Методичка ЗНХ

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ, МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ
НАЦІОНАЛЬНИЙ УНІВЕРСИТЕТ ХАРЧОВИХ ТЕХНОЛОГІЙ

ЗАГАЛЬНА І НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ






МЕТОДИЧНІ РЕКОМЕНДАЦІЇ

до виконання лабораторних робіт



для студентів за напрямами підготовки 6.051701 «Харчові технології та інженерія», 6.051301 «Хімічна технологія», 6.040106 «Екологія, охорона навколишнього середовища та збалансоване природовикористання », 6.051401 «Біотехнологія»
денної та заочної форм навчання


Всі цитати, цифровий та фактичний
матеріал, бібліографічні відомості
перевірені. Написання одиниць
відповідає стандартам.

Підпис(и) автора(ів)________________
«___» _________________2012__р.
«___» _________________2012__р.
«___» _________________2012__р.
«___» _________________2012__р.
«___» _________________2012__р.
«___» _________________2012__р.
«___» _________________2012__р.


СХВАЛЕНО
на засіданні кафедри загальної
і неорганічної хімії
Протокол №7
від 27.03.2012р.

КИЇВ НУХТ 2012



Неорганічна хімія: Метод. рекомендації до викон. лаборатор. робіт для студ. за напрямами підготовки 6.051701 «Харчові технології та інженерія», 6.051301 «Хімічна технологія», 6.040106 «Екологія, охорона навколишнього середовища та збалансоване природовикористання », 6.051401 «Біотехнологія» денної та заочної форм навч. / Уклад.: В.М. Іщенко, Т.П. Колотуша, О.І. Кроніковський та ін.–К.: НУХТ, 2012.–65с.

Рецензент Т.Я. Харітон, канд. хім. наук



Укладачі: В.М. Іщенко, канд. хім. наук,
Т.П. Колотуша, канд. хім. наук,
О.І. Кроніковський, , канд. хім. наук,
О.П. Перепелиця, д-р хім. наук,
О.М. Полумбрик, д-р хім. наук,
В.В. Фоменко, канд. хім. наук
Л.І. Тилтіна, канд.хім.наук


Відповідальний за випуск В.В.Фоменко, канд. хім. наук, доцент

Основні правила роботи у хімічній лабораторії та техніка безпеки

Під час роботи у лабораторії необхідно:
1) додержуватися тиші, чистоти та порядку. На лабораторних столах мають знаходитися лише предмети, необхідні для роботи;
2) перш ніж приступити до виконання будь-якої роботи необхідно уважно вивчити теоретичний матеріал і техніку її виконання;
3) з усіма хімічними речовинами потрібно поводитися обережно, оскільки чимало з них отруйні або можуть спричинити опіки;
4) під час роботи у лабораторії не можна займатися іншими справами. Забороняється приходити до лабораторії стороннім. Після закінчення роботи слід старанно вимити посуд, прибрати робоче місце та здати його черговому;
5) хімічні речовини не можна брати руками або пробувати на смак. Нюхати речовини слід обережно, спрямовуючи долонею пари газу від отвору склянки до носу;
6) тверді речовини слід набирати шпателем або спеціальною лопаткою. Брати реактиви потрібно у кількостях, вказаних у методичних вказівках. Забороняється відсипати, відливати речовини назад у склянки, де вони зберігалися;
7) усі роботи з леткими сморідними та отруйними речовинами необхідно виконувати під витяжною шафою;
8) під час роботи з кислотами слід пам’ятати правило змішування концентрованих кислот з водою – сульфатну кислоту слід лити у воду невеликими порціями, а не навпаки;
9) усі роботи з концентрованими лугами та кислотами слід виконувати у гумових рукавичках та захисних окулярах;
10) забороняється робити в лабораторії експерименти, не заплановані програмою, а також виносити з лабораторії посуд, реактиви, обладнання;
11) не дозволяється у лабораторії палити, їсти, користуючись хімічним посудом;
12) дорогоцінні, а також отруйні реактиви після дослідів з ними не можна зливати у каналізацію – їх слід зливати у спеціальний посуд;
13) слід обов’язково економити реактиви, газ, воду, електроенергію.

Лабораторна робота №1

Основні класи неорганічних сполук

Мета роботи: Ознайомитися на практиці з основними класами неорганічних сполук. Дослідити їх властивості та способи отримання.

Дослід 1. Отримання та властивості оксидів

Невеликий шматочок магнієвої фольги тигельними щипцями внести у верхню частину полум'я газового пальника. Магній спалахує і горить яскравим полум'ям з утворенням магній оксиду (порошок білого кольору). Внести отриманий магній оксид в пробірку з дистильованою водою, попередньо помістивши туди краплину розчину фенол-фталеїну, і добре перемішати вміст пробірки скляною паличкою. Що при цьому спостерігається? На які властивості магній оксиду вказує зміна забарвлення індикатора? Записати рівняння всіх проведених реакцій.
У суху пробірку внести кілька кристалів амоній дихромату, закріпити пробірку в пробіркотримачі і нагріти в полум'ї пальника. Які зміни при цьому спостерігаються. Записати рівняння термічного розкладу амоній дихромату, а також рівняння взаємодії утвореного оксиду з розплавом лугу та сульфатною кислотою при нагріванні. На які властивості даного оксиду вказують ці реакції?

Дослід 2. Отримання та властивості гідроксидів різних типів

Отримати хром (III) гідроксид, діючи розчином лугу (добавляючи по краплях) на розчин солі Хрому (III). Звернути на колір та вид осаду. Перемішати отриманий осад і розділити на дві пробірки. До однієї частини осаду прилити розчин хлоридної кислоти, а до іншої – надлишок розчину лугу. Які явища при цьому спостерігаються?
До розчину солі Нікелю (II) додати розчин лугу до утворення осаду нікель(II) гідроксиду. Звернути увагу на колір та вид осаду. Осад перемішати та розділити на дві пробірки. До однієї частини осаду прилити розчин хлоридної кислоти, а до іншої – надлишок розчину лугу. Що спостерігається?
Записати рівняння всіх проведених реакцій. До якого типу гідроксидів можна віднести хром (III) гідроксид та нікель (II) гідроксид згідно результатів проведених досліджень.

Дослід 3. Отримання хлоридної кислоти

У суху пробірку помістити два мікрошпателя кристалічного натрій хлориду, прилити 2-3 мл концентрованої сульфатної кислоти, закрити отвір пробірки пробкою з газовідвідною трубкою, кінець якої опустили в пробірку з дистильованою водою. Після поглинання водою одержаного внаслідок реакції гідроген хлориду довести наявність отриманому водному розчині хлоридної кислоти, скориставшись універсальним індикаторним папером та розчином арґентум нітрату. Записати рівняння всіх проведених реакцій.

Дослід 4. Реакції обміну між солями

У пробірку нести 6-8 краплин розчину цинк сульфату і додати таку ж кількість розчину барій хлориду. Аналогічні досліди виконати з розчинами таких речовин, як натрій хлорид і арґентум нітрат; плюмбум нітрат і калій йодид; плюмбум нітрат і натрій сульфат. Звернути увагу на колір та вид отриманих осадів. Записати рівняння реакцій та графічні формули молекул солей, що випали в осад.

Дослід 5. Отримання та властивості кислих солей

Через прозорий розчин кальцій гідроксиду (вапняна вода) з апарату Кіппа пропускати вуглекислий газ CO2 до випадіння білого осаду. Продовжувати пропускати вуглекислий газ до повного розчинення раніше утвореного осаду. Утворенням яких сполук можна пояснити ці процеси. Записати рівняння реакцій, що відбулися в системі. До отриманого розчину кальцій гідроген карбонату прилити розчин кальцій гідроксиду. Сполука якого складу випадає в осад? Які властивості кальцій гідроген- карбонату характеризує дана реакція? Записати рівняння реакцій. Привести графічні формули кальцій карбонату та кальцій гідроген карбонату.
До кількох краплин розчину кальцій гідроксиду додати краплю розбавленого (1:5) розчину ортофосфатної кислоти. Спостерігати ипадіння осаду середньої солі кальцій ортофосфату. Продожувати приливати по краплях розчин ортофосфатної кислоти до повного розчинення осаду за рахунок повного переходу середньої солі кислу (кальцій дигідрогенортофосфат). Записати рівняння відповідних реакцій. До отриманого розчину кислої солі прилити розчин кальцій гідроксиду. Що спостерігається? Записати рівняння реакцій та привести графічні формули середньої та двох кислих солей ортофосфатної кислоти.

Дослід 6. Отримання та властивості основних солей

У дві пробірки внести по 6-8 краплин розчину купрум (II) сульфату. У першу пробірку прилити кілька краплин концентрованого розчину натрій гідроксиду, у другу – 1-2 краплини розбаленого розчину NaOH і добре перемішати. Звернути увагу на колір отриманих осадів. Записати рівняння реакцій у творення купрум (II) гідроксиду та купрум (II) гідроксосульфату. Обидві пробірки нагріти. Що спостерігається? Записати ріняння термічного розкладу гідроксиду та гідроксосолі Купруму. Пробірки охолодити і подіяти на їх вміст розчином хлоридної кислоти. Спостерігати розчинення осадів в обох пробірках. Записати рівняння реакцій розчинення купрум (II) оксиду та купрум (II) оксосульфату в хлорид ній кислоті. Привести графічні формули молекул купрум (II) сульфату, купрум (II) гідроксосульфату і купрум (II) оксосульфату.


Завдання та запитання для самопідготовки

1. Привести графічне зображення молекул таких солей: KMnO4, Al2(SO4)3 , Ca(NO3)2 , Pb(HSO4)2 , (CaOH)3PO4.
2. Записати рівняння реакцій, що характеризують властивості наступних оксидів: BaO, FeO, P2O3, NO2, Li2O, Al2O3, BeO, CrO3, Mn2O7.
3. Привести формули ангідридів наступних кислот: H2SO3 , H2SO4, H3PO4, H3PO3, НNO2, НNO3, HClO, HClO4, H2CrO4, HMnO4, HSbO3.
4. За назвами сполук записати їх формули: калій гідрогенсульфіт, амоній дихромат, магній ортофосфат, барій гідроксокарбонат, літій метаалюмінат, кальцій гіпохлорит, барій хлорит, калій перхлорат, магній хлорат, амоній дигідрогенортофосфат, кальцій гідроксоортофосфат, ферум (III) нітрат.
5. Закінчити рівняння реакцій
1. N2O3 + H2O 26. K3CrO3 + HCl(надл)
2. BaO + H2O 27. Сu(HSO4)2 + KOH
3. Fe2O3 + P2O5 28. Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2
4. K2O + Cr2O3 29. Al2(OH4)SO4 + HNO3
5. CaO + SiO2 30. Ca3(OH)3PO4 + KOH
6. Ag2O + НNO3 31. NaH2PO4 + NaOH
7. SO2 + KOH 32. CuOHCl + Ca(HSO4)2
8. Ca(OH)2 + P2O3 33. Na2HPO4 + H3PO4
9. NH4OH + SO2 34. Ca2(OH)2PO4 + Ca(H2PO4)2
10. Cl2O7 + Sr(OH)2 35. Cr(HSO4)3 + Ca(OH)2
11. CrO3 + KOH 36. Mg2OCl2 + НNO3
12. ZnO + LiOH 37. MgOHCl + HCl
13. NO2 + Ba(OH)2 38. MgOHCl + NaOH
14. Mn2O7 + NaOH 39. Al(OH)3 + Ca(OH)2
15. MgO + Al2O3 40. Ca3(PO4)2 + H3PO4
16. Al2O3 + Ca(OH)2 41. AlOHBr2 + KOH
17. Na2S + HCl 42.Ca(HCO3)2 + HCl
18. FeCl3 + KOH(нест) 43. Ca(HCO3)2 + Na2CO3
19. FeCl3 + KOH 44. Na2ZnO2 + HNO3
20. Cr2(SO4)3 + Ba(OH)2 45. Cr2O3 +Al2O3
21. Cr2(SO4)3 + Ba(OH)2(нест) 46. (NH4)2SO4 + Ba(OH)2
22. Cr2(SO4)3 + Ba(OH)2(надл) 47. K3CrO3 + H2SO4(надл)
23. PbSO4 + H2SO4 48. Al2O2SO4 + HCl
24. Fe(OH)3 + H3PO4(нест) 49. FeOHSO4 + Mg(HSO4)2
25. ZnS + H2S 50. Pb(HCO3)2 + Pb2(OH)2SO4







Лабораторна робота №2

Атомно-молекулярне вчення

Мета роботи: закріпити на практиці теоретичні знання з теми «Атомно-молекулярне вчення». Навчитися застосовувати основні закони хімії для вирішення практичних задач: визначення молярних мас еквівалентів речовин; знаходження молярних та відносних молекулярних мас газуватих речовин.

Дослід 1. Обґємне визначення молярної маси еквівалента цинку

У колбу місткістю 100мл влийте через скляну лійку (так, щоб не замочити стінок горла колби) 10мл розбавленої хлоридної кислоти HCl і закріпіть колбу горизонтально у штативі.
У мірний циліндр налийте води, циліндр накрийте скляною пластинкою у такий спосіб, щоб в ньому не було бульбашок повітря, занурте його отвором вниз у кристалізатор з водою. Зніміть під водою скляну пластинку. Циліндр закріпіть вертикально у затискачі штативу.
У горло колби покладіть наважку цинку і щільно закрийте пробкою з газовідвідною трубкою. Кінець трубки підведіть під отвір циліндра. Перевірте герметичність приладу. Переведіть колбу у вертикальний стан , при цьому цинк впаде в кислоту. Через 1-2 хв після початку реакції утворюваний Водень почне надходити у циліндр, витісняючи воду.
Якщо через деякий час газ не надходитиме у циліндр, це свідчитиме про негерметичність приладу. У такому разі дослід слід повторити.
Коли реакція повністю пройде і зібраний газ набуде температури навколишнього середовища, визначте обґєм газу.
Знайдений обґєм слід привести до нормальних умов, виходячи з рівняння газового стану, за такою формулою:

P0V0 / T0 = PH2VH2 / T1; V0 = PH2VH2·273 / (273+t)P0,

де V0 ,VH2 - обґєми водню відповідно приведені до нормальних умов і за даної температури, мл; t – температура повітря у приміщенні, 0С ; РН2 – тиск водню в циліндрі, який обчислюється за допомогою співвідношення:

Pб = PH2 + PH2O + h/13,6; Pб = Pб – (h/13,6+PH2O),

де Рб – барометричний тиск , мм рт . ст.; РН2О - парціальний тиск водяної пари при температурі проведення досліду, мм.рт.ст.(таб.1); h – висота стовпчика води у циліндрі від поверхні води у каталізаторі, мм.




Таблиця 1
Парціальний тиск насиченої водяної пари, мм рт.ст.

t0 , С
Парціальний
тиск
t0 , С
Парціальний
тиск

10
11
12
13
14
15
16
17
9,21
9,85
10,52
11,23
11,99
12,79
13,64
14,53
18
19
20
21
22
23
24
25
15,48
16,48
17,54
18,66
19,83
21,03
22,33
23,71


За приведеним до нормальних умов обґємом водню визначте молярну масу еквівалента цинку, застосовуючи співвідношення :

E = a·11200 / V0,

де а – маса наважки цинку, г; 11200 - об’єм , що відповідає молярній масі еквівалента Гідрогену за нормальних умов, мл.
Результат порівняйте з теоретично обчисленим значенням молярної маси еквівалента цинку і обчисліть абсолютну та відносну похибки досліду. Одержані дані запишіть у табл. 2.

Таблиця 2

Умови досліду
Результати

Маса наважки
цинку, г
Рб


РН2О


t0,С


h


VH2О


V0

Ем
практично обчисле-ний
Ем
теоретично обчисле-ний
Похиб-ка, %

1
2
3
4
5
6
7
8
9
10



Дослід 2. Визначення молекулярної маси карбон (
·V) оксиду CO2

Суху скляну колбу місткістю 250 мл. закрийте пробкою і зважте на технохімічних терезах. Масу колби з повітрям запишіть у табл.. 3. На колбу спеціальним олівцем нанесіть позначку рівня , до якого доходить пробка у горлі колби.




Таблиця 3

Маса колби, г
Місткість колби, мл
Об’єм повітря за н.у., мл



Маса, г
Віднос-на молекулярна маса СО2
Похиб-ка досліду




Повіт-ря в об’ємі колби
Колби без повіт-ря
СО2 в об’ємі колби за н.у.



З повіт-рям і кор -ком
З СО2 і кор -ком








1
2
3
4
5
6
7
8
9


Наповніть колбу сухим СО2 , для чого газовідвідну трубку від апарата Кіппа введіть у колбу. Перевірте на повноту заповнення карбон (
·V) оксидом колби (запалена тріска, піднесена до отвору колби, гасне). Колбу закрийте пробкою до позначки, ще раз зважте. Для визначення об’єму газу (після зважування з СО2 ) колбу наповнюють водою до позначки на горлі колби. Об’єм води виміряють мірним циліндром, об’єм води відповідатиме об’єму газу. Приведіть об’єм повітря в колбі , мл, до нормальних умов, застосовуючи формулу :

V0 = PV · 273 / (273 + t) · 760,

де V - об’єм повітря в колбі , мл, за температури t , 0 С, та барометричного тиску Р , мм рт.ст.
Якщо маса повітря об’ємом 1л. за н.у. становить 1,293 г, масу повітря в об’ємі колби обчислюють за формулою:

m = 1,293 · V0 / 1000.

Масу порожньої колби обчисліть за різницею між масою колби з повітрям і без нього.
Маса карбон (
·V) оксиду в об’ємі колби дорівнює масі колби з СО2 мінус маса порожньої колби. Одержані дані використовують для обчислення молярної маси карбон (
·V) оксиду за рівнянням Менделєєва-Клапейрона.
Обчисліть абсолютну та відносну похибки досліду.


Завдання та запитання для самопідготовки

1. Чому дорівнює молярна маса еквівалента таких сполук :Ca(OH)2 ,HNO3 ,Cr(OH)3 ,H3PO4 ,Fe2(SO4)3 ,MgCl2 ,Al2O3
2. Знайти молярну масу еквівалента металу, якщо при взаємодії 0,53 г його з кислотою виділилося 488 см 3 водню (н.у.)
3. Чому дорівнює молярна маса Сульфуру, якщо в результаті спалювання 16 г сірки одержано 32 г оксиду?
4.Маса 3 л газу за н.у. складає 4,6185 г. Визначте молярну масу газу , його густину за повітрям та абсолютну масу (г) однієї молекули газу.
5. Який об’єм займе при температурі 18 0С та тиску 742 мм рт.ст. вуглекислий газ, що виділяється в результаті розкладу 25 г вапняку?
6. На нейтралізацію 0,314 г ортофосфітної кислоти Н3РО4 пішло 0,429 г КОН. Обчисліть молярну масу еквівалента та основність кислоти.
7. При взаємодії 28,5 г простої речовини з Гідрогеном утворилося 30,0 г нової складної сполуки. Визначити молярну масу еквівалента елемента, який сполучився з Гідрогеном.
8. Визначити молярну масу двовалентного металу, якщо з 14,2 г оксиду цього металу утворюється 30,2 г його сульфату.
9. Визначити формулу речовини, яка складається з Карбону, Гідрогену та Оксисену, якщо при спалюванні 0,415 г її одержано 0,33 г вуглекислого газу і 0,135 г води. Відносна густина парів цієї речовини дорівнює 29.
10.Після випаровування 0,76 г речовини її пара зайняла обґєм 235 мл при температурі 200 С і тиску 103,35 кПа. При спалювання такої ж кількості цієї речовини одержано 0,44 г СО2 і 1,28 г SO2. Визначити молекулярну формулу речовини.

