1 Основная литература

1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: Учебник для ВУЗов – 4-е изд. испр.–М: Высшая школа. 2002–743 с.

2. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия: Учебник для ВУЗов – М: Химия 2000.–592 с.

3. Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия: Учебное пособие для вузов/ Под ред. А.И. Ермакова–29 изд., испр.–М.: Интеграл–Пресс.–2004.–728 с.

4. Глинка Н.М., Рабинович В.А., Рубина Х.М. Задачи и упражнения по общей химии: учебное пособие для студентов нехимических спец. Вузов / Под ред. В.А.Рабиновича, Х.М. рубинной – Изд-во стереотип. – М.: Интеграл-Пресс, 2004. – 240 с.

2 Дополнительная литература

5. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: Учебник для вузов.–М.: Высшая школа, 2004–432 с.

6. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник для технических направ. и спец. Вузов – 7-е изд., испр. – М.: Высшая школа, 2006 – 557 с.

7. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии: Учебное пособие для ВУЗов – 6-е изд., перераб. и доп.–М: Высшая школа, 2004.–383 с.

8. Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. Пособие Б.И.Адамсон, О.Н. Гончарук, В.Н. Камышова и др.; Под ред.Н.В.Коровина. -2-е изд., испр. – М.: Высш. Шк.,2004. – 255 с.

3 Учебные пособия кафедры (имеются на электронных носителях в библиотеке УГНТУ в а. 1-208, также их можно получить через интернет в электронной библиотеке УГНТУ)

9. . Сборник заданий для самостоятельной работы по дисциплине «Химия» / Л.Е.Салова и др.; под общ. ред. Саловой Л.Е.: учебное пособие. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2009. – 163 с.

10. Булатова О.Ф., Сыркин А.М. Тепловые эффекты и направление протекания химических реакций: учебное пособие. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2008. – 66 с.

11. Чанышева А.Т., Сыркин А.М. Растворы электролитов и неэлектролитов: учебное пособие. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2009. – 65 с.

12. Сыркин А.М., Назаров М.Н. Химическая кинетика: учебное пособие. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2008. – 103 с.

13. Сыркин А.М., Михайленко О.И., РольникЛ.З. Растворы электролитов и неэлектролитов: учебное пособие с грифом МО РБ. – Уфа: Изд-во УГНТУ, 2006. – 140 с.

14. Сыркин А.М., Рольник Л.З., Учебно-методическое пособие к лабораторным работам по теме «Гидролиз солей» /А.М. Сыркин, Л.З. Рольник.–Уфа, изд-во УГНТУ, 2002–21

15. Чалова О.Б., Сыркин А.М. Химия. Лабораторный практикум: учебное пособие с грифом МО РБ. – Уфа: Изд-во УГНТУ, 2006. – 107 с.

16. Молявко М.А., Сыркин А.М. Строение атома. Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева. Химическая связь: учебное пособие. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2009. – 68 с.

17. Чалова О.Б., Сыркин А.М. Рабочая тетрадь к лабораторному практикуму по дисциплине «Общая и неорганическая химия» (часть 1): учеб. - метод. пособие в электронном виде. – Уфа, УГНТУ, 2010. – 45 с.

Основные правила безопасной работы в химической лаборатории

-соблюдение порядка, чистоты, тишины, дисциплины;

• выполнение только порученных преподавателем работ;

• перед выполнением работы необходимо ознакомиться с заданием, оборудованием, реактивами;

• работа выполняется на отведенном рабочем месте в спецодежде – халате;

• в лаборатории запрещается работать одному, принимать пищу, курить, загромождать рабочее место, оставлять работающие приборы без присмотра, включать приборы, не относящиеся к данной работе;

• реактивы, предназначенные для общего пользования, нельзя уносить на свое рабочее место; пипетки после отбора необходимого количества реактива следует немедленно возвращать в реактивную склянку;

• остатки реактивов и продуктов реакции сливать только в специальный слив; категорически запрещается сливать их в раковину и общую канализацию;

• следует экономно расходовать реактивы, электричество, воду; аккуратно и осторожно обращаться с химической посудой и приборами;

• при нагревании растворов в пробирке необходимо пользоваться держателем, отверстие пробирки должно быть обращено внутрь вытяжного шкафа;

• все опыты, связанные с применением или образованием ядовитых веществ, вредных паров и газов, а также концентрированных кислот и щелочей, разрешается проводить только в вытяжном шкафу;

• по окончании работы необходимо вымыть посуду, убрать рабочее место, выключить электронагревательные приборы, воду и вымыть руки с мылом;

ВНИМАНИЕ! О любых происшествиях немедленно сообщить преподавателю или лаборанту, которые ликвидируют опасность и окажут первую помощь;

• при воспламенении горючей жидкости на одежде работающего необходимо немедленно погасить пламя, завернув пострадавшего в одеяло;

• при ожогах концентрированными растворами кислот пораженное место промывают сильной струей воды в течение 2-3 минут, затем 2-3%-ным раствором чайной соды, после чего накладывают марлевую повязку, смоченную 1-2%-ным раствором перманганата калия; при сильных ожогах после оказания первой помощи следует обратиться к врачу;

• при ожогах концентрированными растворами щелочей обожженное место промывают обильным количеством воды, затем 1-2%-ным раствором борной или уксусной кислоты, после чего накладывают марлевую повязку, смоченную 1-2%-ным раствором перманганата калия;

• при попадании кислоты, щелочи или какого-либо другого реактива в глаза следует промыть их обильным количеством воды и немедленно обратиться к врачу.

