2. Обработка результатов эксперимента

Задача 3.1. По полученным данным построить график изменения температуры во времени. Определить А Т.

По формуле 3.7 рассчитать тепловое значение калориметра (К).

Задача 3.2. По полученным данным построить график изменения температуры во времени. Определить А Т.

По формуле 3.12 рассчитать энтальпию процесса нейтрализации; по формуле 3 .13 - энтальпию нейтрализации одного моля молочной кисло­ты, по формуле 3.11 - определить энтальпию диссоциации одного моля молочной кислоты; по формулам 3.14 и 3.15 рассчитать свободную энергию и энтропию одного моля молочной кислоты.

&

Все данные свести в таблицу.

Термодинамические параметры (кДж/моль) АН	Айдисс.	АЛднсС.	АСгдисс

Р а б о т а 4 КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Цель работы:

1. Закрепить знание основных понятий химической кинетики.

2. Получить навыки экспериментального определения и расчета ос­новных кинетических параметров реакции.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Химическая кинетика - это учение о скоростях и механизмах хими­ческих реакций,

Работа 7 СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

Цель работы: Закрепить знания свойств «-элементов и некоторых их соединений.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

К «-элементам относятся элементы подгруппы 1-А (щелочные ме­таллы: литий, натрий, калий, рубидий и цезий) и 2-А (щелочно­земельные металлы: кальций, стронций, барий и радий плюс бериллий и магний, которые к щелочноземельным металлам не относятся). Щелоч­ные металлы имеют на внешнем энергетическом уровне один электрон (их¹), который легко отдают. Поэтому они являются сильнейшими вос­становителями (способны окрашивать пламя). В соединениях имеют степень окисления +1. Щелочноземельные металлы, а также бериллий и магний, имеют на внешнем уровне два электрона (м.у²), которые также легко отдают. Щелочноземельные металлы - сильные восстановители. Они также способны окрашивать пламя. Все они в соединениях имеют степень окисления +2.

Натрий, калий, магний и кальций относятся к биогенным элемен­там. Ионы натрия и калия в организме входят в состав внеклеточных жидкостей, а калий и магний содержатся преимущественно внутри клетки. Ионы натрия и калия участвуют в передаче нервных импульсов, способствуют поддержанию осмотического давления в клетке, необхо­димы для нормальной работы мышц, в т. ч. сердца. Магний входит в состав хлорофилла. Его ионы участвуют в регуляции активности неко­торых ферментов и клеточных систем. Кальций в виде фосфата и кар­боната входит в состав зубов и костей, а в виде солей лимонной и фос­форной кислот - в состав сыворотки крови. Его ионы возбуждают сер­дечную активность, способствуют свертыванию крови

6-элементы получают электролизом расплавов их солей. Большин­ство из них активно реагируют с неметаллами, в т. ч. с водородом, а также с водой, оксидами, кислотами и солями. Магний, как и бериллий, менее активен. Например, он не взаимодействует с водой на холоду.^-элементы образуют соединения преимущественно с ионной связью. Щелочные и щелочноземельные металлы образуют основные оксиды и гидроксиды (щелочи). Гидроксид магния нерастворим в воде. Гидро- ксид бериллия обладает амфотерными свойствами. В связи с изложен­ным, растворы солей магния и бериллия, образованные сильными ки­слотами, имеют кислую реакцию, а растворы солей щелочных и щелоч­ноземельных металлов со слабыми кислотами - щелочную.

Жесткость воды

Жесткость воды обусловлена наличием в ней ионов кальция и маг­ния, Различают временную и постоянную жесткость. Временная жест­кость связана с наличием гидрокарбонатов кальция и магния (анион НСО,), постоянная определяется наличием хлоридов, сульфатов и дру­гих солей кальция и магния. Временная жесткость устраняется кипяче­нием:

Са(НС0₃)₂ = СаС0₃4- + Н₂0 + С0₂Т

или добавлением щелочей:

Мв(НС0₃)₂ + 2Са(ОН)₂ - М§(ОН)₂! + 2СаС0₃1 + 2Н₂0.

Постоянную жесткость можно устранить добавлением фосфатов

ЗСа$0₄ + 2№зР0₄ = Са₃(Р0₄)₂1 + 3№₂80₄.

С помощью соды устраняется и постоянная и временная жесткость:

М§§0₄ + №₂СОз = М§С0₃4 + №₂§0₄;

Са(НС0₃)₂ + №₂СОз = СаСО~1 + 2ЫаНС0₃.

Универсальным способом устранения всех видов жесткости является использование катеонитов, которые связывают ионы металлов по схеме:

2КН + Ме²⁺ = К.₂Ме + 2Н\

2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт 7.1. Окрашивание пламени солями х-элементов

Очищенную нихромовую проволоку прокалить в пламени горелки до исчезновения окраски, окунуть в насыщенный раствор соли лития и внести в пламя горелки. Аналогично поступить с солями натрия, калия, кальция, стронция и бария. Наблюдать. Построить график зависимости

46

длины волны спектральной линии от величины потенциала ионизации

атома.

Опыт 7.2. Взаимодействие магния с водой и кислотами

В четыре пробирки внести по кусочку магния. В первую добавить несколько капель воды, во вторую -2 М соляной, в третью -2 М азот­ной, в четвертую -2 М серной кислоты. Наблюдать. Написать уравне­ния реакций.

Опыт 7.3. Свойства гидроксида магния

В две пробирки внести по 2-3 капли 0,2 М раствора хлорида магния и по 2-3 капли 2 М раствора гидроксида натрия. Наблюдать. В первую пробирку добавить несколько капель 2 М раствора соляной кислоты, во вторую -2 М раствора гидроксида натрия. Наблюдать. Написать урав­нения реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 7.4. Гидролиз солей элементов

В три пробирки внести по 3-5 капель 1 М растворов солей: в пер­вую - карбоната натрия, во вторую - хлорида кальция, в третью - хло­рида магния. Добавить в каждую по 1 капле раствора индикатора (ме- тилрот). Наблюдать. Написать уравнения реакции гидролиза солей в молекулярной и ионной формах.

Опыт 7.5. Образование гидрокарбоната кальция

В две пробирки внести по 1 микрошпателю тонко растертого мела. В первую добавить 10 капель воды, во вторую - 10 капель 2 М раствора соляной кислоты. Наблюдать. Вторую пробирку закрыть пробкой с га­зоотводной трубкой, конец которой опустить в первую пробирку. На­блюдать. Написать уравнения реакций.

Опыт 7.6. Устранение временной жесткости воды

Раствор, полученный в предыдущем опыте, раделить на четыре пробирки. Первую нагреть до кипения, во вторую добавить несколько капель насыщенного раствора гидроксида кальция, в третью - несколь­ко капель 0,2 М раствора карбоната натрия, в четвертую - несколько капель 2 М раствора гидроксида натрия. Наблюдать. Написать уравне­ния реакций.

Опыт 7.7. Устранение постоянной жесткости воды

В две пробирки внести по нескольку капель 0,2 М раствора сульфа­та кальция. В первую очередь добавить несколько капель 0,2 Мраствора

47карбоната натрия, во вторую -2 М раствора фосфата натрия. Наблю­дать. Написать уравнения реакций.

Работа 8 СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ У-А ГРУППЫ

Цель работы:

Закрепить знания свойств элементов У-А группы и некоторых их соединений.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Элементы азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут образуют У-А группу. Их атомы имеют по пять электронов на внешнем уров­не - п8^гпг (два спаренных и три неспаренных). Они могут проявлять валентность три (невозбужденное состояние) и пять (возбужденное, кроме азота). Сверху вниз в группе возрастает восстановительная спо­собность и уменьшается электроогрицательность. Азот, фосфор - неме­таллы, с водородом и кислородом образуют только ковалентные связи, висмут - металл. Мышьяк и сурьма проявляют амфотерные свой­ства.

Азот и его соединения

Азот в природе находится в составе воздуха, из которого его выделяют после предварительного сжижения, а также в виде солей аммиака или азотной кислоты в минералах или в воде. В свобод­ном состоянии он инертен. В лаборатории азот получают из нитрита аммония:

= N3 + 2Н₂0.

В соединениях азот может имегь степень окисления -3, а также от +1 до +5. С водородом образует аммиак ЫН₃, с кислородом - оксиды: К₂0; N0; N203; Ж>₂; N205.

Аммиак в лаборатории получают из солей аммония вытеснением его более сильным основанием. При обычных условиях он стабилен. При нагревании проявляет восстановительные свойства:

2№1₃ + ЗСиО = ЗСи + N2 + ЗН₂0.

Растворяется в воде с образованием гидроксида аммония, являющегося слабым основанием

]МНз + Н₂0 = ЫН₄ОН = МН₄' + ОН .

Азот в молекуле аммиака имеет неподеленную пару электронов, в результате чего способен быть донором ее при образовании ком­плексного иона аммония с протоном и комплексов с ионами ме­таллов:

С118О4 + 21МН4ОН = Си(<ЖЬ + (№14)2804;

Си(ОН)₂ + 4МН₃ = [Си(Шз)₄](ОН)₂.

Большинство солей аммония непрочны и разлагаются при нагрева­нии (см, выше). В солях, образованных кислотами-неокислителями, разложение происходит обратимо:

N№,01 - Ш₃ + НСЛ.

Если соль образована нелетучей кислотой, например сульфат аммония - (N114)2804, при нагревании улетучивается только аммиак, а кислота ос­тается (необратимое разложение).

Важнейшим из оксидов азота является N0 и N02. Первый получают окислением азота кислородом воздуха, второй окислением первого:

2Ж> + 0₂ = 2Ж>₂.

В лаборатории их получают действием азотной кислоты различной кон­центрации на металлы. Все оксиды азота химически активны. Оксид азота (П) - восстановитель, все остальные - преимущественно окисли­тели.

Низшие оксиды азота - N20 (закись азота) и N0 (окись азота) - не­кислотообразующие, высшие - N203 (азотистый ангидрид), N02 (дву­окись азота) и N205 (азотный ангидрид) - образуют с водой кислоты:

N203 + Н₂0 =2НЖ>₂ (азотистая кислота);

N205 + Н₂0 = 2ЮЮ₃ (азотная кислота);

2Ж>2 + Н₂0 = Ш0₃ + НЖ)₂.

В промышленности азотную кислоту получают окислением аммиа­ка с последующим растворением диоксида азота в воде в присутствии кислорода:

4NНз + 50₂ = 4Ж) + 6Н₂0;

2№) + 0₂ = 2№)₂;

4Ж>2 + 0₂ + 2Н₂0 = 4НЖ)₃.

В лаборатории азотную кислоту получают из ее солей - нитратов - действием серной кислоты:

КЖ>₃ + Н₂80₄(к) - ЮЮ₃ + КН80₄.Азотная кислота является сильной кислотой-окислителем. В зави­симости от ее концентрации и силы восстановителя азот восстанавлива­ется до различных степеней окисления:

НЫ0₃ (конц.) + 2п пассивирует;

НШ₃ (конц.) + Си (8, С) Ж)₂;

НЖ)₃ (ср.) + 2п Ы₂;

НЖ)₃ (разб.) + Си (8, С) -> N0; НЖ)₃ (оч. разб.) + 2п -> ГО^Ш₃.

Важнейшим свойством солей азотной кислоты является их способ­ность разлагаться. В зависимости от положения металла в ряду напря­жения получаются различные продукты.

Нитрат металла левее М§ нитрит металла + 0₂.

Нитрат металла М§-Си оксид металла + N02 + 0₂.

Нитрат металла правее Си металл + N02 ⁺ 0₂.

Соединения азота используют в технике, медицине, сельском хозяй­стве (удобрения, подкормка для животных).

Фосфор и его соединения

Фосфор находится в природе исключительно в составе солей, глав­ным образом, фосфатов, из которых его получают по следующей реак­ции:

т

Са₃(Р0₄)₂ + 38Ю₂ + 5С = 2Р + ЗСа8Ю₃ + 5С0.

Образующийся белый фосфор очень активен, например, окисляется уже при нормальных условиях. С водородом фосфор образует фосфин РН₃, который неустойчив и является сильным восстановителем:

2РН₃+40₂ = Р₂0₅ + ЗН₂0.

С кислородом фосфор образует фосфористый ангидрид Р₂0₃ (с во­дой дает фосфористую кислоту Н₃Р0₃) и фосфорный ангидрид Р₂0₅, который дает ряд кислот: метафосфорную НР0₃ (растворение ангидрида в воде), ортофосфорную Н₃Р0₄ (кипячение раствора метафосфорной) и пирофосфорную НЛО,. Для фосфорных кислот и фосфорного ангид­рида не характерны ни окислительные, ни восстановительные свойства. Последний является активным водоотнимающим средством:

2НЫО_э + Р₂0₅ = ^Оз + 2НР0₃.

Соединения фосфора используют в технике и сельском хозяйстве (удобрения, ядохимикаты). Одно из распространенных удобрений - фосфат аммония. При нагревании он способен разлагаться с выделени-

50

ем аммиака и образованием кислой соли. При более полном разложении образуется фосфорная кислота.