Лабораторна робота № 3

Теплові ефекти хімічних реакцій

Мета: удосконалити знання про теплові ефекти хімічних реакцій та їх визначення.

Дослід 1. Проведення реакцій з різним тепловим ефектом: горіння магнію, утворення купрум (ІІ) оксиду.

Для роботи потрібні магнієві ошурки довжиною 2-3 см та мідна пластинка або мідний дротик. Внести у полум’я нагрівного приладу магнієві ошурки. Що спостерігається? Чим зумовлюється яскраве полум’я?
Внести у найгарячішу частину полум’я мідну пластинку, закріплену в тигельних щипцях або пінцеті. Що спостерігається на її поверхні?
До якого типу належать ці реакції? Чим обумовлена відмінність у їх проходженні? Із довідника випишіть значення стандартних ентальпій утворення оксидів та напишіть термохімічні рівняння реакцій.

Дослід 2. Визначення теплового ефекту реакції нейтралізації сильної кислоти лугом.

У посудину Дьюара (калориметр) налити 50 мл розчину хлоридної кислоти з концентрацією 1 моль/л і зачекати 2-3 хв поки температури посудини і розчину не зрівняються, записати температуру tп, розчину. Потім налити через лійку 50 мл розчину натрій гідроксиду (концентрація 1 моль/л) і перемішати розчин мішалкою; визначити максимальну температуру tк розчину. За одержаними даними розрахуйте тепловий ефект реакції нейтралізації за формулою:

Q = cV
·(tк – tп),

де Q – кількість теплоти, що виділяється, с – теплоємність води, с = 4,2 кДж/(кг·К); V – загальний об’єм добутого розчину, V = 0,1 л;
· – густина розчину, яку приймаємо такою, що дорівнює одиниці (1 г/см 3).
Реакція відбувається згідно з рівнянням:

HCl + NaOH = NaCl + H2O, тобто Н+ + ОН- = Н2О

Розрахований за даними досліду тепловий ефект відповідає нейтралізації 0,05 моль кислоти.
Як правило тепловий ефект хімічної реакції (
·r H) відносять до 1 моль речовини. Зробіть необхідний розрахунок та порівняйте одержані значення з табличним:
·r Н0 = -57,3 кДж/моль.

Дослід 3. Визначення ентальпії нейтралізації фосфатної кислоти натрій гідроксидом з утворенням середньої та кислих солей.

Дослід виконують у такому самому приладі, що й попередній. Налити у посудину 100 мл розчину ортофосфатної кислоти Н3РО4 з концентрацією 1 моль/л і визначити початкову температуру розчину. В три сухі склянки на 100 мл налити по 33,3 мл розчину натрій гідроксиду з концентрацією 3 моль/л. Вміст кожної склянки влити почергово через лійку в посудину і визначте при цьому максимальну кінцеву температуру розчину. Результати записати в лабораторний зошит.

Об’єм розчинів, мл
Загаль-ний об’єм, мл
Температура, 0С


Н3РО4

NaOH

кінцева
початкова

·t

100
33,3
133,3




100
66,6
166,6




100
100,0
200,0





Визначити ентальпію нейтралізації всіх трьох стадій з розрахунку на 1 моль утвореної солі (див. попередній дослід) і пояснити отримані результати.


Завдання та запитання для самопідготовки

Поясніть, чому хімічні реакції відбуваються з поглинанням або виділенням тепла.
Дайте означення ентальпії утворення хімічної сполуки. Визначте теплоту утворення цинк сульфіду, якщо під час реакції 0,25 г сірки з надлишком цинку виділиться 1,6 кДж теплоти. Запишіть відповідне термохімічне рівняння.
Яка кількість теплоти виділиться при вибуху 1 л водню та 2 л хлору, взятих за нормальних умов, якщо теплота утворення хлороводню – 91,8 кДж/моль?
Обчисліть кількість теплоти, що виділяється при згоранні 15 л (н. у.) етену, якщо стандартні ентальпії утворення С2Н4, Н2О (рід.), СО2 відповідно дорівнюють: +52,3; -285,8; -393,5 кДж/моль.
Обчисліть стандартну ентальпію утворення Са(ОН)2, якщо при розчиненні 16 г СаС2 уводі виділяється 31,4 кДж тепла. Стандартні ентальпії утворення СаС2 (кр.), С2Н2 (г), Н2О (рід.) відповідно дорівнюють: -62,8 кДж/моль, 227 кДж/моль, -286 кДж/моль.
Дайте означення ентропії. Як залежить ентропія від агрегатного стану речовини?
Користуючись таблицею стандартних ентропій (див. Додаток), визначте
·rS0 для реакцій:
а) FeO (т) + СО (г) = Fe (т) + СО2 (г);
б) MgCO3 (т) = MgO (т) + СО2 (г);
в) СО2 (г) + Са(ОН)2 (т) = СаСО3 (т) + Н2О (р).
Яка термодинамічна функція визначає можливість проходження хімічної реакції? Який існує її зв’язок з ентальпією та ентропією? Чи завжди реакція, для якої
·rG < 0, дійсно відбувається?
Визначте, чи можлива реакція:
SiO2 (кр.) + 2 NaOH (рід.) = Na2SiO3 (кр.) + Н2О (рід.) при стандартних умовах.
·fG0(SiO2(кр.)) = -803,75 кДж/моль,
·fG0(NaOH(рід.)) = -377,0 кДж/моль,
·fG0(Н2О(рід.)) = -237,5 кДж/моль,
·fG0(Na2SiO3(кр.))= -1436,6 кДж/моль.
Визначте, в якому напрямку відбувається процес: СаСО3(кр.) = СаО(кр.) + СО2(г) при стандартних умовах та обчисліть температуру вище якої починається розкладання кальцій карбонату.

Речовина

·fН0, кДж/моль
S0, Дж/(моль
·К)

СаСО3 (кр.)
-1206,0
92,9

СаО (кр.)
-635,1
39,7

СО2 (г)
-393,5
213,6











Лабораторна робота № 4

Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага.

Мета: встановити залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин, температури, наявності каталізатора та дослідити вплив концентрації речовин на хімічну рівновагу.

Дослід 1. Вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість реакції в гомогенній системі.

Швидкість хімічної реакції розглянемо на прикладі взаємодії натрій тіосульфату з сульфатною кислотою. Реакція відбувається згідно з рівнянням:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S + SO2 + H2O.

Внаслідок реакції виділяється сірка , що обумовлює помутніння розчину. Термін часу від початку реакції до помітного помутніння (опалесценції) залежить від швидкості реакції.
Приготувати три розчини натрій тіосульфату різної концентрації. Для цього в три сухі пробірки внести: в першу 5 краплин розчину натрій тіосульфату заданої концентрації і 10 крапель води, в другу 10 крапель розчину тіосульфату і 5 крапель води, в третю – тільки 15 крапель розчину натрій тіосульфату. Розчини перемішати струшуванням. Таким чином відносна концентрація Na2S2O3 в першій пробірці буде 1С, у другій 2С, у третій 3С (С – концентрація).
В кожну пробірку додати по одній краплині розчину сульфатної кислоти і записати час в секундах від моменту добавляння кислоти до появи в розчині помітної опалесценції.
Результати досліду занести у таблицю.

Число кра-пель Na2S2O3
Число кра-пель Н2О
Загаль-ний об’єм розчи-ну краплі
Відносна концент-рація Na2S2O3
Число крапель H2SO4
Час протікання реакції
·, с
Швидкість реакції
·=1/
· (с-1)

5
10
15

1



10
5
15

1



15
-
15

1




Зобразіть графік залежності швидкості реакції від концентрації натрій тіосульфату, відклавши на осі ординат швидкість реакції (
·=1/
·) в умовних одиницях, на осі абсцис – відносну концентрацію. Сформулюйте залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин в умовах досліду.


Дослід 2. Залежність швидкості реакції від температури.

Налити в одну пробірку 5 мл 0,5 н. розчину Na2S2O3, в другу – 5 мл 0,5 н. розчину H2SO4. Обидві пробірки вмістити у склянку з водою, щоб розчини набули однакової температури (температура води). Через 5-7 хв виміряти температуру води. Злити разом вміст обох пробірок. Точно зазначте час від початку реакції до появи каламуті. У дві інші пробірки налити по 5 мл тих самих розчинів. Вмістити їх на 5-7 хв на водяну баню, в якій температура на 10 0C вища, ніж у попередній пробі.
Злити вміст обох пробірок. Визначте час до появи каламуті Потім повторіть дослід, підвищивши температуру ще на 10 0С. Результати дослідів записати у таблицю.

№ про-бірки
Об’єм розчину, мл
Температура
Час появи кала-муті, t, c
Відносна швидкість реакції

·=1/
· (с-1)


Na2 S2O3
H2SO4




1
5,0
5,0




2
5,0
5,0




3
5,0
5,0





За добутими даними побудуйте графік залежності швидкості реакції від температури: на осі абсцис відкладіть температуру, на осі ординат – відносну швидкість реакцій. Зробіть висновок про залежність швидкості хімічної реакції від температури.

Дослід 3. Порівняння активності різних каталізаторів.

У чотири пробірки налити по 10 крапель 3 %-го розчину гідроген пероксиду. Добавити на кінчику шпателя: у першу пробірку силіцій(IV) оксид, в другу – ферум(ІІІ) оксид, в третю – манган(IV) оксид, в четверту пробірку – розчин ферум(ІІІ) хлориду. По інтенсивності виділення газу порівняйте швидкості розкладу гідроген пероксиду. Зробити висновок про вплив каталізаторів на швидкість цих реакцій. Яка речовина найкраще каталізує розклад гідроген пероксиду? Зазначити, який каталіз (гомогенний чи гетерогенний) мав місце у кожному випадку.

Дослід 4. Вивчення оборотності хімічної реакції.

До 5 мл розбавленого розчину ферум (ІІІ) хлориду долити 5 мл розбавленого розчину калій тіоціанату (KSCN). Спостерігати появу характерного криваво-червоного забарвлення, обумовленого утворенням Fe(SCN)3. Написати рівняння реакції в молекулярному та йонному виглядах.
Добутий розчин розлити порівну в чотири пробірки. Першу залишити для порівняння, в другу добавте 2-3 краплі насиченого розчину ферум(ІІІ) хлориду, в третю – 2-3 краплі насиченого розчину калій тіоціанату, в четверту – трохи твердого хлориду калію. Вміст другої і третьої пробірок змішайте, четверту – сильно струсіть.
Що спостерігається у кожній пробірці при введенні однойменних йонів? Поясніть наслідки досліду. Запишіть вираз константи рівноваги.


Завдання та запитання для самопідготовки

Дайте визначення швидкості хімічної реакції. Які фактори впливають на швидкість гомогенної та гетерогенної реакції?
Сформулюйте закон діючих мас. Що таке константа швидкості реакції та який її фізичний зміст? Від чого залежить константа швидкості реакції та чи може змінюватись її значення протягом реакції?
Чи у всіх випадках можна передбачити характер математичної залежності швидкості реакції від концентрації? Відповідь обґрунтуйте.
Як зміниться швидкість реакції 2SO2 + O2 = 2SO3, якщо об’єм системи: а) зменшити вдвічі; б) збільшити втричі.
У певний момент перебігу реакції А2 + 3В2 = 2АВ3 у замкненому об’ємі концентрації А2, В2 та АВ3 відповідно становили 2, 0,5 та 4 моль/л. Визначте вихідні концентрації реагентів.
У скільки разів підвищиться швидкість деякої реакції, якщо температуру збільшити з 20 до 120 0С? Температурний коефіцієнт реакції дорівнює двом.
На скільки градусів треба підвищити температуру, щоб швидкість реакції збільшилась у 81 раз, якщо температурний коефіцієнт дорівнює 3?
Вихідні концентрації NO та Cl2 відповідно дорівнюють 0,8 та 0,4 моль/л. Обчисліть константу рівноваги реакції 2NO(г) + С12(г) ( 2NOCl(г), якщо на момент встановлення рівноваги прореагувало 40% NO.
Під час нагрівання NO2 у закритій системі до певної температури рівновага реакції 2NO2 ( 2NO + O2 встановлюється за таких концентрацій, моль/л: [NO2] = 0,06; [NO] = 0,24; [O2] = 0,12. Знайдіть константу рівноваги для цієї температури і вихідну концентрацію NO2.
У чому суть принципу Ле-Шательє? Як залежить хімічна рівновага від тиску, температури і концентрації реагуючих речовин? Визначте, в якому напрямку зміститься рівновага таких реакцій:
СО + Н2О ( СО2 + Н2,
·rH0 = -41,82 кДж
N2O4 ( 2NO2,
·rH0 = +56,88 кДж
2H2 + O2 ( 2H2O,
·rH0 = -490,95 кДж
C + H2O ( CO + H2 ,
·rH0 = +117,10 кДж
а) при підвищенні температури; б) при підвищенні тиску.







Лабораторна робота № 5

Загальні властивості розчинів. Виготовлення розчинів заданої концентрації.

Мета: узагальнити теоретичні знання про розчини, формувати уміння виготовляти розчини заданої концентрації, удосконалювати уміння працювати з мірним посудом та зважувальними приладами.

Дослід 1. Зміна температури при розчиненні речовин.

В дві пробірки налити до 1/3 їх об’єму дистильованої води і виміряти її температуру. В першу пробірку насипати біля 1 г кристалічного амоній нітрату, розчинити його при перемішуванні і виміряйте температуру. В другу пробірку внести 2-3 шматочки лугу і після його розчинення визначити температуру розчину.
Зробіть висновок про тепловий ефект розчинення цих речовин.

Дослід 2. Залежність розчинності солей від температури.

В пробірку налити близько 1 мл води. Внести мікрошпатель натрій нітрату і перемішати до повного розчинення солі. Далі добавити NaNO3 і перемішувати до тих пір, поки на дні пробірки не залишиться трохи солі, яка не буде розчинятись при перемішуванні. Пробірку закріпити в пробіркотримачі і нагріти її в полум’ї до повного розчинення солі. Продовжувати додавати натрій нітрат в гарячий розчин до одержання насиченого розчину.
Нагріти пробірку до кипіння і повного розчинення кристалів солі, а потім охолодити пробірку в холодній воді. Спостерігати виділення кристалів NaNO3.
Дати визначення насиченим і ненасиченим розчинам.
Порівняти результати своїх спостережень з даними розчинності натрій нітрату.
Зробити висновок про залежність розчинності від температури.

Дослід 3. Виготовлення розчину солі з певною масовою часткою розчиненої речовини.

Варіант 1.
Виготовте 20 г розчину з масовою часткою калій хлориду 0,05.
Варіант 2.
Виготовте 25 г розчину з масовою часткою 3 %.
Варіант 3.
Виготовте 15 г розчину з масовою часткою натрій карбонату 3 %.
Варіант 4.
Виготовте 20 г розчину з масовою часткою кухонної солі 15 %.
Відповідно до завдання, яке видав викладач (можливі також і інші завдання), обчисліть, яку масу солі і води треба взяти для виготовлення розчину.
Зважте на аналітичних терезах відповідно до зроблених обчислень масу солі (наважку) та висипте сіль у хімічний стакан.
Відміряйте мірним циліндром потрібний об’єм дистильованої води і вилийте в хімічний стакан з наважкою. Перемішайте вміст стакана скляною паличкою до повного розчинення солі.

Дослід 4. Виготовлення розчину солі заданої молярної концентрації.

Варіант 1.
Виготовте 25 мл розчину калій хлориду з молярною концентрацією 0,2 моль/л.
Варіант 2.
Виготовте 25 мл розчину натрій нітрату з молярною концентрацією 1 моль/л.
Варіант 3.
Виготовте 25 мл розчину натрій карбонату з молярною концентрацією 0,15 моль/л.
Відповідно до завдання, яке видав викладач (можливі і інші варіанти), обчисліть масу солі, необхідну для виготовлення заданого об’єму розчину.
Зважте на аналітичних терезах відповідно до зроблених обчислень наважку солі.
Всипте зважену сіль у мірну колбу на 25 мл. Для цього вставте у мірну колбу суху лійку і через неї всипте наважку солі, а потім ретельно змийте стінки лійки невеликим об’ємом дистильованої води з промивалки.
Добавте в мірну колбу дистильовану воду до 1/3 її місткості (приблизно 7-10 мл). Закрийте колбу щільно пробкою, перемішайте її вміст обережним струшуванням, домагаючись повного розчинення солі. Якщо сіль не розчинилась, добавте ще води, але не більше ѕ місткості колби. Після того, як сіль розчиниться, долийте води до риски (останню краплю добавте з піпетки) так, щоб нижній рівень меніска співпадав з мірною рискою. Закрийте колбу пробкою і знову перемішайте.

Дослід 5. Виготовлення розчину заданої концентрації з проведенням розрахунків за діагональними схемами.

В лабораторній практиці часто виникає необхідність із концентрованого розчину виготувати розведений. Для розрахунку зручно користуватись правилом діагональних схем ( правило «хреста»"):
де
· – масова частка заданого розчину;
·1 – масова частка розчину з вищою концентрацією;
·2 – масова частка розчину, який використовується для розведення (у випадку з водою
·2 = 0); m1 i m2 – маси вихідних розчинів, які визначають співвідношення, в яких необхідно змішувати вихідні розчини: m1 =
·-
·2 i m2 =
·1-
·.
Наприклад, треба приготувати 100 см3 10 %-го розчину кухонної солі із 22 % і 4 %-го розчинів NaCl.
Скористаємось правилом діагональних схем:

співвідношення масових частин 22%-го і 4%-го розчину - сума їх масових частин.

Із довідника виписуємо значення густини розчинів кухонної солі з різною масовою часткою:
·22% = 1,164 г/см3,
·10% = 1,071 г/см3;
·4% = 1,027 г/см3 .
Знаходимо масу 100 см3 10 %-го розчину солі: m = V ·
·; m = 100 см3 · 1,071 г/см3 = 107,1 г.
Ще раз згадуємо, що маса 22 %-го розчину у виготовленому розчині складає одну частину, а 4 %-го – дві. Знаходимо маси цих розчинів, склавши пропорції:

107,1
-
3 ч
13 EMBED Equation.3 1415

m1
-
1 ч



107,1
-
3 ч
13 EMBED Equation.3 1415

m2
-
2 ч







Розраховуємо відповідні об’єми, розділивши масу розчину на його густину:

V22% =13 EMBED Equation.3 1415 13 EMBED Equation.3 1415; V4% = 13 EMBED Equation.3 1415

Зазначимо, що якщо розчини, які змішуються, мають різну густину, то додавати їх об’єми при розрахунках не можна (так званий об’ємний ефект).
Виміряти розраховані об’єми вихідних розчинів, змішати їх у склянці місткістю 200 см3 і добре перемішати. Перенести добутий розчин у мірний циліндр на 100 см3 і визначити його густину ареометром. Порівняти це значення з табличним та розрахувати відносну похибку.