Уфимский государственный нефтяной технический университет

Кафедра «Общая и аналитическая химия»

Дисциплина «Общая и неорганическая химия»

ОТЧЕТ

по лабораторной работе №1

на тему: «Химическая кинетика. Химическое равновесие»

Выполнил

студент группы__________ ______________ Фамилия И.О.

(Подпись, дата)

Принял

доцент кафедры ОАХ ______________

(Подпись, дата)

Цель работы:

- изучить влияние концентраций и температуры на скорость гомогенной реакции;

- изучить влияние концентраций на положение химического равновесия

Краткая теория:

Гомогенная химическая система –

Гетерогенная химическая система –

Средняя скорость гомогенной химической реакции -

Единицы измерения скорости гомогенной химической реакции –

Факторы, влияющие на скорость химической реакции:

Кинетическое уравнение (закон действующих масс) элементарной химической реакции имеет вид

а) А(г) + 2В(г) = С(г)

б) А(тв) + 2В(г) = С(г)

в) А(г) + 2В(тв) = С(г)

г) S₂O₃^2- + H⁺ = S + HSO₃^-.

Константа скорости химической реакции –

Константа скорости химической реакции имеет размерность –

а) б) в) г)

Порядок реакции: а) б)

в) г)

С повышением температуры скорость химической реакции …

Температурный коэффициент химической реакции …

Уравнение Вант-Гоффа:

Уравнение Аррениуса:

Энергия активации –

Катализатор –

Ингибитор -

Признаки химического равновесия:

Выражение константы равновесия для:

а) б) в) г)

Константа равновесия не зависит от

Константа равновесия зависит от

Принцип Ле Шателье:

При повышении концентрации исходных реагентов равновесие смещается в сторону …

При повышении температуры равновесие смещается в сторону …

При повышении давления равновесие смещается в сторону …

Катализатор на положение химического равновесия …

Опыт №1. Изучение зависимости скорости гомогенной реакции

от концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости гомогенной реакции от концентраций реагентов можно изучить на классическом примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой, протекающей по уравнению

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

S₂O₃^2- + H⁺ = S + HSO₃^-

Сера образует с водой коллоидный раствор. Время реакции засекают по секундомеру от момента сливания реагентов до появления едва заметного помутнения. Определив время, можно вычислить относительную скорость реакции v = 1/.

Ход работы:

Приготовить три сухие чистые пробирки, пронумеровать их. В первую пробирку внести 2 капли раствора тиосульфата натрия и 9 капель воды, во вторую  4 капель тиосульфата натрия и 7 капель воды, в третью  6 капель тиосульфата натрия и 5 капель воды. Пробирки встряхнуть. Получим три раствора тиосульфата натрия разной концентрации. Если условно обозначить молярную концентрацию тиосульфата натрия в первой пробирке через «с», то во второй пробирке она будет, соответственно, 2с моль/л, в третьей3с моль/л.

В первую пробирку внести одну каплю серной кислоты. Одновременно включить секундомер; встряхивая пробирку, держа ее на темном фоне, следить за появлением мути. При появлении малейших ее признаков  остановить секундомер, отметить время реакции и записать его в таблицу. Пробирку сразу тщательно вымыть;

Проделать аналогичные опыты во второй и третьей пробирках.

Результаты занести в таблицу.

Таблица 1. Экспериментальные данные для определения зависимости скорости реакции от концентрации

Номер пробирки	Кол-во капель Na2S2O3	Кол-во капель воды	Кол-во капель H2SO4	Относительная концентрац Na2S2O3,	Время реакции, , с	Относительная скорость v=1/, с-1	Темпера тура, T, оС
1	4	8	1	1С
2	8	4	1	2С
3	12	-	1	3С

По полученным данным построить график зависимости v = f(c), откладывая по оси абсцисс  концентрацию, а по оси ординат  относительную скорость.

Рис 1 Зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия

Вывод:

Опыт2. Изучение зависимости скорости гомогенной реакции

от температуры.

Для эксперимента использовать ту же реакцию, что и в опыте №1:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + H₂O.

Ход работы:

Приготовить три чистые сухие пробирки, пронумеровать их; в каждую внести по 2 капли раствора тиосульфата натрия и 9 капель воды;

Пробирку 1 поместить в стакан с водой и через 1-2 минуты отметить температуру. Затем внести в нее 1 каплю серной кислоты, одновременно включить секундомер и остановить его при появлении слабой, едва заметной мути. Результат записать в таблицу.

Повысить температуру воды в стакане на 10⁰С (нагреванием на плитке, либо смешиванием с горячей водой). Поместить в стакан пробирку 2, выдержать несколько минут до достижения нужной температуры и добавить одну каплю серной кислоты, одновременно включив секундомер. Встряхивать пробирку до появления мути (результат внести в таблицу);

Аналогично провести опыт в 3 пробирке, повысив температуру в стакане еще на 10⁰С.

