вычислим объем воды. Плотность воды равна 1 г/мл, следовательно:

(мл).

Таким образом, для получения 10 г чистой соли необходимо взять 13,8 г дихромата калия и 30,4 мл воды. К массе соли добавим 10 %, учитывая массу содержащихся примесей:

m (соли) = 13,8 + 0,1 · 13,8 = 15,2 (г).

2. Наливаем в стакан отмеренное мерным цилиндром рассчитанное количество воды.

3. Взвешиваем на весах рассчитанное количество соли.

4. Растираем соль в фарфоровой ступке.

5. Помещаем растертую соль в стакан с водой и нагреваем раствор почти до кипения на электрической плитке с асбестовой сеткой, перемешивая стеклянной палочкой.

6. Полученный раствор отфильтровываем через складчатый фильтр, используя воронку для горячего фильтрования для удаления нерастворимых примесей.

7. Охлаждаем полученный раствор до 20 °С.

8. Выпавшие кристаллы отфильтровываем через предварительно взвешенный фильтр.

9. Несколько кристалликов полученной соли растворяем в 2 мл дистиллированной воды и добавляем 1–2 капли раствора нитрата серебра для определения наличия хлоридов.

10. Несколько кристалликов полученной соли растворяем в 2 мл дистиллированной воды и добавляем 1–2 капли раствора хлорида бария для определения наличия сульфатов.

11. Если образуются осадки хлорида серебра и/или сульфата бария, то проводим повторную перекристаллизацию, предварительно рассчитав количество воды, необходимое для приготовления насыщенного при 60 °С раствора, содержащего полученную массу соли.

12. Перекристаллизованный чистый дихромат калия на фильтре помещаем в фарфоровую чашку и высушиваем в сушильном шкафу при 60 °С до постоянной массы (взвешивание проводим каждые 15–20 минут, если после 2 взвешиваний масса не изменилась, то соль высушена).

13. Определяем массу полученной соли, отняв из массы соли с фильтром массу фильтра.

14. Рассчитываем практический выход:

В отчете описать опыт, привести результаты расчетов, объяснить причины потерь дихромата калия в процессе перекристаллизации. В выводе сформулировать сущность, область применения, достоинства и недостатки метода перекристаллизации.

Контрольные задания и вопросы:

1. Расположите маркировку химических реактивов по повышению степени чистоты: «осч», «хч», «ч», «чда».

 2. На различии каких свойств (химических или физических) основаны методы очистки веществ: декантация, фильтрование, возгонка?

 3. Как можно ускорить очистку веществ методами декантации и фильтрования?

4. Как можно очистить углекислый газ от примесей паров воды и сернистого газа (SO2)?

РАЗДЕЛ 2. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

ИССЛЕДОВАНИЕ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

Химические процессы, протекающие с выделением или поглощением теплоты, называются соответственно экзотермическими или эндотермическими, а количество выделившейся или поглощенной теплоты  – тепловым эффектом процесса. Знак «минус» соответствует уменьшению энтальпии системы (экзотермический эффект). Знак «плюс» - увеличению энтальпии (эндотермический эффект). Основой термохимических расчетов служат закон Гесса и следствия из него.

Закон Гесса: Тепловой эффект химической реакции зависит  от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути ее проведения.

Следствие из закона Гесса: Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

ΔHх.р. =  - ,

где  - сумма теплот образования продуктов реакции,

 - сумма теплот образования исходных веществ.

Теплота образования – тепловой эффект реакции образования 1моля сложного вещества из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях. Стандартная теплота образования обозначается ΔНо298 или ΔНо ( р=101,3 кПа, Т=298К). Теплоты образования простых веществ принимаются равными нулю.

Тепловой эффект химической реакции, можно определить опытным путем с помощью калориметрических измерений.

Согласно теории электролитической диссоциации нейтрализация любой сильной кислоты любым сильным основанием в разбавленном растворе отвечает уравнению Н++ ОН–  = Н2О.  Количество тепла, выделяющегося при взаимодействии одного моль - эквивалента сильной кислоты с одним моль-эквивалентом сильного основания, называется теплотой нейтрализации.

Возможность самопроизвольного протекания реакции при Р, Т=const определяют с учетом изменения энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала) ΔG.

ΔG =ΔH-TΔS,

где ΔH- изменение энтальпии, Т-температура, ΔS- изменение энтропии.

Изменение энтропии можно также рассчитать по следствию из закона Гесса:

ΔS =  - ,

 где  - сумма стандартных энтропий продуктов реакции,

 - сумма стандартных энтропий исходных веществ.

Если ΔG<0, то реакция протекает самопроизвольно. Если ΔG>0, то процесс самопроизвольно проходить не может.

Экспериментальное определение тепловых эффектов химических реакций проводят в специальных устройствах – калориметрах.

Калориметр представляет собой сосуд, снабженный теплоизолирующей рубашкой для уменьшения теплообмена с окружающей средой. Простейший калориметр (рисунок 9) состоит из двух стаканов: наружного (4) и внутреннего (3) – собственно калориметра, установленного на теплоизолирующей подставке и снабженного крышкой (5) с отверстиями для термометра (6), воронки (2) и мешалки (1). Чтобы свести потери тепла к минимуму, внутренний стакан не должен касаться стенок внешнего.

Количество теплоты, выделившейся или поглощённой в ходе реакции, определяется по известной формуле:

Q = К·ΔТ, (1)

где К – теплоемкость калориметра, ΔТ – изменение температуры в ходе реакции.

По физическому смыслу теплоемкость калориметра есть количество теплоты, необходимое для нагрева всех его частей на один градус. Она складывается из теплоемкости раствора, который находится во внутреннем стакане (Cр·mр), и теплоемкости самого стакана (Cст·mст):

К = Cp·mp + Cст·mст (2)

Поскольку концентрация раствора мала, удельная теплоемкость раствора принимается равной теплоемкости воды, т.е. 4,18 Дж/(г·К); масса раствора известна и теплоемкость раствора может быть вычислена. Однако теплоемкость стакана неизвестна, и её необходимо определить экспериментально. Поэтому данная работа выполняется в два этапа:

1) определение теплоемкости калориметра (лабораторная работа № 1);

2) определение теплоты реакции ( лабораторная работа № 2).

Калориметрическая установка может работать в ручном режиме или с компьютером. При работе в ручном режиме значения температуры выдаются на дисплей измерительного преобразователя ЭКСПЕРТ – 001 – 3, записываются  и обрабатываются пользователем самостоятельно. На основании температурных измерений строится график в координатах  время – температура, 0С.

Экспериментальная часть №1.

Целью работы является определение теплового эффекта реакций гашения извести.

Лабораторная работа № 1. Определение теплоемкости калориметра с помощью горячей воды

Приборы и оборудование: Калориметрическая установка "Эксперт-001", измерительный преобразователь "ЭКСПЕРТ-001-3", мерный цилиндр, химический стакан.

 Реактивы и материалы: вода.

ИНСТРУКЦИЯ ПО РАБОТЕ С ПРИБОРОМ "Эксперт-001"

Перед началом работы проверьте правильность подключения соединительных кабелей калориметрической установки (рис.10):

• датчик температуры и нагреватель (двойной черный провод) подключаются через общий разъем к верхнему правому разъему (на рисунке слева) блока питания (номер на разъеме должен совпадать с номером на нижней крышке измерительного преобразователя "ЭКСПЕРТ-001-3").
• Блок питания (нижний правый разъем - на рисунке слева) подключается к измерительному преобразователю "ЭКСПЕРТ-001-3" (нижний правый разъем - на рисунке слева) посредством короткого соединительного кабеля.
• Магнитная мешалка присоединяется к блоку питания (левый верхний разъем - на рисунке справа).
• Блок питания подключается к розетке 220 В.
• измерительный преобразователь "ЭКСПЕРТ-001-3" (левый нижний разъем - на рисунке справа) соединяется кабелем с компьютером (разъем на стойке лабораторного стола)

Рис.10: Калориметрическая установка. Вид сзади. Схема подключения кабелей.

Последовательность проведения работы:

 1. Записать температуру калориметра (Т1).

 2. С помощью мерного цилиндра набрать в стакан 100 мл воды, нагретой до 50–60 °С, температуру измерить с точностью до десятых долей градуса и записать (Т2). Быстро вылить нагретую воду во внутренний стакан калориметра. Постоянно перемешивая, через каждую минуту замерять температуру воды в калориметре и показания термометра заносить в таблицу 3:

Таблица 3

В ходе измерений наблюдается три периода:

1) температура в калориметре быстро уменьшается (нагревается внутренний стакан калориметра);

2) температура стабилизируется (наступает тепловое равновесие);

 3) температура медленно уменьшается (за счет рассеивания тепла). Для расчетов теплоемкости брать температуру второго периода, остающуюся постоянной в течение 2–3 мин. Эту температуру назовём равновесной и обозначим символом θ (греч. «тэта»).

Количество тепла, сообщенное калориметру нагретой водой, определяется по уравнению:

Q = CH2O ⋅m H2O  ⋅ (T2 - θ ) (3)

 Количество теплоты, поглощенное калориметром, определяется по уравнению:

Q = K·(θ – Т1) (4)

Поскольку левые части уравнений (3) и (4) равны, то приравниваем правые части и получаем формулу для расчета теплоемкости калориметра:

   (5)

Определяемая по формуле (5) величина К измеряется в Дж/град.

Вычисление теплоемкости калориметра.

 Приблизительное значение теплоемкости калориметра может быть вычислено по формуле (2). Для этого внутренний стакан калориметра взвешивается на технохимических весах, рассчитанных на максимальную нагрузку до 500 г, а удельная теплоемкость стекла, из которого изготовлен стакан, принимается равной 0,78 Дж/(г·К).

Лабораторная работа №2. Определение теплоты реакции гашения извести

Цель работы: Опытным путем определить тепловой эффект реакции гашения извести. Проверить применимость термодинамических функций для определения направления самопроизвольного протекания реакции.

Приборы и оборудование: Калориметрическая установка "Эксперт-001", измерительный преобразователь "ЭКСПЕРТ-001-3", мерный цилиндр, химический стакан.

 Реактивы и материалы: вода, оксид кальция.

Реакцией гашения извести называется взаимодействие оксида кальция с водой, которое сопровождается выделением тепла и описывается уравнением:

CaO(к) + H2O(ж) = Ca(OH)2    

Последовательность проведения работы:

 1. Во внутренний стакан калориметра налить 100 мл воды, выдержанной в комнате, температуру воды записать (Т).

2. На технохимических или электронных весах взять навеску оксида кальция от 5 до 10 г.

 3. Всыпать оксид кальция в калориметр. Постоянно перемешивая, через каждую минуту замерять температуру и записывать её в таблицу 4.

Таблица 4

В ходе опыта наблюдается три периода: 1) температура повышается, так как идет экзотермическая реакция; 2) температура на некоторое время стабилизируется; 3) температура понижается из-за рассеивания тепла.

Для вычисления брать температуру второго периода. Ход вычислений.

1. Вычислить количество тепла, выделившегося в калориметре по формуле

Q = К·ΔT = К·(θ – T),

где К – теплоемкость калориметра, определенная в опыте 1 (или вычисленная); θ – температура второго периода.

2. Исходя из молярной массы и навески оксида кальция, пересчитать полученный результат на тепловой эффект реакции, обозначив его ΔН0оп и выразив его в кДж/моль.

 3. Исходя из энтальпии образования оксида кальция (–635,5 кДж/моль), воды (–285,3 кДж/моль) и гидроксида кальция (–986,6 кДж/моль), вычислить теоретическое значение теплового эффекта реакции ΔН0теор.

 4. Вычислить погрешность опыта (в %) по формуле

В отчете описать опыт, привести результаты расчетов. В выводе сформулировать сущность определение теплоты реакции гашения извести.

Контрольные вопросы и задания:

1. Как называются реакции, идущие с выделением тепла, с поглощением? Какой знак имеют значения их энтальпий?

2. Почему энтальпия взаимодействия гидроксида натрия с различными сильными кислотами имеет одинаковое значение?

3. Вывести формулу для расчета постоянной калориметра, зная удельную теплоемкость стеклянного стакана и раствора. Почему в расчет не входит масса внешнего стакана?

4. Почему процесс нейтрализации всегда происходит с выделением тепла, а растворение твердых солей не всегда?

5. Экспериментально установлено, что при взаимодействии 2,3 г натрия с водой выделяется 14,0 кДж теплоты. Вычислите энтальпию реакции.

ИССЛЕДОВАНИЕ СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

        Превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и свойств, называются химическими реакциями или химическими взаимодействиями. При химических реакциях не происходит изменения состава ядер атомов.

        Явления, при которых изменяется форма или физическое состояние веществ или изменяется состав ядер атомов, называются физическими. Примером физических явлений является термическая обработка металлов, при которой происходит изменение их формы (ковка), плавление металла, возгонка иода, превращение воды в лед или пар и т.д., а также ядерные реакции, в результате которых из атомов одних элементов образуются атомы других элементов.

        Химические явления могут сопровождаются физическими превращениями. Например, в результате протекания химических реакций в гальваническом элементе возникает электрический ток.

       Химические реакции классифицируют по различным признакам.

1. По знаку теплового эффекта все реакции делятся:

• на эндотермические (протекающие с поглощением теплоты)
• и экзотермические (протекающие с выделением теплоты)

2. По способности протекать только в прямом направлении, а также в прямом и обратном направлении различают необратимые и обратимые химические реакции.

3.По наличию или отсутствую катализаторов различают каталитические и некаталитические реакции.

4. По механизму протекания химические реакции делятся на ионные, радикальные и др. (механизм химических реакций, протекающих с участием органических соединений, рассматривается в курсе органической химии).

5. По состоянию степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ различают реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, и с изменением степени окисления атомов (окислительно–восстановительные реакции) .

6. По изменению состава исходных веществ и продуктов реакции различают реакции соединения, разложения, замещения и обмена. Эти реакции могут протекать как с изменением, так и без изменения степеней окисления элементов.

7. По агрегатному состоянию исходных веществ и продуктов реакции различают:

• гомогенные реакции, в которых все вещества находятся в одной фазе:

2 KOH(p-p) + H2SO4(p-p) = K2SO(p-p) + 2 H2O(ж),

CO(г) + Cl2(г) = COCl2(г) ,

SiO2(к) + 2 Mg(к) = Si(к) + 2 MgO(к) .

• гетерогенные реакции, вещества в которых находятся в различных фазах:

СаО(к) + СО2(г) = СаCO3(к) ,

CuSO4(р-р) + 2 NaOH(р-р) = Cu(OH)2(к) + Na2SO4(р-р) ,

Na2SO3(р-р) + 2HCl(р-р) = 2 NaCl(р-р) + SO2(г) + H2O(ж).

Скорость гомогенной реакции определяется изменением концентрации одного из веществ, участвующих  в процессе, за единицу времени.

Vср.=|ΔС/Δτ|

 Если реагирующие вещества находятся в разных агрегатных состояниях, реакция называется гетерогенной. Они протекают на поверхности раздела фаз, и их скорость измеряется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени на единице поверхности.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации реагентов, температуры, давления и т.д.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс: При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам.

В качестве символа концентрации в химической кинетике используется следующее обозначение: СА = [А].  Поэтому, например, выражение закона действующих масс для реакции:

2KJO3 + 5Na2SO3 + H2SO4 = J2 + K2SO4 +5Na2SO4 + H2O

может быть записано следующим образом:

V = k[KJO3]2 [Na2SO3]5 [H2SO4],

где k – константа скорости реакции, учитывающая свойства реагирующих веществ и температуру опыта. Сумма показателей степеней в математическом выражении скорости реакции называется порядком реакции. Часто порядок реакции отличается от предсказываемого законом действующих масс. Это обусловлено тем, что реакция протекает через несколько промежуточных стадий. Скорость реакции ограничивается самой замедленной стадией.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза.