Завдання та запитання для самопідготовки

Для хвойної ванни, що дає змогу зняти втому, головний біль, поліпшити настрій, у воді об’ємом 200 л розчиняють порошкоподібний хвойний екстракт масою 60 г. Яка масова частка хвойного екстракту в розчині?
Для миття обладнання у харчовій промисловості використовують 10%-й розчин натрій карбонату (кальцинованої соди). Визначте масу соди, яку необхідно взяти для приготування 10 л такого розчину. Густина розчину 1,1 г/см3.
Змішали 1 кг молока із жирністю 3% із 500 г молока, що має жирність 2%. Визначте жирність (%) одержаного молока.
Визначити, яку масу води треба додати до 2 кг 50%-го розчину цукру, щоб одержати 10%-й розчин.
Для одержання розсолу змішали 30 см3 22% розчину солі (густина 1,64 г/см3) і 70 см3 4% розчину (густина 1,03 г/см3). Визначте масову частку (у % ) NaCl у добутому розчині та молярну концентрацію цього розчину, якщо його густина 1,17 г/см3.
Розчинність KNO3 при 10 0С становить 20 г. 500 г 60%-го гарячого розчину KNO3 охолодили до 10 0С. Яка маса KNO3 викристалізувалась?
Обчисліть масу калій гідроксиду, необхідну для виготовлення розчину з концентрацією 0,5 моль/л КОН, об’єм якого 250 см3.
У 2 л етанолу (густина 0,79 г/см3) за н. у. розчинили 4 л сірководню. Обчисліть масову частку H2S в добутому розчині.
Який об’єм в см3 розчину сульфатної кислоти з масовою часткою речовини 80% та густиною 1,732 г/см3 треба взяти для приготування 2 л 6 М розчину H2SO4?
До 800 мл 3 н. розчину КОН додали 1,2 л розчину з масовою часткою калій гідроксиду 12% та густиною 1,1 г/см3. Чому дорівнює молярна концентрація еквівалентів речовини у розчині? Зміною об’єму при змішуванні розчинів знехтувати.
Визначте масову частку хлороводню в 11,8 н. розчині НС1 з густиною 1,18 г/см3.
Обчисліть осмотичний тиск розчину, в 1 л якого при 21 0С розчинено 3,1 г аніліну.
При 42 0С пружність водяної пари дорівнює 8199 Па. На скільки зменшиться пружність водяної пари при цій самій температурі, якщо в 540 г води розчинили 36 г глюкози С6Н12О6?
При якій температурі закипить розчин цукру С12Н22О11 з масовою часткою речовини 50% (ебуліоскопічна константа води дорівнює 0,52)?


Лабораторна робота №6

Розчини електролітів. Гідроліз солей

Мета: оволодіти теоретичними положеннями даної теми і навчитись вирішувати задачі, виконувати вправи, складати рівняння гідролізу солей в молекулярному та йонному вигляді, освоїти методику вимірювання рН за допомогою рН-метра.

Дослід 1. Якісне визначення електропровідності води та водних розчинів.

Прилади, посуд та реактиви: прилад для якісного визначення електропровідності, склянки на 100 – 200 мл, розчини HCl, NaOH, NaCl, NH4OH, CH3COOH конц., CH3COOH розб., C12H22O11 (цукор), вода водопровідна і вода дистильована.
Методика виконання (дослід демонструє лаборант або викладач). У сім склянок налити по 20 – 30 мл розчинів HCl, NaOH, NaCl, NH4OH, цукру і водопровідну та дистильовану воду. У кожну з цих склянок опускають електроди, які ввімкнені в електромережу і приєднані послідовно до електричної лампочки через вимикач. Періодично і короткочасно вмикають струм і спостерігають за лампою. Помічають, у яких випадках є світіння і яка його інтенсивність. Дають пояснення своїм спостереженням, записують рівняння електролітичної дисоціації, відмічають силу електроліта.
В окрему склянку наливають 5 – 10 мл концентрованої ацетатної кислоти і перевіряють її електропровідність. Тоді поступово доливають воду і одночасно спостерігають за зміною інтенсивності світіння електричної лампи. Що спостерігається і як це математично пояснити? Написати рівняння електролітичної дисоціації і вираз константи дисоціації ацетатної кислоти. Знайти табличне значення константи дисоціації цієї кислоти.

Дослід 2. Зміщення рівноваги процесу дисоціації слабких електролітів.

Посуд і реактиви: чотири пробірки, водний розчин ацетатної кислоти, водний розчин амоніаку, розчини індикаторів метилоранжу і фенолфталеїну.
Методика виконання: 1. У перші дві пробірки наливають близько 0,5 – 1 мл розбавленої ацетатної кислоти і приливають по 2 краплини розчину метилоранжу, розчин в обох пробірках стає червоним. В одну з цих пробірок всипають 1 – 2 мікрошпателя сухого натрій ацетату і розмішують розчин скляною паличкою. Червоне забарвлення помітно послаблюється. Чому? Дайте пояснення .
2. У другі дві пробірки наливають по 0,5 – 1 мл розчину амоній гідроксиду NH3·H2O і прибавляють 1 – 2 краплі фенолфталеїну, розчин набуває малинового кольору. В одну з пробірок вносять 1 – 2 мікрошпателя амоній хлориду NH4Cl. Чому послаблюється забарвлення?

Дослід 3. Визначення константи дисоціації ацетатної кислоти.

Ацетатна кислота як слабкий електроліт дисоціює за рівнянням:

СН3СООНН+ + СН3СОО–
переважна дуже мало дуже мало
більшість

Константа дисоціації ацетатної кислоти має вираз:

Кд = [Н+][СН3СОО–]
[СН3СООН]

де концентрація [Н+] = [СН3СОО–], [Н+] дорівнює антилогарифму з рН. Значення рН визначають точно рН-метром (тип рН 340; рН 121) або наближено (універсальним індикаторним папером, тут точність визначення рН ~ 0,5).
Щоб розрахувати константу дисоціації оцтової кислоти дослідним шляхом, визначають значення рН не менше як трьох розчинів різної концентрації. Виходячи з рівностей рН = –lg[Н+] і [Н+] = [СН3СОО–] а [СН3СООН] рівноважна ~ [СН3СООН] загальна, де [СН3СООН] загальна вихідна концентрація кислоти, одержимо Кдис ~ [Н+]2 /Сзаг.
Прилади і реактиви: рН-метр типу рН 340 або рН 121; 1; 0,1 і 0,01 моль/л розчини СН3СООН, універсальний індикаторний папір, три склянки на 100 мл, дистильована вода, фільтрувальний папір.
Хід досліду (разом з викладачем і лаборантом). Підготуйте рН-метри до роботи (промийте дистильованою водою електроди, встановіть необхідний інтервал рН ~ 0 – 4, виставіть температуру, яка є в лабораторії). Візьміть три склянки з 30 – 50 мл розчинів ацетатної кислоти з концентрацією 1; 0,1 і 0,01 моль/л у кожній окремій склянці. Виміряйте величину рН кожного розчину (після кожного вимірювання електрод промивають дистильованою водою і витирають фільтрувальним папером). Якщо рН-метра у лабораторії немає, то визначте величину рН наближено за допомогою універсального індикаторного паперу. Одержані з досліду і розраховані дані занесіть у таблицю:

Концентрація
кислоти
(С заг.)

рН розчину

[Н+]

[Н+]2

Кдис.

1,0
0,1
0,01






З одержаних Вами трьох значень Кдис візьміть середнє і порівняйте його з табличною величиною Кдис СН3СООН = 1,7·10–5.

Дослід 4. Йонні реакції у розчинах електролітів.

Посуд і реактиви: розчини BaCl2, Na2SO4; Pb(NO3)2, Na2CrO4; Na2CO3, HCl; Cr2(SO4)3 і KOH; чотири пробірки.
У першій пробірці до розчину BaCl2 доливають розчин Na2SO4, у другій – до розчину Pb(NO3)2 – розчин Na2CrO4, у третій – до розчину Na2CO3 – розчин HCl, у четвертій – до розчину Cr2(SO4)3 надлишок розчину KOH. В усіх випадках об’єми розчинів беруть у кількостях 5 – 10 крапель, або 0,2 – 0,5 мл. Які зміни спостерігаються у кожній пробірці? Скласти молекулярні, повні йонні та скорочені йонні рівняння усіх реакцій, які Ви виконали. Зазначте, яка умова спричиняє перебіг кожної реакції (тобто чому відбувається дана реакція).Який склад йонів (і катіонів, і аніонів) у водному розчині? Порівняйте табличні значення добутків розчинності BaSO4 і PbCrO4. Яка сіль менше розчинна?

Дослід 5. Визначення збільшення температури кипіння розчину натрій хлориду порівняно з водою.

Прилади, посуд і реактиви: термометр на 110 – 120єС, термостійка склянка на 500 мл, скляна паличка, сухий NaCl, дистильована вода, шпатель, технічні терези, пінцет, різноважки, мірний циліндр на 100 мл, штатив з лапкою і кільцем, металева тринога, азбестова сітка, газовий пальник, сірники.
На технічних терезах відважують 5,85 г NaCl і розчиняють цю наважку у 90 мл дистильованої води, яка налита у склянку на 150 мл. Цю склянку через фіксуюче металеве кільце штатива ставлять в більшу склянку з водою, велику склянку (об’ємом 500 – 600 мл) ставлять на азбестову сітку металевої триноги. У розчині натрій хлориду розміщують термометр, який за допомогою лапки штатива фіксують у постійному положенні (у середній частині об’єму розчину). Обережно нагрівають склянки з водою і розчином і визначають температуру кипіння розчину натрій хлориду, одержане значення записують в лабораторний зошит. Потім замість розчину в малу склянку наливають дистильовану воду і визначають температуру кипіння чистої води. За даними досліду визначають
·t кип. розчину як різницю:

·t кип. розчину = t кип. розчину –t кип. води .
Теоретичний розрахунок
·t кип. розчину виконують , виходячи з таких даних:
Кеб Н2О = 0,52; коефіцієнт активності розчину дорівнює 0,9; ступінь дисоціації NaCl
·= 80 %, а
·t кип. розчину = i Кеб Н2О · 13 QUOTE 1415 ·13 QUOTE 1415; 13 QUOTE 1415.
· = L.
Порівнюють дослідне та теоретичне значення
·t кип. розчину. Чим Ви можете пояснити різницю в значеннях цих величин? Тут скористайтесь поняттям “ідеальні розчини” і “розбавлені розчини”.

Дослід 6. Вплив температури на розчинність плюмбум (II) йодиду PbI2.

Посуд, пристрої і реактиви: пробірка, концентровані водні розчини Pb(NO3)2 і KI, газовий пальник, держак для пробірки, сірники, скляна паличка, штатив для пробірок.
У пробірку з 2 – 3 мл розчину Pb(NO3)2 доливають стільки ж розчину KI, спостерігають утворення жовтого осаду PbI2. Пробірку з осадом закріплюють у держаку і обережно нагрівають на слабкому полум’ї газового пальника, постійно струшуючи пробірку або розмішуючи суміш у пробірці скляною паличкою до повного розчинення осаду. Пробірку з гарячим прозорим розчином залишають у штативі для пробірок. Що спостерігається після охолодження розчину? Як залежить розчинність PbI2 від температури? Напишіть рівняння реакції одержання PbI2 в молекулярній, повній йонній та скороченій йонній формах.

Дослід 7. Визначення кольору індикаторів у різних середовищах.

Посуд і реактиви: 9 пробірок, розчини індикаторів метилоранжу, лакмусу і фенолфталеїну, розчини хлоридної кислоти і натрій гідроксиду, дистильована вода.
Беруть три ряди пробірок по три пробірки у кожному ряду. У першу пробірку наливають розчин хлоридної кислоти, у другу – дистильовану воду, у третю – розчин натрій гідроксиду. У перший ряд пробірок додають по 2 краплі розчину метилоранжу, у другий ряд – розчину лакмусу, у третій ряд – розчину фенолфталеїну. Спостерігають за кольором індикаторів у кожному випадку. Одержані дані записують у таблицю:


Індикатор
Кисле середовище
Нейтральне середовище
Лужне середовище

Метилоранж




Лакмус




Фенолфталеїн






Дослід 8. Визначення рН водних розчинів.

Прилади, реактиви і матеріали: рН-метр типу рН 340 або рН 121, універсальний індикаторний папір, скляна паличка, водні розчини кислоти, лугу, солей NH4Cl, Na2CO3, п’ять склянок на 100 мл.
Готують рН-метр до роботи, як описано у досліді 3, а тоді визначають рН досліджуваних розчинів з точністю до ±0,1. Для кожного розчину визначають рН наближено за допомогою універсального індикаторного паперу, одержані дані записують у таблицю:


Розчин
Значення рН за показами рН-метра (±0,1)
Значення рН за шкалою універсального індикатора (±0,5)

HCl
NH4Cl
Na2CO3
NaOH




Для яких рідких харчових продуктів визначають величину рН і чому?

Дослід 9. Приготування ацетатного буферного розчину і його властивості.

Посуд і реактиви: три склянки на 100 мл, 1 моль/л розчин ацетатної кислоти, 1 моль/л розчин натрій ацетату, 0,1 моль/л розчин HCl, 0,1 моль/л розчин NaOH, скляна паличка, пробірки, мірні піпетки на 5 мл, мірний циліндр на 25 мл, універсальний індикаторний папір, дистильована вода.
В окремих склянках готують 0,1 моль/л розчини CH3COOH і CH3COONa розбавленням 1 мл їх 1 моль/л розчинів водою до 10 мл (1 мл розчину і 9 мл води). В третю склянку відміряють мірним циліндром по 10 мл 0,1 моль/л розчинів CH3COOH і CH3COONa. Універсальним індикаторним папером визначають рН одержаного буферного розчину.
Беруть чотири пробірки, у першу і третю наливають воду, а у другу і четверту по 1 мл буферного розчину. У перші дві пробірки додають по 1 краплині 0,1 моль/л розчину HCl, а у других дві пробірки по 1 краплині 0,1 моль/л розчину NaOH. Визначають рН одержаних чотирьох розчинів. Як пояснити те, що у другій і четвертій пробірках рН практично не змінюється? Напишіть відповідні рівняння реакцій, які це пояснюють.

Дослід 10. Визначення рН середовища розчинів різних солей.

Посуд і реактиви: п’ять пробірок, сухі солі Na2CO3, AlCl3, CH3COONH4, NaCl, універсальний індикаторний папір, шпатель, дистильована вода. В п’ять пробірок наливають по 2 – 3 мл дистильованої води, в перші чотири пробірки вносять по 0,2 – 0,3 г солей Na2CO3, AlCl3, CH3COONH4 і NaCl, розмішують вміст пробірок і за допомогою універсального індикатора визначають рН цих розчинів. Одержані дані записують у таблицю:

Формула солі
рН розчину
Рівняння гідролізу солі в йонній формі

Na2CO3



AlCl



CH3COONH4



NaCl




Дайте відповідь, які речовини піддають гідролізу у харчовій промисловості і для якої мети?

Дослід 11. Повний гідроліз карбонату хрому (III).

Посуд і реактиви: пробірка, розчин солі хрому (III), розчин натрій карбонату Na2CO3.
У пробірку з розчином солі хрому(III) (0,2 – 0,3 мл) додають стільки ж розчину Na2CO3, спостерігають утворення сіро – синюватого осаду хром (III) гідроксиду. Напишіть рівняння повного гідролізу в процесі перебігу цієї реакції в молекулярній та йонній формах. Чому сіль Cr2(CO3)3 не можливо одержати у водному розчині?

Дослід 12. Дослідження впливу температури на гідроліз натрій ацетату.

Посуд, матеріали і реактиви: дві пробірки, розчини фенолфталеїну і натрій ацетату, газовий пальник, держак пробірок, сірники.
У дві пробірки наливають по 1 мл розчину натрій ацетату і додають у кожну з них по 1 краплині розчину фенолфталеїну. Який колір розчину в пробірках? Нагрійте одну з цих пробірок, порівняйте тепер інтенсивність кольору індикатора в цих же пробірках. Де інтенсивність забарвлення більша і чому? Охолодіть нагрітий розчин. Як змінилась інтенсивність забарвлення? Зробіть висновок про вплив нагрівання та охолодження на процес гідролізу.

Дослід 13. Вплив розведення на гідроліз солі.

Посуд, матеріали і реактиви: пробірка, концентрований розчин солі SbCl3 або BiCl3, дистильована вода, скляна паличка, універсальний індикаторний папір.
У пробірку налийте 0,2 – 0,5 мл концентрованого розчину солі і розбавляйте його водою при збовтуванні або розмішуванні. Що спостерігається і чому? Напишіть рівняння поступового гідролізу SbCl3 з утворенням на першій стадії Sb(OH)Cl2, на другій – Sb(OH)2Cl, який переходить в стійкий SbOCl, відщеплюючи воду. SbOCl при кімнатній температурі стійкий, але при високих температурах зазнає термогідролізу:
2SbOCl + H2O = Sb2O3 + 2HCl.


Завдання та запитання для самопідготовки

Розрахуйте рН і рОН 0, 001, 0,01 і 0,1 моль/л розчинів ацетатної кислоти, якщо Кд СН3СООН = 1,7·10–5; а також рН і рОН 0,01; 0,1 і 1 моль/л розчинів диметиламіну у воді, якщо Кд (СН3)2NH·H2O= 5,4·10–4 .
1,713 г барій гідроксиду міститься у 2 л водного розчину. Яка величина рН цього розчину ?
У склянці змішали 200 мл 0,1 моль/л розчину KOH і 800 мл 0,04 н розчину сульфатної кислоти. Вирахуйте рН розчину після змішування.
До 250 мл розчину AgNO3, який містить 0,001 г цієї солі, прилили 750 мл розчину KBr (вміст солі 0,002 г). Чи випаде осад, якщо ДРAgBr = 5,3 ·10–13 ? Відповідь підтвердіть розрахунком.
Розрахуйте температуру кипіння та замерзання водного розчину натрій карбонату, якщо 10,6 г цієї солі розчинено у 180 г води, де
· = 90 %; Кеб = 0,52; Ккр = 1,86, де
· – ступінь електролітичної дисоціації Na2CO3.
При розчиненні солей SbCl3, SnCl2, BiCl3 у воді одержані розчини стають каламутними. Чому це відбувається? Напишіть необхідні рівняння в молекулярній та йонній формах. Яким чином можна усунути помічене явище?
Напишіть рівняння реакцій гідролізу амоній карбонату , калій ацетату, амоній сульфату в молекулярній та йонній формах. Яке середовище цих розчинів внаслідок гідролізу ?
У якому масовому співвідношенні необхідно брати натрій хлорид і сніг, щоб одержана суміш танула при мінус 10єС, якщо Ккр Н2О = 1,86; ступінь дисоціації натрій хлориду
· = 95%.
Обчисліть рН і ступінь гідролізу (
·) 0,1 н розчину NH4Cl, Кд NH3·H2O = 1,8 ·10–5.
Добуток розчинності BaSO4 дорівнює 1,1·10–10. Розрахуйте розчинність цієї солі в моль/л.








Лабораторна робота №7

Окисно-відновні реакції

Мета: засвоїти суть понять, які стосуються даної теми: окисник, відновник, середовище, продукти реакції, процес окиснення, процес відновлення, окисно-відновний потенціал, напрям окисно-відновної реакції; вміти враховувати фактори, які впливають

Дослід 1. Відновні властивості металів.

У три пробірки внести по 8 – 12 крапель розчинів таких солей: купрум (II) сульфату, плюмбум(II) нітрату і цинк сульфату. Опустити в першу пробірку очищену від іржі залізну скріпку, у другу – гранулу цинку, у третю – очищений мідний дротик. Де реакція не відбувається і чому? Дати пояснення, виходячи із відповідних значень окисно-відновних потенціалів, скласти схеми електронних переходів, зазначити речовини відновники та окисники.

Дослід 2. Відновні й окисні властивості неметалів.

У дві пробірки вносять по 3 – 4 краплі йодної води. У першу додають кілька крапель хлорної, а у другу – сірководневої води H2S. Як змінюється забарвлення йоду? Написати рівняння реакцій, прийнявши до уваги, що у першому випадку утворюється йодатна(V) кислота HIO3, а у другому – осад сірки. Яку роль відіграють хлор, йод і H2S у цих реакціях?

Дослід 3. Відновні властивості атомів р-елементів у негативному ступені окиснення.