Таблица 2 Экспериментальные данные для расчета температурного коэффициента реакции

Номер пробирки	Относительная концентрация Na2S2O3,	Температура, Т, ОС	Время реакции, , с	Относительная скорость, v, с-1	Температурный коэффициент, 
1	2С	20			1 = v30/ v20
2	2С	30			2 = v40 / v30
3	2С	40			3 =

По полученным данным построить график зависимости v = f(t), откладывая по оси абсцисс температуру, а по оси ординат  скорость.

Рис 2 Зависимость скорости реакции от температуры

Рассчитать температурный коэффициент реакции:

₁ = v₃₀/ v₂₀ ; ₂ = v₄₀ / v₃₀ ₃ =

Составить уравнение Вант-Гоффа для изученной реакции.

Вывод:

Опыт 3. Влияние изменения концентрации на состояние химического равновесия.

Классическим примером обратимой реакции является взаимодействие хлорида трехвалентного железа с роданидом калия:

FeCl₃ + 3KSCN  Fe(SCN)₃ + 3KCl

Образующийся роданид железа окрашивает раствор в красный цвет, интенсивность которого зависит от его концентрации. По изменению окраски раствора можно судить о смещении равновесия в ту или иную сторону. Чем интенсивнее окраска раствора, тем больше в растворе Fe(SCN)₃ и тем больше равновесие смещено вправо, в сторону образования продуктов. И, наоборот, чем бледнее окраска раствора, тем меньше образовалось Fe(SCN)_3.

Ход работы:

1) В мерный стаканчик или цилиндр налить 2025 мл дистиллированной воды и добавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (FeCl₃) и одну каплю насыщенного раствора роданида калия (KSCN). Реакция проходит практически мгновенно. Полученный окрашенный раствор разлить в четыре пробирки поровну. Одну из пробирок оставить в качестве контрольной. В трех других будем смещать равновесие путем изменения концентраций веществ реакционной системы;

- В состоянии химического равновесия скорость прямой и скорость обратной реакций …

2) В одну из трех пробирок внести одну каплю насыщенного раствора хлорида железа. Что наблюдается? Отметить изменение окраски раствора, сравнивая с контрольной пробиркой.

- Запишите кинетическое уравнение для прямой реакции:

- Порядок реакции по реагенту FeCl₃ равен

- Сравните скорость прямой и обратной реакций после добавления FeCl₃ :

- При добавлении FeCl₃ равновесие смещается в сторону………………реакции, образуется дополнительное количество…

3) Во вторую пробирку добавить одну каплю насыщенного раствора роданида калия. Что наблюдается? Заметить, что цвет раствора в этой пробирке более насыщенный, чем в предыдущей. Чем объяснить, что изменение концентрации роданида калия вызывает более эффективное смещение равновесия, чем изменение концентрации хлорида железа?

- Порядок реакции по реагенту KSCN равен

- Сравните скорость прямой и обратной реакций после добавления KSCN :

- При добавлении KSCN равновесие смещается в сторону………………реакции, образуется дополнительное количество…

- KSCN в большей степени смещает равновесие, чем FeCl₃ потому, что…

4) В третью пробирку добавить кристаллический хлорид калия и несколько раз встряхнуть. Отметить изменение окраски раствора в этом случае.

- Запишите кинетическое уравнение для обратной реакции:

- Порядок реакции по реагенту КCl равен

- Сравните скорость прямой и обратной реакций после добавления КCl :

- При добавлении КCl равновесие смещается в сторону………………реакции, образуется дополнительное количество…

- Записать выражение для константы равновесия

- Сделать выводы о влиянии изменения концентраций веществ на состояние химического равновесия на основании выражения константы равновесия и принципа Ле-Шателье.

Уфимский государственный нефтяной технический университет

Кафедра «Общая и аналитическая химия»

Дисциплина «Общая и неорганическая химия»

ОТЧЕТ

по лабораторной работе №2

на тему: «Приготовление растворов заданной концентрации.

Свойства растворов»

Выполнил

студент группы__________ ______________ Фамилия И.О.

(Подпись, дата)

Принял

доцент кафедры ОАХ ______________

(Подпись, дата)

Цель работы:

- приготовить раствор заданной концентрации методом смешивания концентрированного и разбавленного растворов;

- научиться производить расчеты объемов концентрированного и разбавленного растворов, необходимых для приготовления раствора с заданной концентрацией;

- научиться производить перерасчеты концентраций и расчеты физико-химических свойств растворов: P_{нас.пара}, t_кип, t_пл, P_осм.

Приборы и реактивы:

- раствор хлорида натрия (NaCl) с концентрацией w₁ = ___% и раствор хлорида натрия (NaCl) с концентрацией w₂ = ___%;

- колба коническая;

- мерные цилиндры;

- стеклянная палочка;

- ареометр;

- таблица (плотность – масс. доля, %) для растворов хлорида натрия (NaCl).

Задание: Приготовить 200 мл раствора хлорида натрия (NaCl) с концентрацией w₃ = ___% (масс.) из концентрированного раствора хлорида натрия (NaCl) с концентрацией w₁ = ___% (масс.) и разбавленного раствора хлорида натрия (NaCl) с концентрацией w₂ = ___% (масс.).

Выполнение работы.