 ,

где Vtи Vt- скорость реакции при температурах t2 и t1,

γ- температурный коэффициент скорости реакции.

Относительную скорость реакции можно определить, сравнивая время, необходимое для образования одинакового количества вещества при разных условиях опыта.

Экспериментальная часть № 2.

Лабораторная работа № 1. Исследование зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

Цель работы: Изучить влияние концентрации тиосульфата натрия  на скорость реакции : Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S↓ +SO2↑ + H2O

Проверить справедливость закона действующих масс для данной реакции.

Реактивы: Раствор тиосульфата натрия  Na2S2O3 (2%), раствор серной кислоты H2SO4 (2%), вода дистиллированная.

Последовательность проведения работы:

В четырех пробирках приготовить растворы тиосульфата натрия разной концентрации (см. табл.6). С этой целью в каждую пробирку поместить с помощью пипетки n капель раствора тиосульфата натрия в соответствии с таблицей 6 и добавить дистиллированную воду так, чтобы общее количество капель в пробирке было равно 10. Относительная концентрация раствора  -  это отношение количества тиосульфата натрия к общему количеству раствора. В пробирку с наибольшей концентрацией добавить две капли раствора серной кислоты. Зафиксировать время от начала реакции до начала помутнения. Аналогичным образом провести опыт при других концентрациях и занести результаты в таблицу 6. Рассчитать скорости реакций при различных концентрациях тиосульфата натрия и занести в таблицу 6. Построить график зависимости скорости реакции от концентрации раствора тиосульфата натрия (Вид зависимости представлен на рис.11). Написать выражение закона действующих масс для данной реакции        

Таблица 6

Рис 11. График зависимости скорости реакции от концентрации раствора

В отчете описать опыт, привести результаты расчетов и сформулировать вывод.

Лабораторная работа № 2.  Влияние величины поверхности реагирующих веществ на скорость химических реакций в гетерогенной системе

Приборы и оборудование: фильтрованная бумага, стеклянная палочка пробирка.

Реактивы: мел, соляная кислота 1,19 г/мл.

Опыт 1. Растворение карбоната кальция в соляной кислоте.

CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2     +H2O

Последовательность выполнения работы:

 Взять два, по возможности одинаковых, кусочка мела с горошину. Один из них положить на кусочек фильтрованной бумаги и стеклянной палочкой измельчать его в порошок. Этот порошок поместить в пробирку. Второй кусок мела целиком опустить в другую пробирку. В обе пробирки одновременно добавить одинаковое количество 10-20 капель соляной кислоты плотностью 1,19 г/мл. Наблюдать полное растворение мела. В отчете описать опыт и сформулировать вывод.

Контрольные задания и вопросы:

 1. По какому признаку реакции подразделяются на простые и сложные, гомогенные и гетерогенные?

 2. Какие реакции называются сложными? Какая стадия сложной реакции является лимитирующей?

 3. Перечислите факторы, от которых зависит скорость реакции.

4. Как формулируется и как записывается в математическом виде правило Вант-Гоффа?

5. Какая энергия называется энергией активации? Как она влияет на скорость химической реакции? Зависит ли она от температуры?

ИССЛЕДОВАНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

Реакции, протекающие в двух взаимно противоположных направлениях, называют обратимыми. При написании их уравнений знак равенства заменяют знаком    обратимости . Например, N2 + 3H2    2NH3.  В ходе обратимой реакции может наступить момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми. Такое состояние реакционной системы называется химическим равновесием. Равенство скоростей – это необходимое и достаточное кинетическое условие любого химического равновесия, его критерий.

 Химическое равновесие является динамическим и характеризуется постоянным для данных условий соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих во взаимодействии.

Для реакции аА + вВ   сС  + dD константа равновесия выражается равенством

,

где [А],[В],[С],[D] - равновесные концентрации, моль/л;

а, в, с, d – стехиометрические коэффициенты.

Величина К зависит от природы реагирующих веществ, температуры и не зависит от исходных концентраций веществ в системе. Со стандартным для данной реакции изобарно – изотермическим потенциалом ΔGо константа равновесия связана соотношением:

ΔGо = – RTlnK,

где R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль∙К);

Т – абсолютная температура, К;

К – константа равновесия.

Система находится в равновесии, если сохраняются постоянными условия (концентрация, температура, давление), при которых оно установилось. При изменении  одного из условий система переходит в неравновесное состояние, после чего происходит перераспределение концентраций, называемое смещением или сдвигом химического равновесия, и устанавливается «новое» состояние равновесия.

Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье:  Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в направлении, ослабляющем это воздействие.

Так, повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону реакции, идущей с поглощением тепла, т.е. эндотермической, а понижение – в сторону экзотермической.

Повышение давления смещает  равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением числа газообразных молекул, т.е. с понижением давления, и наоборот, понижение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с повышением давления.

Уменьшение концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, приводит к смещению равновесия в сторону образования этого вещества, а увеличение – в сторону его расхода.

Экспериментальная часть № 3.

Лабораторная работа № 1. Исследование влияния концентраций исходных веществ и продуктов реакции на химическое равновесие

Цель работы:

1. Изучить влияние концентраций исходных веществ и продуктов реакции на положение химического равновесия.
2. Проверить принцип Ле Шателье.

Реактивы: Раствор хлорида железа (III), насыщенный FeCl3(насыщ.);  раствор хлорида железа, разбавленный FeCl3(разб.);  раствор  роданида калия, насыщенный KCNS(насыщ.); раствор роданида калия, разбавленный KCNS(разб.);  твердое вещество: хлорид калия  KCl.

Последовательность проведения работы:

В четыре пробирки внести по 10 капель разбавленного раствора хлорида железа (III), потом в каждую из них добавить по две капли разбавленного раствора роданида калия.

FeCl3 + 3 KCNS  Fe(CNS)3 + 3KCl

Одну пробирку оставить для сравнения, во вторую внести 1-2 капли насыщенного раствора хлорида железа (III), в третью 2-3 капли насыщенного раствора роданида калия, в четвертую  2-3  микрошпателя кристаллического хлорида калия.

Записать наблюдения об изменении окраски растворов (Табл.7). Написать  выражение константы равновесия для изучаемой реакции. Используя принцип Ле Шателье, сделать вывод о направлении смещения равновесия.

Таблица 7.

Контрольные задания и вопросы:

1. Напишите выражение для константы равновесия реакции

Н2 + I2  2HI

Как изменится константа равновесия при увеличении концентрации продукта реакции (иодоводорода) в 2 раза?

2. Для реакции Na2CO3(к) + СО2(г) + Н2О(г)  2NaHCO3(к) записать выражение для константы равновесия через равновесные концентрации (КС) и равновесные парциальные давления (КР).
3.  Как повлияет на равновесие обратимой реакции увеличение давления?

Fe2O3(к) + 3CO(г)   2Fe(к) + 3СО2(г)

4. Какие условия (температура, давление, концентрации участников реакции, катализатор) необходимы для повышения выхода хлора по обратимой реакции: 4HCl(г) + О2(г)   2Cl2(г) + 2Н2О(г);      ΔН° = –116

Раздел 3. РАСТВОРЫ

ПРИГОТОВЛЕНИЕ И ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА

Раствором называется гомогенная система переменного состава, образованная двумя или несколькими компонентами.  Одним из компонентов раствора является растворитель, другим (или другими) – растворенное вещество.

Количественное соотношение между растворителем и растворенным веществом выражается концентрацией. Применяются несколько способов выражения концентраций растворов:

Процентная концентрация C% – отношение массы растворенного вещества к массе раствора.  

,

где m – масса раствора;

mA – масса растворенного вещества;

mB – масса растворителя.

Молярная доля N – отношение числа молей растворенного вещества к сумме числа молей растворенного вещества и растворителя.

,

где nA – число молей растворенного вещества;

nB – число молей растворителя.

Число молей вещества равно отношению массы вещества m  к его молярной массе М

.

Молярная концентрация СМ – отношение количества растворенного вещества к объему раствора или число молей растворенного вещества в 1 л  (1 дм3) раствора.

,

где V – объем раствора, л.

Моляльная концентрация  - отношение количества растворенного вещества к массе растворителя или число молей растворенного вещества в 1000 г растворителя.

Нормальная концентрация CN – отношение количества эквивалентов растворенного вещества к объему раствора или число молей эквивалентов растворенного вещества в 1 л (1 дм3) раствора.

,

где nЭ – число молей эквивалентов.

Число молей эквивалентов вещества равно отношению массы вещества m к массе моля эквивалентов вещества mЭ

.

Примеры расчета массы моля эквивалентов mЭ для различных веществ приведены в таблице 3.

Согласно закону эквивалентов вещества взаимодействуют в эквивалентных количествах.

n= n

Для веществ, реагирующих в растворах,  закон эквивалентов можно записать в виде:              ,

где и - нормальные концентрации взаимодействующих растворов 1 и 2; V1 и V2 – объемы растворов 1 и 2.                                         

Таблица 8.

Примеры расчета массы моля эквивалентов mЭ для различных классов соединений

Для оценки реакции среды в растворах пользуются величиной водородного показателя рН. По определению водородный показатель равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода.

рН = - lg[H+],

где [H+] – концентрация ионов водорода, моль/л.

Если рН = 7 – среда нейтральная, рН < 7 – среда кислая, рН > 7 – щелочная среда.        

Способов приготовления растворов много, но каждый из них обладает своими преимуществами и недостатками. Например, приготовление раствора по «правилу креста» не требует сложных расчетов, но довольно велика относительная погрешность приготовления (до 10 %). Раствор можно приготовить с помощью фиксанала. Фиксанал – это герметично запаянная стеклянная ампула с точно взятой навеской сухого вещества или точным объемом кислоты. В этом случае достигается самая высокая точность концентрации приготовления, но из-за высокой стоимости фиксаналов растворы на их основе готовят в редких случаях – для проведения особо точных анализов. Наиболее оптимальным является способ, когда более концентрированный раствор разбавляют водой до заданной концентрации. Это простой способ, позволяющий готовить растворы с довольно высокой точностью. Для приготовления раствора необходимо знание различных способов выражения концентрации и умение переходить от одного способа к другому. При переходе от массовой доли и моляльности к остальным способам выражения концентрации необходимо знать плотность раствора, которая определяется опытным путем с помощью ареометра. Ареометр – это прибор для измерения плотности жидкостей. Он представляет собой запаянную стеклянную трубку с грузом на конце и со шкалой. Шкала градуирована в единицах плотности (кг/м 3 или г/л). Когда ареометр погружен в жидкость, то уровень её поверхности совпадает с тем делением на шкале, которое указывает плотность этой жидкости. Зная плотность раствора, можно в справочной литературе найти массовую долю растворенного вещества. Например, для раствора гидроксида натрия имеются такие данные:

Таблица 9.

Неизвестную концентрацию растворов можно определить методом титрования. Титрованием называется процесс контролируемого постепенного прибавления раствора известной концентрации (титранта) к раствору вещества, заданного объема, концентрацию которого нужно определить. Цель титрования заключается в добавлении титранта в количестве, эквивалентном количеству реагирующего с ним вещества. Это условие достигается в точке эквивалентности (т.э.).

С помощью различных индикаторов определяют кислотность или щелочность раствора. На этом явлении основано определение неизвестной концентрации раствора какого-нибудь основания или кислоты с помощью добавления раствора кислоты или основания известной концентрации.

Для проявления окраски достаточно добавить в исследуемый раствор всего лишь 1-2 капли 0,1% раствора индикатора. 

Экспериментальная часть № 1.

Лабораторная работа № 1.  Приготовление и определение концентрации раствора

Целью работы является:

 1) определение с помощью ареометра плотности раствора гидроксида натрия и массовой доли растворенного вещества,

2) приготовление раствора гидроксида натрия заданной концентрации,

3) определение методом титрования концентрации приготовленного раствора.

Приборы и оборудование: стеклянный мерный цилиндр, ареометр, мерная колба, мерная бюретка, штатив, коническая колба, мерная пипетка

Реактивы и материалы: раствор гидроксида натрия, индикатор метилоранж или фенолфталеин.

Опыт 1. Определение плотности раствора ареометром 

Последовательность проведения работы:

Получить у лаборанта раствор гидроксида натрия и налить его в стеклянный мерный цилиндр емкостью 250 мл. В раствор осторожно опустить ареометр. Записать показания ареометра (во время снятия показаний ареометр не должен касаться стенок цилиндра). По таблице плотности определить массовую долю растворенного вещества в исследуемом растворе. Если показания ареометра не совпадают с табличными данными, то массовую долю определить методом интерполяции. Метод интерполяции заключается в определении промежуточного, между табличными, значения искомой величины. Предположим, что при помощи ареометра определена плотность раствора гидроксида натрия 1,125. По методу интерполяции расчет проводят в следующем порядке.

1. По таблице плотностей находят меньшее и большее значения массовой доли NaOH и плотности растворов:

 меньшее значение ω = 9,19 %,          меньшее значение ρ = 1,10 г/мл;

большее значение ω = 13,73 %,         большее значение ρ = 1,15 г/мл.

2. Находят разность между табличными значениями плотностей и концентраций: 1,15 – 1,10 = 0,05 (г/мл), 13,73 – 9,19 = 4,54 (%)

3. Находят разность между значением плотности, определенной ареометром, и меньшим табличным: 1,125 – 1,100 = 0,025 (г/мл)

4. Составляют пропорцию и решают её:

4,54 (%)    –   0,05 (г/мл)

         Х        –   0,025 (г/мл)

x = 5%.

Найденное число прибавляют к меньшему табличному значению массовой доли и получают массовую долю гидроксида натрия в растворе с плотность 1,125:

9,19 + 2,27 = 11,46 %

Опыт 2. Приготовление раствора заданной концентрации

Последовательность проведения работы:

1. Получить от преподавателя задание на приготовление раствора методом разбавления того раствора, массовая доля которого была определена при помощи ареометра в первом опыте. Обычно дается задание приготовить раствор гидроксида натрия объёмом 250 мл с эквивалентной концентрацией 0,08 н., 0,09 н., 0,1 н., 0,11 н. и т. д. Раствор готовят в мерных колбах, разбавляя раствор первого опыта водой.

2. Вычислить объем раствора щелочи, массовая доля которого была определена при помощи ареометра, необходимый для приготовления заданного раствора объёмом 250 мл.

3. Мерным цилиндром или бюреткой отмерить необходимый объем раствора щёлочи. Вылить раствор в мерную колбу. Дважды ополоснуть цилиндр дистиллированной водой, слить воду в ту же колбу.

4. Содержимое колбы разбавить до метки водой. Разбавление вначале можно вести быстро, но в конце добавлять воду следует по каплям из капельницы. Разбавление можно считать законченным, когда нижний уровень мениска жидкости коснется метки на колбе.

5. Закрыть колбу пробкой и перемешать раствор, многократно переворачивая колбу. Приготовленный раствор использовать в следующем опыте.

Опыт 3. Титрование раствора

Последовательность проводимой работы:

1. В мерную бюретку, закрепленную в штативе, налить раствор кислоты с эквивалентной концентрацией 0,1 моль/л (0,1 н.). Этот раствор называется рабочим раствором.