1. До 3 – 4 крапель розчину калій йодиду КI додати 2 – 3 краплі розведеної сульфатної кислоти для створення середовища і 2 – 3 краплі калій йодату(V) КIO3. Внаслідок реакції утворюється вільний йод, який забарвлює розчин у жовто – коричневий колір. Якщо в цю ж пробірку долити трохи органічного розчинника (гасу, бензолу, рідкого вазеліну чи толуолу), то кільце цього розчинника забарвлюється у характерний для йоду фіолетовий колір. Скласти рівняння реакції.
2. У дві пробірки налити 2 – 3 краплі бромної води. В першу додати кілька крапель амоніаку, в другу – сірководневої води. Які зміни Ви спостерігаєте у кожній з цих пробірок? Скласти рівняння реакцій, які тут відбуваються, маючи на увазі, що у першій пробірці утворюється азот і амоній бромід, а у другій – сірка і бромідна кислота.




Дослід 4. Окисні властивості атомів елементів у найвищому ступені окиснення.

У три пробірки налийте по 2 – 4 краплі сірководневої води H2S, натрій сульфіту Na2SO3 та калій йодиду КI. Додайте 2 – 3 краплі розбавленої сульфатної кислоти і калій дихромату K2Cr2O7. Що Ви спостерігаєте у кожній пробірці? Написати рівняння реакцій.
У пробірку внести 2 – 4 краплі манган(II) сульфату MnSO4, підкислити цей розчин розбавленою нітратною кислотою HNO3 і всипати мікрошпатель плюмбум(IV) оксиду PbO2. Обережно нагріти пробірку. Спостерігати появу характерного для MnO4– фіолетового кольору розчину. Скласти рівняння реакції.

Дослід 5. Окисні й відновні властивості сполук сульфуру (IV).

У дві пробірки з розчинами калій дихромату K2Cr2O7 і Na2S, взятих окремо, внести декілька крапель розбавленої сульфатної кислоти і натрій сульфіту Na2SO3. Що Ви спостерігаєте у кожній пробірці. Скласти рівняння реакцій і зазначити окисно-відновну роль натрій сульфіту в кожній з них. Свою відповідь підтвердіть порівнянням значень відповідних стандартних окисно-відновних потенціалів.

Дослід 6. Вплив рН середовища на хід окисно-відновних реакцій.

У три пробірки внести по 3 – 4 краплі розчину калій перманганату KMnO4. В першу пробірку додати 2 – 3 краплі розбавленої сульфатної кислоти, в другу – кілька крапель води, у третю – розчин лугу. До всіх трьох пробірок внести по 1 – 2 мікрошпателя натрій нітриту NaNO2 і змішати до повного розчинення кристалів. Які зміни спостерігаються у кожній пробірці? Написати рівняння реакцій, враховуючи те, що манган(II) сульфат MnSO4 – безбарвний у розчині, манган(IV) оксид MnO2 – коричневий, а калій манганат K2MnO4 – зелений. Скласти загальну схему відновлення йону MnO4– у різних середовищах:

13 SHAPE \* MERGEFORMAT 1415
Дослід 7. Внутрішньомолекулярні окисно-відновні реакції.

У широку фарфорову чашку насипати гірку амоній дихромату (NH4)2Cr2O7. У вершину гірки вставити магнієву стружку та підпалити її. Яке явище Ви спостерігаєте? Складіть рівняння цієї реакції, якщо у ній утворюється зелений хром(III) оксид, азот і водяна пара. Який елемент у складі амоній дихромату у цій реакції відновник, а який - окисник?

Дослід 8. Реакції диспропорціювання.

У пробірку внести 5 – 7 крапель бромної води й додати до неї розчин KOH до знебарвлення. Написати рівняння реакції для випадків взаємодії цих речовин на холоді і при нагріванні. Зробити висновок, чи впливає температура на продукти окисно-відновної реакції.

Дослід 9. Окисно-відновні властивості гідроген пероксиду H2O2.

1. До розчину калій йодиду, підкисленого сульфатною кислотою додають 1 – 2 краплі 3 % - го розчину гідроген пероксиду H2O2. Розчин у пробірці набуває спочатку жовтуватого, а потім жовто-коричневого кольору за рахунок виділення йоду. Скласти рівняння цієї реакції, зазначити окисно -відновну роль гідроген пероксиду.
2. До 2 – 3 краплин розчину калій перманганату KMnO4 додати 2 – 3 краплі сульфатної і декілька краплин гідроген пероксиду H2O2. Спостерігати виділення безбарвного газу і знебарвлення розчину. Скласти рівняння реакції і вказати окисно-відновну роль у них гідроген пероксиду.

Дослід 10. Вплив концентрації нітратної та сульфатної кислот на продукти окисно-відновної реакції.

У пробірку з мідним дротиком наливають 4 – 6 крапель концентрованої нітратної кислоти. Спостерігають утворення блакитного розчину купрум(II) нітрату Cu(NO3)2 і виділення бурого газу нітроген(IV) оксиду NO2.
У цю ж пробірку доливають 6 – 10 крапель води і спостерігають вже виділення безбарвного газу нітроген(II) оксиду NO.
Записують рівняння обох реакцій.
У першу пробірку наливають концентровану сульфатну кислоту, а у другу – сильно розбавлену сульфатну кислоту. В обидві пробірки опускають по одній гранулі цинку. Що спостерігається у кожній пробірці? Складіть рівняння реакцій, знаючи, що в першій пробірці паралельно відбувається три типи взаємодії з утворенням: 1) ZnSO4 і SO2, 2) ZnSO4 і S, 3) ZnSO4 і H2S; а у другій пробірці виділяється водень.
З п.1 і п.2 цього досліду зробіть висновок, чи впливає концентрація реагуючих речовин на продукти окисно-відновної реакції. Складіть загальні схеми відновлення нітратної та сульфатної кислот в залежності від концентрації кислоти і відновлювальної здатності відновника (Mg, Zn, Al, Cu, Ag).


Дослід 11. Взаємодія глюкози з калій перманганатом у сульфатнокислому середовищі (демонстрація).

У пробірку наливають 5 – 8 крапель розчину калій перманганату KMnO4 і додають 2 – 3 краплі розчину розбавленої сульфатної кислоти, в одержаний розчин всипають один мікрошпатель глюкози. Спостерігають виділення вуглекислого газу і знебарвлення калій перманганату. Записують рівняння реакції.

Дослід 12. Взаємодія калій йодиду з калій перманганатом у кислому середовищі.

У пробірку внести 3 – 4 краплі розчину калій перманганату і 1 краплю розбавленої сульфатної кислоти, додати 2 – 3 краплі розчину калій йодиду KI. Спостерігати знебарвлення розчину калій перманганату і появу жовтуватого або жовто-коричневого кольору йоду. Скласти рівняння реакції.


Завдання та запитання для самопідготовки

1. Доберіть коефіцієнти у рівняннях реакцій, окисник чи відновник в яких є реакційним середовищем:
KMnO4 + HCl
Al + HNO3(розб)
2. Використовуючи значення стандартних окисно-відновних потенціалів, визначте, яка з реакцій можлива:
K2Cr2O7 +KBr + H2SO4 Cr2(SO4)3 + Br2 + K2SO4 + H2O
NaI + Na2SO4 + H2O I2 + Na2SO3 + NaOH
3. Використовуючи таб.7, виберіть з наведених окисників: Br2, MnO2, PbO2, KClO3 такий, який дозволяє отримати Cl2 з HCl.
4. Закінчіть рівняння і доберіть коефіцієнти для окисно – відновних реакцій:
Zn + H2SO4 (розб) H2S + H2SO3
Mg + H2SO4 (к) Na2S2O3 + KMnO4 + KOH
Ag + HNO3 (к) SO2 + HClO4 + H2O
Cu2S + HNO3 (к) Zn + NaNO3 + NaOH + H2O
KMnO4 +Al + H2SO4 Zn + KNO3 + KOH
Cr2O3 + KClO3 + KOH FeS2 + HNO3 (к)
K2Cr2O7 + K2SO3 + H2O H2C=CH2 + KMnO4 + H2O
KMnO4 + KNO2 + H2SO4 NH4NO3 + Al(нагрівання)
KMnO4 + KNO2 + NaOH NH4OH + Br2
KMnO4 + KNO2 + H2O Mn3O4 + HNO3
MnO2 + KClO3 + K2CO3 Pбіл + NaOH + H2O
P + HNO3 + H2O B(O–CH3)3 + O2
FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 BaO2 + PbS
(NH4)2S + Na2Cr2O7 + H2O KClO3 + Fe3C+ KOH(нагрівання)
Co2O3 + HCl Fe(CrO2)2 + Na2CO3 + O2(нагрівання)
Cr2(SO4)3 + H2O2 + H2SO4 (NH4)2S2O8 + Cr2(SO4)3 + KOH
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 KMnO4 +SiH4 + H2SO4
KI + NaNO2 + H2SO4 CuSO4 + KI
NaNO2 + PbO2 + H2SO4 Au +H2SeO4
PH3 + O2 Nb + HF + HNO3
C2H5OH + CrO3 + H2SO4 NaClO + NH3
I2 + Cl2 + H2O
5. Назвіть фактори, які впливають на природу продуктів окисно -відновних реакцій (концентрація реагуючих речовин, кислотність середовища, температура, каталізатор). Наведіть приклади відповідних окисно – відновних реакцій, де ці фактори проявляються.
6. Поясніть, що розуміють під стандартним потенціалом окисно -відновної реакції. Як знак і величина його значення визначають здатність йонів або атомів приєднувати або віддавати електрони порівняно з катіонами гідрогену?
7. Як величина стандартного потенціалу окисно-відновного переходу визначає силу окисника? Порівняйте значення цієї характеристики для переходів:
Cl2 + I
·Ч2 = 2Cl
·;
Br2 + I
·Ч2 = 2Br
·;
I2 + I
·Ч2 = 2I
·.
Який окисник серед галогенів найсильніший?
8. Як використовують величини стандартних потенціалів окисно -відновних реакцій для визначення їх напряму? В якому напрямі будуть відбуватись реакції:
Cr2(SO4)3 +I2 + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 + KI + H2SO4;
MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O KMnO4 + KNO2 + H2SO4.
9. Які фактори впливають на величину потенціалу окисно-відновної реакції?
10. Наведіть приклади рівнянь окисно-відновних реакцій, які відбуваються у природі та промисловості.


Лабораторна робота №8

Електрохімічні процеси

Мета: зрозуміти зміст понять електрод, електрод порівняння, гальванічний елемент, акумулятор, корозія, захисні покриття,способи захисту від корозії, закони електролізу, гальванічні процеси, знати, як відбувається електроліз водних розчинів деяких окремо взятих солей, вміти складати рівняння реакцій катодного та анодного процесів та вирішувати типові задачі.

Дослід 1. Утворення гальванічного елемента.

Прилади, посуд, матеріали та реактиви: гальванометр, електролітичний місточок, оцинкована та мідна пластинки, ізольований мідний дріт, 1 моль/л розчини цинк сульфату ZnSO4 і купрум сульфату CuSO4; 0,001 моль/л розчин цинк сульфату, три склянки на 100 мл.
1. Звичайний гальванічний елемент. Зібрати гальванічний елемент, як показано на схемі у підручнику. Для цього в одну склянку наливають 50 мл 1моль/л розчину цинк сульфату, а в другу – 50 мл 1 моль/л розчину купрум сульфату. В першу склянку опускають оцинковану пластинку, а у другу – мідну, пластинки за допомогою ізольованого мідного дротика приєднують до гальванометра, а розчини у склянках з’єднують електролітичним місточком. В момент цього останнього з’єднання слідкуйте за стрілкою гальванометра. Що спостерігається? Які окисно-відновні процеси відбуваються на цинковому та мідному електродах? У якому напрямі рухаються електрони у зовнішньому колі, і як рухаються йони у внутрішньому колі? Намалюйте схему цього гальванічного елемента. Напишіть рівняння реакцій, які відбуваються на електродах, позначення гальванічного елемента, розрахуйте його ЕРС.
Які прилади називають акумуляторами? Чим вони відрізняються від гальванічних елементів? Чому гальванічних елементів можна зібрати багато, а акумуляторів у техніці використовується лише одиниці?
2. Концентраційний цинковий гальванічний елемент. В досліді використовують дві оцинковані пластинки, 1 моль/л і 0,001 моль/л розчини цинк сульфату. Всі інші операції виконують як в п.1.
За рівнянням Нернста розрахуйте значення електродного потенціалу цинкового електрода, опущеного у розчин солі з концентрацією 0.001 моль/л, а також ЕРС цього концентраційного елемента.
Розрахуйте окремо ЕРС гальванічних елементів, зібраних зі стандартних електродів: Mg – Au, Al – Ag, Fe – Cu, Zn – Ni; Який з цих гальванічних елементів дає найбільшу величину ЕРС?

Дослід 2. Напрям окисно-відновних процесів.

Для реакції Cr2(SO4)3 + I2 + H2O K2Cr2O7 + KI + H2SO4,
визначити напрям, виходячи з величин стандартних окисно – відновних потенціалів переходів:
2Cr+3 – 3
·Ч2 + 7H2O Cr2O72– + 14H+ і 2I– – 1
·Ч2 I20 (необхідні дані візьміть у таблиці).
Висновок, одержаний розрахунком, перевірте дослідним шляхом, для цього у пробірку внесіть 2 – 3 краплі хром(III) сульфату Cr2(SO4)3 і калій сульфату К2SO4, долийте 1 – 2 краплі йодної води. Чи знебарвлюється йод? Якщо ні, то така реакція не іде.
У другу пробірку внесіть кілька крапель розчину калій дихромату K2Cr2O7 та сульфатної кислоти H2SO4, додайте 3 – 4 краплі розчину калій йодиду КІ. Спостерігайте появу коричневого кольору вільного йоду. Дайте відповідь, у якому напрямі йде реакція, і чи підтверджується зроблений попередньо висновок.
Виконайте потрібний розрахунок для реакцій:
1) KMnO4 + Br2 + H2SO4 MnSO4 + KBrO3 + H2O,
2) NaI + Na2SO4 + H2O I2 + Na2SO3 + NaOH
і зазначте, у якому напрямі ідуть ці реакції.

Дослід 3. Руйнування захисної плівки алюмінію.

У пробірку з водою внести гранулу алюмінію. Чому такий активний метал як алюміній не реагує з нею?
Візьміть дві пробірки і опустіть в кожну по одній гранулі алюмінію, 0,5 – 1 мл розчину розбавленої нітратної кислоти, а в іншу – 0,5 – 1 мл розчину розбавленого лугу, кожну пробірку обережно нагрійте до інтенсивного виділення водню, потім злийте з гранул кислоту і луг. Гранули промийте водою і перевірте, чи реагує алюміній, позбавлений захисного шару оксиду з водою. Напишіть рівняння реакцій взаємодії алюміній оксиду з кислотою, алюміній оксиду з лугом, алюмінію з водою, алюмінію з кислотою, алюмінію з лугом.
Поясніть хімічну суть пасивації металів. Для чого це явище використовують на практиці? Які сполуки, утворені на поверхні металу, можуть спричиняти пасивацію цього металу? Якими матеріалами покривають поверхню металів для захисту від корозії?

Дослід 4. Електрохімічна корозія металів.

1. У залізну канцелярську скріпку вставляють гранулу цинку, в іншу таку ж скріпку – очищений мідний дріт. Скріпки з гранулами опускають в дві окремі пробірки з розбавленою сульфатною кислотою. На якому металі в першій і другій пробірці виділяється водень? У якій пробірці Fe2+ переходить у розчин (зробіть пробу з K3[Fe(CN)6]).
Поясніть це, використовуючи величини стандартних електродних потенціалів цинку і заліза, заліза і міді. Знайдіть ЕРС відповідних мікро гальванічних елементів. Напишіть рівняння реакцій, які ідуть на аноді та на катоді цих гальванічних пар.
Користуючись величинами стандартних електродних потенціалів, визначте, який метал у парах: Al – Cu, Cu – Ni, Fe – Ni кородує першим, а також знайдіть величину ЕРС відповідних гальванічних елементів.
2. Налийте у пробірку 5 – 6 крапель розбавленої сульфатної кислоти H2SO4 і опустіть у неї гранулу цинку. Що Ви спостерігаєте? Запам’ятайте, яка швидкість виділення водню. Доторкніться очищеним мідним дротом до гранули цинку у сульфатній кислоті. Як тепер змінилась швидкість виділення водню, і на якому металі він виділяється? Вийміть мідний дротик і замітьте, як змінилась швидкість виділення водню. Напишіть рівняння реакцій, які відбуваються на аноді і на катоді.

Дослід 5. Електроліз водних розчинів з вугільними електродами.

Прилад, пристрої, реактиви і матеріали: електролізер (U – подібна скляна трубка), батарейка постійного струму на 4 – 6 V, ізольований мідний дротик, вугільні електроди (беруть стержень звичайного олівця), два корки, розчини метилоранжу, крохмалю і фенолфталеїну, водні розчини натрій сульфату Na2SO4, калій йодиду КІ та купрум(ІІ) хлориду CuCl2.
1. Наповнити електролізер розчином натрій сульфату Na2SO4, внести у нього 1 – 2 краплі розчину метилоранжу, опустити у розчин електроди, закріплені у корках і приєднані до батарейки. Через деякий час спостерігайте виділення на електродах пухирців різних газів і появу червоного та жовтого кольорів розчину біля різнополюсних електродів. Які процеси відбуваються на катоді та на аноді? Які речовини утворюються у прианодному та прикатодному просторах. Напишіть рівняння електрохімічних процесів.
2. В електролізер налийте розчин калій йодиду КІ, налийте у нього 1 – 2 краплі розчинів фенолфталеїну й крохмалю. Проведіть електроліз цього розчину, як описано у п.1. Як змінюється колір розчину біля анода та біля катода і чому? Напишіть рівняння реакцій катодного та анодного процесів.
3. Проведіть електроліз водного розчину купрум(ІІ) хлориду. Зверніть увагу на колір катода після електролізу і пухирці газу, який виділяється на аноді. Напишіть відповідні рівняння реакцій, які відбуваються на аноді та на катоді.
Проведіть розрахунок і визначте, які об’єми газів (н.у.) виділяються на електродах при виконанні досліду по п.1, якщо сила струму дорівнює 2 А, час 40 хв., вихід за струмом складає 70 %.


Завдання та запитання для самопідготовки

1. Визначте електрорушійну силу концентраційного гальванічного елемента, утвореного з двох мідних електродів, занурених у розчини: один з них з концентрацією 0,0001М, другий – з концентрацією 1М.
2. Визначте ЕРС та запишіть електродні процеси гальванічного елемента, складеного із Zn платівки, зануреної в розчин солі цинку з молярною концентрацією 0,1 моль/л та Zn пластинки, зануреної в розчин такої ж солі з концентрацією 0,001 моль/л.
3. Визначте ЕРС та запишіть електродні процеси гальванічного елемента, складеного із Zn пластинки, зануреної в розчин солі цинку з молярною концентрацією 0,1 моль/л та Cu пластинки, зануреної в розчин солі купруму з молярною концентрацією 0,001моль/л.
4. Потенціал магнієвого електрода, зануреного в розчин солі Mg, дорівнює – 2,41 В. Розрахувати концентрацію іонів [Mg2+] в розчині, якщо стандартний електродний потенціал магнію Е0 Mg/Mg2+ = –2
·,37 В.
5. Розрахувати концентрацію іонів водню [Н+] в розчині, в якому потенціал водневого електрода дорівнює –82 МВ.
6. Скласти схему електролізу розчину нітрату калію. Чому дорівнює кількість витраченої електрики, якщо на аноді виділилось 280 мл газу (н.у.)? Що і в якій кількості виділилось на катоді?
7. Яка кількість міді виділилась на катоді при пропусканні через розчин сульфату міді струму силою 3А протягом 1 год 20 хв 40 с? Який газ і в якій кількості виділився на аноді?
8. Через розчин сульфату цинку пропустили струм силою 2А протягом 30 хв. На катоді виділилось 1,21 г цинку. Визначити вихід цинку за струмом.
9. Виріб із металу А покрито металом В. Який із металів буде піддаватись корозії при руйнуванні цілісності покриття і скласти схему гальванічного елемента, що утворився і рівняння катодного та анодного процесів: а) в кислому середовищі; б) в нейтральному середовищі; в) у вологому повітрі.
1. А – Fe і В – Sn;
2) А – Al і В – Cu;
3) А – Fe і В – Ni;
4) А – Fe і В – Zn;
Наведіть рівняння електродних процесів.
10. Скласти схему електрохімічної корозії лудженого заліза (Fe –Sn): а) в кислому середовищі; б) в нейтральному середовищі.