2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт 8.1. Получение и свойства азота

В пробирку поместить по 5-7 капель насыщенных растворов хлори­да аммония и нитрата калия. Закрепить ее в штативе и закрыть пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустить в сосуд с водой. Дру­гую пробирку полностью залить водой и, зажав отверстие пальцем, пе­ревернуть вверх дном, опустить в тот же сосуд. Первую пробирку осто­рожно нагреть на горелке и, когда реакция пойдет энергично, подвести конец газоотводной трубки под вторую пробирку. Наполнив газом про­бирку, зажать отверстие пальцем и вынуть из сосуда. Открыть отвер­стие и поднести горящую лучину. Наблюдать. Написать уравнения всех реакций. В последней указать окислитель и восстановитель и с помо­щью метода электронного баланса расставить коэффициенты.

Опыт 8.2. Получение и свойства аммиака

В фарфоровую ступку поместить по 0,5 г хлорида аммония и гид- роксида кальция. Смесь тщательно растереть пестиком. Зафиксировать ощущения. Написать уравнение реакции. Смесь поместить в пробирку, закрыть пробкой с газоотводной трубкой, закрепить в штативе и слегка подогреть. К отверстию газоотводной трубки поднести влажную лакму­совую бумажку. Наблюдать. Написать уравнение реакции.

Смочить стеклянную палочку соляной кислотой и поднести ее к от­верстию газоотводной трубки. Наблюдать. Написать уравнение реак­ции. На газоотводную трубку надеть сухую пробирку вверх дном. Смесь нагреть в течение 3-4 мин для наполнения пробирки газом. Кон­троль - изменение цвета влажной лакмусовой бумажки. Закрыть прием­ную пробирку пробкой со стеклянной трубкой и опустить конец в воду. Наблюдать. Объяснить изменения.

Опыт 8.3. Свойства водного раствора аммиака

Восстановительные. Поместить в одну пробирку 3-4 капли йодной воды, а в другую - перманганата калия. Внести в каждую по 2-3 капли 25%-ного раствора аммиака. Наблюдать. Написать уравнения реакций и уравнять методом электронного баланса.Основные. В три пробирки поместить по 5 капель растворов, соответственно сульфата алюминия, хлорида магния и хлорида же­леза (III). Добавить в каждую по 3 капли раствора аммиака. На­блюдать. Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном видах.

Комплексообразующие. Поместить в три пробирки по 5 капель растворов, соответственно сульфата цинка, сульфата меди и нитрата кобальта. Добавить в каждую по каплям раствор аммиака. Наблю­дать. Добавить избыток аммиака. Наблюдать. Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном видах. Назвать полученные соеди­нения.

Опыт 8.4. Свойства солей аммония

Гидролиз. В две пробирке поместить по 3-5 капель нейтрального водного раствора лакмуса и добавить в одну - микрошпатель хлорида аммония, в другую - сульфата аммония. Наблюдать. Написать уравне­ния реакций в молекулярном и ионном видах.

Разложение. В три пробирки поместить кристаллы, соответственно хлорида аммония, фосфата аммония и нитрата аммония. Первые две закрепить в штативе горизонтально, третью - вертикально. Осторожно нагреть дно первой пробирки, не нагревая ее отверстия. Наблюдать. Написать уравнения реакций. Осторожно нагреть дно второй пробирки. Поднести к отверстию влажную красную лакмусовую бумажку. Наблю­дать, зафиксировать ощущения. Написать уравнение реакции. Осторож­но нагреть третью пробирку. Наблюдать. Внести в нее горящую лучину. Наблюдать. Написать уравнения реакций.

Опыт 8.5. Окислительные свойства азотной кислоты

Свойства концентрированной азотной кислоты. В одну пробир­ку поместить кусочек железа, в другую - алюминия, в третью - цинка, в четвертую - меди. Прибавить 3-5 капель концентрированной (плот­ность 1,4 г/мл) азотной кислоты (под тягой). Наблюдать. Написать уравнения реакций.

Свойства разбавленной азотной кислоты. В одну пробирку по­местить кусочек цинка, в другую - меди. В первую добавить 5-7 капель сильно разбавленного раствора азотной кислоты, во вторую - раствора азотной кислоты, средней концентрации (плотность 1,1 г/мл). Смесь в первой пробирке перемешивать в течение 2 мин, во второй - нагреть (под тягой). Наблюдать. Написать уравнения реакций.

Опыт 8 .6. Термическое разложение нитратов (демонстрационно под тягой)

Поместить в пробирку микрошпатель нитрата калия и укрепить ее вертикально в штативе. Нагреть до плавления соли и бросить в нее ку­сочек серы. Что наблюдается? Написать уравнения реакций.