1.Расчеты объемов концентрированного и разбавленного растворов, необходимых для приготовления раствора с заданной концентрацией.*

Допустим, что

m₁ – масса (г) раствора с концентрацией w₁ = ___% (масс.)

m₂ - масса (г) раствора с концентрацией w₂ = ___% (масс.)

m₃ - масса (г) раствора с концентрацией w₃ = ___% (масс.)

V₁ - объем (мл) раствора с концентрацией w₁ = ___% (масс.)

V₂ - объем (мл) раствора с концентрацией w₂ = ___% (масс.)

V ₃ - объем (мл) раствора с концентрацией w₃ = ___% (масс.)

m_1(NaCl) - масса (г) растворенного хлорида натрия в массе раствора m₁;

m_2(NaCl) - масса (г) растворенного хлорида натрия в массе раствора m₂;

m_3(NaCl) - масса (г) растворенного хлорида натрия в массе раствора m₃;

Выпишем из таблицы значения плотности растворов:

ρ₁ = ____(г/мл)- плотность раствора с концентрацией w₁ = ___% (масс.)

ρ₂ = ____(г/мл) - плотность раствора с концентрацией w₂ = ___% (масс.)

ρ₃ = ____(г/мл) - плотность раствора с концентрацией w₃ = ___% (масс.)

Для получаемого раствора с концентрацией w₃ = ___% (масс.) должны соблюдаться следующие соотношения:

m₃ = ρ₃V₃;

V₁ + V₂ = V₃;

m₁ + m₂ = m₃ ;

m_1(NaCl) + m_2(NaCl) = m_3(NaCl) ;

Выразим массы растворенного хлорида натрия через массы растворов и их концентрации:

m_1(NaCl) = m₁ w₁/100; m_2(NaCl) = m₂ w₂/100; m_3(NaCl) = m₃ w₃/100 = ρ₃V₃ w₃/100

Составим систему из двух уравнений с двумя неизвестными m₁ и m₂:

m₁ + m₂ = ρ₃V₃;

m₁ w₁ + m₂ w₂ = ρ₃V₃ w₃ ;

Решаем систему и находим неизвестные m₁ и m₂.

Рассчитываем по массам растворов их объемы:

V₁ = m₁ / ρ₁; V₂ = m₂ / ρ₂

Проверяем, выполняется ли соотношение:

V₁ + V₂ = V₃ = 200 (мл);

*Расчеты могут быть выполнены другими способами, например, используя «правило креста».

Удобно нижними индексами указать заданные концентрации (вместо нижних индексов 1,2,3).

2.Методика приготовления раствора.

Перед приготовлением раствора необходимо определить цену деления мерного цилиндра и правильно определить деление, до которого необходимо налить раствор. При измерении объема раствора нижний мениск жидкости должен «лежать» на нужном, определенном делении. Причем деление и глаз наблюдателя находятся на одном горизонтальном уровне.

Измерить соответствующим мерным цилиндром объем V₁ = ___ мл концентрированного раствора хлорида натрия и аккуратно перелить его в коническую колбу. Измерить соответствующим мерным цилиндром объем V₂ = ___ мл разбавленного раствора хлорида натрия и аккуратно перелить его в ту же коническую колбу. Перемешать содержимое конической колбы стеклянной палочкой для получения однородного раствора, после чего перелить раствор в мерный цилиндр на 200мл. Измерить объем полученного раствора (V₃ = ___ мл) и его плотность. Для измерения плотности использовать ареометр.

ρ_(эксп) = ______(г/мл) - плотность полученного раствора.

3.Полученные результаты и их оценка.

Плотность полученного раствора ρ_(эксп) = ____(г/мл) сравнить с табличным значением ρ₃ = ____(г/мл). Если они совпадают, то концентрация приготовленного раствора равна заданной w₃ = ___% (масс.).

Если плотность полученного раствора ρ_(эксп) = ____(г/мл) отличается от табличного значения ρ₃ = ____(г/мл), необходимо рассчитать концентрацию приготовленного раствора w_(эксп) = ___% (масс.) графическим методом, используя значения таблицы (плотность – масс. доля, %) для растворов хлорида натрия (NaCl).

Например,

Рассчитать, с какой относительной погрешностью приготовлен раствор:

∆ = (w_(эксп) - w₃) / w₃ =

Объяснить, почему концентрация приготовленного раствора

w_(эксп) =___% (масс.) отличается от заданного значения w₃ = ___% (масс.), на каких этапах работы и какие ошибки Вы могли допустить.

Перерасчеты концентраций для приготовленного раствора

Дать определения и для приготовленного раствора рассчитать следующие концентрации.

1. Молярная концентрация (М, С_М) показывает….

М = С_М = (_(NaCl) /V_р-ра) [моль/л] =

_(NaCl) =

V_р-ра =

Количество вещества рассчитывают по соотношению:

_{(NaCl) =} m_(NaCl)/ М(NaCl) =

m_(NaCl) =

М(NaCl) =

2. Моляльная концентрация (Сm) показывает…

C_m = (_(NaCl) / m_р-теля )[моль/кг] =

m_р-теля =

3. Мольная доля вещества (NaCl) (_(NaCl)) определяется как…

_(NaCl) = [_(NaCl) / (_(NaCl) + _р-теля )] =.