Лабораторна робота № 9

Координаційні сполуки

Мета: познайомитись з реакціями комплексоутворення та їх особливостями, навчитись розрізняти комплексні сполуки серед інших, вивчити їх основні властивості.

Дослід 1. Катіонні комплекси.

1. В дві пробірки внести по 3-4 краплі розчинів солей: в першу нікелю (ІІ) сульфату, в другу купруму (ІІ) сульфату і такий самий об’єм лугу. До отриманих осадів прилити 5-6 крапель 25%-го розчину аміаку. Що відбувається? Написати рівняння реакцій. Координаційне число нікелю (ІІ) дорівнює 6, а купруму (ІІ) 4.
2. До розчинів солей цинку та кадмію додати невелику кількість розбавленого розчину аміаку, а потім його надмір. Поясніть процеси, що відбуваються у розчинах.
Дослід 2. Аніонні комплекси.

1. Калію тетрайодобісмутат. У пробірку з 3-4 краплями розчину бісмуту (ІІІ) нітрату прилити по краплях розчин калію йодиду до випадіння темно-бурого осаду бісмуту йодиду. Осад розчинити в надлишку калію йодиду. Розчин бісмуту нітрату можна замінити розчином ртуті (ІІ) нітрату. Отримаємо калію тетрайодомеркурат (ІІ). Написати рівняння реакцій, враховуючи, що координаційні числа бісмуту і ртуті однакові і дорівнюють чотирьом.
2. Гідроксокомплекси. У кожну з двох пробірок налийте відповідно розчини солей цинку і хрому (ІІІ), в кожну добавити по краплях розбавлений розчин лугу. Спочатку спостерігати утворення осаду, а потім його розчинення в надлишку лугу. Записати рівняння реакцій отриманих гідрокомплексів, вважаючи, що координаційне число цинку і хрому (ІІІ) відповідно дорівнює 4 і 6.
3. До невеликої кількості розчину арґентуму нітрату додати 3-4 краплини розчину натрій тіосульфату, а потім його надмір. Що відбувається? Написати рівняння реакцій.

Дослід 3. Дослідження утворення гідроксокмплексів амфотерними металами.

В окремі пробірки налийте по 0,5 мл розчину солей феруму (ІІІ), цинку, купруму (ІІ), кобальту (ІІ), нікелю (ІІ), плюмбуму (ІІ), хрому (ІІІ) і солі алюмінію. У кожну пробірку додавайте по краплям розбавлений розчин лугу до утворення осаду. Колір утворених осадів відмічають у таблиці:

Катіони
Колір осаду, що утворився
Зміни, що відбулися при додаванні концентрованого лугу

Fe3+



Zn2+



Cu2+



Co2+



Ni2+



Pb2+



Cr3+



Al3+




Після цього в кожну з пробірок додають по 1 мл концентрованого лугу. Зміни, що відбулися, відмічають в таблиці. Пояснити, які катіони металів утворили гідроксокомплекси, а які ні. Записати рівняння реакцій утворення гідроксокомплексів.

Дослід 4. Комплексні сполуки в реакціях обміну.

До 4-5 крапель розчину купруму (ІІ) сульфату додайте розчин K4[Fe(CN)6]. Що спостерігається? Написати рівняння в іонній та молекулярній формі.
До розчину FeSO4 додати розчин комплексної солі K3[Fe(CN)6], а до розчину FeCl3 додати розчин K4[Fe(CN)6]. Що спостерігається? Складіть рівняння відповідних реакцій.

Дослід 5. Комплексні сполуки в окисно-відновних реакціях.

До 4-5 крапель K4[Fe(CN)6] долити 3-4 краплі хлорної води. До отриманого розчину прилити розчин феруму (ІІ) сульфату. Що відбувається? Написати рівняння реакцій окиснення K4[Fe(CN)6] в K3[Fe(CN)6] та реакції обміну.
Налити у пробірку 4-5 крапель підкисленого розчину калію перманганату і долити до нього по краплям розчин калію гексаціаноферату (ІІ) до знебарвлення розчину. Скласти рівняння реакції, вважаючи, що комплекс заліза (ІІ) переходить у комплекс заліза (ІІІ).
Внести в пробірку 4-5 крапель 0,1 н розчину калію йодиду, 6-8 крапель 2 н розчину H2SO4 і 5-6 крапель бензолу (або хлороформу). Відмітити, що бензол залишається безбарвним. Добавити туди один мікрошпатель кристалів K3[Fe(CN)6] і розчин перемішати скляною паличкою. По зміні забарвлення бензолу зробити висновок про виділення вільного йоду. Написати рівняння реакції окиснення КІ калію гексаціаноферратом (ІІІ). При цьому K3[Fe(CN)6] переходить у K4[Fe(CN)6]. (Кислоту в рівняння реакції не вводити).

Дослід 6. Гідратна ізомерія аквакомплексів хрому (ІІІ).

У двох пробірках розчинити кілька кристаликів хрому (ІІІ) хлориду CrCl3·6H2O в 10 краплях води. Одну пробірку залишити як контрольну, а другу підігріти на водяній бані. Спостерігати зміну кольору розчину, яке викликане утворенням ізомерів:
[Cr(H2O)6]Cl3 [Cr(H2O)5Cl]Cl2·H2O [Cr(H2O)3Cl3]·3H2O
синьо-фіолетовий темно-зелений світло-зелений
Навести назви цих комплексних сполук.


Завдання та запитання для самопідготовки

Дати визначення поняття координаційна сполука. Що таке комплексоутворювач, ліганди, внутрішня та зовнішня сфера комплексу, координаційне число?
Які елементи є найкращими комплексоутворювачами?
Які молекули та йони можуть бути лігандами? Що таке донорний атом? Чи обов’язково ліганд повинен мати донорний атом?
Якого типу зв'язок виникає між комплексоутворювачем і лігандом з точки зору сучасних уявлень?
Що таке константа нестійкості комплексного йону? Як за значенням константи нестійкості можна дійти висновку про міцність комплексу?
Яку геометричну форму має комплекс при sp3-, sp3d2-, d2sp3- i dsp2-гібридизації? Чому дорівнює координаційне число комплексоутворювача у цих випадках?
Визначте ступінь окиснення, координаційне число комплексоутворювача і заряд комплексного іона в таких комплексних сполуках:
K[Pt(NH3)Cl5]; K2[Cd(CN)4]; H2[WF8]; K3[CoCl6]; K4[Fe(CN)6]; H[AuCl4]; Na3[Ag(S2O3)2]; Ca[ZrF6].
Напишіть координаційні формули таких комплексних сполук:
3KCN·Fe(CN)3; Co(OH)2·4NH3; CoCl2·4NH3·H2O; SiF4·BaF2; 3NaF·AlF3; NH4CN·Cr(CN)3·2H2O
Обґрунтуйте вибір комплексоутворювача і наведіть їх назви, кваліфікуйте їх за зарядом комплексного іона.
Напишіть рівняння дисоціації в розчині координаційних сполук
H2[WF8]; Ba[BF5]; K3[Fe(CN)6]; Na3[Co(NO2)6].
Розрахуйте концентрацію іонів Ag+ в 0,1 М розчині [Ag(NH3)2]NO3, який містить ще 1 моль/л NH3. Відповідь: 9,3·10-9 моль/л.
Намалюйте схему розташування електронів на d-орбіталях центрального атома в октаедричному комплексі [Cr(CN)6]3-. Які магнітні властивості цього комплексу?
Які магнітні властивості мають комплексні іони: а) [Fe(CN)6]3-; б) [Fe(CN)6]4-.
Який тип гібридизації і, відповідно, просторова конфігурація повинні бути в комплексних частинках
[Fe(CN)6]4-; [Zn(NH3)4]2+; [Cr(H2O)6]3+
Допишіть рівняння:
AuCl3 + HCl = 11. Ag + O2 + KCN + H2O =
Si + HF + HNO3 = 12. NiSO4 + NH4OH(надл.) =
[Ag(NH3)2]Cl + HNO3 = 13. CrCl3 + NaOH(надл.) =
Nb + HF + HNO3 = 14. AgI + KCN(надл.) =
Au + HCl + HNO3 = 15. FeCl3 + KSCN(надл.) =
W + HF + HNO3 = 16. CoCl2 + KSCN(надл.) =
Bi(NO3)3 + KI(надл.) = 17. PtCl2 + HCl =
ZnSO4 + NH4OH(надл.) = 18. [Cu(H2O)4]SO4 + NH4OH(надл.) =
[Cu(NH3)4]SO4 + HNO3 = 19. CuCl2 + HCl =
AgBr + Na2S2O3 = 20. K4[Fe(CN)6] + Fe2(SO4)3 =


Лабораторна робота №10

Властивості елементів VII –А групи та їх сполук

Мета роботи: Ознайомитися з методами добування та властивостями галогенів, їх роллю в біологічних системах, токсичністю, особливостями роботи з галогенами та їх сполуками. Означити сфери використання галогенів та їх сполук в загальній технології , аналогічній хімії, медицині.

Дослід 1. Добування галогенів (робота виконується у витяжній шафі).

У дві пробірки окремо внести по 2-3 кристали KMnO4 і K2Cr2O7 .
У обидві пробірки додати 2-3 краплини концентрованої хлоридної кислоти (
·=1,19 г/см3). Що спостерігається? Пробірку з K2Cr2O7 нагріти. Записати рівняння окисно-відновних реакцій добування Хлору.
У дві пробірки покласти 2-3 кристалики : в першу калій броміду , у другу – калій або натрій йодиду, додати в кожну з них 1-2 мікрошпателя MnO2 , а після цього – 2-3 краплини концентрованої
H2SO4 (
·=1,84г/см3) в кожну пробірку. Що спостерігається? Записати рівняння реакцій виділення Br2 та J2.

Дослід 2. Порівняння окисних властивостей галогенів.

1.У пробірку внести 3-5 краплин розчину натрій броміду. У дві інші пробірки – розчину калій або натрій йодиду. В усі три пробірки додати 3-4 краплини неполярного органічного розчинника, після чого у пробірки з бромідом та калій йодидом додати кілька краплин бромної води. Спостерігати виділення Брому та Йоду, які при змішувнні переходять в органічний розчинник. Записати рівняння реакцій . Розташувати галогени згідно з їх зростаючими окисними властивостями.

Дослід 3. Порівняння відновних властивостей галогенідів.

У три пробірки внести по 2-3 мікрошпателя хлориду, броміду, та йодиду калію або натрію і додати по 2-3 краплини концентрованої сульфатної кислоти. Що спостерігається? Чому в пробірках з калій бромідом і калій йодидом виділяються пари Брому та Йоду? За запахом (обережно) изначити з якої пробірки виділяється SO2, а з якої H2S.
У три пробірки нести 3-5 краплин підкисленого розчину калій дихромату. У першу пробірку додати 2-3 краплини натрій хлориду, у другу та третю – приблизно таку саму кількість відповідно калій броміду та калій йодиду. Що спостерігається? Чому першій пробірці реакція не відбувається?


Завдання та запитання для самопідготовки

Виходячи з електронної будови атомів галогенів обгрунтуати характерні валентності та ступені окислення цих елементів. Чим ідрізняється поведінка Фтору від поведінки інших галогенів? Як змінюється відносна електронегативність галогенів з ростом атомної маси та як це проявляється їхніх хімічних властивостях? (Наведіть приклади реакцій).
Отримання галогенів: а) в лабораторії , б) промисловості (навести приклади реакцій). Взаємодія галогенів з неметалами, металами, водою та лугами в різних умовах (приклади).
Гідрогенвмісні сполуки галогенів: отримання, кислотно-основні та окисно-відновні властивості, використання. Особливості поведінки фтороодню та відповідної кислоти. Чому бромоводневу та йодоводневу кислоти треба використовувати свіжо отриманими?
Які оксиди галогенів вам відомі, як їх отримують? Їх відношення до води та розчині лугів, стійкість?
Оксигенвмісні кислоти галогенів: отримання, стійкість,кислотно-основні , окисно-відновні властивості. Як змінюється стійкість , сила кислот, окисні властивості в рядах кислот HHalO – HHalO2 – HHalO3 – HHalO4 для кожного галогену, або в рядах HClO – HbrO – HIO, HClO3 – HBrO3 – HIO3 тощо?
Отримання та властивості найважливіших солей оксигенвмісних кислот галогенів.
Особливості поведінки Йоду. Записати формулу багатоосноної кислоти Йоду та навести приклади реакцій отримання її або її солей.Які реакції демонструють металічні властивості Йоду? Який оксид Йоду є найстійкішим серед всіх оксидів галогенів? Як його добути?
Закінчити рівняння реакцій
HClO4(конц) + P2O5 Ba(OH)2 + Cl2O
ClO3 + NaOH NaClO + I2 + NaOH
I2 + HClO4(нагрівання) I2 + HNO3 + CH3COOH(конц)
I2 + HNO3 KMnO4 + KBr +H2SO4
KClO3 + H2SO4(конц) KCrO2 + Br2 + KOH
Ca(OH)2 + Cl2 K2Cr2O7 + KJ + H2SO4
KJ + HNO3 J2 + AgNO3
K2Cr2O7 + HCl K2SO3 +Cl3 + H2O
KClO3 + Cr2O3 HgO + Cl2
H2SO4(конц) + KJ Ba(OH)2 + Cl2
HClO3 + HCl MnO2 + KClO3 + KOH
Cl2 + Ba(OH)2 ClO2 + O3
KJO3 + Cl2 + KOH PbO2 + HCl
J2 + Cl2 + H2O KMnO4 + HBr


Властивості Мангану, Ренію та їхніх сполук

Дослід 1. Мангану (II) гідроксид та його властивості.

У дві пробірки внести по 3-4 краплини розчину солі Мангану (II) і по 2-3 краплини розчину лугу. Що спостерігається? Перемішати одержаний осад гідроксиду скляною паличкою і спостерігати побуріння осаду внаслідок окиснення Mn(II) у Mn(I13 QUOTE 1415) під дією кисню повітря. Скласти рівняння реакцій добування і окиснення гідроксиду Mn(II). Перевірити властивості манган (II) гідроксиду на амфотерність, додавши до осаду гідроксиду мангану (II) луг та кислоту.

Дослід 2. Окисно-відновні властивості сполук мангану (IV).

У пробірку покласти кілька кристаликів MnO2 і додати 2-3 краплини хлоридної кислоти (
·=1.19г/см3) . Який газ і якого кольору виділяється? Скласти рівняння реакції. Яку роль відіграє в даному окисно-відновному процесі MnO2 ?
У тигель внести по невеликому шматочку кристалів NaOH та KNO3. Тигель поставити на азбестову сітку або фарфоровий трикутник і нагріти до плавлення суміші. До розплаву, що ще не встиг захолонути , додати кілька кристалів діоксину Mn і нагрівати доти, доки не з'явиться зелене забарвлення, а маса не загустіє. Сплав , що охолонув зберегти для подальших дослідів. Записати рівняння реакції окиснення MnO2 до KMnO4 . Чим є MnO2 у цій реакції окисником чи відновником?

Дослід 2. Окисно-відновні властивості сполук Мангану (VI).

Розплав K2 MnO4 розчинити в невеликій кількості води (1\2 його об'єму). Одержаний розчин піпеткою перенести у три пробірки по 5-6 краплин в кожну. У першій пробірці спостерігати процес диспропорціювання K2MnO4 на MnO2 та KMnO4 з утворенням KOH.
У другу пробірку додати 2-3 краплини хлорної води (сіжоприготовленої) . Звернути увагу на утворення рожевого забарвлення . Окисником чи відновником є сполука Mn(VI) у цій реакції?
У третю пробірку до розчину манганату додати кристалічний натрію сульфіт (1-2 мікрошпателя). Спостерігати знебарвлення розчину. Які властивості окисника чи відновника виявляє в даному випадку сполука Mn(VI).

Дослід 3. Окисні властивості сполук Мангану (VII).

У пробірку внести по 3-4 краплини розчину KMnO4 . У першу з них додати 2 краплини 2 н розчину H2SO4 , у другу – стільки само води, у третю - розчин NaOH. У всі пробірки додати по мікрошпателю сульфіту натрію. Що спостерігається? Записати рівняння реакцій. Як впливає рН на окисні властивості KMnO4 ?
У пробірку внести 3-4 краплини розчину калію перманганату і такий же об'єм розчину манган (II) сульфату. Спостерігати утворення бурого осаду та зникнення фіолетового забарвлення. За допомогою синього лакмусового папірця визначити , яке середовище у розчині. Скласти рівняння реакції, внаслідок якої утворюється манган діоксид та калій сульфат.
У пробірку внести 3-5 краплин розчину калій перманганату 2-3 краплини сульфатної кислоти (2 н) та 3-4 краплини 10 %-го розчину гідроген пероксиду. Спостерігати виділення бульбашок кисню. Скласти рівняння реакції.


Завдання та запитання для самопідготовки

Записати електронні формули Mn, Te, Re.
Вказати різницю в будові атомів елементів підгрупи Мангану і галогенів. В якому ступені окиснення сполуки цих елементів найбільш подібні?
В яких кислотах розчиняється Манган? Реній? Записати рівняння відповідних реакцій.
Записати формули всіх ідомих оксидів Мангану ; як їх отримати? Які кислотно- осноні та окисно-відновні властивості вони мають? (навести рівняння реакцій внаслідок кожного з цих оксидів з хлоридною, нітратною та сульфатною (концентрованими) кислотами на холоду та при нагріванні, а також з лугами ).
Які ступені окиснення характерні для Мангану в кислому , нейтральному та лужному середовищах?
Записати поведінку сполук Мангану (II,III,IV) під дією сильних окисників в лужному (кислому) середовищі, а сполук Мангану (IV,VII) в нейтральному, лужному, кислому середовищах під дією відновників (відновники та окисники взяти з розділу "Окисно-відновні реакції").
Закінчити рівняння реакцій
KMnO4 +K2SO3+H2O MnO2+H2SO4(конц)
KMnO4 +C2H5OH + H2SO4 MnSO4 +PbO2 +HNO3
K2MnO4+ H2SO4 Re2S7+ (NH4)2 S
KMnO4+H2O2+ H2SO4 HReO4+Zn+KOH
KMnO4 + (NH4)2 S+H2O MnO2+KClO3 +KOH
KMnO4+Al+ H2SO4 KMnO4(нагрівання)
KMnO4 +Na2SO3 +KOH Re2S7+HNO3(конц)
MnO2(500oC) MnO+O2(300оС)
Mn(OH)2+O2+H2O Mn2O3(950оС)
Re+HNO3 ReSO4+HNO3
Mn3O4+ HCl KMnO4+HJ
MnO2+HCl Mn3O4+Al
MnO2+ KNO3+KOH KMnO4+Na2S+H2SO4


Лабораторна робота 11

Властивості елементів VI-А груп та їхніх сполук

Мета роботи: Ознайомитися з властивостями найважливіших сполук Сульфуру, Селену та Телуру та способами їх добування та використання загальній технології та технологіях харчових виробництв. Навчитись роботі з небезпечними сполуками Сульфуру, знати їх біологічну роль.