 2. В три конические колбы внести с помощью мерной пипетки по 10 мл раствора NaOH, приготовленного в предыдущем опыте, добавить в каждую колбу по одной капле индикатора метилоранжа или фенолфталеина.

3. Из бюретки медленно, по каплям, прибавлять раствор кислоты к раствору щелочи до изменения окраски индикатора. По окончании титрования записать объем кислоты, использованной на титрование.

4. Опыт повторить еще два раза, каждый раз предварительно доливая раствор кислоты в бюретку до нулевого деления.

5. Рассчитать средний объем кислоты, использованной на титрование, и эквивалентную концентрацию щелочи. Вычислить титр раствора.

6. Сопоставить концентрацию приготовленного раствора, найденную методом титрования, с заданным значением. Рассчитать погрешность, допущенную при приготовлении раствора, в выводе указать возможные причины погрешности опыта.

Ионообменные реакции

Электролитическая диссоциация

В 1887 г. шведский ученый С. Аррениус выдвинул гипотезу электролитической диссоциации, согласно которой при растворении электролитов в воде происходит их распад на положительно и отрицательно заряженные ионы.

Вещества, молекулы которых в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами. Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток.

Вещества, молекулы которых в растворах или расплавах на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.

К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и почти все соли, к неэлектролитам – многие органические соединения, например, спирты, эфиры, углеводы, и т.д.

Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с диссоциацией протекает обратный процесс соединения ионов (ассоциация). Поэтому при написании уравнений реакции диссоциации электролитов в особенности в концентрированных растворах ставят знак обратимости . Например, диссоциацию хлорида калия в концентрированном растворе следует записывать в виде:  

КС1  К+ + С1–.

Рассмотрим механизм электролитической диссоциации. Легче всего в полярных растворителях диссоциируют вещества с ионным типом связи. При их растворении, например, в воде полярные молекулы Н2О притягиваются своими положительными полюсами к анионам, а отрицательными полюсами – к катионам. В результате связь между ионами ослабевает, и электролит распадается на гидратированные ионы, т.е. ионы, связанные с молекулами воды. Аналогичным образом диссоциируют электролиты, образованные молекулами с ковалентной полярной связью (НС1, НBr, H2S).

Количественной характеристикой диссоциации электролита на ионы в растворе является степень диссоциации. Степень диссоциации α - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N' к общему числу растворенных молекул N. Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1, то электролит полностью распадается на ионы. Согласно современным представлениям теории растворов электролиты делятся на две группы: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные).

Для неассоциированных (сильных) электролитов в разбавленных растворах α = 1 (100%), т.е. в растворах они существуют исключительно в виде гидратированных ионов.

Ассоциированные электролиты можно условно разделить на три группы:

• слабые электролиты существуют в растворах в основном в виде недиссоциированных молекул; степень их диссоциации невелика;
• ионные ассоциаты образуются в растворах в результате электростатического взаимодействия ионов; как выше уже отмечалось, ассоциация имеет место в концентрированных растворах хорошо диссоциирующих электролитов; примерами ассоциатов являются ионные пары (К+Cl–,СаС1+), ионные тройники (K2Cl+, KCl2) и ионные квадруполи (K2Cl2, KCl32–, K3Cl2+);
• ионные и молекулярные комплексы, (например, [Cu(NH3)4]2+, [Fe(CN6)]3) которые незначительно диссоциируют в воде.

К сильным электролитам в водных растворах относятся большинство солей, щелочи, ряд минеральных кислот (НС1, HBr , НNО3, H2SO4, НС1O4 и др.). К слабым электролитам принадлежат почти все органические кислоты, некоторые неорганические кислоты, например, H2S, HCN, H2CO3, HСlO и вода.

Реакции ионного обмена в растворах

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов происходят не между молекулами, а между ионами. Для отражения сущности таких реакций используют так называемые ионные уравнения. При составлении ионных уравнений следует руководствоваться следующими правилами:

1. Малорастворимые и мало диссоциированные вещества, а также газы записываются в молекулярной форме.
2. Сильные электролиты, практически полностью диссоциированные в водном растворе, записывают в виде ионов.
3. Сумма электрических зарядов в правой и левой частях ионного уравнения должна быть равной.

В растворах электролитов реакции протекают между ионами, поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их уравнений в ионно-молекулярном виде. В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а сильные электролиты – в виде ионов. Например, реакции нейтрализации записываются так:

HCl + KOH = KCl + H2O – молекулярное уравнение

H+ + OH-= H2O – ионно-молекулярное уравнение,

 из которого следует, что сущность этого процесса сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид-ионов слабого электролита – воды. Уравнения реакций:

BaCl2 + H2SO4 = + BaSO4↓ + 2HCl

Ba(NO3)2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaNO3

 сводятся к одному и тому же процессу образования малорастворимого вещества – сульфата бария:

Ba2+ + SO42- = BaSO4↓

Эти примеры показывают, что ионообменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию малорастворимых веществ (осадков или газов) или молекул слабых электролитов:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑

CO32-+ 2H+ = H2O + CO2↑

В тех случаях, когда малорастворимые вещества или слабые электролиты имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциирующих веществ.

Экспериментальная часть № 2.

Целью работы является: проведение необратимых и обратимых ионообменных реакций в водных растворах и изучение влияния условий взаимодействия на состояние равновесия ионообменных реакций.

Лабораторная работа № 1. Получение малорастворимых веществ

Приборы и оборудование:  пробирки

Растворы и реактивы: раствор хлорида магния, раствор сульфата меди (II), раствор нитрата висмута (III), раствор гидроксида натрия, раствор хлорида хрома (III), соляная кислота, раствор силикат натрия.

Опыт 1. Получение малорастворимых оснований 

А) Последовательность проведения работы:

В три пробирки внести по 2–3 капли растворов солей: хлорида магния, сульфата меди (II) и нитрата висмута (III); в каждую добавить гидроксид натрия до выпадения осадка. Описать опыт. Отметить цвет и зернистость полученных малорастворимых оснований, написать уравнения реакций в и ионно - молекулярном виде.

MgCl2+ 2 NaOH      Mg(OH)2        + 2NaCl

CuSO4 + 2NaOH         Cu(OH)2         +  Na2SO4

Bi(NO)3 + 3NaOH         Bi(OH)3    + 3 NaNO3 

Б) Последовательность проведения работы:

Наполнить 1 /4 часть пробирки раствором хлорида хрома (III), добавить раствор гидроксида натрия по каплям до выпадения осадка. Осадок разделить на две части. В одну пробирку с осадком прилить избыток щелочи, в другую – соляную кислоту. Описать опыт. Написать уравнения реакций в ионно – молекулярном виде.

CrCl3 + 3 NaOH      Cr(OH)3   + 3 NaCl

Cr(OH)3  +3 HCl       CrCl3 + 3H2O

Cr(OH)3  + 3 NaOH     Na3[Cr(OH)6]  

Опыт 2. Получение малорастворимой кислоты

Последовательность проведения работы:

 В пробирку налить несколько капель раствора силиката натрия и прибавлять к нему по каплям соляную кислоту.Наблюдать выпадение гелеобразного осадка метакремниевой кислоты. Написать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Na2SiO3 + 2 HСl    H2SiO3  + 2 NaCl.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Опыт показывает, что не только кислоты и основания, но и растворы некоторых солей имеют щелочную или кислую реакцию. Изменение реакции среды происходит в результате гидролиза растворенного вещества. Гидролиз – это обменное взаимодействие растворенного вещества (например, соли) с водой.

Электролитическая диссоциация солей и воды является причиной гидролиза. Гидролиз происходит в тех случаях, когда ионы, образующиеся при диссоциации соли, способны оказывать сильное поляризующее действие на молекулы воды (катионы) или давать с ними водородные связи (анионы), что приводит образованию малодиссоциированных электролитов.

Уравнения гидролиза солей принято записывать в ионной и молекулярной формах, при этом необходимо учитывать правила написания ионных уравнений реакций обмена.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например, NaNO3, ВаCl2, Na2SO4), при растворении в воде гидролизу не подвергаются. Ионы таких солей не образуют с Н2О слабых электролитов, и растворы этих солей имеют нейтральную реакцию.

Различные случаи гидролиза солей

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, например, CH3COONa, Na2CO3, Na2S, KCN гидролизуются по аниону. В качестве примера рассмотрим гидролиз CH3COONa, приводящий к образованию малодиссоциирующей уксусной кислоты:

СН3СОО– + НОН  СН3СООН + ОН–,

СН3СООNa + НОН  СН3СООН + NaОН.

Поскольку в растворе появляется избыток гидроксид ионов, то раствор принимает щелочную реакцию.

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, например, NH4Cl, FeCl3, Al2(SO4)3гидролизуются по катиону. Примером служит процесс

NH4+ + HOH  NH4OH + H+,

NH4Cl + HOH  NH4OH + HCl.

Гидролиз обусловлен образованием слабого электролита - NH4OH (NH3·H2O). В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается, и в растворе появляется избыток ионов Н+. Таким образом, раствор NH4Cl будет проявлять кислую реакцию.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, например, CH3COONH4, (NH4)2CO3, HCOONH4, гидролизуются и по катиону, и по аниону. Например, при растворении в воде СH3COONH4 образуются малодиссоциирующие кислота и основание:

СH3COO– + NH4+ + HOH  СH3COOH + NH4OH,

СH3COONH4 + HOH  СH3COOH + NH4OH.

В этом случае реакция раствора зависит от силы образующихся в результате гидролиза слабых кислоты и основания. Поскольку в рассматриваемом примере СH3COOH и NH4OH примерно равны по силе, то раствор соли будет нейтральным.

При гидролизе HCOONH4 реакция раствора будет слабокислой, поскольку муравьиная кислота сильнее уксусной.

Гидролиз ряда солей, образованных очень слабыми основаниями и слабыми кислотами, например, сульфида алюминия, протекает необратимо:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S.

4. Ряд обменных реакций в растворах сопровождаются гидролизом и протекают необратимо.

А) При взаимодействии растворов солей двухвалентных металлов (кроме кальция, стронция, бария и железа) с водными растворами карбонатов щелочных металлов в результате частичного гидролиза в осадок выпадают основные карбонаты:

2MgSO4 + 2Na2CO3 + H2O = Mg2(OH)2CO3 + CO2 + 2Na2SO4,

3 Pb(NO3)2 + 3Na2CO3 + H2O = Pb3(OH)2(CO3)2 + CO2 + 6NaNO3.

Б) При смешении водных растворов трехвалентных алюминия, хрома и железа с водными растворами карбонатов и сульфидов щелочных металлов не образуются карбонаты и сульфиды трехвалентных металлов – протекает их необратимый гидролиз и в осадок выпадают гидроксиды:

2AlCl3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Al(ОН)3 + 3СO2 + 6KCl,

2Cr(NO3)3 + 3Na2S + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S + 6NaNO3.

Экспериментальная часть № 3.

Лабораторная работа  №1. Гидролиз солей

Цель работы: изучение на практике взаимодействия солей с водой и написание процесса гидролиза соли в ионно-молекулярной форме.

Приборы и реактивы: 0,1 М растворы ZnSO4, MnSO4, NiSO4, Al2(SO4)3, Co(NO3 )3, CoCl2, CrCl3 NH4Cl, MgCl2, CaCl2, NaNO2, Na2CO3, NaHCO3, NH4HCO3, NH4CH3COO, Na3PO4, Na2HPO4, NaH2PO4, FeCl3, Na2S, NaCl, NaBr, NaI, Na2S, KNO2, 1 М CH3COONa, 0,01 М раствор AgNO3; 1 M раствор Na2S2O3; раствор NH4OH (1:1); набор индикаторов.

Оборудование: Мерные колбы на 100 мл, пробирки, конические пробирки, микропипетки, водяная баня, рН-метр.
Опыт 1. Гидролиз катиона Al3+ 

Последовательность проведения работы:

Приготовьте из 0,1 М раствора Al2(SO4)3 по 50 мл 0,01 и 0,001 М растворов. Налейте в стаканчики на 1/3 –1/2 объема исходный и приготовленные растворы и определите их рН. Результаты занесите в табл.10.

Таблица 10

Опыт 2: Гидролиз аниона NO2–

Последовательность проведения работы:

Приготовьте из 0,1 М раствора KNO2 по 50 мл 0,01 и 0,001 М растворов. Налейте в стаканчики на 1/3 –1/2 их объема исходный и приготовленные растворы и измерьте их рН. Результаты занесите в табл. 11.

Таблица 11

Опыт 3. Определение солей слабых и сильных кислот и оснований по значениям рН растворов

Последовательность проведения работы:

Налейте в стаканчики на 1/3–1/2 объема пять–шесть 0,1 М растворов солей, указанных преподавателем. Определите рН их растворов. Результаты измерения занесите в табл. 12.

Таблица 12

Опыт 4. Равновесия в растворах фосфатов натрия 

Последовательность проведения работы:

Налейте в три стаканчика на 1/2 - 1/3 их объема 0,1 М растворы Na3PO4, Na2HPO4, NaH2PO4. Определите рН. Напишите уравнения реакций гидролиза фосфатов натрия. Объясните полученные результаты.

Опыт 5. Необратимый гидролиз

Последовательность проведения работы:

В коническую пробирку налейте приблизительно по 1мл 0,1 М растворов солей FeCl3 и Na2CO3, CrCl3 и Na2CO3 или Al2(SO4)3 и Na2S. Отметьте наблюдаемое. Напишите уравнения реакций. Какой газ выделяется? Почему гидролиз солей идет до конца?

Опыт 6. Влияние температуры на степень гидролиза ацетата натрия

Последовательность проведения работы:

В две пробирки налейте на четверть их объема 1 М раствор ацетата натрия и добавьте в каждую по 2 капли фенолфталеина. Одну пробирку оставьте в качестве свидетеля, а вторую нагрейте на кипящей водяной бане. Отметьте изменение цвета раствора при нагревании. Охладите пробирку до комнатной температуры и опять отметьте наблюдаемые изменения цвета. Напишите уравнение реакции гидролиза ацетата натрия. Объясните, почему при нагревании цвет раствора с индикатором изменяется. Почему цвет раствора изменяется при охлаждении?

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

Твердые вещества характеризуются различной растворимостью в воде. Наряду с хорошо растворимыми веществами существуют малорастворимые и практически нерастворимые. Однако абсолютно нерастворимых веществ в природе нет. Любое вещество, хотя бы в ничтожной степени, но все же обладает растворимостью. Растворимость вещества оценивается по концентрации его насыщенного раствора. Концентрация насыщенного раствора малорастворимого или практически нерастворимого вещества очень мала, т.е. раствор очень разбавлен. Если растворенное вещество является электролитом, то оно в очень разбавленном растворе практически нацело диссоциировано на ионы (в соответствии с законом разбавления Оствальда).

Рассмотрим равновесие между твердым осадком малорастворимой соли, например АgCl, и её ионами в растворе:

AgCl (т) Ag+(р) + Cl- (р)

Уравнение для константы равновесия имеет вид:

Концентрация твердой фазы [AgCl(т)], как величина постоянная, из выражения для константы равновесия исключается. Тогда константа равновесия определяется только произведением концентраций ионов [Ag+ ] и [Cl- ] и называется произведением растворимости (ПР):

ПР(АgCl) = [Ag+ ][Cl- ]

В общем виде для соединения АmBn 

ПР = [A+ ]m[B- ]n

Величина произведения растворимости характеризует растворимость малорастворимых и практически нерастворимых веществ (электролитов) при постоянной температуре. Значения ПР приведены в справочниках.