Поместить в пробирку микрошпатель нитрата никеля. Укрепи?^{1 в} штативе горизонтально и осторожно нагреть Что наблюдается? Вн^ти в пробирку горящую лучинку. Наблюдать. Написать уравнения реакций.

Опыт 8.7. Получение фосфатов

В две пробирки внести по 2-3 капли 0,1 М растворов, соответствен но, хлорида магния и сульфата алюминия, добавить по 2-3 капли О,' раствора гидрофосфата натрия. Наблюдать. Написать уравнения ций в молекулярном и ионном виде.

Опыт 8 .8. Гидролиз фосфатов

В три пробирки поместить по 5-6 капель раствора фенолфталеина В первую пробирку добавить несколько кристаллов фосфата натрий ^в< вторую - гидрофосфата натрия, в третью - дигидрофосфата наТИ^ Размешать до полного растворения солей. Наблюдать. Написать уР®^в нения реакций гидролиза по первой ступени.

Я

Р а б о т а 9. СВОЙСТВА СЕРЫ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЙ

Цель работы:

Закрепить знания свойств серы и некоторых ее соединений.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Сера находится в VI-А группе (халькогены). Она имеет шесть даек ^ тронов на внешнем валентном уровне (ЗЛ^лЗР⁴). В природе сера встр'ча д<] ется как в самородном виде, так и в виде соединений, в основном Й^лчй фидов и сульфатов. Сама сера при обычных условиях представляем со бой желтые кристаллы, нерастворимые в воде, но растворяющий у неполярных растворителях (бензол, октан и др.). Она - типичный »*ме галл. В реакциях способна выступать как в качестве окислителя, ^№ Ы восстановителя. В соединениях с водородом и металлами имеет стелен у/ окисления -2 (Н₂8 - сероводород), с кислородом и неметаллами - -К (оксиды серы - 80₂ и 80₃). 0

Одним из характерных свойств серы является способность к ймо

окислению-восстановлению: н

шг

38 + ЫаОН = 2№₂80з + ЗН₂0 + 2Ыа₂8. Ш

%у

Серу используют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями. ж медицине - для лечения кожных заболеваний. Большое количество ^сер» идет на изготовление пороха, спичек, вулканизацию каучука.

Сероводород - это бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде. Раствор Н₂8 - слабая кислота, диссоциирующая сту­пенчато. Получают сероводород из солей - сульфидов:

Ре8 + 2НС1 - Н₂8 + РеС1₂. В реакциях является восстановителем:

2Н₂8 + 0₂ = 28 + 2Н₂0; 8 + 0₂ = 80₂. Н₂8 + 4Вг₂ + 4Н₂0 = Н₂80₄ + 8НВг.

Сульфиды большинства металлов нерастворимы в воде и имеют характерные цвета, что используется в аналитической химии.

Оксид серы (IV) - сернистый газ - бесцветный, хорошо растворим в воде. Получается из солей сернистой кислоты (сульфитов), либо реак­цией концентрированной серной кислоты со слабыми восстановите­лями:

Си + 2Н₂80₄ = Си80₄ + 80₂ + 2Н₂0. ч.

Оксид серы (IV) является ангидридом сернистой кислоты, слабой, неус­тойчивой:

80₂ + Н₂0 = Н₂8 0₃.

В химических реакциях и оксид серы (IV), и сернистая кислота мо­гут выступать в роли окислителей и восстановителей:

Н₂80₃ + 2Н₂8 = 38 + ЗН₂0;

2Н₂80₃ + 0₂ = 2Н₂80₄.

Оксид серы (VI) - серный ангидрид - бесцветная, маслянистая, лег­ко твердеющая жидкость. Получается окислением сернистого ангидри­да. Очень хорошо растворяется в воде с выделением большого количе­ства теплоты. Ангидрид сильной серной кислоты. Оксид серы (VI) и серная кислота - активные окислители. В зависимости от силы реагента серная кислота восстанавливается либо до сернистого ангидрида (сла­бые восстановители С, 8, Си - см. выше), либо до сероводорода (силь­ные восстановители):

42п + Н₂80₄ (к) = 42п80₄ + Н₂8Т + 4Н₂0.

Разбавленная серная кислота практически не является окислителем. Она проявляет в реакциях с металлами (в ряду напряжения стоящими до водорода) свойства типичной кислоты:

2п + Н₂80₄ (р) = 2п80₄ + Н₂Т.

Другие соединения серы. Для серы характерно образование еще двух типов кислот (и их соединений) - тио- и надкисло гы.