Дослід 1. Сірководень та його властивості.

Відновні властивості сірководню. У першу пробірку внести кілька краплин KMnO4 та 2н розчину сульфатної кислоти , у другу- калію дихромат і ту саму кислоту. У кожну пробірку додати по краплинах свіжоприготовлений розчин сірководню до зміни забарвлення кожного розчину та виділення осаду сірки. Записати рівняння відповідних реакцій.
Одержання малорозчинних сульфатів. У дві пробірки окремо внести по 5 краплин розчинів манган (II) сульфату і плюмбум (II) нітриту. У кожний розчин додати по 4-5 краплин розчину амонію сульфіду. Спостерігати утворення осадів відповідних сульфідів. До осадів додати по 2-3 краплини 2н розчину нітратної кислоти . Який з сульфідів розчиняється? У дві інші пробірки з розчинами тих самих солей додати по 3-4 краплини сірководневої води. У якому випадку осад не утворюється? Чому? Записати молекулярні та іонні рівняння реакцій добування осадів. Користуючись величинами ДРMnS і ДРPbS пояснити : а) різну дію H2S та (NH4)2S на сіль Мангану;б)утворення осаду PbS в обох випадках.

Дослід 2. Окисні властивості сполук Сульфуру(IV).

Окисні властивості SO32- -іона. У пробірку внести кілька краплин розчину меркурій (I) нітрату Hg2(NO3)2 і 3 краплини 2н розчину нітратної кислоти. Додати 2-3 краплини свіжоприготовленого розчину натрій сульфіту (або кілька кристаликів сухої солі) . Спостерігати появу осаду Сульфуру. Переконатися в окисленні іонів Hg22+ у іони Hg2+ : для цього 1-2 краплини одержаного розчину перенести у пробірку і додати кілька краплин калій йодиду (KI). Утворення червоного осаду HgJ2 свідчить про присутність у розчині іона Hg2+ .

Дослід 3. Дегідратуючі властивості сульфатної кислоти.

На фільтрувальному папері за допомогою скляної палички зробити надпис 2 н розчином сульфатної кислоти. Папір просушити, тримаючи його над полум'ям пальника. Спостерігайте почорніння паперу у місці надпису.
Чим це пояснюється? Які властивості проявляє концентрована H2SO4 у цьому досліді?

Дослід 4. Взаємодія сульфатної кислоти з металами.

Взаємодія розбавленої H2SO4 з металами. У три пробірки внести по 5-8 краплин 2 н розчину сульфатної кислоти і покласти туди по шматочку металів: у першу – цинку, у другу – заліза, у третю – міді. Якщо реакція проходить повільно, пробірки слід нагріти на полум'ї пальника. У якому випадку реакція не прходить і чому? Записати рівняння реакцій.
Взаємодія концентрованої H2SO4 з металами. У два тигелі внести шматочок мідної стружки та цинкового пилу і додати туди 5-10 краплин концентрованої H2SO4. Тигельки обережно нагріти на азбестовій стінці невеликим полум'ям пальника. Над тигельками потримати вологий лакмусовий папір і спостерігати зміну забарвлення, після цього потримати фільтрувальний папір , змочений розчином ацетату або нітрату плюмбуму (II). Пояснити виникнення темної плями на папері, що перебував над другим тигельком. Записати відповідні рівняння реакцій.

Дослід 5. Натрію тіосульфат та його властивості.

1. Нестійкість тіосульфату натрію у кислому середовищі. Внести у пробірку 5-6 краплин розчину натрій тіосульфату Na2S2O3 і 3-4 краплини сірчаної кислоти. Спостерігати утворення осаду сірки. Привести графічну формулу натрій тіосульфату. Записати відповідні рівняння реакцій.
2. Відновні властивості натрій тіосульфату . У дві пробірки окремо внести по 5-6 краплин бромної води. У обидві пробірки додати по кілька краплин натрій тіосульфату до знебарвлення розчину. Записати рівняння реакцій, враховуючи, що бром окислює тіосульфат до сульфату, а Йод до тетратіонату Na2S4O6 . У який ступінь окиснення перейдуть при цьому Бром і Йод? Чи можливе окиснення натрій тіосульфату хлорною водою? Відповідь мотивувати?

Завдання та запитання для самопідготовки

Написати електронні формули атомів Сульфуру, Селену, Телуру.
Як пояснити зміну потенціалів іонізації та спорідненості до електрона у ряду елементів S, Se, Te, Po?
У якому ступені окиснення Сульфур може бути. а) тільки окисником, б) тільки відновником? Записати відповідні електронні формули. Навести приклади реакцій.
У якому ступені окиснення Сульфур може бути окисником і відновником? Навести приклади відповідних реакцій.
Навести формули кислот Сульфуру з одним атомом Сульфуру. Як отримують їх та їхні солі? Які характерні кислотно-основні і окисно-відновні властивості вони мають (приклади рівнянь). Особливості поведінки сульфатної кислоти різної концентрації.
Навести формули кислот Сульфуру з двома або більше атомами Сульфуру. Як їх отримують або їхні солі? Навести графічні формули цих кислот та описати їх стійкість, кислотно-основні та окисно-відновні властивості (на прикладі реакцій) . Де використовують дітіоніти, тіосульфати, полісульфіди?
Сполуки Сульфуру, Селену, Телуру з Гідрогеном їх отримання та властивості.
Оксиди Селену та Телуру, отримання, властивості. Кислоти Селену та Телуру: отримання, особливості поведінки.
Пероксидні кислоти Сульфуру: отримання, властивості , солі. Записати графічні формули кислот.
Закінчити рівняння реакцій:
Na2S2O4+O2+H2O H2SO3 + H2S
Na2S4O6+(NH4)2S2O8+NaOH H2S2O8 + H2O
Zn + SO2 (H2O) SeO2 +SO2
H2SO4 +H2O2(конц) Na2SO3+S
TeO2 +CI2 +NaOH Na2SO3 +K2Cr2O7 + H2SO4
K2S3 + HCl Na2S2O3 + J2
H2S +O2 Na2S2O3 + Cl2 +H2O
Na2S + KMnO4 + H2O Au + H2SeO4
H2S + J2 H2SeO4 +HJ
Na2S + SiS2 (NH4)2S2O8 + Cr2O3 + KOH
FeS + HNO3 Se + HNO3(конц)
FeS2 +O2 S + KOH(конц)
SO2 + H2S Mg + H2SO4(конц)
Na2SO3 + Cl2 + H2O Fe + H2SO4(конц)


Властивості елементів VI-В групи та їхніх властивостей

Мета роботи: Ознайомитись з властивостями Хрому, Молібдену, Вольфраму та їхніх оксиді, гідроксидів, найважливіших солей різних умовах. Визначити сфери використання цих елементів та їхніх сполук в технологічних та біохімічних системах.

Дослід 1. Взаємодія Хрому з кислотами.

У дві пробірки внести по кусочку Хрому або ферохрому. В першу пробірку добавити HCl, у другу – HNO3. Простежити виділення газу (якого?) у першій пробірці і появу там розчину синього кольору, характерного для іона Cr2+ . Чи пройде реакція у другій пробірці? Злити азотну кислоту, промити метал дистильованою водою і добавити в пробірку концентровану HCl. Чи відбудеться реакція в цьому випадку? Як діє концентрована HNO3 на Хром?

Дослід 2. Добування і властивості Хром (III) оксиду.

Добути у двох пробірках Хрому (III) гідроксид взаємодією солі хрому (III) з 2 н розчином лугу. Луг добавляти по краплинах до появи брудно зеленого осаду хром (III) гідроксиду. Дослідити відношення хром (III) гідроксиду до кислоти і лугу. Для цього до Cr(OH)2, добутого в першій пробірці, добавити кілька краплин 2 н розчину HCl, а до осаду Cr(OH)3, який міститься у другій пробірці , добавити 2 н розчин лугу до розчинення осаду. Пояснити ці властивості Cr(OH)3 і написати відповідні рівняння реакцій.

Дослід 3. Окиснення сполук Хрому (III).

У пробірку внести 5-10 крапель розчину Хрому (III) на папірець універсального індикатора. Для цього на стрічку папірця нанести кілька краплин розчину сульфату хрому і зафіксувати зміну кольору. За цією зміною кольору визначити по шкалі pH розчину. Виходячи із pH розчину написати рівняння реакцій гідролізу в іонній і молекулярній формах.

Дослід 4. Перехід хромату в біхромат і навпаки.

До розчину дихромату калію (5-10 краплин) додати по краплях розчин лугу до зміни кольору із жовтогарячого на жовтий, а потім до цього розчину добавляти по краплинах 2 н розчин H2SO4 до зміни кольору із жовтого знову на жовтогарячий. Записати відповідні рівняння реакцій. Як зміщується ріновага Cr2O72- + H2O ( 2 CrO42- + 2H+, якщо добавляти : а) луг; б) кислоту?

Дослід 5. Добування малорозчинних хроматів.

У три пробірки з розчином калій хромату (по 5-10 краплин) добавити по 5 краплин розчинів: в першу пробірку – барій хлориду , в другу пробірку плюмбум нітрату, в третю арґентум нітрату. Відмітити колір осадів. Записати відповідні рівняння реакцій у молекулярній та іонній формах.

Дослід 6. Окисні ластивості сполук Хрому (VI).

У дві пробірки налити по 4-5 крапель розчину калій дихромату і добавити кілька краплин (3-4) 2 н H2SO4 . У першу пробірку нести по краплинах H2S до помутніння, у другу – 4-5 краплин розчину калій йодиду. У обох пробірках зміниться колір. Пояснити зміни, які відбулися в пробірках, і написати відповідні рівняння реакцій.

Дослід 7. Добування і властивості молібденової кислоти.

У дві пробірки налити по 4-5 крапель розчину амонію молібдату (NH4)2MoO4 І прилити туди по краплинах концентровану HCl до випадіння осаду молібденової кислоти. У одну із пробірок з осадом прилиати по краплинах луг, у другу – концентровану H2SO4 . Чи розчиняються осади? Записати рівняння реакцій: а) добування молібденової кислоти H2MoO4 ; б) взаємодії молібденової кислоти з лугом; в) взаємодії молібденової кислоти з концентрованою H2SO4 з утворенням солі молібденової кислоти MoO2SO4 . Який хімічний характер має молібдену (
·I) гідроксид?

Дослід 8. Добування гетерополісполук молібдену (VI).

До 0,5 н розчину амонію молібдату (5-6 краплин) добавити 2-3 краплини концентрованої HNO3 і 2-3 краплини розчину натрію гідрофосфату. Суміш трохи підігрівати на пальнику до появи жовтого осаду. Утворюється (NH4)3 |P(Mo3O10)| . Рівняння реакції буде
12 (NH4)2MoO4 + Na2HPO4 + 23 HNO3 = (NH4)3 |P(Mo3O10)| + 2 NaNO3 + 21 NH4NO3 + 12 H2O

Дослід 9. Відновлення молібдату амонію.

У пробірку внести 3-4 краплини 0, 5 н розчину молібдату амонію, підкислити 2-3 краплини HCl і добавити по краплинах 0,5 н розчин хлориду олова (II) до зміни кольору. Утворюється так звана молібденова синька- суміш сполук Mo(
·I), Mo(
·) , а також інших низьких ступенів окиснення молібдену.


Завдання та запитання для самопідготовки

Записати електронні формули Хрому і Молібдену. Пояснити чому в нормальному стані Хром і Молібден мають електронні конфігурації (n-1)d5nS1 , а не (n-1)d4nS2.
Які ступені окислення характерні для Хрому, Молібдену і Вольфраму? Які з них є найстійкішими для кожного елементу умовах наявності: а) сильного окисника, б) відновника?
У вигляді яких іонів існує : а) Cr(III) ,б) Cr(
·I), в) 1)водному, 2)кислому,3)лужному,4) нейтральному середовищах?
Що являє собою «хромова суміш» та де вона використовується?
Охарактеризувати поведінку молібденової та вольфрамової кислот в : а) кислому, б) лужному середовищі. Як отримують: 1) ізополікислоти, 2) гетерополікислоти Молібдену та Вольфраму(навести приклади таких кислот).
Отримання та особливості поведінки сполук Cr(II).
Закінчити рівняння реакцій:
Cr2O3 + Na2CO3 + KClO3 (NH4)2MoO4 + Na2HPO4 + HNO3
K2Cr2O7 + Zn + H2SO4 CrCl3 + Na2S + H2O
K2CrO7 + Na2SO3+ H2SO4 CrCl3 + NaOH + H2O2
Na2Cr2O7 + HCl(конц) Cr(SO4)3 + NaBiO3 + H2SO4
Cr(SO4)3 + PbO2 + KOH K2Cr2O7 + (NH4)2S + H2SO4
MoS2 + HNO3(конц) W + HNO3 + HF
FeWO4 + O2 + Na2CO3 (NH4)2Cr2O7(нагрівання)
MoS2 + O2(нагрівання) K2CrO4 + H2SO4
Mo + H2SO4 (конц) NaCrO2 + NaOH + PbO2
CrO3 + C2H5OH + H2SO4 CrCl2 + Cl2 + H2O
Fe(CrO2)2 + O2 + Na2CO3 K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4


Лабораторна робота 12

Властивості елементів V-А групи та їхні властивості

Мета роботи: Ознайомитися з водневими сполуками Азоту: способами їх добування, використання, окисно-відновними та кислотно – основними властивостями. Вивчити властивості оксиді та оксигенвмісних кислот азоту та їхніх солей, галузей їх використання. Ознайомитися та дослідити властивості водневих та оксигенвмісних сполук Фосфору, Арсену, Стибію, Бісмуту. Зробити порівняльний аналіз окисно-відновних властивостей сполук елементів
·-А підгрупи в залежності від валентності. Ознайомитися з токсичністю , способами використання , біологічною роллю сполук цих елементів.

Дослід 1. Добування аміаку і його взаємодія з водою.

Перемішати на папері біля 0,5 г. кальцій гідроксиду з 0,75г. амоній хлориду. Суміш исипати у суху пробірку, закрити пробкою з газовідвідною трубкою, яку опустити пробірку з водою так, щоб кінець трубки був на 1-2 мм. Нижчий від рівня води. Першу пробірку з сумішшю реактивів нагрівати 5-6 хв. Трубку зразу ж вийняти з води. Скласти ріняння реакцій добування аміаку. У розчині аміаку установлюється рівновага
NH3 + H2O ( NH4+ + OH-
У три пробірки внести по 10 краплин добутого розчину аміаку і по 2-3 краплини розчину фенолфталеїну. Чому останній забарвлюється в малиновий колір? Одну пробірку трохи нагріти і порівняти колір розчину з розчином у другій пробірці. У третю пробірку добавити мікрошпатель амоній хлориду, добре розмішати і порівняти колір розчину з вмістом другої пробірки. На основі записаної рівноваги пояснити зміну кольору розчинів.

Дослід 2. Добування аміакатів.

У дві пробірки внести по 5 краплин розчинів солей Кобальту (II) і Нікелю(II) і по 10 краплин 25%-го розчину аміаку. Спостерігати утворення забарвлення комплексних сполук.Скласти відповідні рівняння реакцій і відмітити колір добутих комплексних сполук.

Дослід 3. Нітрогену (III) оксид і солі нітратної кислоти.

Добування оксиду нітрогену(III) і його розклад. Внести в пробірку 5-10 краплин насиченого розчину калій нітриту і добавити 2-3 краплини 2 н розчину сульфатної кислоти. Відмітити появу в розчині голубого кольору N2O3 (на білому фоні) .Ця сполука є ангідридом нестійкої нітратної кислоти. Пояснити утворення над розчином бурого газу. Записати відповідні рівняння реакцій утворення HNO3 та її розкладу на N2O3 , який у свою чергу розкладається на NO і NO2 (реакція диспропорціонуання).
Відновні властивості і окисні властивості нітритів. У три пробірки внести по 4-5 краплин: у першу- калій йодиду, у другу- калію перманганат, у третю- калій дихромат. У всі пробірки добавити по 3-4 краплини 2 н сульфатної кислоти і по 1 мікрошпателю сухого калій нітриту. Відмітити зміну кольору розчинів у кожній пробірці. Записати рівняння відповідних реакцій, враховуючи, що першій пробірці калій нітрит відновлюється до NO, у другій пробірці KMnO4 відновлюється до Mn(II), у третій K2Cr2O7 переходить у хром (III) сульфат. У яку сполуку переходить при цьому калій нітрит? Покажіть , в якому нітриті можуть проялятися ті й інші властивості?

Дослід 4. Окисні властивості нітратів.

Кілька кристаликів натрій нітрату розчинити в 5-10 краплинах води, добавити 3-4 краплини 40%-го розчину лугу і трохи порошку Алюмінію або Магнію (можна Цинку). Розчин підігріти (але не кип'ятити). У пару над розчином внести мокрий папірець універсального індикатора. За зміною забарвлення індикаторного папірця і за запахом визначити, який газ виділяється. Записати рівняння відповідної реакції, маючи комплексний іон [Al(OH)4-]. Яка сполука утвориться, якщо в реакцію вступає Магній?

Дослід 5. Термічний розклад нітратів.

Розклад калій нітрату. У пробірку внести 3-4 кристалика калій нітрату, закріпити її вертикально в штативі і нагріти на полум'ї пальника до розплавлення солі й початку виділення газу. Внести в пробірку тліючу скіпку. Який газ утворюється? Продовжувати нагрівати до повного припинення виділення газу. Довести утворення калій нітриту при розкладі калій нітрату. Для цього в охолоджену пробірку добавити 5-10 краплин води і, помішуючи скляною паличкою, розчинити твердий залишок. У дві пробірки внести 5-10 краплин добутого розчину. У першу пробірку добавити 3-5 краплин калій йодиду, і 3-4 краплини 2 н розчину H2SO4, у другу – 3-4 краплини 2 н розчину H2SO4 і 2-3 краплини KMnO4 . Відмітити, як змінилося забарвлення в першій і другій пробірках. Перевірити, чи взаємодіє KNO3 з KI. Записати відповідні рівняння реакцій.
Розклад нітрату свинцю. У пробірку внести 1-2 мікрошпателі сухої солі Pb(NO3)2. Пробірку закріпити в пробіркотримачі і обережно нагріти. Визначити за забарвленням один із газів, що виділяються. Зробити висновки про склад газів, які виділяються при розкладі Pb(NO3)2. Записати рівняння реакцій розкладу і показати, що окислюється, а що відновлюється при проходженні цієї реакції.
Розклад арґентум нітрату. У пробірку внести кілька кристаликів AgNO3, вставити її в пробіркотримач і нагріти на маленькому полум'ї пальника до повного розкладу солі. Відмітити колір газу, що виділяється. Які гази утворюються при розкладі AgNO3? Записати рівняння реакції, враховуючи, що, крім газів, одержується металеве срібло.

Дослід 6. Добування і властивості гідроксидів Стібію (III) і Вісмуту (III).