Произведение растворимости позволяет вычислить концентрацию насыщенного раствора малорастворимого или практически нерастворимого электролита. Например, для хлорида серебра [Ag+ ] = [Cl- ], следовательно, концентрация насыщенного раствора или, что, то же самое, растворимость (S) вычисляется по формуле:

для PbCl2 – по формуле            

для Са3(РО4)2 – по формуле            

По растворимости можно, в свою очередь, рассчитать объем раствора, необходимый для растворения данной массы, например одного грамма, вещества. Расчет проводится исходя из того, что концентрации насыщенного раствора (S) выражается в моль/л, т.е. по пропорции:

в 1 л растворяется –    S·M г вещества

в х л – 1 г

По значениям ПР можно определять направление протекания ионообменных реакций в растворах в тех случаях, когда и в левой, и в правой частях уравнения реакции находятся малорастворимые или практически нерастворимые вещества.

Экспериментальная часть № 4.

 Целью работы является получение, исследование и с помощью справочных значений произведения растворимости объяснение свойств некоторых малорастворимых и практически нерастворимых веществ.

Лабораторная работа № 1. Сравнение полноты осаждения ионов различными осадителями

Приборы и оборудование:  3 пробирки

Растворы: раствор нитрата свинца (II), раствор КI, раствор K2CrO4, раствора Н2S, раствор хлорида натрия, раствор йодида калия, раствор оксалата бария, раствор оксалата аммония (NH4)2C2O4, раствор хромата калия.

Опыт 1. Осаждение солей свинца (II)

Последовательность выполнения работы:

Поместить в три пробирки по 3 капли раствора нитрата свинца (II), затем добавить в одну пробирку 3–4 капли раствора КI, в другую столько же раствора K2CrO4, в третью – раствора Н2S. Отметить цвет образовавшихся осадков. В отчете описать опыт и составить уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной форме. Исходя из значений ПР полученных соединений (табл. 13), вычислить для каждого концентрацию ионов Pb2+, соответствующую состоянию равновесия с твердой фазой. Вычислить также объем воды, необходимый для растворения одного грамма каждого вещества. Результаты вычислений представить в виде таблицы.

Таблица 13

Pb(NO3)2 +2 KJ  PbJ2 + 2KNO3

2 Pb(NO3)2 +2 K2CrO4  2PbCrO4 + 4KNO3

2 Pb(NO3)2 +2 H2S  2 PbS + 4HNO3

В выводе сравнить растворимость полученных соединений свинца и ответить на вопрос: какой анион – I- , CrO42- или S2−– является наиболее чувствительным реактивом на катионы свинца в качественном анализе?

Лабораторная работа № 2. Переосаждение малорастворимых веществ

Приборы и оборудование:  пробирки

Реагенты и растворы: раствор нитрата серебра (II), раствор йодида калия, раствор сульфида натрия, раствора хромата калия

Опыт 1. Получение йодида серебра из хромата серебра и сульфида серебра из йодида серебра

Последовательность выполнения работы:

В пробирку внести 3 капли раствора хромата калия, добавить 2 капли раствора АgNO3, отметить цвет образовавшегося осадка. После отстаивания осадка удалить раствор пипеткой или фильтровальной бумагой. К осадку добавить 2–3 капли раствора йодида калия и перемешать его стеклянной палочкой. Как изменился цвет осадка? Дополнительно прибавить 3–4 капли раствора сульфида натрия и вновь наблюдать изменение цвета осадка. В отчете описать опыт и написать уравнения всех реакций, протекающих по ходу превращений: AgNO3 → Ag2CrO4↓ → AgI↓ → Ag2S↓ Используя численные значения ПР (табл. 8), объяснить направление протекания каждой реакции.

K2CrO4 + AgNO3 → Ag2CrO4↓

Ag2CrO4 + KI → AgI↓

AgI + Na2S → Ag2S↓

Лабораторная работа № 3. Растворение осадков малорастворимых веществ

Приборы и оборудование:  пробирки

Реагенты и растворы: раствор нитрата серебра (II), раствор йодида калия, раствор хлорида калия, раствор  йодида калия, раствора аммиака.

Последовательность выполнения работы:

Образование растворимых комплексных соединений. В трех пробирках получить осадки хлорида, бромида и йодида серебра взаимодействием растворов соответствующих солей с нитратом серебра (по 2–3 капли каждого реактива). Отметить цвет осадков. К осадкам в каждую пробирку добавить по 2–3 капли раствора аммиака. Размешать содержимое пробирок стеклянной палочкой. В каком случае осадок растворяется быстро и полностью? Осадок какого вещества практически не растворяется? Написать уравнения реакций получения галогенидов серебра. Привести характеристики (ПР, Кд, Кн) соединений, участвующих в реакциях растворения галогенидов серебра в аммиаке:

AgHal + 2NH4OH    [Ag(NH3)2]Hal + 2Н2О

Контрольные задания и вопросы:

1. Приведите формулы для вычисления всех способов выражения концентрации растворов: массовой доли, молярной, эквивалентной, моляльности, титра и мольной доли растворённого вещества.

 2. Выведите формулы перехода от молярной концентрации к массовой доле растворенного вещества, моляльности и титру раствора.

3. Приведите два примера реакций с образованием практически нерастворимых и малорастворимых солей. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

4. Приведите по одному-два примера реакций с образованием практически нерастворимых и малорастворимых кислот и оснований. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

5. Приведите два примера реакций с образованием газообразных малорастворимых в воде веществ. Напишите их уравнения в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

6. Приведите примеры солей, гидролиз которых идет только по катиону, только по аниону, и по катиону и по аниону одновременно. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

7. Приведите примеры солей, гидролиз которых возможен по одной, двум и трем ступеням. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

8. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения совместного гидролиза: а) сульфата хрома (III) и карбоната натрия и б) нитрата алюминия и сульфида калия.

9. Напишите схему гетерогенного химического равновесия между осадком малорастворимой соли Ag2CrO4 и её ионами в растворе. Напишите выражение для константы равновесия этого процесса и произведения растворимости этой соли.

 10. В одномолярном растворе нитрата цинка водородный показатель (рН) равен 2. Чему равна степень гидролиза соли (%)?

11. Вычислите объем воды, в котором может раствориться один грамм сульфата свинца (II), произведение растворимости которого равно 2,0·10–8.

РАЗДЕЛ 4. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

ИЗУЧЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Все химические реакции подразделяются на две группы: 

• протекающие без изменения степеней окисления атомов, например:

2. KOH + H2SO4         K2SO4 + 2 H2O,

• окислительно–восстановительные реакции, идущие с изменением степени окисления, например:

4 N3-H3 + 3 O2o = 2 N2o + 6 H2O2– ,

Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно–восстановительными.

Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом:

Nao – 1e = Na+;

Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом:

So + 2e = S2– ;

Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями. Восстановителями являются атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны.

         Принимая электроны окислитель в процессе протекания реакции восстанавливается, а восстановитель – окисляется. Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот. Таким образом, число электронов, отдаваемых восстановителем, всегда равно числу электронов, принимаемых окислителем.

Степень окисления – это условный (формальный) заряд атома в соединении, рассчитанный в предположении, что оно состоит только из ионов. Степень окисления принято обозначать арабской цифрой сверху символа элемента со знаком “+” или “–” . Например, Al3+, S2–.

Типичными окислителями являются:

1. Простые вещества, атомы которых обладают большой электроотрицательностью. Это, в первую очередь, элементы главных подгрупп VI и VII групп периодической системы: кислород, галогены. Из простых веществ самый сильный окислитель – фтор.

2. Соединения, содержащие некоторые катионы металлов в высоких степенях окисления: Pb4+, Fe3+, Au3+ и др.

3. Соединения, содержащие некоторые сложные анионы, элементы в которых находятся в высоких положительных степенях окисления: [Cr26+O7]2– , [Mn7+O4,]– [N5+O3]– и др.

К восстановителям относят:

1. Простые вещества, атомы которых обладают низкой электроотрицательностью – активные металлы. Восстановительные свойства могут проявлять и неметаллы, например, водород и углерод.

2. Некоторые соединения металлов, содержащие катионы (Sn2+, Fe2+, Cr2+), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления.

3. Некоторые соединения, содержащие такие простые ионы как, например I–, S2– 

4. Соединения, содержащие сложные ионы (S4+O3)2– , (НР3+O3)2– , в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.

Классификация окислительно–восстановительных реакций

 Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления).

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления атомов, которые находятся в различных молекулах. Например:

2 Al + Fe2O3  Al2O3 + 2 Fe,

C + 4 HNO3(конц) = CO2  + 4 NO2+ 2 H2O.

К внутримолекулярным реакциям относятся такие реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одной и той же молекулы, например:

(NH4)2Cr2O7  N2 + Cr2O3 + 4 H2O,

2 KNO3  2 KNO2 + O2.

В реакциях диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) атом (ион) одного и того же элемента является и окислителем, и восстановителем:

Cl2 + 2 KOH  KCl + KClO + H2O,

2 NO2 + 2 NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O.

Экспериментальная часть № 1.

Лабораторная  работа № 1.Окислительно-восстановительные свойства веществ в различных степенях окисления

Цель работы: Исследование окислительных свойств соединений в высших, низших и промежуточных степенях окисления.

Оборудование: пробирки, штативы, шпатели

Реактивы: 0,1   М KMnO4, 0,5 M K2Cr2O7, 1 M Na2SO3, 1 M NaOH, 1 M H2SO4, H2SO4 (d=1,83), бензол, свежеприготовленные растворы хлорной, бромной, иодной воды и 0,3 M Na2S, кристаллические KCl, KBr, KI.

Опыт 1. Окислительные свойства MnO4– в различных средах

Последовательность выполнения работы:

Налейте в три пробирки по 2 капли 0,1   М раствора KMnO4 и по 1 мл дистиллированной воды, затем добавьте в первую пробирку 2 капли 1  М H2SO4, в третью 2 капли 1 M NaOH, потом добавьте во все пробирки по несколько кристаллов KI и по 1 мл бензола. Тщательно встряхните пробирки и дайте им постоять 2–3 минуты. Опишите наблюдаемые явления. Напишите уравнения химических реакций и расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса. Как влияет среда раствора на состав продуктов реакции?

Внимание: После опыта растворы слейте в емкость "для слива".

Опыт 2. Окислительные свойства Cr2O72– в различных средах

Последовательность выполнения работы:

Налейте в две пробирки по 1 капле 0,5   М раствора дихромата калия и по 1 мл дистиллированной воды, затем добавьте в первую пробирку 2 капли концентрированной серной кислоты, а во вторую 2 капли 1   М NaOH. В каждую пробирку внесите на кончике шпателя несколько кристаллов KI или KBr, KCl ( по выбору преподавателя) и по 1 мл бензола. Тщательно встряхните обе пробирки и дайте им постоять 2–3 минуты. Опишите наблюдаемые явления. Напишите уравнения химических реакций и расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса. Как влияет среда раствора на состав продуктов реакции? На основании значений электродных потенциалов сделайте вывод о возможности протекания реакции дихромата калия в стандартных условиях в кислой и щелочной среде с хлоридом калия

Внимание: После опыта растворы слейте в емкость "для слива".

Опыт 3. Окислительные свойства галогенов

Последовательность выполнения работы:

В три пробирки налейте по 2–3 капли свежеприготовленного раствора 0,3  М Na2S, затем добавьте в каждую пробирку по 2 капли 1 M H2SO4 . В первую пробирку прилейте 3 капли хлорной воды, во вторую прилейте 3 капли бромной воды, в третью – 3 капли иодной воды и тщательно перемешайте. Опишите наблюдаемые явления. Напишите уравнения химических реакций и расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса. Каковы возможные продукты окисления сульфид-иона?

Внимание: После опыта растворы слейте в емкость "для слива".

Опыт 4. Восстановительные свойства галогенид-ионов

Последовательность выполнения работы:

 (Опыт выполняется в вытяжном шкафу!)

В три пробирки осторожно налейте по 1 мл концентрированной серной кислоты. Затем в первую пробирку добавьте несколько кристаллов KCl, во вторую пробирку KBr, в третью KI. В каждую пробирку добавьте по 1мл бензола. Тщательно встряхните и дайте постоять 2–3 минуты. Опишите наблюдаемые явления. Напишите уравнения химических реакций и расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса. Объясните усиление восстановительных свойств галогенид-ионов в ряду Cl–< Br–< I– .

Опыт 5. Окислительно-восстановительные свойства сульфит-иона

Последовательность выполнения работы:

Налейте в две пробирки по 2–3 капли 1  М раствора сульфита натрия. В первую пробирку добавьте 2 капли 1 M H2SO4 и 2 капли 0,5 M K2Cr2O7, во вторую пробирку 2 капли дистиллированной воды и 5 капель свежеприготовленного раствора Na2S . Тщательно перемешайте. Опишите наблюдаемые явления. Напишите уравнения химических реакций и расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса.

Контрольные задания и вопросы:

1. Среди веществ – хлорид железа (II), хлорид железа (III), металлическое железо сероводород, сульфит натрия, серная кислота – укажите восстановитель, окислитель и вещество с окислительно- восстановительной двойственностью.

2. Определите стехиометрические коэффициенты в реакциях:

1. NH3+ O2         N2+H2O
2. NH3+ O2         NO+H2O
3. Cu + H2SO4         SO2+ CuSO4 +H2O
4. Cu + HNO3разб.     NO + CuSO4 + H2O
5. Cu + HNO3конц.     NO2 + Cu(NO3)2 + H2O
6. KJ + KMnO4+ H2SO4       J2 + MnSO4 + K2SO4
7. K2SO3 + KMnO4 + H2SO4       MnSO4 + K2SO4+ H2O
8. K2S + KMnO4+ H2SO4          S + MnSO4 + K2SO4+ H2O
9. Na2S + KMnO4+ H2O           S + MnO2 + KOH + NaOH
10. Na2S + Na2Cr2O7 + H2SO4       S + Cr2(SO4)3 + Na2SO4
11. FeCl2 + Na2Cr2O7 + HCl          FeCl3+ CrCl3+ NaCl+ H2O

Гальванические элементы

Электрохимические процессы, как и окислительно-восстановительные реакции (ОВР), связаны с изменением степени окисления веществ, участвующих в реакции. Основное отличие ОВР от электрохимических процессов заключается в том, что процессы восстановления и окисления пространственно разделены и перенос электронов может быть зафиксирован как некоторый ток (в гальваническом элементе, при коррозии) или, наоборот, электрохимический процесс может происходить за счет внешнего источника тока (электролиз).

В любом случае для протекания электрохимической реакции необходима электрохимическая цепь, существенными компонентами которой являются электроды и электролит (водный или неводный).

Под электродами обычно понимают или собственно некий проводник или систему, состоящую из проводника, погруженного в раствор электролита. При контакте металлического проводника с раствором электролита на его поверхности возникает некий заряд, за счет переноса электронов, что приводит к возникновению разности электростатических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом. Эта разность называется электродным потенциалом.

Абсолютную величину электродного потенциала отдельного электрода измерить невозможно, поэтому измеряют всегда разность потенциалов исследуемого электрода и некоторого стандартного электрода сравнения, т.е. составляют электрохимическую цепь. В качестве электродов сравнения для водных сред используют хлорсеребряный или обратимый водородный электрод сравнения. Последний представляет собой платинированную (электрохимическим способом осажденную на платиновую пластину) платину, погруженную в раствор кислоты (серной, соляной) с активностью ионов водорода равной 1, через который продувают водород при давлении 101кПа. В системе устанавливается равновесие

H2(г)  H2(Pt)  2H(Pt)  2H+ +2e(Pt)

Потенциал этого равновесия в указанных условиях принят равным нулю при любых температурах.