_р-теля =

4. Титр (Т) показывает…..

Т = (m_(NaCl) / V_р-ра) [г/мл] =

6. Молярная концентрация эквивалента вещества (N, С_Н) или «нормальная концентрация» показывает…

N = С_Н = ((Э_(NaCl) ) /V_р-ра) [моль/л] =

Где (Э_(NaCl)) = – количество эквивалента хлорида натрия, моль;

V_р-ра – объем раствора, л

Эквивалент вещества это ….

Молярная масса эквивалента вещества рассчитывается в общем случае по формуле:

М(Э_(NaCl)) = [М(NaCl) / z ] [г/моль] =

Где М(Э_(NaCl)) = - молярная масса эквивалента вещества,

z_(NaCl) =

z - фактор эквивалентности, определяется типом вещества и реакции, в которой оно участвует.

Для солей в реакциях обмена z равно произведению ….

Расчеты физико-химических свойств для приготовленного раствора.

1. Давление насыщенного пара над раствором (P_{нас.пара}) по сравнению с чистым растворителем уменьшается

P_{нас.пара} = P_o_(H2O) =

P_o = - давление насыщенного пара над чистым растворителем – водой - при комнатной температуре (таблица)

_(H2O) = [_(H2O) / (i_(NaCl) + _H2O)] =

i = 2 – изотонический коэффициент, учитывающий, что при растворении хлорид натрия- NaCl – диссоциирует на ионы:

NaCl → Na⁺ + Cl^-

2. Температура кипения раствора (t_кип) по сравнению с чистым растворителем повышается

t_{кип раствора} = t_кип(H2O) + ∆t_кип

∆t_кип = i К_{эбул(H2O)} C_m =

К_{эбул(H2O)} = 0,52

3. Температура замерзания раствора (t_зам) по сравнению с чистым растворителем понижается

t_{зам раствора} = t_зам(H2O) - ∆t_зам

∆t_зам = i К_{криоск(H2O)} C_m =

К_{криоск(H2O)} = 1,86

4. Осмотическое давление раствора (P_осм) пропорционально молярной концентрации раствора

P_осм = i (_(NaCl) /V_р-ра) R T =

R = 8,31

Вывод:

Уфимский государственный нефтяной технический университет

Кафедра «Общая и аналитическая химия»

Дисциплина «Общая и неорганическая химия»

ОТЧЕТ

по лабораторной работе №3

на тему: «Растворы электролитов. Ионно-обменные реакции»

Выполнил

студент группы__________ ______________ Фамилия И.О.

(Подпись, дата)

Принял

доцент кафедры ОАХ ______________

(Подпись, дата)

Цель работы:

- изучить закономерности протекания ионно-обменных реакций между растворами электролитов

- научиться составлять молекулярные и ионные уравнения реакций.

Краткая теория

Неэлектролит – это…

Электролит – это…

К сильным электролитам относятся:

К слабым электролитам относятся:

Сильный электролит в водном растворе диссоциирует на ионы ….

Слабый электролит в водном растворе диссоциирует на ионы ….

Степень диссоциации электролита в растворе – это ….

Степень диссоциации принимает значения:

в растворах сильных электролитов –

в растворах слабых электролитов –

в растворах неэлектролитов –

Ионная сила раствора -

Рассчитайте ионную силу 0,001 М раствора хлорида железа (III)

Активная концентрация (активность) ионов рассчитывается по формуле:

Активная концентрация (активность) ионов характеризует:

Коэффициент активности может принимать значения …

Коэффициент активности зависит от…

Ионно-обменные реакции в растворах электролитов протекают между….

Ионно-обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении…

Как по величине константы равновесия ионно-обменной реакции определить направление её протекания

Ионные реакции с образованием осадков.

Опыт 1. Образование плохо растворимой соли – сульфата бария

Налить в три пробирки по 2 капли раствора хлорида бария и добавить в одну из них 3 капли раствора Na₂SO₄, в другую – раствора H₂SO₄, в третью - раствора Al₂(SO₄)₃. Наблюдать появление одинакового осадка.

- Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной форме

1) BaCl₂ + Na₂SO₄ →

(краткое ионное уравнение)

2) BaCl₂ + H₂SO₄ →

(краткое ионное уравнение)

3) BaCl₂ + Al₂(SO₄)₃ →

(краткое ионное уравнение)

- сравнить ионные уравнения реакций 1) – 3);

- к какому взаимодействию сводится суть всех трех реакций;

- к какому типу относятся реакции;

- сформулировать, в каком направлении протекают ионно-обменные реакции.

- по ионному уравнению составить выражение для константы равновесия и рассчитать её, используя справочные данные.

Ионные реакции с образованием слабого электролита.

Опыт 2. Взаимодействие соли слабой кислоты с сильной кислотой

Поместить в пробирку один микрошпатель кристаллического ацетата натрия и прилить 8 капель 2 н серной кислоты. Слегка подогреть пробирку в ладони и по запаху определить продукт реакции.

- Составить уравнение реакции взаимодействия ацетата натрия и серной кислоты в молекулярной и ионной форме:

CH₃COONa + H₂SO₄ →

(краткое ионное уравнение)

- к какому типу относится эта реакция;

- указать, какая кислота образуется – сильная или слабая:

- сформулировать условие протекания ионно-обменной реакции:

- - по ионному уравнению составить выражение для константы равновесия и рассчитать её, используя справочные данные.