У дві пробірки внести по 5-10 краплин розчину стібію (III) хлориду, у дві інші – по стільки само розчину бісмут нітрату . У всі пробірки добавити 2 н розчину лугу до випадіння білих осадів. У першу пробірку з осадом Sb(OH)3 добавити кілька краплин 2 н розчину HCl, у другу – лугу. Спостерігати розчинення осадів в обох пробіках. Зробити аналогічні досліди Bi(OH)3 , замінивши соляну кислоту на азотну . Чи в обох пробірках розчинився осад Bi(OH)3?
Зробити висновок про властивості гідроксидів стібію(III) і вісмуту(III). Записати відповідні ріняння реакцій, маючи на увазі , що при взаємодії Sb(OH)3 лугом утворився гідрокомплекс [Sb(OH) 6 ]3- . У якому середовищі найбільш стійкий цей іон? Як можна іон [Sb(OH) 6]3- перевести в іон Sb3+?

Дослід 7. Гідроліз солей стібію (III) і вісмуту(III).

У першу пробірку внести 3-5 краплин 0,5 н розчину стібій(III) хлориду, а в другу – стільки само вісмут (III) хлориду. У кожну пробірку добавити по 5-10 краплин води. Розчини розмішати скляною паличкою. Спостерігати помутніння в пробірках і подальше утворення малорозчинних основних солей. Написати рівняння реакцій гідролізу хлориді стібію(III) і бісмуту(III) у молекулярній і іонній формах, маючи на увазі, що гідроліз цих солей відбувається з утворенням основних солей Sb(OH)2Cl і Bi(OH)2Cl , які можуть переходити в оксосолі типу SbOCl і BiOCl. Яка з солей SbCl3 чи BiCl3 гідролізує сильніше? Відповідь мотивуйте.

Дослід 8. Відновні властивості сполук стібію (III) і вісмуту (III).

Дія калій перманганату на стібій (III) хлориду і вісмуту (III) нітрат. У дві пробірки внести по 3-5 краплин калій перманганату і 2 н розчину хлоридної кислоти. У першу пробірку добавити 3-5 краплин розчину стібій (III) хлориду, а в другу – стільки само розчину бісмуту (III) нітрату. Спостерігайте знебарвлення розчину в першій пробірці.Чи протікає така реакція в другій пробірці? Написати відповідні ріняння реакцій відновлення Mn+7 до Mn+2 і Sb+3 до Sb+5. Відмітити різну відновлювальну здатність іонів Sb+3 і Bi+3.
Окислення бісмут (III) нітрату бромом у лужному середовищі. У маленький тигельок внести 1-2 краплини розчину солі бісмуту (III), 3-5 краплин 2 н розчину лугу і 4-6 краплин бромної води. Тигельок поставити на сітку і нагрівати на невеликому полум'ї пальника до одержання світлокоричневого осаду, який в основному складається з метабісмуту натрію NaBiO3. (Одержаний NaBiO3 зберегти для досліду №14). Записати рівняння реакції. Як змінився ступінь окиснення бісмуту в результаті реакції? Написати графічну формулу натрій бісмутату . Які властивості він буде проявляти в окисно-відноних реакціях?

Дослід 9. Відновлення солі Бісмуту (III).

У пробірку внести 3-5 краплин станум (II) хлорида і добавити 2 н розчин лугу до повного розчинення осаду станум (II) гідроксиду, який спочатку утворився. До добутого розчину добавити 1-2 краплини розчину солі бісмуту(III). Випадає чорний осад вільного бісмуту. Записати рівняння реакцій, маючи на увазі, що станум (IV) у лужному середовищі утворює комплексний іон [Sn(OH)6]2-.

Дослід 10. Окисні властивості сполук Бісмуту (V).

У пробірку внести 1-2 краплини розчину марган (II) сульфату, 2-3 краплини 3 н розчину нітратної кислоти і один мікрошпатель порошку NaBiO3 , добутого в досліді 12(б). Відмінити появу фіолетового забарвлення, яке характерне для перманганат- іона. Записати рівняння реакцій, маючи на увазі, що натрій бісмутат переходить у бісмуту (III) нітрат, а манган (II) сульфат – у марганцеву кислоту.


Завдання та запитання для самопідготовки

На основі електронних формул Нітрогену, Фосфору, Арсену, Стибію, та Бісмуту обґрунтувати характерні валентності та ступені окиснення елементів. Чому існує сполука PCl5 і не існує сполука NCl5 ?
Як змінюється окисно-відновні властивості елементів V-А підгрупи з ростом атомної маси (навести реакції взаємодії кожної з цих речовин з Киснем та Хлором).
Записати рівняння отримання азоту: а) відновленням калій нітрату залізом, б) розкладом амоній нітрату, в) окисненням аміаку. Як добувають Фосфор з фосфориту? Які алотропні модифікації Фосфору відомі та в чому різниця їхніх хімічних властивостей? Відношення Фосфору до кислот-окисників та лугів.
Гідрогенвмісні сполуки Нітрогену: аміак, гідразин, азидоводень, гідроксиламін: отримання, кислотно-основні та окисно-відновні властивості. Як отримати фосфін, арсин, стибін та бісмутин? Їхні властивості.
Оксиди Нітрогену та Фосфору: отримання, кислотно – основні та окисно-відновні властивості (приклади реакцій).
Оксигенвмісні кислоти Нітрогену та Фосфору: Отримання,стійкість, сила, окисно-відновні властивості. Нітратна кислота та нітрати:навести приклади реакцій:а) взаємодії нітратної кислоти різної концентрації з неметалами та металами різної активності. Навести реакції розкладу нітратів різних металічних елементів, нітрату та нітриту амонію. Які властивості мають кислоти та відповідні солі Фосфору, в яких ступінь окиснення Фосфору менше п'яти.
Оксиди та гідроксиди Арсенію, Стибію та Бісмуту (III) та (
·). Поріняння окисно-відновних та кислотно-основних властивостей. Навести рівняння взаємодії цих оксидів з конц. Нітратною та сульфатною кислотами, сірководнем та йодоводнем.
Які суміші називають «Царська вода», «Сілікатна вода»? Яка особливість цих сумішей?
Закінчити рівняння реакцій:
H3AsO4 + HJ Sb2S5 + Na2S
As2S3 + (NH4)2S NaBiO3 + H2S
NaBiO3 + FeSO4 + NaOH HN3 + Au + HCl
Bi2S3 + HNO3 KBiO3 + HCl
As + HNO3 + H2O H3PO4 + AgNO3
KMnO4 + PH3 + H2SO4 Mg3P2 + HCl
As2O3 + HNO3 + H2O NH3 + J2
K2Cr2O7 + SbH3 + H2SO4 Bi2O3 + KClO3 + KOH
NO2 + Ca(OH)2 NH3 + HClO4
PH3 + HJ NH3 + HClO
N2H4 + HNO3 CaCN2 + H2O
W + HCl + HNO3 CaC2 + N2
Zn + As2O3 +HCl CuO + NH4Cl
Bi(NO3)3 + SnCl2 + NaOH AgNO3(нагрівання)
KNO3+Cr2O3 + K2CO3 Ca3(PO4)2 + SiO2 +C
HNO3 + J2 + H2O PCl3 + H2O
Bi(NO3)3 + H2O Ca3(H2PO4)2(нагрівання)
CaOCl2 + NH3 K2Cr2O7 + KNO2 + KOH
N2H4 + K2Cr2O7 + H2SO4 AsH3(нагрівання)















Лабораторна робота № 13

Властивості елементів IV i III груп

Мета: ознайомитися з властивостями елементів IV і ІІІ груп та їх сполуками, їх роллю в біологічних системах, використанням в загальних технологіях та технологіях харчових виробництв.


Властивості елементів IV групи

Дослід 1. Адсорбційні властивості вугілля.

У дві пробірки налити окремо сірководневу воду і розчин барвника індиго. Внести в кожну невелику кількість активованого вугілля. Пробірки енергійно стряхнути та після відстоювання розчину спостерігати відсутність запаху сірководню, знебарвлення розчину індиго. Чим відрізняється активоване вугілля від звичайного? Де на практиці використовують адсорбційні властивості деревного вугілля?

Дослід 2. Розчинення карбон (IV) оксиду у воді.

У пробірку з нейтральним розчином лакмусу (5-6 краплин) повільно пропустити з апарату Кіппа вуглекислий газ. Як зміниться забарвлення лакмусу і чому?
Половину розчину відлити в іншу пробірку і обережно нагрівати кілька хвилин. Спостерігати зміну кольору лакмусу. Записати схему рівноваги, що існує у водному розчині карбон (IV) оксиду. Яз зміститься рівновага при додаванні у розчин лугу кислоти?

Дослід 3. Гідроліз солей карбонатної кислоти.

Приготувати дві пробірки з нейтральними розчинами лакмусу (3-4 краплини). У першу пробірку додати 2 краплини розчину натрію карбонату, у другу – стільки само розчину натрію гідрогенкарбонату. Спостерігати зміну в забарвленні лакмусу. Записати рівняння реакцій гідролізу солей у молекулярній та іонній формах. У якому випадку перебіг гідролізу слабкіший?

Дослід 4. Одержання гелю та золю силікатної кислоти.

У першу пробірку внести 4-5 краплин силікату натрію і додати 6-7 краплин 2 н розчину HCl, в другу – 2 краплини насиченого розчину натрію силікату і 4-5 краплин концентрованої HCl. Перемішати вміст пробірок скляною паличкою. Спостерігати утворення гелю силікатної кислоти в першій пробірці та золю в другій. При нагріванні золь силікатної кислоти переходить у гель. Як називається процес перетворення золю в гель?
Записати рівняння реакції добування мета-силікатної кислоти H2SiO3.
Дослід 5. Витіснення силікатної кислоти з її солей.

У невелику кількість розчину рідкого скла (1:1) пропустіть з апарату Кіппа струмінь CO2 до одержання осаду силікатної кислоти. Допишіть рівняння реакції Na2SiO3 + CO2 + H2O
До розчину натрій силікату додайте кілька крапель фенолфталеїну. Поясніть зміну забарвлення індикатора. Напишіть рівняння реакції.

Дослід 6. Одержання нерозчинних силікатів.

Розведений у 2-3 рази розчин рідкого скла (~20%) налийте в стакан об’ємом 100-200 мл і помістіть в нього кілька кристалів розчинних солей купруму, кобальту, нікелю, мангану, феруму та ін.. Через деякий час кристали змінюють форму, виростаючи вгору у вигляді кольорових «водоростей». Поясніть хімізм утворення мінеральних «водоростей».

Дослід 7. Дія розведених кислот на олово.

У три пробірки покласти по шматочку олова і ввести в кожну по 6 краплин 2 н розчину хлоридної, сульфатної і нітратної кислот. Що спостерігається? Скласти відповідні рівняння реакцій.
Якщо реакція на холоді перебігає повільно, то реакційну суміш треба нагріти.

Дослід 8. Дія кислот на свинець.

У три пробірки покласти по шматочку свинцю. Внести відповідно по 8 краплин 2 н розчинів HCl, H2SO4, HNO3. Чи у всіх пробірках спостерігається перебіг реакцій? У кожну пробірку внести по 2 краплини розчину калію йодиду. Спостерігати випадіння осаду плюмбуму йодиду. Зробити висновок про розчинність свинцю в розбавлених кислотах. Навести відповідні рівняння реакцій.

Дослід 9. Дія лугів на олово та свинець.

У дві пробірки внести по 8 краплин розчину їдкого натрію і внести в першу пробірку шматочок олова, а в другу – шматочок свинцю. Нагріти пробірки. Що відбувається? Скласти рівняння реакцій.

Дослід 10. Амфотерність Sn(II) i Pb(II).

З розчинів солей, які містять іони Pb(II), Sn(II), одержати осади гідроксидів і експериментально довести їх амфотерність. Скласти рівняння відповідних реакцій. Чому Pb(OH)2 звичайно розчиняють у HNO3, а не в HCl, або в H2SO4?



Дослід 11. Відновні властивості Sn(II).

Внести у пробірку 3-5 краплин розчину калію перманганату, додати 1-2 краплини 2 н розчину H2SO4 і 3-4 краплини розчину солі олова (ІІ). Спостерігати знебарвлення розчину. У який ступінь окиснення переходить олово? Скласти рівняння реакції.

Дослід 12. Окисні властивості плюмбуму (IV) оксиду.

У пробірку із плюмбумом (IV) оксидом додати 10 краплин 40%-го розчину їдкого натру. Пробірку обережно нагріти. У гарячий розчин внести 2 краплини розчину Cr2(SO4)3. Спостерігати забарвлення розчину у жовтий колір, характерний для іона CrO42-. Написати рівняння реакцій.


Властивості елементів ІІІ групи

Дослід 1. Добування ортоборатної кислоти

До 5 краплин гарячого насиченого розчину бури Na2B4O7·10H2O додати 2-3 краплини концентрованої хлоридної кислоти. Спостерігати утворення білих кристалів ортоборатної кислоти. Скласти рівняння реакції. Записати формули мета- та тетраборатної кислоти. Яка з кислот більш стійка у розчині і чому? Краплину розчину боратної кислоти нанести на синій лакмусовий папір. Дати пояснення, чому змінюється забарвлення лакмусового паперу.

Дослід 2. Взаємодія алюмінію з кислотами та лугами

У три пробірки покласти невеличкі шматочки алюмінію. У кожну пробірку внести по 8 краплин 2 н розчинів: у першу – HCl, у другу – HNO3, у третю лугу. Як проходять реакції на холоді та при нагріванні? Що спостерігається? Записати відповідні рівняння реакцій.

Дослід 3. Гідроксид алюмінію, його добування та властивості

Внести у пробірку 6 краплин розчину солі алюмінію і додати таку саму кількість 2 н розчину їдкого натрію до утворення осаду гідроксиду алюмінію. Розділити осад на дві пробірки. У першу додати 5 краплин 2 н розчину HCl, у другу – стільки само краплин розчину їдкого натрію. У обох пробірках осад розчиняється. Які властивості має Al(OH)3?

Дослід 4. Гідроліз солей алюмінію

На синій лакмусовий папір нанести краплину розчину алюмінію хлориду. Що спостерігається? Скласти рівняння реакцій гідролізу алюмінію хлориду. До 3 краплин розчину алюмінію хлориду додати 3 краплини розчину соди Na2CO3. Яка речовина випала в осад? Чим пояснюється утворення пухирців карбон (IV) оксиду? Скласти рівняння реакцій
.

Завдання та запитання для самопідготовки

Записати рівняння реакцій, з допомогою яких добувають карбону (IІ) оксид. На якій властивості ґрунтується його використання в металургії?
Як розділити суміш СО і СО2? Записати рівняння реакцій.
Який тип гібридизації АО карбону має місце при утворенні молекули карбон (IV) оксиду? Яку геометричну формулу має ця молукела?
Як пояснити відмінності фізичних властивостей СО2 і SiO2?
Який склад має звичайне силікатне скло? Які речовини є вихідними для його виготовлення? Записати рівняння реакцій, що лежать в основі одержання скла.
Чи однаково діють гарячий розчин лугу на олово та свинець? Скласти рівняння реакцій.
Яку роль в окисно-відновних процесах відіграють іони стануму (ІІ), плюмбуму (IV)? Навести приклади.
Чому олова (IV) хлорид можна використовувати для одержання димової хмари? Відповідь підтвердіть складанням рівнянь реакцій.
Охарактеризувати алотропічні видозміни карбону і вказати причину різних властивостей.
Записати відповідні рівняння реакцій:
Zr + HNO3 + HF SnCl2 + BiCl3 + NaOH
Pb(CH3COO)2 + CaOCl2 + H2O KMnO4 + SnSO4 + H2SO4
Ge + NaOH + H2O2 H2SnO3 + HCl
SnCl2 + FeCl3 Si + NaOH + H2O
PbO2 + HCl Sn + NaOH + H2O
Mn(OH)2 + PbO2 + HNO3 Na2SnO2 + Bi(OH)3 + NaOH
K2CrO7 + SiH4 + H2SO4
Які іони містяться у водному розчині натрію тетраборату? Відповідь мотивувати.
З яких природних сполук добувають металевий алюміній? Записати рівняння реакцій, що відбуваються на аноді і катоді при його добуванні.
Як взаємодіє алюміній з кислотами та лугами? Відповідь обмотивуйте відповідними рівняннями реакцій.
Для чого використовують сульфат алюмінію Al2(SO4)3·18H2O; KAl(SO4)2·12H2O?
Закінчити рівняння реакцій:
B + H2O(нагрівання) AlCl3 + Na2CO3 + H2O
B + HNO3(конц.) Al + MnO2
B + KOH(нагрівання) Na3[Al(OH)6] + CO2
B2O3 + NaOH (нагрівання) Al2O3 + Na2CO3 + HF
Al + KOH + H2O Al2O3 + H2O
Al4C3 + H2O Al2O3 + NaOH
H3BO3 + NaOH Al2(SO4)3 + Na2S + H2O


Лабораторна робота № 14

Властивості елементів II групи
Мета роботи: Ознайомитись з властивостями елементів другої групи: способами їх отримання, характерними валентностями, хімічними властивостями елементів та їх основних сполук. Визначити особливості поведінки Меркурію та його біохімічною роллю. Ознайомитися з поняттям твердість води та способами їх визначення.

s-елементи ІІ групи (лужноземельні метали)

Дослід 1. Взаємодія магнію з водою.

Поверхню магнієвої стрічки очистити наждачним папером від оксиду. У пробірку налити 5-6 крапель дистильованої води і занурити в неї очищений магній. Чи спостерігається перебіг реакції при кімнатній температурі? Нагріти пробірку невеликим полум'ям пальника. Що спостерігається? Додати до одержаного розчину одну краплину розчину фенолфталеїну. Описати те, що відбувається. Скласти рівняння реакції.

Дослід 2. Взаємодія магнію з кислотами.

У дві пробірки покласти шматочок магнієвої стрічки. В першу пробірку внести кілька краплин 2 н розчину соляної кислоти, у другу – таку саму кількість 2 н розчину азотної кислоти. Записати рівняння реакцій.

Дослід 3. Визначення твердості води.

Визначення тимчасової твердості води. У конічну колбу для титрування відміряти 100 мл води, що підлягає дослідженню. Додати 2-3 краплини індикатора - метилового оранжевого. У бюретку налити 0,1 н титрований розчин хлоридної кислоти та встановити рівень на нульову відмітку. При ретельному перемішуванні по краплинах додавати з бюретки кислоту у колбу зі зразком води до зміни забарвлення індикатора від жовтого до жовтогаряче-рожевого. Визначити об'єм використаної на титрування хлоридної кислоти. Повторити титрування 2 рази. Розходження в об'ємі кислоти при титруванні не повинно перебільшувати 0,05 мл. Тимчасову твердість води обчислити за формулою, мекв/ л:
T = 13 QUOTE 1415,
де NHCl – нормальна концентрація HCl; VHCl - об'єм HCl, використаної на титрування, мл; VH2O – об'єм води, взятої для дослідження, мл; 1000 – коефіцієнт для переходу до міліеквіалентів на літр.
2. Визначення загальної твердості води. У конічну колбу відміряти 100 мл водопровідної води. Долити 5 мл лужного буферного розчину. Останній готують ,змішуючи 100 мл 20%-го розчину NH4OHі 100 мл 20%-го розчину NH4Cl. Всипати кілька кристалів індикатора хромоген чорного до одержання помітного бузкового забарвлення. Потім від титрувати робочим 0,1 н розчином трилону Б до зміни забарвлення в синє. Обчислити
Т= 13 QUOTE 1415,
де Nтр- нормальність розчину трилону Б; Vтр - об'єм розчину трилону Б, використаного на титрування води, мл; VH2O - об'єм води, взятої для титрування , мл. За тимчасовою та загальною твердістю води можна визначити постійну твердість води: Тпост = Тз - Ттимч

Завдання та запитання для самопідготовки

Як Берилій, Магній і лужноземельні метали відносяться до води, кисню, кислот і лугів?
Скласти рівняння реакцій окиснення Кальцію розбавленими і концентрованими кислотами HNO3 і H2SO4.
Чому Магній, що горить не можна гасити водою?
Визначити твердість води, у 10 л якої вміщується 6г. CaCl2.
Відповідь: 10,81 мекв/л.
Що таке магнезіальний цемент?
Скільки карбонату натрію треба додати до 5л. води, щоб усунути загальну твердість, що дорівнює 4,6 мекв/л?
При кип'ятінні 250 мл води, що містить гідрокарбонат кальцію, випав осад масою 3,5 мг. Чому дорівнює твердість води?
Закінчити рівняння реакцій:
Be + HNO3(p) Ba + HNO3(p)
Be + KOH + H2O Ba(NO3)2 t
BeO + KOH CaH2 + H2O
MgO + C t Ca(OH)2 + SiO2
CaC2 + H2O Ca3N2 + H2O
BaO2 + FeSO4 + H2SO4 Ca(HCO3)2 + HCl
Mg3C2 + H2O BaO2 + H2SO4
Mg + C






d-елементи ІІ групи (елементи підгрупи Цинку)

Дослід 4. Розчинення цинку в кислотах і лугах.