Табличные значения стандартных электродных потенциалов (Eo) приведены относительно обратимого водородного электрода. Эти значения нормированы на один электрон и их относят к процессу восстановления:

Ox + ne =Red

В практических работах в качестве электрода сравнения чаще, чем водородный, используют хлорсеребряный электрод. Хлорсеребряный электрод представляет собой серебряную проволоку, электролитически покрытую AgCl, помещенную в насыщенный раствор KCl.

Стандартные электродные потенциалы металлов и водорода, расположенные в порядке их возрастания, составляют ряд стандартных электродных потенциалов металлов, или электрохимический ряд напряжений металлов. Ряд электродных потенциалов дает полезные знания:

1.Металлы, имеющие значения электродного потенциала меньше, чем у водорода, могут растворяться с выделением водорода в кислотах, анионы которых не являются окислителями.

2.Металлы, имеющие большее, чем у водорода, значение стандартного электродного потенциала могут встречаться в природе в самородном виде.

3.Металлы, имеющие меньшее значение электродного потенциала могут вытеснять металлы с большим значением электродного потенциала из растворов их солей.

4.Металлы, имеющие электродный потенциал меньше, чем потенциал реакции

2H2O + 2e = H2 + 2OH- Eo =  –0,83В

в стандартных условиях могут растворяться в воде с выделением водорода.

Гальванический элемент – это химический источник электроэнергии, в котором энергия химической реакции преобразуется в электрическую энергию.

Гальванический элемент состоит из двух электродов – катода и анода, погруженных в растворы электролитов. Электролитами обычно являются соли тех металлов, из которых изготовлены электроды. Электрический контакт между растворами электролитов осуществляется с помощью пористой перегородки или электролитического «мостика», который изготовляется из U-образной стеклянной трубки, заполненной раствором электролита. Такой «мостик» проводит ток благодаря наличию ионов, но препятствует смешиванию электролитов.

Работа гальванического элемента основана на протекающей в нём окислительно-восстановительной реакции, причем процессы окисления и восстановления разделены, они протекают на разных электродах: окисление на аноде, а восстановление на катоде. Электроны движутся во внешней цепи от анода к катоду (от восстановителя к окислителю).

 Главной характеристикой гальванического элемента является его электродвижущая сила (ЭДС). ЭДС – это разность потенциалов электродов в состоянии, когда сила тока равна нулю, т.е. когда между электродами и растворами солей устанавливается химическое равновесие:

Обычно для создания гальванического элемента берут два разных металла, расположенных далеко друг от друга в электрохимическом ряду активности металлов (ряду напряжений), чтобы получить наибольшую ЭДС.

Экспериментальная часть № 2.

Целью работы является изучение электрохимической активности наиболее известных металлов.

Лабораторная работа № 1. Исследование электрохимической активности металлов

Оборудование: пробирки, штативы, шпатели

Реактивы: растворов солей магния, цинка, железа (II), олова (II), свинца (II), меди (II).

Последовательность выполнения работы:

В шесть пробирок налить по 10 капель растворов солей магния, цинка, железа (II), олова (II), свинца (II), меди (II). Опустить в пробирки по кусочку магния, исключая первую пробирку. Отметить изменения, наблюдаемые в пробирках, написать уравнения реакций. Повторить опыт ещё пять раз, опуская цинк, железо, олово, свинец и медь во все пробирки, кроме тех, в которых содержится раствор соли того же самого металла. Написать уравнения наблюдаемых реакций. Опытные данные занести в таблицу 14, поставив знак "+" под ионами металлов в тех случаях, когда эти металлы вытеснялись из их солей, и знак "0", когда вытеснения не происходило. Таблица 14. Способность металлов восстанавливать друг друга из растворов их солей

 В выводе охарактеризовать восстановительную способность изученных металлов и расположить их в ряд по уменьшению этого свойства. Соответствует ли расположение металлов в этом ряду их расположению в ряду электрохимической активности металлов?

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Окислительно–восстановительный процесс, протекающий в растворах или расплавах при пропускании через них постоянного электрического тока, называют электролизом. При этом на положительном электроде (аноде) происходит окисление анионов. На отрицательном электроде (катоде) восстанавливаются катионы.

Рассмотрим в качестве примера электролиз расплава КОН. В расплаве происходит диссоциация молекулы щелочи на ионы:

КОН = К+ + ОН– 

Под действием электрического тока катионы перемещаются к катоду и восстанавливаются:

катод (–): К+ + е    = К

Гидроксид-ионы ОН– под действием электрического тока перемещаются к аноду и окисляются:

анод (+): 4 ОН– –4е = О2– + 2 Н2О.

Уравнивая число электронов, участвующих в катодном и анодном процессах, получаем схему электролиза расплава КОН:

катод (–): К+ + е = К 4

анод (+): 4 ОН– – 4е = О2 + 2 Н2О 1

_________________________________

4 К+ + 4 ОН– 4 К + О2 + 2Н2О

или в молекулярной форме

4 КОН  4 К + О2+ Н2О

Электролиз расплава соды описывается следующим уравнением:

2 Na2CO3  4 Na + О2 + 2CO2.

При электролизе водных растворов электролитов наряду с превращениями растворенного вещества могут протекать электрохимические процессы с участием ионов водорода и гидроксид-ионов воды:

катод (–): 2 Н+ + 2е = Н2,

анод (+): 4 ОН– – 4е = О2 + 2 Н2О.

В этом случае восстановительный процесс на катоде происходит следующим образом:

1. Катионы активных металлов (до Al3+ включительно) не восстанавливаются на катоде, вместо них восстанавливается водород.

2. Катионы металлов, расположенные в ряду стандартных электродных потенциалов (в ряду напряжений) правее водорода, при электролизе восстанавливаются на катоде до свободных металлов.

3. Катионы металлов, расположенные между Al3+ и Н+, на катоде восстанавливаются одновременно с катионом водорода.

Процессы, протекающие в водных растворах на аноде, зависят от вещества, из которого сделан анод. Различают аноды нерастворимые (инертные) и растворимые (активные). В качестве материала инертных анодов используют графит или платину. Растворимые аноды изготавливают из меди, цинка и других металлов.

При электролизе растворов с инертным анодом могут образовываться следующие продукты:

1. При окислении галогенид-ионов выделяются свободные галогены.

2. При электролизе растворов, содержащих анионы SO22– , NO3– , PO43– выделяется кислород, т.е. на аноде окисляются не эти ионы, а молекулы воды.

Учитывая вышеизложенные правила, рассмотрим в качестве примера электролиз водных растворов NaCl, CuSO4 и KOH с инертными электродами.

1. В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl  Na+ + Cl– .

Записываем схему электролиза, учитывая, что на катоде восстанавливаются ионы водорода (катионы натрия не восстанавливаются в водных растворах), а на аноде окисляются хлорид-ионы:

катод (–): 2 H2O + 2e = H2 + 2OH–,

анод (+): 2 Cl– –2e = Cl2,

___________________________________

2H2O + 2NaCl       H2 + Cl2 + 2NaOH.

2. Сульфат меди в растворе диссоциирует на ионы:

CuSO4  Cu2+ + SO22– .

Ионы меди в водных растворах восстанавливаются на катоде, а на аноде будет происходить окисление воды. Схема электролиза:

катод (–): Cu2+ + 2e = Cu0

анод (+): 2H2O – 4e = 4H+ + O2

_____________________________________

2CuSO4 + 2H2O  2Cu + 2H2SO4 + O2.

3) Запишем уравнение реакции электролиза водного раствора КОН, учитывая, что на катоде восстанавливаются ионы водорода, а на аноде окисляются ионы ОН-:

катод (–): 2H2O + 2e = H2 + 2OH– 2

анод (+): 4ОН– –4е = О2 + 2Н2О 1

___________________________________________

4H2O + 4ОН– 2H2 + О2 + 4OH– + 2Н2О,

или в молекулярной форме:

2H2O 2H2 + О2.

Таким образом, в водном растворе щелочи в результате электролиза происходит разложение воды.

Электролиз с растворимым анодом широко применяется при очистке металлов от примесей, а также для покрытия одного металла слоем другого (например, никелирование для защиты металла от коррозии.)

Коррозией называется процесс самопроизвольного разрушения металлов под влиянием внешней среды. Коррозия – окислительно-восстановительная реакция, сопровождающаяся переходом металла в ионное состояние.

Разрушение металла при соприкосновении с электролитом с возникновением в системе электрического тока называется электрохимической коррозией.

В атмосферных условиях роль электролита играет водяная пленка на металлической поверхности, в которой растворены электропроводящие примеси. Электродами являются сам металл и содержащиеся в нем примеси. В таком гальваническом элементе примеси, имеющие большее значение электродного потенциала играют роль катода, а сам металл является анодом. На катоде обычно выделяется водород из молекул или ионов среды, а анод растворяется, т.е. подвергается коррозии. Например, при контакте железа с медью в растворе соляной кислоты образуется гальванический элемент:

Fe|Fe 2+, HCl,  Cu 2+|Cu+

На аноде Fe –2e = Fe 2+,

На катоде (Cu) 2H+ + 2e = H2

Суммарная реакция  Fe + 2H+ = H2 + Fe 2+,

Если реакция проходит в атмосферных условиях в воде, процесс усложняется другим процессом, связанным с растворенным в электролите кислородом, который на катоде может участвовать в реакции, именуемой кислородной деполяризацией катода

O2 + 2H2O + 4e=4OH –

В этом случае ионы железа соединяются с перешедшими в раствор ионами OH- и окисляются кислородом воздуха,

Fe 2+ + 2OH – = Fe(OH)2

4Fe(OH)2 + O2+ 2H2O = 4Fe(OH)3,

Последний частично отщепляет воду

Fe(OH)3 = FeOOH + H2O

Полученное вещество примерно отвечает составу бурой ржавчины.

По характеру защитного действия против электрохимической коррозии различают анодные и катодные покрытия. К анодным относят такие покрытия, в которых покрывающий металл обладает более отрицательным потенциалом, чем защищаемый (оцинкованное железо). К катодным относятся покрытия металлом с большим значением электродного потенциала (луженое, т.е. покрытое оловом железо). Пока слой, покрывающий основной металл, полностью изолирует его от воздействия окружающей среды, принципиального различия между этими видами покрытый нет. При нарушении целостности покрытия создаются совершенно различные условия. Катодное покрытие престает защищать и усиливает своим присутствием коррозию. Анодное покрытие будет само подвергаться разрушению, продолжая защищать основной металл.

Для защиты металлов от коррозии часто химическим или электрохимическим путем формируют на его поверхности защитную оксидную пленку. Для алюминия используют электрохимический способ: анодирование. Для железа, применяют, например, кипячение в растворе солей фосфорной кислоты или в азотной кислоте.

Экспериментальная часть № 3. Электролиз

Лабораторная работа № 1.  Электролиз

Цель работы: Получить медь и иод электролитическим способом, исследовать процессы коррозии, пассивации, ингибирования.

Реактивы: 1M CuSO4, KClнас, 1 М KI, крахмал, 1 М Na2S2O3 , 1 М CuCl2, 65% HNO3 ,1% уротропин, фенолфталеин, цинк, олово, алюминий, магний, медь, свинец, хром, никель, железная проволока, 1M K3[Fe(CN)6], 1M H2SO40,5н раствор хлорида натрия NaCl, фенолфталеин, раствор иодида калия KI, раствор крахмала.

Оборудование: Электролизер, прибор для определения атомной массы, электроды графитовые, провода, пробирки, образная трубка, угольные электроды.

Опыт 1. Электролиз сульфата меди

Последовательность проведения работы:

Налейте в электролизер (рис) 1 М раствор сульфата меди. Опустите в раствор графитовые электроды и пропускайте постоянный ток (от 24 В) в течение 15 минут. Напишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде. Какой газ выделяется на аноде, какие изменения происходят с катодом?

Поменяйте местами электроды в электролизере и снова пропускайте электрический ток в течение 15 минут. Что происходит с медью на аноде? Напишите уравнение электролиза сульфата меди с медным анодом.

Опыт 2. Электролиз раствора иодида калия

В электролизер с раствором 1M KI опустите графитовые электроды, подсоединенные к источнику постоянного тока ( напряжение 24В). Добавьте в прикатодное пространство фенолфталеин, а в прианодное – несколько капель крахмала. Проводите электролиз в течение 15 минут.

По окончании опыта анод промойте раствором тиосульфата натрия, а затем дистиллированной водой. Что наблюдается в прикатодном пространстве и почему? Как изменяется окраска раствора в прианодном пространстве и почему? Напишите уравнение электролиза водного раствора иодида калия.

Опыт 3. Коррозия железа и электрохимическая защита железа от коррозии

Последовательность проведения работы:

Приготовьте кусочки (пластинки, фольги, проволоки) цинка, олова, алюминия, магния, меди, свинца, хрома, никеля (по выбору преподавателя) Обмотайте имеющиеся кусочки металлов железными проволочками, тщательно очищенными наждачной бумагой. В несколько пробирок (по числу выбранных металлов) налейте по 5 мл дистиллированной воды, 1мл раствора 1 М серной кислоты и 0,5 мл 1 М K3[Fe(CN)6], последнее вещество является реактивом на ионы железа (II), в присутствии которых раствор окрашивается в синий цвет за счет образования "турнбулевой сини".

В одну из пробирок, так называемую контрольную, поместите отдельно железную проволоку ( без другого металла).

Отметьте, что происходит в контрольной пробирке. В остальные пробирки поместите приготовленные пары металл–железо.

Отметьте те пробирки и те металлы, в контакте с которыми железо не растворяется в серной кислоте, т.е. не наблюдается синее окрашивание раствора. Результаты внесите в таблицу 16

Таблица 16

Напишите уравнения реакций. Какие металлы защищают железо от коррозии? Напишите уравнения реакций коррозии оцинкованного и луженого железа при местном разрушении защитного слоя. Можно ли использовать для защиты железа от коррозии свинец, медь, алюминий, никель, хром? Почему не все эти металлы применяются в качестве покрытий?

Опыт 5. Активирующее влияние хлорид-ионов на разрушение защитной оксидной пленки

Последовательность проведения работы:

Возьмите 2 алюминиевые пластинки (на поверхности алюминия всегда имеется защитная пленка оксида алюминия, поэтому можно пользоваться алюминиевой посудой) размером 31 см2 и опустите одну из них в 1 М раствор CuCl2, а другую в 1 М CuSO4. Отметьте, что происходит в пробирках через 10–15 минут. Напишите уравнения реакций. Разрушает ли защитную пленку алюминиевой пластинки сульфат-ион? Можно ли долго кипятить подсоленную еду в алюминиевой посуде?

Контрольные задания и вопросы:

1. Приведите примеры металлов, которые можно получить электролизом растворов их солей.

2. Установите последовательность восстановления металлов из расплава смеси: AlCl3, CuCl2, FeCl2, CdCl2.

3. Рассчитайте минимальное напряжение разложения, которое необходимо приложить к электродам для начала электролиза расплава хлорида алюминия.

 4. Газообразными продуктами электролиза каких солей являются только хлор и водород?

 5. Электролиз раствора какой соли приводит к увеличению её концентрации в растворе: FeCl3, NaNO3, Cu(NO3)2, NaCl?

РАЗДЕЛ 5. СПЕЦИАЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ХИМИИ

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Комплексными называются такие соединения, в узлах кристаллических решеток которых находятся комплексные ионы, устойчивые как в твердом состоянии, так и в растворах. Комплексными ионами называется сложные ионы, в состав которых входят катионы или атомы металлов, связанные с несколькими полярными молекулами или анионами. Рассмотрим типичный состав комплексных соединений на примере [Cu(NH3)4]SO4. Частица [Cu(NH3)4] 2+ называется комплексным ионом (другие названия: комплекс, внутренняя сфера), а SO42- – внешней сферой. Катион Cu2+ в комплексе называется комплексообразователем, а молекулы NH3 – лигандами. Число лигандов, равное в этом соединении четырем, называется координационным числом комплексообразователя. Комплексообразователями являются главным образом катионы металлов, а лигандами – полярные молекулы (NH3, H2O) или анионы – кислотные остатки (F- , Cl- , Br- , I- , CN- , NO2 -, SCN- ), а также гидроксид - ион ОН- . Координационное число чаще всего равно 6, 4 или 2. По заряду комплекса эти соединения подразделяются на катионные, например [Zn(H2O)4]Cl2, анионные – K3[Co(CN)6], двойные (катион-анионные) – [Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6] и нейтральные – [Pt(NH3)2Cl4]. По виду лигандов комплексные соединения подразделяются так:

1) аквакомплексные, лигандами являются молекулы воды, например [Cr(H2O)6]Cl3;

2) амминокомплексные, лигандами являются молекулы NH3, на- пример [Cd(NH3)6](NO3)2;

 3) гидроксокомплексные, лигандами являются ОН- -ионы, например Na3[Al(OH)6];

4) ацидокомплексные, лигандами являются кислотные остатки, на- пример K4[FeCl6];

5) смешанные, лигандами являются различные частицы, например [Pt(NH3)2(H2O)2Br2]SO4.

При растворении комплексные соединения (кроме нейтральных) диссоциируют на комплексные ионы и ионы внешней сферы:

K3[Fe(CN)6] = 3K+ + [Fe(CN)6] 3-

Комплексные ионы в растворах диссоциируют незначительно. Константы их диссоциации (Кн) называются константами нестойкости: [Fe(CN)6] 3-   Fe3+ + 6CN-  ;  

Номенклатура комплексных соединений изучается на практических занятиях. Напомним её с помощью примеров: [Zn(NH3)4](OH)2 – гидроксид тетраамминцинка, K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (III) калия, [Ni(NH3)4][PtCl6] – гексахлороплатинат (IV) тетраамминникеля (II), [PdCl2(H2O)4] – тетрааквадихлоропалладий.

Экспериментальная часть № 1. Комплексные соединения

Целью работы является экспериментальное ознакомление с методами получения комплексных соединений, а также изучение их свойств.

Лабораторная работа №1. Получение комплексных соединений

Приборы и оборудование: штатив с пробирками.

Растворы: раствор нитрата ртути (II), раствор йодида калия, раствор сульфата меди (II), раствор аммиака, раствор гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6], раствор сульфата никеля (II) раствор сульфата меди (II), раствор хлорида железа (III), раствор серной кислоты, раствор нитрата серебра, раствор хлорида натрия (калия), раствор тиосульфата натрия Na2S2O3.

Опыт 1. Получение соединения с комплексным анионом

Последовательность проведения работы:

 В пробирку внести 3–5 капель раствора нитрата ртути (II) и добавлять по каплям раствор йодида калия до полного растворения образовавшегося вначале осадка йодида ртути (II).

 Написать уравнения реакций: а) получения нерастворимого йодида ртути (II); б) взаимодействия йодида ртути (II) c иодидом калия с получением комплексного соединения, в котором координационное число комплексообразователя равно 4. Написать схемы электролитической диссоциации полученного комплексного соединения, написать выражение для константы нестойкости комплекса.

Опыт 2. Получение соединения с комплексным катионом

Последовательность проведения работы:

К 5–6 каплям раствора сульфата меди (II) добавлять 25%-й раствор аммиака до полного растворения образующегося вначале осадка гидроксида меди (II). В отчёте описать опыт. Написать: 1) уравнения реакций, приводящих к образованию осадка гидроксида меди (II) и комплексного соединения с координационным числом комплексообразователя, равным 4; 2) уравнение электролитической диссоциации всего соединения и комплексного иона; 3) выражение для константы нестойкости комплекса.

Опыт 3. Получение двойного комплексного соединения 

Последовательность проведения работы:

Двойными называются такие комплексные соединения, в которых комплексами являются и катион, и анион. Для получения одного из таких соединений в пробирку внести 3–5 капель раствора желтой кровяной соли – раствора гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] и 5–6 капель раствора сульфата никеля (II). К полученному осадку гексацианоферрата (II) никеля (II) Ni2[Fe (CN)6] добавить 25%-й раствор аммиака до полного растворения осадка. Одновременно наблюдать образование бледно-лиловых кристаллов комплексной соли [Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6]. В описании опыта привести уравнения реакций образования гексацианоферрата (II) никеля (II) и взаимодействие его с аммиаком и название полученной комплексной соли. Определить заряды комплексных ионов и комплексообразователя.

Опыт 4. Ионообменные реакции с участием комплексных соединений

Последовательность проведения работы:

В одну пробирку внести 4–5 капель раствора сульфата меди (II), в другую – столько же капель хлорида железа (III). В обе пробирки внести по 2–3 капли раствора K4[Fe(CN)6]. В результате ионообменных реакций в обеих пробирках образуются новые комплексные соединения: в первой Cu2[Fe(CN)6]; во второй – малорастворимый KFe[Fe(CN)6]. Второе соединение называют берлинской лазурью. В отчёте описать опыт и наблюдения. Написать уравнения реакций и номенклатурные названия полученных соединений.

Опыт 5. Окислительно-восстановительная реакция с участием комплексного соединения 

Последовательность проведения работы:

К 4–5 каплям раствора перманганата калия добавить для создания кислой среды 5–6 капель серной кислоты, а затем прибавлять по каплям раствор желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6], обладающей восстановительными свойствами. Наблюдать обесцвечивание раствора. В отчёте описать опыт и наблюдения. Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции, в которой марганец (+7) в составе перманганата калия восстанавливается до марганца (+2), а железо (+2) в составе комплексного соединения окисляется до железа (+3) с образованием нового (какого?) комплексного соединения.

 Опыт 6. Исследование прочности комплексных ионов

В двух пробирках получить осадки хлорида серебра путем взаимодействия растворов нитрата серебра и хлорида натрия (калия). В одну пробирку добавить 25%-й раствор аммиака, а в другую – раствор тиосульфата натрия Na2S2O3 до растворения осадков. Растворение осадков свидетельствует об образовании комплексных соединений. В обе пробирки добавить по 2 капли раствора KI и слегка встряхнуть их. Выпадение осадка AgI в одной из пробирок указывает на непрочность комплексного иона в полученном комплексном соединении. В отчёте написать: 1) уравнения реакций хлорида серебра с аммиаком и тиосульфатом натрия (образуются комплексные соединения с координационным числом, равным двум); 2) названия комплексных соединений; 2) схемы электролитической диссоциации комплексных соединений и выражения для констант нестойкости комплексных ионов. Для какого комплексного иона константа нестойкости больше, какой комплексный ион прочнее? На присутствие каких ионов в растворе комплексной соли указывает появление осадка йодида серебра?

Контрольные задания и вопросы:

1. Назовите основные составные части данных комплексных соединений, приведите их названия, классифицируйте по трём-четырём признакам: [Ag(NH3)2]Cl, [Cr(CO)6].

2. Напишите формулу гексацианоферрата (II) никеля (II).

 3. Для комплексного соединения K3[Al(OH)6] напишите уравнения первичной и вторичной диссоциации, выражение константы нестойкости.

5. Напишите уравнение реакции получения хлорид гексаамин никеля (II) взаимодействием хлорида никеля (II) с раствором аммиака.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ

Одно из важнейших применений химии – анализ веществ. Химический анализ подразделяется на качественный и количественный. Качественным анализом производится идентификация вещества и устанавливается наличие в нём тех или иных примесей. Количественным анализом устанавливается содержание основного вещества и примесей. Качественный анализ отвечает на вопрос «что?» (присутствует в веществе), а количественный – на вопрос «сколько?». Качественный анализ неорганической веществ основан на обнаружении в растворах этих веществ катионов и анионов с помощью характерных качественных реакций. Характерной называют реакцию, сопровождающуюся изменением окраски, выпадением осадка, растворением осадка или выделением газа. Характерная качественная реакция является селективной, т.е. с ее помощью данный элемент обнаруживается в присутствии многих других элементов. Важной характеристикой качественной реакции является ее чувствительность. Чувствительность выражается наименьшей концентрацией раствора, при которой данный элемент еще может быть уверенно обнаружен без предварительной обработки раствора с целью увеличения его концентрации.

Экспериментальная часть № 2. Качественные реакции

 Целью работы является проведение характерных реакций на катионы и анионы и ознакомление с внешними проявлениями качественных реакций.

Лабораторная работа № 1. Качественные реакции на катионы

Приборы и оборудование: штатив с пробирками.

Опыт 1. Качественные реакции на катионы серебра

Последовательность проведения работы:

Для обнаружения катионов Ag+ используются его реакции с хроматом калия, щелочами и галогенидами щелочных металлов.

 1. Хромат калия образует с ионами Ag+ кирпично-красный осадок хромата серебра Ag2CrO4:

2AgNO3 + K2CrO4 = Ag2CrO4↓ + 2KNO3,

который растворяется в азотной кислоте и растворе аммиака, но не растворяется в уксусной кислоте.

2. Щёлочи (NaOH или КОН) образуют с ионами Ag+ осадок AgOH, разлагающийся с образованием оксида серебра (I) бурого цвета:

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O↓ + 2NaNO3 + H2O

3. Растворы галогенидов металлов образуют с ионами Ag+ белый творожистый осадок хлорида, бледно-зеленый – бромида и желтый – йодида серебра:

AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3

AgNO3 + NaBr = AgBr↓ + NaNO3

AgNO3 + KI = AgI↓ + KNO3

Осадок хлорида серебра хорошо растворяется в растворе аммиака с образованием комплексного соединения:

AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O

Бромид серебра растворяется в NH4OH частично, а йодид серебра практически нерастворим. Провести все указанные реакции, написать их уравнения и указать признаки, по которым обнаруживаются катионы серебра. Сделать вывод о том, какая из реакций является наиболее чувствительной.

Опыт 2. Качественные реакции на катионы свинца

1. Иодид калия образует с ионами Рb2+ осадок йодида свинца (II) желтого цвета:

Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2↓ + 2KNO3

К полученному осадку прибавить 4–5 капель воды и столько же капель 2 н. уксусной кислоты и нагреть. При этом осадок растворяется, но при охлаждении (погружении пробирки в холодную воду) йодид свинца (II) снова появляется в виде блестящих золотистых кристаллов. Эта специфическая для Рb2+ реакция является одной из наиболее красивых реакций в аналитической химии.

2. Хромат и дихромат калия образуют с катионами Рb2+ один и тот же осадок – хромат свинца (II) желтого цвета:

Pb(NO3)2 + K2CrO4 = PbCrO4↓ + 2KNO3

Pb(NO3)2 + K2Cr2O7 + H2O = PbCrO4↓ + 2HNO3

Осадок растворяется в растворах щелочей, в растворе аммиака и в уксусной кислоте. Эта реакция на ионы Рb2+ является наиболее чувствительной.

3. Серная кислота и растворимые сульфаты осаждают ион Рb2+ в виде белого осадка сульфата свинца (II):

Pb2+ + SO42- = PbSO4↓

Осадок растворим при нагревании в растворах щелочей, вследствие образования тетрагидроксоплюмбатов (II):

PbSO4 + 4NaOH = Na2[Pb(OH)4] + Na2SO4

Опыт 3. Качественные реакции на катионы бария 

Дихромат калия K2Cr2O7 образует с ионами Ва2+ желтый осадок BaCrO4, а не BaCr2O7, как можно было бы ожидать. Объясняется это тем, что в растворе дихромата калия имеются ионы CrO42- , которые образуются в результате взаимодействия ионов Cr2O72- с водой по обратимой реакции:

Cr2O72- + H2O  2СrO42- + 2H+

Концентрация ионов СrO42- невелика, но все же достаточна для того, чтобы образовался осадок BaCrO4, произведение растворимости которого намного меньше, чем произведение растворимости дихромата бария:

2Ba2+ + 2CrO42- = 2BaCrO4↓

 При сложении обоих уравнений получают общее уравнение этой специфической реакции:

2Ba2+ + Cr2O72- + H2O = 2BaCrO4↓ + 2H+

2BaCl2 + K2Cr2O7 + H2O = 2BaCrO4↓ + 2KCl + 2HCl

Осадок хромата бария растворим в сильных кислотах. Сильная кислота НСl образуется при самой реакции, поэтому полного осаждения BaCrO4 не происходит. Но если к исходному раствору хлорида бария прибавить избыток ацетата натрия, то соляная кислота будет взаимодействовать с ним с образованием слабой уксусной кислоты (CH3COONa + НСl = CH3COOH + NaCl), в которой BaCrO4 нерастворим.

Для проведения опыта внести в пробирку 2–3 капли раствора ВаСl2, добавить 5–6 капель раствора ацетата натрия и добавлять раствор дихромата калия, наблюдая образование желтого осадка хромата бария. Ионы Са2+ и Sr2+ с дихроматом калия осадков не образуют и обнаружению бария не мешают, поэтому рассмотренная реакция применяется не только для открытия ионов Ва2+, но и для отделения их от ионов кальция и стронция. Осадок BaCrO4 образуется также при действии на растворы солей бария хроматом калия K2CrO4 (проведите реакцию). Но хромат калия образует такой же желтый осадок SrCrO4 c ионами Sr2+, поэтому данная реакция уже не является специфической.

 Опыт 5. Качественные реакции на катионы железа

Железо в виде катионов Fe2+ и Fe3+ постоянно присутствует в грунтовых водах Западной Сибири. Для обнаружения этих катионов используется несколько высокочувствительных реакций.

а) Обнаружение ионов Fe2+ 

1. Щёлочи NaOH и КОН, а также гидроксид аммония NH4OH образуют с ионами Fe2+ зеленый осадок гидроксида железа (II). Осадок растворим только в кислотах, так как Fe(OH)2 обладает преимущественно основными свойствами. При перемешивании стеклянной палочкой зеленый осадок становится бурым вследствие окисления кислородом воздуха до Fe(OH)3.

Последовательность проведения работы:

Несколько микрокристалликов сульфата железа (II) или соли Мора (NH4)2Fe(SO4)2·6H2O растворить в 20 каплях воды и разделить раствор на две примерно равные части, отлив половину во вторую пробирку для проведения следующего опыта. В первую пробирку добавить 2–3 капли раствора щелочи или гидроксида аммония. Образуется нерастворимый гидроксид железа (II) светло-зеленого цвета. Перемешать раствор стеклянной палочкой. Что происходит с осадком? В отчете написать уравнения реакций образования гидроксида железа (II) и его окисления кислородом при участии воды.

 2. Гексацианоферрат (III) калия образует с ионом Fe2+ синий осадок комплексного соединения – «турнбулевой сини»:

FeSO4 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + K2SO4

 Эта реакция – наиболее чувствительная на ионы железа (II). Она проводится во второй пробирке с раствором сульфата железа (II) добавлением (по каплям) гексацианоферрата (III) калия. Осадок обычно образуется уже после добавления первой капли этого реактива.

 б) Обнаружение ионов Fe3+ 

1. Гексацианоферрат (II) калия образует с ионом Fe3+ темно-синий осадок комплексного соединения – «берлинской лазури»:

FeСl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + 3KCl

Последовательность проведения работы:

Поместить в пробирку одну каплю раствора FeCl3, разбавить его водой (6–8 капель) и внести 1–2 капли раствора K4[Fe(CN)6]. В отчете описать опыт и объяснить, чем отличается берлинская лазурь от турнбулевой сини. Для правильного ответа на этот вопрос необходимо определить степени окисления атомов железа в обоих соединениях и ознакомиться с соответствующим материалом в учебных пособиях.

2. Роданид аммония NH4SCN или калия KSCN образует с ионами Fe3+ роданид железа Fe(SCN)3, окрашивающий раствор в кроваво- красный цвет: Fe3+ + 3SCN– = Fe(SCN)3

 Эта реакция наиболее чувствительная на ионы Fe3+, однако, она не всегда надежна, так как ряд веществ, образующих комплексы с ионом Fe3+, мешают появлению окраски. К таким веществам относятся фториды, фосфорная кислота, соли щавелевой кислоты. Провести опыт, добавляя в разбавленный раствор хлорида железа (III) роданид аммония; убедиться в появлении кроваво-красной окраски раствора. Написать уравнение реакции в молекулярном виде.

Опыт 6. Качественные реакции на катионы меди

1. Щелочи NaOH и КОН образуют с ионами Cu2+ голубой осадок Cu(OH)2, чернеющий при нагревании вследствие превращения в оксид:

Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓

Cu(OH)2 = CuO + H2O

2. Гексацианоферрат (II) калия в нейтральной или слабокислой среде образует с ионом Cu2+ осадок гексацианоферрата (II) меди красно- бурого цвета:

2Cu2+ + [Fe(CN)6] 4- = Cu2[Fe(CN)6]↓

 Осадок нерастворим в разбавленных кислотах, но разлагается при действии щелочей: Cu2[Fe(CN)6] + 4OH- = 2Cu(OH)2↓ + [Fe(CN)6]4- 

3. Металлический алюминий, цинк и железо восстанавливают ионы Cu2+ до металла, выпадающего в осадок в виде красной губчатой массы:

Cu2+ + Zn = Cu↓ + Zn2+

Металл-восстановитель может быть в любом виде, но лучше всего реакция наблюдается при их использовании в виде порошка.

Провести все реакции и сравнить их наглядность и чувствительность.

Опыт 7. Качественные реакции на хром

Хром в растворах может находиться как в виде катионов Cr3+, так и в виде анионов CrO42- и Cr2O72- .

а) Обнаружение катиона Cr3+ 

Гидроксид аммония образует с катионами Cr3+ осадок Cr(OH)3 серо-фиолетового или серо-зеленого цвета, обладающего амфотерными свойствами.

Последовательность проведения работы:

К 5 каплям раствора сульфата хрома (III) прибавить столько же капель раствора NH4ОН. Полученный осадок разделить в две пробирки. В одной растворить осадок добавлением раствора серной кислоты, а в другой – гидроксида натрия. Схемы реакций:

Cr2(SO4)3 + NH4OH → Cr(OH)3 + (NH4)2SO4

Cr(OH)3 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + H2O

Cr(OH)3 + NaOH → Na[Cr(OH)4]

Пробирку с ярко-зеленым раствором тетрагидроксохромата (III) натрия нагреть на пламени спиртовки; при этом комплекс разлагается с выпадением в осадок Cr(OH)3. В отчете описать опыт и написать все уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

 б) Обнаружение ионов CrO42- и Cr2O72- .

Образование нерастворимых хроматов. Ионы CrO42- образуют с катионами Ва 2+ , Рb2+ и с Ag+ нерастворимые хроматы:

CrO42- + Ва + = ВаCrO4↓ (осадок желтого цвета)

CrO42- + Рb2+ = PbCrO4↓ (осадок желтого цвета)

CrO42- + 2Ag+  = Ag2CrO4↓ (осадок кирпично-красного цвета)

 При проведении реакций раствор необходимо подкислять уксусной кислотой для более полного протекания реакций.

2. Восстановление хрома (VI) в хром (III).

В качестве восстановителей можно использовать сульфит натрия, нитрит натрия, сероводород, этиловый спирт, соли железа (II) и другие; восстановление проводить в кислой среде. Аналитическим признаком реакции является изменение окраски раствора: растворы хроматов имеют желтую окраску, растворы дихроматов – оранжевую, а растворы солей трехвалентного хрома – зеленую или фиолетовую. При выполнении реакции в раствор K2Cr2O7 (5–6 капель), подкисленный серной кислотой (3–4 капли), внести микрошпатель кристаллического сульфита натрия. Описать опыт и привести уравнение реакции.

Лабораторная работа № 2. Качественные реакции на анионы

Опыт 1. Качественная реакция на сульфат-анионы

Самая известная качественная реакция на ионы SO42- – это образование сульфата бария, который нерастворим не только в воде, но и в кислотах (этим BaSO4 отличается от солей бария с другими анионами). Провести реакцию между Na2SO4 и BaCl2 и убедиться в том, что белый осадок BaSO4 не растворяется в серной, соляной и азотной кислотах. Написать уравнение качественной реакции в молекулярном и ионном виде.

Опыт 2. Качественная реакция на карбонат-ионы

Хлорид бария BaCl2 осаждает ионы СО32- в виде белого осадка ВаСО3, который растворяется в соляной, азотной и уксусной кислотах с выделением углекислого газа. При действии на ВаСО3 серной кислоты он превращается в менее растворимый сульфат бария также с выделением СО2. При выполнении реакции к раствору Na2CО3 добавлять раствор BaCl2, наблюдая образование осадка ВаСО3. После отстаивания слить с осадка жидкость и подействовать на осадок соляной или азотной кислотой, наблюдая выделение СО2. Уравнения реакций привести в молекулярном и ионном виде.

Опыт 3. Качественные реакции на сульфид-ионы

1. Кислоты взаимодействуют с сульфидами с образованием сероводорода:

Na2S + H2SO4 = Na2SO4 + H2S↑;

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑

 Выделение сероводорода обнаруживается по запаху тухлых яиц, а также по почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца (II):

H2S + Pb(NO3)2 = 2HNO3 + PbS↓(черный)

2. Соли кадмия образуют с ионами S2- характерный ярко-желтый осадок сульфида кадмия CdS:

CdSO4 + Na2S = CdS↓ + Na2SO4

 Нитрат серебра образует с ионами S2- черный осадок Ag2S. Осадок не растворяется в растворе аммиака, но растворяется при нагревании в разбавленной азотной кислоте:

 2AgNO3 + Na2S = Ag2S↓ + 2NaNO3

 3Ag2S + 14HNO3 = 6AgNO3 + 3H2SO4 + 8NO↑ + 4H2O

 Провести все описанные реакции и оценить их чувствительность.

Опыт 4. Качественные реакции на галогенид-ионы

 Ионы Cl– , Br– и I– обнаруживаются с помощью нитрата серебра, концентрированной серной кислоты, действием окислителей и других качественных реакций.

1. Нитрат серебра образует с галогенид-ионами белый творожистый осадок AgCl, желтоватый осадок AgBr и желтый осадок AgI. Осадок AgCl не растворяется в кислотах, но легко растворяется при действии веществ, способных связывать ион Ag+ в комплексы, например: NH4OH, Na2S2O3, KCN. В случае NH4OH реакция идет по уравнению:

AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O

 Осадок AgBr также нерастворим в кислотах, а в аммиаке он растворяется частично, так как его произведение растворимости (7,7·10–13) меньше произведения растворимости AgCl (1,6·10–10). Осадок AgI с еще меньшим значением произведения растворимости (1,5·10–16) не растворяется в HNO3 и NH4OH, но растворяется в тиосульфате натрия:

AgI + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaI

 2. Концентрированная серная кислота при действии на сухие хлориды выделяет из них газообразный хлороводород:

NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl↑,

 который обнаруживается по резкому запаху и по покраснению влажной синей лакмусовой бумаге, поднесенной к пробирке. При действии концентрированной H2SO4 на твердые бромиды выделяется газообразный бромоводород, который частично окисляется серной кислотой до свободного брома, что заметно по буроватой окраске выделяющихся паров. Уравнения реакций:

NaBr + H2SO4 = NaHSO4 + HBr↑

2HBr + H2SO4 = Br2↑ + SO2↑ + 2H2O

Концентрированная серная кислота окисляет сухие йодиды до свободного йода и восстанавливается при этом до сероводорода:

8KI + 5H2SO4 = 4I2 + 4K2SO4 + H2S↑ + 4H2O

Образующийся йод окрашивает раствор в бурый цвет, а сероводород обнаруживается по запаху тухлых яиц, а также по почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца (II).

3. Действие окислителей. Потенциал φ° хлорид-ионов при их окислении до свободного хлора (2Сl – – 2e = Cl2) равен 1,36 В. Поэтому для окисления этих ионов используются окислители с более высоким потенциалом: KMnO4, PbO2, KClO3 и др. Все окислители, способные окислять хлорид-ионы, легко окисляют бромид- и йодид-ионы, потенциалы которых ниже, чем у хлорид-ионов.

При проведении реакций (под тягой!) действовать перманганатом калия на подкисленные растворы NaCl, NaBr и KI. Уравнения реакций:

10NaCl + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Cl2↑ + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O

10NaBr + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Br2↑ + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O

10KI + 2KMnO4 + 7H2SO4 = 5I2↑ + 2MnSO4 + 7K2SO4 + 7H2O

Выделение хлора в первой реакции обнаруживается по желто- зеленому цвету этого газа, запаху и посинению йодкрахмальной бумаги, поднесенной к отверстию пробирки.

Примечание. Йодкрахмальной называется бумага, смоченная растворами крахмала и KI. При взаимодействии KI с хлором образуется свободный йод, дающий с крахмалом синее окрашивание.

Образование брома во второй реакции обнаруживается потому, что раствор в пробирке буреет. Если в пробирку внести несколько капель органического растворителя (CCl4, CS2, толуол и т.д.) и взболтать, то бром экстрагируется в органический растворитель и окрашивает его в характерный для брома красновато-бурый цвет. Образование йода в третьей пробирке обнаруживается по окрашиванию раствора в бурый цвет. Органические растворители, добавленные в пробирку, окрашиваются йодом в красивый фиолетовый цвет. Провести реакции и оценить их селективность и чувствительность.

Контрольные задания и вопросы:

 1. Какие реакции называются характерными?

 2. Напишите уравнения диссоциации следующих веществ: дихромат натрия, нитрат свинца (II), гексацианоферрата (III) калия.

4. В подземных водах Западной Сибири возможно присутствие растворимых соединений железа (II). Приведите качественные реакции обнаружения катиона этого металла.

5. Предложите способ идентификации солей: хлорид натрия, хлорид меди (II) и хлорид алюминия.

6. Серная кислота используется в качественном анализе. Какие катионы и анионы можно обнаружить с помощью серной кислоты?

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Изменения системы образования, социально-экономических отношений в стране и развитие научно-технического прогресса предъявляют новые требования к выпускникам высших учебных заведений. Умение ориентироваться в информационном пространстве включает в себя также умения выделять главное, получать необходимые сведения, самостоятельно анализировать и синтезировать. Весь процесс обучения должен быть представлен системой, состоящей из отдельных дисциплин, объединенных между собой тесными логическими связями.

С целью повышения роли химических знаний в подготовке студентов нехимических факультетов настоящее исследование было направлено на разработку методического комплекса  лабораторного практикума по общей химии. Отбор содержания осуществлен на основе рекомендаций, описанных в методической литературе, и с опорой на основные принципы: преемственности, последовательности, непрерывности, межпредметной интеграции, научности и доступности, а также в соответствии с поставленными целями обучения, ориентированными на профессиональную подготовку студентов.

Работы составлены на доступном уровне для понимания учащихся. Выдержан единый стиль в оформлении и содержании, а так же логичности изложения материала.

Таким образом, по настоящей работе можно сделать следующие выводы:

1. Разработаны методические указания к лабораторным занятиям по общей химии для студентов нехимических специальностей;

2. Подобраны лабораторные работы по химии для студентов нехимических специальностей, согласно требованиям ФГОС;

3. Составлены вопросы для допуска к лабораторным работам, а также вопросы, задания и упражнения для самоконтроля.  

 Список литературы:

1. Бабич, Л.В. Практикум по неорганической химии: Учебное пособие для студентов педагогических вузов//Л.В.Бабич, С.А.Балезин, Ф.Б.Гликина и др. – 3-е изд., перераб. –М.: Просвещение, 1983. -303 с.
2.  Буданова, А.А. Использование межпредметных связей для создания положительной мотивации при изучении химии на нехимических факультетах вузов / А.А. Буданова, А.Х. Саламов, Т.А. Юшко // Химия: методика преподавания. - 2003. № 3. С. 25-27.
3.  Воробьева, О.И. Практикум по неорганической химии. Учебное пособие/. Воробьева О.И., Ипполитова Е.А., Немкова О.Г., Дунаева К.М., Тамм Н.С. : М., Изд-во Моск. ун-та, 1976.
4. Габриелян, О.С. Практикум по общей, неорганической и органической химии: учебное пособие для студентов средних профессиональных учебных заведений /  О.С.Габриелян, И.Г.Остроумов. – М., ОИЦ «Академия», 2008 г.
5. Дунаева, С.Ф. Вводная работа к практическим занятиям по общей химии: Учебное пособие. Составлено под ред. профессора С.Ф. Дунаева для студентов I курсов естественных факультетов МГУ Москва 2011 г.
6.  Дунаева, С.Ф. Практическое пособие по общей и неорганической химии для студентов нехимических специальностей. Составлено под ред. профессора С.Ф. Дунаева, Москва 2002.
7.  Калюкова, Е.Н. Сборник лабораторных работ по химии: Методические указания к лабораторным работам по химии для студентов всех специальностей и форм обучения / Сост.: Е.Н.Калюкова, Л.В. Петрова, В.Т. Письменко, Е.С. Гиматова. - Ульяновск: УГТУ, 2007, - 55 с.
8.  Кульба, Ф.Я. Руководство к лабораторным работам по общей и неорганической химии. Под ред проф. Ф.Я. Кульба, Л., «Химия», 1976.
9. Литвинова, Т.Н. Довузовское образование как связующее звено между школой и вузом/ Т.Н. Литвинова, Л.Т.Ажипа, Ю.Н. Соловьева //Химия в  школе 2003. №3.
10.  Максимова, В.Н. Межпредметные связи в процессе обучения / В.Н. Максимова. -М., «Просвещение», 1988. – 67c.
11.  Мансуров, Б.А. О модернизации содержания учебника «Органическая химия» для студентов педагогических вузов /Б.А. Мансуров //Химия: методика преподавания. - 2003.- № 6.- С. 30-33.
12.  Марков, Д.М. К экологическому воспитанию через химию / Д.М. Марков // Воспитание будущего учителя в системе высшего педагогического образования: идеи, ценности, ориентации: Материалы научно - практической конф., Н.Новгород: НГПУ, 21-22 марта 2001. - С. 136-137. 70.
13.  Марков, Д.М. Лабораторный практикум и программа по общей химии / Д.М. Марков. - Нижний Новгород: НГПУ, 2003. - 68 с.
14. Марков, Д.М. О преподавании химии для студентов нехимических специальностей / Д.М. Марков// Молодая наука - XXI веку: Тезисы докладов международной научной конф., Иваново: ИГУ, 19-20 апреля 2001. - С.20-30
15.  Марков, Д.М. Об интеграции теории и практики в химическом образовании /Д.М. Марков // Актуальные вопросы развития образования и производства: Тезисы докладов Всероссийской научно-практической конф., Н. Новгород: ВГПИ, 2001. - С. 76.
16.  Минченков, Е.Е. Практическая дидактика. Лекция 12. Учебник как форма представления содержания (часть 1) / Е.Е. Минченков // Химия: методика преподавания в школе. - 2002.- № 8.- С. 3 - 11
17.  Стась, Н.Ф. Лабораторный практикум по общей и неорганической химии: Учебное пособие.– Стась Н.Ф., Плакидкин А.А., Князева Е.М.  - Томск: Издательство ТПУ, 2007. – 207 с.
18.  Шепелюк, О. Л. Методические указания по химии к лабораторным работам и самостоятельной работе для студентов нехимических специальностей всех форм обучения и направления./ О.Л. Шепелюк. - Тюмень: ТюмГНГУ, 2016. – 46 с.

Стандарты

Федеральные государственные образовательныые стандарты высшего образвания (ФГОС ВО) нового поколения от 18.11.2013 N 1245 с изменениями, внесенными приказом Минобрнауки РФ от 29 июня 2015 г. N 633

Электронные ресурсы:

1. http://www.chem.msu.su/rus/teaching/general/praktika/welcome.html
2. http://www.chem.msu.su/rus/teaching/general/General_common_practical.pdf
3. http://portal.tpu.ru/SHARED/v/VORONOVA/Tab/labpraktikum.pdf
4. http://www.dissercat.com/content/formirovanie-khimicheskikh-kompetentsii-obuchaemykh-na-prakticheskikh-zanyatiyakh-po-khimii
5. http://www.dissercat.com/content/realizatsiya-didakticheskikh-funktsii-khimicheskogo-eksperimenta-na-nachalnom-etape-obucheni
6. http://strempler.ucoz.ru/publ/tekhnika_i_metodika_uchebnogo_khimicheskogo_ehksperimenta/1-1-0-3
7. http://window.edu.ru/catalog/pdf2txt/880/58880/28747
8. http://refdb.ru/look/1218505.html
9. http://pahom-yurodivyiy.ru/video/dGlCYXBGZURLdVE%3D

Приложение

Техника безопасности при работе в лаборатории  химии

Химия, как и любая экспериментальная наука, предъявляет к себе определенные требования. Поскольку безопасная работа в химической лаборатории и для себя, и для окружающих является основой проведения и успеха эксперимента, необходимо строго соблюдать правила организации работы и техники безопасности.

Наиболее вероятными источниками несчастных случаев являются: неумелое обращение с химическими веществами (отравление, химические ожоги, пожары, взрывы, аллергии), с лабораторными приборами (поражение электрическим током, термические ожоги и травмы), а также со стеклянными приборами и посудой (порезы и т.д.). Только хорошая организация и охрана труда, строгое соблюдение правил работы и мер безопасности, соблюдение трудовой и учебной дисциплины позволяют полностью исключить возможность несчастных случаев и аварий в лабораториях.

Общие правила работы в лаборатории

1. С первых дней работы в лаборатории студент должен приучить себя к аккуратности и вниманию, отсутствии которых нередко бывает причиной искажения результатов эксперимента, а также может привести к несчастным случаям.
2. Во время проведения опыта на рабочем месте не должно быть ничего лишнего; все предметы следует расставить в определенном порядке так, чтобы их было удобно брать, не задев за стоящую рядом горелку, склянку с реактивом или прибор.
3. При выполнении практических работ все наблюдения нужно записывать в специальную тетрадь – лабораторный журнал – непосредственно после опыта. Не следует делать записи в черновиках и на отдельных листках бумаги, так как они могут легко затеряться.
4.  Работающий должен знать основные свойства используемых и получаемых веществ, их действие на организм, правила работы с ними и на основе этого принять все меры для безопасности проведения работ.
5.  Запрещено проводить опыты в грязной посуде, а также пользоваться для проведения опытов веществами из склянок без этикеток или с неразборчивой надписью.
6.  Нельзя выливать избыток реактива из пробирки обратно в реактивную склянку, высыпать загрязненный реактив обратно в склянку с чистым реактивом. Сухие соли набирают чистым шпателем или ложечкой.
7. Не следует путать пробки от разных склянок. Чтобы внутренняя сторона пробки оставалась чистой, пробку кладут на стол внешней поверхностью.
8. Нельзя уносить реактивы общего пользования на свое рабочее место.
9. После опытов остатки металлов в раковину не выбрасывают, а собирают в банку. Дорогостоящие реактивы (например, остатки солей серебра) собирают в специально отведенную посуду. Нельзя выливать в раковину остатки растворителей, горючих веществ, реакционные смеси, растворы кислот, щелочей и других вредных веществ. Они должны собираться в специальную посуду («слив органики»).
10.  Запрещено засорять раковины и сливы в шкафах песком, бумагой, битой посудой и другими твердыми отходами, что приводит к выходу канализации из строя. Все твердые отходы следует выбрасывать в урну.
11.  При выполнении работ бережно расходуйте реактивы, электричество и воду. Нельзя оставлять без надобности включенные электроприборы и горящие спиртовки. По окончании работ нужно немедленно отключить электроприборы и погасить спиртовки.
12.  Выполнение лабораторной работы и каждого отдельного опыта требует строгого соблюдения всех указаний, содержащихся в описании работы. Опыт должен исполняться тщательно, аккуратно и без спешки.
13. Выполняя опыты, нужно пользоваться растворами указанной концентрации и соблюдать рекомендуемую дозировку. Студентам категорически запрещается без разрешения преподавателя проводить какие-либо опыты, не относящиеся к данной работе, или изменять порядок проведения опыта. Следует помнить, что каждый, даже кажущийся внешне простым опыт может оказаться при необдуманном выполнении опасным.
14.  Если работа не может быть закончена в течение одного занятия, то необходимо заранее обсудить с преподавателем, на каком этапе работа должна быть прервана и когда можно будет ее закончить.
15. При всех несчастных случаях необходимо тотчас обратится к лаборанту или преподавателю.
16.  После окончания работы привести в порядок рабочее место.
17.  Перед уходом из лаборатории рекомендуется тщательно мыть руки.

Правила техники безопасности

1. В лаборатории категорически запрещается работать одному, т.к. даже небольшая незамеченная неисправность в оборудовании или ошибка в выполнении эксперимента может привести к тяжелым последствиям.
2. Избегайте непосредственных контактов кожи, глаз и дыхательных путей с химикатами. На занятиях постоянно носите лабораторный халат. Кроме того, если у вас длинные волосы, их следует аккуратно прибрать, чтобы они не могли соприкасаться с нагревательными приборами, реактивами и т.д.
3.  Все работы с ядовитыми и сильнопахнущими веществами, с концентрированными растворами кислот, щелочей, а также упаривание их растворов следует проводить только в вытяжном шкафу. Створки шкафа во время работы должны быть опущены до 18-20 см от его рабочей поверхности.
4.  Измельчение твердых веществ, дающих едкую пыль (щелочей, извести, йода и др.), разбавление концентрированных кислот и щелочей, приготовление хромовой смеси и т.п. нужно проводить в фарфоровой посуде также в вытяжном шкафу, защитив глаза очками, а руки перчатками.
5. Разбавляя концентрированные кислоты, особенно серную, осторожно вливают кислоту в воду, а не наоборот.

6.Обращение со спиртовкой. Перед использованием спиртовка должна быть заправлена этанолом (не более 2/3 объема спиртовки), диск плотно прикрывает отверстие резервуара спиртовки, фитиль в трубке должен входить не слишком плотно, но и не выпадать из трубки. Неиспользуемая спиртовка должна быть закрыта колпачком. Спиртовку зажигают только от горящей спички или лучинки. Нельзя зажигать ее от другой спиртовки или от зажигалки. Никогда не следует дуть на горящую спиртовку. Тушат ее, накрыв колпачком. Регулировка пламени производится выдвижением (увеличение пламени) или убиранием фитиля (уменьшение пламени). Нагревание на спиртовке производят следующим образом: сначала прогревают пробирку с содержимым в течение 15–20 секунд, затем приступают непосредственно к нагреванию содержимого пробирки. При нагревании нельзя прикасаться дном пробирки к фитилю. На спиртовке можно нагревать только посуду из тонкого (химического) стекла.

6. Пробирки при нагревании закрепляют либо в штативной лапке, либо в пробиркодержателе ближе к отверстию. Отверстие пробирки необходимо направлять от себя и окружающих, во избежание выброса веществ из пробирки.
7. Знакомясь с запахом вещества, нельзя наклоняться над сосудом с жидкостью и вдыхать полной грудью. Для этого нужно направить рукой струю воздуха от отверстия сосуда к себе и сделать носом легкий вдох.
8.  Запрещается набирать ртом при помощи пипетки или трубки любые вещества. Для этого следует пользоваться сифоном или резиновой грушей.
9.  Особенно внимательно нужно проводить сборку установок из стекла. При этом нельзя зажимать стеклянные изделия в лапки штативов  без соответствующей мягкой прокладки. Особенно осторожно обращайтесь с тонкостенной посудой, термометрами и холодильниками.
10.  Нельзя нагревать закупоренные любые аппараты и сосуды, кроме тех, которые специально для этого предназначены. Нельзя нагревать жидкости в толстостенной и мерной посуде (она может лопнуть).
11.  При приливании реактивов нельзя наклоняться над отверстием сосуда во избежание попадания брызг на лицо и одежду. При использовании пробиркодержателя необходимо зажимать пробирку ближе к открытому концу. Нельзя также наклоняться над нагреваемой жидкостью, так как ее может выбросить. Никогда не направляйте открытый конец пробирки к себе или в сторону вашего соседа.
12.  В лаборатории запрещается пробовать на вкус реактивы, а также принимать пищу, пить и курить.
13.  Щелочные металлы должны храниться под слоем керосина, толуола или ксилола, не содержащих следов воды. Нельзя работать с металлическим натрием поблизости от водопроводного крана. Приступая к работе, надо насухо вытереть стол и высушить посуду, в которой будет проводиться реакция с металлическим натрием. После окончания работы нельзя сразу мыть эту посуду водой, следует сначала уничтожить остатки натрия, растворяя их в спирте. Крупные остатки натрия или его обрезки следует поместить в отдельную банку с керосином (толуолом или ксилолом).
14.  При работе со стеклянными приборами следует помнить о хрупкости стекла, не допускать битья посуды, что может привести к травмам.
15.  Нельзя класть на лабораторные столы посторонние предметы (сумки, шапки и др.), а также вешать в лаборатории верхнюю одежду.
16.  О любом происшествии в лаборатории, даже самом незначительном, необходимо сообщить преподавателю или лаборанту.

Правила противопожарной безопасности

1. Осторожно обращайтесь с нагревательными приборами. Запрещается работать с неисправным оборудованием и приборами. Категорически запрещается использовать для подключения электроприборы с оголенными проводами или с поврежденной изоляцией. При перегорании спирали электроплитки отключите плитку от электросети.
2. При проведении опытов, в которых может произойти самовозгорание, необходимо иметь под руками асбестовое одеяло, песок, совок и т.п.
3. В случае воспламенения горючих веществ быстро выключите вентиляцию вытяжного шкафа, погасите спиртовку, обесточьте электронагревательные приборы, уберите сосуды с огнеопасными веществами тушите пожар:

а) горящие жидкости прикройте асбестом, а затем, если нужно, засыпьте песком, но не заливайте водой;

б) загоревшийся фосфор гасите мокрым песком или водой;

в) в случае воспламенения щелочных металлов гасите пламя только сухим песком, но не водой;

г) в случае возгорания одежды на человеке необходимо накрыть его асбестовым одеялом;

д) небольшие локальные пожары тушить при помощи углекислотного огнетушителя; при большом задымлении использовать противогаз.

4. Во всех случаях пожара в лаборатории немедленно вызовите пожарную команду по телефону «01» (за исключением воспламенения  щелочных металлов), и, не ожидая прибытия пожарников, примите все меры к ликвидации пожара собственными силами и имеющимися средствами. Студенты должны покинуть лабораторию.

Меры первой помощи при несчастных случаях

В лаборатории бывают случаи, требующие неотложной медицинской помощи, – порезы рук стеклом, ожоги горячими предметами, кислотами, щелочами. Для оказания первой помощи в лаборатории имеется аптечка. В серьезных случаях необходимо пострадавшего сопроводить к врачу.

Основные правила первой помощи сводятся к следующему:

1. При мелких порезах стеклом удалите осколки из раны, смойте кровь, продезинфицируйте раствором йода и перевяжите бинтом.
2.  При ожоге рук или лица реактивом смойте реактив большим количеством воды, затем в случае ожога щелочью − 1%-ным раствором уксусной кислотой, в случае ожога кислотой − 3%-ным раствором гидрокарбоната натрия, а затем опять водой. Одежду, соприкасавшуюся с реактивами, следует снять.
3. В случае ожога (пламенем горелки или нагретыми предметами) обожженное место смочить крепким раствором маргацевокислого калия.
4. При ожоге горячей жидкостью или горячим предметом обожженное место промойте проточной холодной водой в течение 5–10 мин. Затем следует немедленно доставить в ближайшее лечебное учреждение.
5. При попадании химического вещества в глаза их необходимо обильно промыть в течение 10–15 мин струей холодной воды (или используя глазную промывалку) так, чтобы она стекала от носа к виску. Веки пораженного глаза во время промывания должны быть осторожно развернуты. Контактные линзы перед промыванием следует снять. Затем в любом случае пострадавшего незамедлительно доставить в глазную клинику.
6. При попадании яда внутрь необходимо вызвать рвоту принятием теплого раствора поваренной соли (3–4 чайные ложки на стакан воды) и затем надавить пальцем на заднюю часть зева, давая пострадавшему пить большое количество теплой воды. Если пострадавший потерял сознание или же отравление вызвано проглатыванием растворителя, кислоты или щелочи, то рвоту вызывать нельзя. Пострадавшего перенести на свежий воздух и оставить в спокойном положении в тепле. Немедленно вызвать бригаду неотложной помощи.
7. При поражении электрическим током необходимо быстро освободить пострадавшего от действия тока путем отключения электроэнергии общим рубильником. Вынести пострадавшего на свежий воздух и при необходимости сделать ему искусственное дыхание и массаж сердца. Немедленно вызвать скорую помощь.

Общие правила ухода за лабораторной посудой

При обращении с лабораторной посудой всегда следует придерживаться правил техники безопасности и санитарии:

1.Вся химическая посуда раскладывается по ящикам и шкафам так, чтобы максимально исключить возможность битья стекла. При обращении со стеклянной посудой всегда нужно помнить о хрупкости стекла.

2.Посуда должна храниться только чистой.

3. При выборе метода мытья нужно учитывать какими  веществами загрязнена посуда.

4. При работе с ершиком следует следить, чтобы его нижним концом не пробить дно или стенки сосуда.

5. После мытья посуда промывается проточной водой и затем споласкивается 3—4 раза дистиллированной водой.

6. Для отмывания загрязнений всегда используют самый простой и дешевый способ.

7. Мытье посуды с опасными и токсичными веществами следует проводить в вытяжном шкафу.

8. Для мытья пластмассовой посуды не используют сильные окислители.
9. Сушку пластмассовой посуды проводят при температурах не выше 45 °С.
10. Сушку толстостенных сосудов проводят при температурах 60-70 °С.