Ионные реакции с образованием и участием газа.

Опыт 3. Лабораторный способ получения углекислого газа

Налить в пробирку раствор гидроксида кальция. Пропустить диоксид углерода из аппарата Киппа (рис.4), полностью погрузив конец отводной трубки в пробирку с раствором гидроксида кальция. Наблюдать вначале образование осадка средней соли, а затем его растворение вследствие образования кислой соли. К полученному раствору гидрокарбоната кальция прилить раствор гидроксида кальция.

- Объяснить принцип работы аппарата Киппа;

- составить молекулярное и ионное уравнение реакции, протекающей в аппарате Киппа:

CaCO₃↓ + HCl →

(краткое ионное уравнение)

• какие свойства проявляет выделяющийся диоксид углерода при взаимодействии с гидроксидом кальция, к какому типу относится эта реакция;

- составить молекулярное и ионное уравнение реакции

Ca(OH)₂ + CO₂ → ……..... + ….…

осадок

(краткое ионное уравнение)

• Рис. 4. Аппарат Киппа

• составить молекулярное и ионное уравнение реакции, протекающей между

осадком карбоната кальция и избытком диоксида углерода:

CaCO₃↓ + H₂O + CO₂ →

(краткое ионное уравнение)

• указать, какая из полученных солей относится к классу «средних» и какая - к классу «кислых солей»;

- сравнить растворимость «средних» и «кислых» солей;

- сформулировать условие протекания ионно-обменной реакции:

Ионные реакции с образованием комплексных соединений.

Опыт 4. Получение и свойства гидроксида цинка

В три пробирки внести по 2 капли раствора сульфата цинка и 2 н раствора гидроксида натрия до образования осадка. В первую пробирку к образовавшемуся осадку гидроксида цинка добавить избыток раствора соляной кислоты, во вторую пробирку – избыток раствора гидроксида натрия, в третью пробирку – избыток раствора аммиака.

- Охарактеризовать внешний вид осадка гидроксида цинка;

- составить уравнение реакции образования гидроксида цинка в молекулярной и ионной форме

ZnSO₄ + NaOH →

недост.

(краткое ионное уравнение)

- отметить растворение осадка гидроксида цинка в избытке раствора соляной кислоты; избытке раствора гидроксида натрия;

- составить уравнения реакций взаимодействия гидроксида цинка с соляной кислотой в молекулярной и ионной форме:

Zn(OH)₂ + HCl →

(краткое ионное уравнение)

- составить молекулярное и ионное уравнение реакции взаимодействия гидроксида цинка с избытком гидроксида натрия, учитывая, что образуется тетрагидроксоцинкат натрия

Zn(OH)₂ + 2NaOH(изб.) → Na₂[Zn(OH)₄]

(краткое ионное уравнение)

- ответить, какие кислотно-основные свойства проявляет гидроксид цинка;

- объяснить растворение гидроксида цинка в избытке аммиака;

- составить молекулярное и ионное уравнение реакции, учитывая, что происходит образование гидроксида тетрааминцинка

Zn(OH)₂ + 4NH₃ → [Zn(NH₃)₄](OH)₂

(краткое ионное уравнение)

Вывод:

Составление уравнений ионно-обменных реакций:

Уфимский государственный нефтяной технический университет

Кафедра «Общая и аналитическая химия»

Дисциплина «Общая и неорганическая химия»

ОТЧЕТ

по лабораторной работе №4

на тему: «Произведение растворимости. Образование и растворение осадков»

Выполнил

студент группы__________ ______________ Фамилия И.О.

(Подпись, дата)

Принял

доцент кафедры ОАХ ______________

(Подпись, дата)

Цель работы:

- изучить закономерности образования и растворения осадков плохо растворимых сильных электролитов

Краткая теория

Насыщенный раствор – это …..

Произведение растворимости (ПР) характеризует …

ПР зависит от….

ПР не зависит от….

Составить выражение для ПР осадков

а) FeS б) PbI₂

в) Ag₂S г) Ca₃(PO₄)₂

Сравнить растворимость осадков PbCl₂ и PbI₂,

если ПР(PbCl₂) = 1,56 10^-5 ПР(PbI₂) = 1,1 10^-9

Сравнить растворимость осадков FeS и CuS,

если ПР(FeS) = 5 10^-18 ПР(CuS) = 7,9 10^-27

Осадки плохо растворимых сильных электролитов растворяются в ……………………….растворах

Ненасыщенный раствор – это…..

Условие растворения осадка плохо растворимого сильного электролита:

а) б)

в) г)

Осадки плохо растворимых сильных электролитов кристаллизуются из ……………………….растворов

Перенасыщенный раствор – это…..

Условие образования осадка плохо растворимого сильного электролита:

а) б)

в) г)

Опыт 1. Произведение растворимости и образование осадков галогенидов свинца (II)

В две пробирки налить по 3 капли 0,005 М раствора нитрата свинца (II). В одну из них прибавить такой же объём 0,05 М раствора хлорида калия, а в другую – такой же объем 0,05 М раствора иодида калия.

- Отметить, образуется осадок…… и не образуется осадок….

- составить уравнение диссоциации нитрата свинца (II) и рассчитать концентрацию ионов Pb²⁺ в исходном 0,005 М растворе соли Pb(NO₃)₂:

Pb(NO₃)₂ → …;

0,005 моль/л

[Pb²⁺]_o=?

- составить уравнение диссоциации хлорида (иодида) калия и рассчитать концентрацию хлорид (иодид) – ионов в исходном 0,05 М растворе соли:

KCl → KI → …;

0,05 моль/л 0,05 моль/л

[Cl^-]_o = [I^-]_o =

- рассчитать концентрации ионов Pb²⁺ и хлорид (иодид) - ионов после смешивания равных объемов исходных растворов:

[Pb²⁺]_{см .}= [Cl^-]_см. = [I^-]_см. =

- рассчитать произведение концентраций для осадка PbCl₂ и сравнить его с произведением растворимости:

ПК(PbCl₂) = [Pb²⁺] [Cl^-]² = ПP(PbCl₂) = 1,56 10^-5

- ответить, является раствор после смешивания нитрата свинца (II) и хлорида калия ненасыщенным или перенасыщенным;

- рассчитать произведение концентраций для осадка PbI₂ и сравнить его с произведением растворимости:

ПК(PbI₂) = [Pb²⁺] [I^-]² = ПP(PbI₂) = 1,1 10^-9

- ответить, является раствор после смешивания нитрата свинца (II) и иодида калия ненасыщенным или перенасыщенным;

- сформулировать условие образования осадка.

Опыт 2 Образование осадков сульфидов меди (II) и железа (II)

Налейте в одну пробирку 2-3 капли сульфата железа (II) (FeSO₄), а во вторую – такой же объем раствора сульфата меди (II) (CuSO₄). Прилейте в обе пробирки по 3-4 капли раствора сульфида натрия (Na₂S). Слейте растворы, а осадки сохраните для следующего опыта.

- Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной форме

1) FeSO₄ + Na₂S →

(краткое ионное уравнение)

2) CuSO₄ + Na₂S →

(краткое ионное уравнение)

- к какому взаимодействию сводится суть реакций;

- к какому типу относятся реакции;

- сформулировать, в каком направлении протекают ионно-обменные реакции.

- по ионному уравнению составить выражение для константы равновесия и рассчитать её, используя справочные данные.

Опыт 3. Растворение осадков сульфидов меди (II) и железа (II) и произведение растворимости.

К осадкам сульфидов меди (II) и железа (II), полученным в опыте 2 прилейте избыток 2 н. раствора соляной кислоты.

- Отметить, какой из осадков растворился

- Составить уравнение реакции в молекулярной и ионной форме

1) FeS + HCl →

(краткое ионное уравнение)

- По ионному уравнению составить выражение для константы равновесия и рассчитать её, используя значения произведений растворимости и констант диссоциации сероводородной кислоты.

- Уравнения электролитической диссоциации сероводородной кислоты:

1 ст.: H₂S → H⁺ + HS^- ; K_1(H2S) = [H⁺] [HS^-] / [H₂S] = 10^-7

2 ст.: HS^- → H⁺ + S^2- ; K_2(H2S) = [H⁺] [S^2-] / [HS^-] = 10^-14

- Составить уравнение не протекающей реакции в молекулярной и ионной форме

2) CuS + HCl →

(краткое ионное уравнение)

- По ионному уравнению составить выражение для константы равновесия и рассчитать её, используя значения произведений растворимости и констант диссоциации сероводородной кислоты.

- Объяснить различие в растворимости осадков FeS и CuS в растворе соляной кислоты, используя значения произведений растворимости, констант диссоциации сероводородной кислоты и рассчитанных констант равновесия.

Уфимский государственный нефтяной технический университет

Кафедра «Общая и аналитическая химия»

Дисциплина «Общая и неорганическая химия»

ОТЧЕТ

по лабораторной работе №5

на тему: «Электролитическая диссоциация кислот и оснований.

Водородный и гидроксильный показатели»

Выполнил

студент группы__________ ______________ Фамилия И.О.

(Подпись, дата)

Принял

доцент кафедры ОАХ ______________

(Подпись, дата)

Цель работы:

- изучить закономерности протекания электролитической диссоциации кислот и оснований в водном растворе;

Краткая теория

Кислота Аррениуса – это …

Кислота Бренстеда – это …

Сильные кислоты диссоциируют в растворе ….

Слабые кислоты диссоциируют в растворе ….

К сильным кислотам относятся:

Основание Аррениуса – это …

Основание Бренстеда – это ….

Сильные основания диссоциируют в растворе ….

Слабые основания диссоциируют в растворе ….

К сильным основаниям относятся:

Вода – ……………….электролит, проявляет …………………свойства.

Уравнение диссоциации воды:

Ионное произведение воды:

Водородный показатель (рН) – это…

Гидроксильный показатель (рОН) – это…

Водородный показатель (рН) характеризует …

В нейтральной среде: [H⁺] = [OH^–] = ; рН =

В кислой среде: [H⁺] [OH^–]; рН

В щелочной среде: [H⁺] [OH^–]; рН

рН – Индикаторы – это….

Задача 1. Рассчитать концентрацию Н⁺– ионов и рН- 0,1 М раствора HCl.

Задача 2. Рассчитать концентрацию ОН^-– ионов и рН- 0,1 М раствора NaOH.

Задача 3. Рассчитать степень диссоциации, концентрацию Н⁺– ионов и рН 0,1 М раствора CH₃COOH.

Задача 4. Рассчитать степень диссоциации, концентрацию Н⁺– ионов и рН 0,1 М раствора CH₃COOH, содержащего в 1 литре 0,1 моль CH₃COONa.

Задача 5. Рассчитать степень диссоциации, концентрацию ОН^-– ионов и рН- 0,1 М раствора NH₄OH.

Задача 6. Рассчитать степень диссоциации, концентрацию ОН^-– ионов и рН- 0,1 М раствора NH₄OH, содержащего в 1 литре 0,1 моль NH₄Cl.

Опыт 1. Водородный показатель и электролитическая диссоциация кислот и оснований

Испытуемые растворы: HCl, CH₃COOH, NaOH, NH₄OH. На предметное стекло положить четыре полоски универсального индикатора, нанести на каждую из них по 1 капле испытуемых растворов и тотчас сравнить окраску бумаги с эталонной шкалой универсального индикатора.

- Записать значения рН в испытуемых растворах;

- рассчитать концентрацию ионов Н⁺ в испытуемых растворах: [H⁺] = 10^{- рН};

- рассчитать гидроксильный показатель в испытуемых растворах: рОН = (14 – рН);

- рассчитать концентрацию ОН^– ионов в испытуемых растворах:

[OH^–] = 10^{- рОН};

- заполнить таблицу:

Раствор	рН= -lg[H+]	[H+], моль/л	сре- да	рОН= -lg[OH–]	[OH–], моль/л	Уравнение электролитической диссоциации	Сила электролита
HCl
CH3COOH
NH4OH
NaOH

- кислотные свойства проявляют вещества:

- основные свойства проявляют вещества:

- сравнить рН и концентрации ионов [H⁺] в растворах кислот; какая из них лучше диссоциирует на ионы; в каком направлении смещены равновесия диссоциации HCl и CH₃COOH;

- составить выражение и привести значение константы диссоциации слабой кислоты

- как связаны рН и сила кислоты для растворов с одинаковыми концентрациями кислот HCl и CH₃COOH;

- сравнить рН и концентрации ОН^– ионов в растворах оснований, какое из них лучше диссоциирует на ионы, в каком направлении смещены равновесия диссоциации NH₄OH и NaOH;

- составить выражение и привести значение константы диссоциации слабого основания

…;

- как связаны рН и сила основания для растворов с одинаковыми концентрациями оснований NaOH и NH₄OH.

Опыт 2. Электролитическая диссоциация слабой кислоты в присутствии её соли

Налить в две пробирки по 6 капель раствора уксусной (CH₃COOH) кислоты и по 1-2 капли раствора метилового оранжевого. Затем в одну из пробирок добавить один микрошпатель кристаллического ацетата натрия (CH₃COONa). Пробирку встряхнуть несколько раз. Наблюдать ослабление интенсивности окраски раствора.

- Объяснить появление интенсивной окраски метилоранжа в растворе уксусной кислоты; в какой среде метилоранж окрашивается в красный цвет, на присутствие каких ионов в растворе указывает окраска метилоранжа;

- составить уравнение диссоциации уксусной кислоты

CH₃COOH …

- составить уравнение диссоциации ацетата натрия

CH₃COONa …

- объяснить, о чем свидетельствует изменение окраски метилоранжа после добавления ацетата натрия;

- объяснить, как изменилась кислотность раствора после добавления ацетата натрия к раствору уксусной кислоты;

- используя принцип Ле Шателье, ответить, в каком направлении смещается равновесие диссоциации CH₃COOH после добавления CH₃COONa (т.е. увеличения концентрации CH₃COO^-), как это изменяет концентрацию Н⁺– ионов в растворе и рН-раствора.

Опыт 3. Электролитическая диссоциация слабого основания в присутствии его соли

Налить в две пробирки по 6 капель раствора гидроксида аммония и по 2 капли раствора фенолфталеина. Затем в одну из пробирок добавить один микрошпатель кристалличекого хлорида аммония. Пробирку встряхнуть несколько раз. Наблюдать ослабление интенсивности окраски раствора.

- Объяснить появление интенсивной малиновой окраски фенолфталеина в растворе гидроксида аммония; в какой среде фенолфталеин окрашивается, на присутствие каких ионов в растворе указывает окраска фенолфталеина;

- составить уравнение диссоциации гидроксида аммония

NH₄OH …

- составить уравнение диссоциации хлорида аммония

NH₄Cl …

- объяснить, о чем свидетельствует ослабление окраски фенолфталеина после добавления хлорида аммония;

- объяснить, как изменилась щелочность раствора после добавления хлорида аммония к раствору гидроксида аммония;

- используя принцип Ле Шателье, ответить, в каком направлении смещается равновесие диссоциации NH₄OH после добавления NH₄Cl (т.е. увеличения концентрации NH₄⁺), как это изменяет концентрацию ОН^-– ионов в растворе и рН - раствора.