У пробірку покласти шматочок цинку і додати 4-5 крапель 2 н рочину сульфатної кислоти і нагріти. Спостерігати виділення водню. Те саме зробити із концентрованою сульфатною кислотою і за запахом визначити виділення сірчистого газу. Чому розбавлена і концентрована кислота по різному взаємодіють з цинком?
Так само переірити розчинність цинку в 2 н розчинах хлоридної кислоти та їдкого лугу. Скласти рівняння реакцій.

Дослід 5. Властивості цинку.

Покласти у фарфоровий тигельок трохи цинкового пилу, додати 4 краплини 0,5 н розчину калій нітрату і 4-5 краплин концентрованого розчину їдкого лугу. Визначити за запахом виділення амонію. Червоний лакмусовий папірець , змочений водою, стає синім. Записати рівняння реакцій в молекулярному та іонному вигляді.

Дослід 6. Гідроксиди цинку і кадмію та їх ластивості.

У дві пробірки налити по 4 краплини розчину солі цинку, у дві інші – стільки само розчину кадмію. Додати у кожну пробірку краплинами 2 н розчин їдкого лугу до появи білих драглеподібних осадів гідроксидів. Подіяти на одержані гідроксиди кислотами і лугами. Зробити висновок про кислотно-основні властивості гідроксидів цинку і кадмію. Записати рівняння реакцій у молекулярній та іонній формі.

Дослід 7. Взаємодія солей Меркурію з лугами.

У першу пробірку внести 3 краплини розчину меркурію (II) нітрату, у другу – 3 краплини розчину меркурію (I) нітрату. До кожного розчину додати по 2 краплини 2 н розчину лугу і спостерігати випадіння першій пробірці меркурію (I) оксиду HgO , у другій – суміші продуктів диспропорціонування меркурію (I) оксиду: меркурію (II) оксиду і металічного меркурію. Відмітити колір осадів і написати рівняння реакцій.

Дослід 8. Окисні властивості солей Меркурію.

Налити в пробірку2 краплини розчину меркурію (II) нітрату і додати 3 краплини 0,5 н розчину хлориду олова. Після додавання першої краплини спостерігати появу білого осаду каломелі HgCl2 . Через 3-4 хв осад темніє. Чому? Написати рівняння реакцій.

Завдання та запитання для самопідготовки

Написати рівняння реакцій розчинення цинку в розбавлених і концентрованих кислотах HNO3 і H2SO4.
Розчин меркурію (II)нітрату обробити надлишком калію йодиду . Що при цьому утвориться? Написати рівняння реакції
Написати рівняння реакцій, які проходять, якщо добавити до розчину, що містить іони Zn2+ , Cd2+,Hg2+:а) надлишок лугу;б)надлишок розчину амоніаку.
За допомогою яких реакцій можна розділити іони, які містяться розчині: а) Zn2+ , Cd2+,Hg2+ і Hg2 1+ ?
Скласти рівняння реакцій розчинення Меркурію в концентрованій азотній кислоті: а) надлишку; б) недостачі.
На яких властивостях ґрунтується очищення Меркурію від домішок Цинку і Олова при обробленні розчином Меркурій нітрату? Написати рівняння реакцій.
Закінчити рівняння реакцій:
Zn + KOH + H2O HgCl2 + SnCl2
ZnS + O2 t Hg + HgSO4 + NaCl
Zn(OH)2 + NH4OH SO2 + HgCl2 + H2O
ZnO + NaOH + H2O HgS + HNO3 + HCl
Zn + NaNO3 + NaOH NH3 HgCl2 + NH4OHконц
Cd(NO3)2 t Hg(NO3)2 t
CdSO4 + NaOH HgCl2 + Ba(OH)2
Hg + HNO3 + HCl HgCl2 + HCl
HgS + O2 HgCl2 + KJ(надл)
HgCl2 + H2O


Лабораторна робота № 15

Властивості елементів І групи

Мета: дослідити властивості лужних металів та їх сполук; одержати сполуки Купруму (II) та Аg (I) і дослідити їх властивості.

s-елементи І групи (лужні метали)

Дослід 1. Взаємодія лужних металів з киснем повітря і водою.

1. Розрізати скальпелем маленький шматочок натрію або калію і спостерігати потемніння поверхні внаслідок окиснення киснем повітря. Описати процеси, які відбуваються. Скласти рівняння реакцій.
2. У кристалізатор з водою обережно внести маленький шматочок натрію або калію і додати кілька краплин фенолфталеїну. Чому розчин стає малиновим? Скласти рівняння реакції. Чому лужні метали зберігають під шаром гасу?

Дослід 2. Окисні властивості натрій пероксиду.

У тигель покласти невеликий шматочок натрій пероксиду, додати 1-2 краплини води і невелику кількість розтертого в порошок хром(ІІІ) сульфату. Суміш перемішати скляною паличкою і нагріти в полум’ї пальника до сплавлення. Після охолодження тигля додати 8-10 краплин дистильованої води , перемішати і добутий розчин перелити в пробірку. Спостерігати появу жовтого забарвлення натрій хромату Na2CrO4.
Записати рівняння реакції взаємодії натрій пероксиду із хром(ІІІ) сульфатом в присутності Na2CO3.

Дослід 3. Відновні властивості натрій пероксиду.

У пробірку внести 4-5 краплин розчину калій перманганату, добавити невеликий шматочок натрій пероксиду і суміш перемішати. Спостерігати виділення газу і появу бурого осаду. Записати рівняння реакції.

Дослід 4. Відкриття лужних металів за забарвленням полум’я.

Ніхромовий дріт занурити в насичений розчин калій хлориду і внести у полум’я пальника. Дослід повторити з насиченими розчинами літій і натрій хлоридів. Перед кожним дослідом дріт треба промити в концентрованій хлоридній кислоті і добре прожарити в полум’ї пальника. Відмітити в журналі, яке забарвлення надає полум’ю кожна сіль.


Завдання та запитання для самопідготовки

Охарактеризуйте електронну будову атомів лужних металів. Які фізичні властивості мають лужні метали?
Лужні метали існують у природі у вигляді таких мінералів: галіт (кам’яна сіль), сильвін, кріоліт, калієвий польовий шпат і калієва слюда, літієва слюда (лепідоліт), чилійська селітра. Приведіть їх формули. Як в промисловості отримують натрій та калій ?
Що утворюється в результаті взаємодії розплавлених лужних металів з газоподібним аміаком? Як відносяться ці продукти і гідриди лужних металів до води?
Наведіть рівняння реакцій за допомогою яких можна отримати оксиди, пероксиди і надпероксиди лужних металів. Як відносяться ці сполуки до води і кислот?
Як одержують гідроксиди лужних металів та які властивості цих сполук?
Чому розчини лугів розчиняють скляний посуд?
Які сполуки називають кальцинованою, питною та кристалічною содою? Як їх одержують та де використовують?
Назвіть характеристику координаційних сполук лужних металічних елементів.
Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна зробити такі перетворення:
NaClNaOHNa2CO3NaNO3NaNO2
KClKOHKHCO3K2CO3K2SO4KOH.
10. Закінчити рівняння реакцій:
Li+O2 KH+O2
Na+H2 Na2O2+Fe(OH)2+H2O
KHCO3(нагрівання) Na2O2+KJ+H2SO4
Li2CO3+H2O K2O4+H2SO4
NaH+Cl2

d-елементи І групи (елементи підгрупи Купруму)

Дослід 1. Відношення міді до кислот.

У три пробірки покласти по шматочку міді і додати по 5-6 краплин 2 н. розчинів кислот: у першу – хлоридної, у другу – сульфатної, у третю – нітратної. Чи у всіх випадках йде реакція?
Зробити аналогічний дослід з концентрованими розчинами кислот – хлоридною, сульфатною, нітратною на холоді та при нагріванні. З якими кислотами взаємодіє мідь? Записати відповідні рівняння реакцій.

Дослід 2. Добування гідроксидів купруму та аргентуму.

Внести в пробірку по 3-4 краплини розчину солі Cu (II) і додати кілька краплин 2 н. розчину лугу. Випадає голубий осад купрум (ІІ) гідроксиду. Перенести частину осаду в іншу пробірку і нагріти: голубий осад стає чорним. Другу частину осаду Cu(OH)2 розділити на дві пробірки: в одну пробірку додати 5-6 краплин 2 н. розчину сульфатної кислоти, у другу – стільки ж концентрованого розчину лугу. Що відбувається з осадом? Написати рівняння реакцій.
До 3-4 краплин розчину аргентум нітрату додати кілька краплин 2 н. розчину натрій гідроксиду . Випадає білий осад AgOH, який швидко розпадається на аргентум (І) оксид і воду. Скласти відповідні рівняння реакцій.

Дослід 3. Окисні властивості солей Купруму (ІІ).

У пробірку внести 2 краплини розчину Купрум (ІІ) сульфату і 1-2 краплини калій йодиду. Утворюється білий осад CuI. Розчин над осадом жовтіє, тому що виділяється вільний йод. Скласти рівняння реакції.

Дослід 4. Комплексні сполуки солей Купруму (ІІ).

До 2-3 краплини розчину солі Cu (II) додати по краплинах розчин аміаку до повного розчинення осаду основної солі (CuOH)2SO4, який спочатку утворюється. Порівняти забарвлення вихідного розчину солі Cu (ІІ) із забарвленням комплексу, що утворився. Координаційне число Cu(II) дорівнює 4. Записати відповідні рівняння реакцій.

Дослід 5. Малорозчинні і комплексні сполуки Аргентуму.

У чотири пробірки внести по 2 краплини розчинів солей: у першу калій хлориду, у другу – калій броміду, у третю - калій йодиду, у четверту – калій хромату і додати в кожну по 2 краплини розчину аргентум нітрату. Спостерігати забарвлення осадів, що утворюються. Додати у всі чотири пробірки по 3 краплини 25%-го розчину аміаку. На основі спостережень і використовуючи значення добутку розчинності галогенідів аргентуму, пояснити різницю їх розчинності в аміаку.
Записати рівняння реакцій утворення малорозчинних солей Ag і розчинення галогенідів аргентуму в аміаку з утворенням комплексних сполук. Координаційне число Ag (I) дорівнює 2.

Дослід 6. Забарвлення полум’я солями Купруму.

Ніхромовий дріт змочити насиченим розчином купрум (ІІ) хлориду і внести в полум’я пальника. Відмітити забарвлення полум’я пальника.


Завдання та запитання для самопідготовки

У вигляді яких сполук зустрічаються в природі елементи підгрупи Купруму? Як добувають мідь, срібло і золото у вільному стані?
Де використовують мідь, срібло та золото? В які сплави входить мідь та де їх використовують?
Дайте характеристику електронної будови атомів Купруму, Аргентуму та Ауруму.
Як можна пояснити різку відмінність фізико-хімічних властивостей лужних металів і металів підгрупи Купруму?
Поясніть, чому атоми елементів підгрупи Купруму можуть мати валентність вище одиниці.
Як пояснити, що на повітрі вироби з міді зеленіють, а з срібла – чорніють?
Яка реакція називається реакцією срібного дзеркала?
Чому безводний купрум (ІІ) сульфат – білого кольору, а мідний купорос – синього?
Охарактеризуйте комплексні сполуки елементів підгрупи Купруму. Наведіть приклади сполук.
10. Закінчити рівняння реакцій:
Au+HCl+Cl2 Ag+H2S+O2
Au+KCN+O2+H2O AgBr+Na2S2O3(надл.)
Au+H2SeO4(конц.) СuCl+NH3
·H2O
Сu2S+HNO3(конц.) CuSO4+Na2CO3+H2O
СuSO4+NaCN(надл.) Na2SnO2+AgNO3+H2O
Лабораторна робота № 16

Елементи підгрупи Феруму

Мета: дослідити властивості сполук Феруму, Кобальту, Нікелю; визначити стійкість цих сполук в залежності від ступені окиснення елементу.

Дослід 1. Добування ферум (ІІІ) гідроксиду.

У пробірку внести 3-4 краплини розчину солі Мора (NH4)2SO4
·FeSO4
·6H2O і додати розведений розчин лугу до утворення осаду ферум(ІІ) гідроксиду зеленого кольору. Перемішати одержаний осад скляною паличкою і через 1-2 хв спостерігати побуріння осаду внаслідок окислення гідроксиду ферум(ІІ) до гідроксиду ферум(ІІІ) під дією кисню. Записати рівняння реакцій.

Дослід 2. Характерні реакції на іони Fe2+ i Fe3+.

Приготувати у пробірці розчин солі Мора і додати краплину розчину калій гексаціаноферату(III) – червоної кров’яної солі K3[Fe(CN)6]. Відмітити колір одержаного осаду (турнбулева синь). Вказати хімічну назву й формулу одержаної сполуки. Ця реакція є характерною на іони Fe3+. Записати рівняння реакції в молекулярній та іонній формах.
У пробірку внести 5-6 краплин розчину ферум(ІІІ) хлориду і додати краплину розчину роданіду амонію (калію). Записати рівняння реакції добування Fe(SCN)3, який надає розчину яскраво-червоного забарвлення. За допомогою цієї реакції можна відкрити іони Fe3+ у розчині, якщо вони присутні у невеликій кількості (висока чутливість реакції).
У пробірку внести 4-5 краплин розчину ферум(ІІІ) хлориду і додати краплину розчину калій гексаціаноферату(ІІ) – жовтої кров’яної солі K4[Fe(CN)6]. Що спостерігається? Який колір має одержаний осад (берлінської лазурі)? Вказати хімічну назву одержаної сполуки. Записати рівняння реакції в молекулярній та іонній формах.

Дослід 3. Взаємодія заліза з кислотами.

У три пробірки додають по 3 краплини розведених розчинів кислот: у першу – хлоридної, у другу – сульфатної, у третю – нітратної. У четверту пробірку додати 3 краплини концентрованого розчину сульфатної кислоти. У кожну пробірку внести по шматочку залізної стружки. Пробірку з концентрованою сульфатною кислотою нагріти (обережно). Що спостерігається?
Далі в кожну пробірку додати по краплині 0,01 н розчину роданіду калію (амонію), який з іонами Fe3+ утворює сполуку Fe(SCN)3, яка надає розчину характерного червоного забарвлення.
Переконатись у тому, що в хлоридній і розведеній сульфатній кислоті утворюються іони Fe2+, а в сульфатній концентрованій і нітратній кислотах – іони Fe3+. За появою забарвлення спостерігати треба уважно, оскільки через деякий час (1 хв) у кислому середовищі Fe(SCN)3 розкладається. Записати рівняння виконаних реакцій.

Дослід 4. Добування гідроксидів кобальту (ІІ) та нікелю (ІІ) і їх окиснення.

У пробірку внести 3-4 краплини розчину солі Кобальту і по краплинах додавати розчин лугу. Спочатку утворюється осад основної солі кобальту синього кольору. Далі осад змінює колір на рожевий внаслідок утворення кобальт(ІІ) гідроксиду. Додати до осаду 2-3 краплини розчину пероксиду гідрогену з масовою часткою 3%. Що відбувається з осадом? Скласти рівняння реакцій, що відбуваються.
У пробірку внести 2-3 краплини розчину солі Нікелю і по краплинах додати розчин лугу до утворення світло-зеленого осаду нікель(ІІ) гідроксиду. До осаду додати 2-3 краплини розчину пероксиду гідрогену з масовою часткою 3%. Що спостерігається? Скласти рівняння реакцій.
Провести подібну реакцію, замінивши Н2О2 на бромну воду. Пояснити явища, які спостерігались.


Дослід 5. Комплексні сполуки кобальту і нікелю.

До 3-4 краплин розчинів солей кобальту(ІІ) і нікелю(ІІ) додати по краплинах 25%-ий розчин аміаку до розчинення одержаних спочатку осадів. Спостерігати забарвлення аміачних комплексів, що утворилися. Записати рівняння реакцій утворення аміакатів кобальту і нікелю (координаційне число 6). Чому аміачний комплекс кобальту(ІІ) з часом змінює забарвлення?
Додати у пробірку 3-4 краплини насиченого розчину кобальт(ІІ) хлориду і один мікрошпатель сухого калій нітриту. Додати 2-3 краплини 2 н розчину оцтової кислоти і суміш нагріти. Спостерігати виділення азоту і утворення жовтого осаду K3[Co(NO2)6]. Записати рівняння реакції.


Завдання та запитання для самопідготовки

Запишіть формули електронної будови атомів Феруму, Кобальту, Нікелю. Які ступені окислення характерні для цих елементів і які більш стійкі? Назвіть основні мінерали, що містять ці елементи.
Напишіть рівняння основних хімічних реакцій отримання чавуну у доменному процесі, а також рівняння хімічних реакцій отримання кобальту і нікелю.
Які фізичні властивості заліза? Де залізо використовується? Як взаємодіє залізо з неметалами: O2, Cl2, Br2, I2, S, P і хлоридною кислотою?
Як відносяться метали підгрупи заліза до кисню повітря, води, кислот і лугів?
Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі перетворення:
Fe ( FeSO4 ( Fe(OH)2 ( Fe(OH)3 ( FeCl3 ( FeCl2
Co ( Co(NO3)2 ( Co(OH)2 ( Co(OH)3 ( CoCl2
Закінчіть рівняння реакцій:
FeCl2 + H2S Co(NO3)2(нагрівання)
Fe2(SO4)3 + Na2CO3 + H2O Co2O3 + HCl
FeSO4 + O2 + H2O NiSO4 + CaOCl2 + NaOH
FeSO4 + O2 + H2SO4 Ni(OH)3 + KBr + H2SO4
FeCl3 + SnCl2 [Ni(NH3)6]Cl2 + KCN
Fe3O4 + H2SO4
Рекомендована література

Загальна та неорганічна хімія: Практикум/ Слободяник М.С., Улько Н.В., Бойко К.М., Самойленко В.М. – К.: Либідь, 2004. – 336с.
Неділько С.А., Попель П.П. Загальна й неорганічна хімія: задачі та вправи: Навч. Посібник. – К.: Либідь, 2001. – 400с.
В.М, Іщенко, Т.П. Колотуша, О.І. Кроніковський, О.П. Перепелиця, О.М. Полумбрик, І.Г. Рябокінь, Л.І. Тилтіна, В.В, Фоменко. Загальна хімія. Неорганічна хімія: Конспект лекцій для студентів всіх спеціальностей денної та заочної форми навчання. – К.: НУХТ, 2009. – 203с.






























13PAGE 15


13PAGE 14615



MnO4– + n
·

OH–


H2O

Н+




Приложенные файлы

  • doc 258561
    Размер файла: 603 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий