Свойства щелочей

Цель работы: научиться применять знания о химических свойствах оснований при

проведении химического эксперимента, соблюдая правила охраны труда

и техники безопасности

Задачи работы: овладение методами экспериментального исследования и обработки

полученных результатов; приобретение практических умений работы с

лабораторным оборудованием

Теоретическая часть по теме: «Классификация неорганических

соединений и их свойства»

Свойства оснований

Основания – это электролиты, которые диссоциируют на катионы и анионы гидроксильных групп.

Взаимодействие основания с солями. Эта реакция подчиняется общему правилу: взаимодействие между электролитами имеет место, если в результате образуется осадок, или газ, или малодиссоциирующее вещество (вода).

Нерастворимые гидроксиды металлов могут быть получены взаимодействием их солей с щелочами:

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃↓ + 3NaCl

Fe³⁺ + 3OH^- = Fe(OH)₃↓

Примером реакции между щелочью и солью, протекающей с образованием газа, может служить качественная реакция на соли аммония, т.е. качественная реакция на катион аммония:

NH₄Cl + KOH = KCl + NH_3↑ + H₂O

NH₄⁺ + OH^- = NH₃↑ + H₂O

Выделяющийся аммиак обнаруживают либо по запаху, либо по посинению влажной красной лакмусовой бумажки, либо по появлению белого «дыма» при поднесении палочки, смоченной концентрированной соляной кислотой.

Разложение нерастворимых оснований. При нагревании нерастворимые основания и амфотерные гидроксиды разлагаются на соответствующий оксид металла и воду:

Cu(OH)₂ = CuO +H₂O

Задание. Ознакомиться с теоретическими вопросами темы. Письменно ответить на контрольные вопросы для самопроверки, записав ответы на них в отчёте. Выполнить лабораторные опыты №№ 10,11,12.Написать отчёт в соответствии с требованиями, предъявляемыми к его оформлению

30

Описание лабораторного оборудования Реактивы Индикаторы Оборудование

NаOH 1N р-р лакмус красный р-р микропробирки 3 шт.

Fe CI₃ 1N р-р лакмус синий р-р пробиркодержатель

NH₄CI 1N р-р фенолфталеин сп. р-р горелка спиртовая

CuSO₄ 1N р-р метиловый оранжевый сп. р-р

Методика выполнения задания

Опыт 10. Испытание растворов щелочей индикаторами

В три пробирки налейте по 5 капель раствора едкого натрия. Добавьте в первую пробирку 1-2 капли лакмуса красного, во вторую – 1- 2 капли фенолфталеина, в третью 1-2 капли метилового оранжевого. Что наблюдаете? Напишите уравнение диссоциации щелочи

Налейте в одну пробирку 4 капли раствора хлорного железа, во вторую пробирку Опыт 11. Взаимодействие щелочей с солями

– 4 капли хлорида аммония. В каждую из пробирок добавьте 4-6 капель раствора едкого натрия. Что наблюдаете? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Опыт 12. Разложение нерастворимых оснований

В пробирку налейте 4 капли раствора сульфата меди и добавьте 5-6 капель раствора едкого натрия до выпадения осадка. Что наблюдаете?

Содержимое пробирки нагрейте в пламени горелки до изменений окраски осадка. Что наблюдаете? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Контрольные вопросы для самопроверки

1.Гидроксид кальция Са(ОН)₂ реагирует с веществом, формула которого: а) H₂SO₄ б)K₂O в) NaCI г)NaOH

2.Все основания реагируют: а) с кислотами б) основными оксидами в) щелочами г) солями

3. Гидроксид цинка Zn(OH)₂ образуется при взаимодействии: а) оксида цинка с водой б) оксида цинка с гидроксидом натрия в) хлорида цинка с гидроксидом железа (11) г) растворов нитрата цинка и гидроксида

натрия

4) Общим свойством щелочей не является: а) изменение окраски индикаторов б) взаимодействие с кислотными оксидами в) разложение при нагревании г) взаимодействие с кислотами

5. Сокращённое ионное уравнение реакции водных растворов гидроксида

лития и бромоводородной кислоты: а) Li⁺ + HBr = LiOH + Br^- б) OH^- + HBr = H₂O + Br^- в) H⁺ + OH^- = H₂O г) Li⁺ + Вr^- = LiBr

31

Требования к содержанию и оформлению отчёта

Запишите в журнал лабораторно-практических занятий:

1. Наименование опыта

2. Краткое описание опыта

3. Наблюдение

4. Химизм процесса

5. Вывод к работе

Список литературы и интернет источников

Учебник О.С. Габриелян для СПО, 2008, с. 78 - 79

32

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5

СВОЙСТВА СОЛЕЙ

Цель работы: научиться применять знания о химических свойствах солей при

проведении химического эксперимента, соблюдая правила охраны труда и

техники безопасности

Задачи работы: овладение методами экспериментального исследования и обработки

полученных результатов приобретение практических умений работы с

лабораторным оборудованием

Теоретическая часть по теме: «Классификация неорганических

соединений и их свойства»

Свойства солей

Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка.

Растворы солей реагируют с металлами, при этом необходимо пользоваться рядом напряжения металлов (более активные металлы вытесняют менее активные):

Fe(NO₃)₂ + Mg = Mg(NO₃)₂ + Fe↓

Растворы солей реагируют друг с другом, при этом до начала реакции обе соли должны быть растворимы (р) в воде, а после реакции одна из солей должна быть в осадке, т.е. нерастворима (н):

CaCl₂ + K₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2KCl

Гидролиз солей

Гидролизом называют обменное взаимодействие веществ с водой, приводящее к их разложению.

Условия протекания гидролиза солей: 1.Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой

(гидролизу не подвергаются)

При растворении в воде соли в присутствии индикатора (кислотного либо щелочного) окраска раствора не изменяется. Характерна реакция нейтрализации. Уравнение реакции в молекулярной и ионной формах имеет вид:

NaCI [NaOH, HCI]

с. о. с. к.

NaCI + H₂O = NaOH + HCI

Na⁺ + CI^- + H₂O = Na⁺ + OH^- + H⁺ + CI^-

H₂O = H^- + H⁺

[H⁺] = [OH^-] - среда нейтральная, так как ионы OH^- и H⁺ не связываются другими ионами в слабый электролит.

2. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой

(гидролиз протекает по аниону)

например, Na₂CO₃ [NaOH, H₂CO₃] протекает ступенчато :

с. о. сл. к.

1 ступень Na₂CO₃ + HOH NaOH + NaHCO₃

2Na⁺ + CO₃^2- + HOH Na⁺ + OH^- + Na ⁺ + HCO₃^-

СO₃^2- + HOH HCO₃^- + OH^-

- среда щелочная, так как в растворе накапливаются ионы OH^- .

Возможна и вторая ступень гидролиза. Число ступеней гидролиза соли по аниону совпадает с величиной заряда этого аниона.

3. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой

(гидролиз протекает по катиону)

Zn(NO₃)₂ [Zn(OH)_2, HNO₃]

сл. о. с. к.

1 ступень Zn(NO₃)₂+H₂О ZnOHNO₃+HNO₃

Zn²⁺ + 2NO₃^- + HOН ZnOH⁺ + NO₃^- + H⁺ +NO₃^-

Zn²⁺ + HOH ZnOH⁺ + H⁺ - среда кислотная

Вторая ступень гидролиза практически не происходит, так как в результате накопления ионов H⁺ создаётся сильнокислая среда и гидроксид цинка растворяется.

4. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой

( Гидролиз может протекать как по аниону так и по катиону)

Гидролиз зависит от относительной силы слабой кислоты и слабого основания, образующих соль. Среда этой соли может быть либо нейтральной, либо щелочной или слабо кислой, например:

NH₄CN [NH₄OH, HCN]

сл.о. сл.к. NH₃

1ступень NH₄CN + HOH HCN + NH₄OH

HOH

NH₄ ⁺+ CN^- + HOH H⁺ +CN^- + NH₃ + HOH

NH₄⁺ + HOH NH₃ + HOH + H⁺ - среда кислотная, так как в растворе накапливаются ионы водорода

Задание. Ознакомиться с теоретическими вопросами. Письменно ответить на

контрольные вопросы для самопроверки, записав ответы на них в отчёте.

Получить лабораторное оборудование у лаборанта. Выполнить опыты

№№ 13,14,15. Написать отчёт в соответствии с требованиями, предъявляемыми к

его оформлению.

Описание лабораторного оборудования

Реактивы Оборудование

AgNO₃ 1 N р-р Na₃PO₄ 1 N р-р Пробирки 5 шт. l NaI 1 N р-р Na₂CO₃ 1 N р-р Пробиркодержатель

NaCl 1 N р-р Pb(NO₃)₂ 1 N р-р

CuSO₄ 1 N р-р медная проволока

железная скрепка

универсальная индикаторная бумага

34 Методика выполнения задания

Опыт 13. Взаимодействие солей с металлами

В первую пробирку налейте 2 капли раствора нитрата серебра, во вторую - 2 капли раствора сульфата меди, в третью- 2 – 3 капели раствора нитрата свинца (11). В первую пробирку отпустите тонкую медную проволоку, во вторую - железную скрепку, в третью - медную проволоку. Что наблюдаете? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 14. Взаимодействие солей друг с другом

В каждую из трех пробирок прилейте 2-3 капли растворов хлорида, фосфата и иодида натрия соответственно прилейте несколько капель раствора нитрата серебра (1).

Что наблюдаете? Напишите уравнение реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 15. Гидролиз солей различного типа

Испытайте растворы карбоната натрия, нитрата аммония и хлорида калия универсальной индикаторной бумагой. Для этого на универсальную индикаторную бумажку нанесите по 1-2 капли испытуемых растворов. (Что наблюдаете?) Сравните изменение цвета с эталонной шкалой. Определите значение рН растворов. Напишите уравнение реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах.

Контрольные вопросы для самопроверки

1. Сокращённое ионное уравнение реакции водных растворов нитрата серебра и хлорида натрия: а) Na⁺ + NO₃^- = NaNO₃ в) Ag⁺ + NaCl = AgCl + Na⁺ б) Ag⁺ + Cl^- = AgCl г) AgNO₃ + Cl^- = AgCl + NO₃^- 2.Карбонат кальция СаС0₃ можно получить при взаимодействии: а) карбоната натрия с гидроксидом кальция б) сульфата кальция с угольной кислотой в) хлорида кальция с углекислым газом г) кальция с оксидом углерода (1V) 3. Химическая реакция возможна между водными растворами веществ: а) сульфат калия и гидроксид натрия в) бромид бария и сульфат лития б) хлорид натрия и серная кислота г) нитрат цинка и хлорид алюминия 4.Поваренная соль в водном растворе реагирует с веществом, формула которого: а) Cu(OH)₂ в) AgNO₃ б) H₂SiO₃ г) CO₂ 5.Водный раствор хлорида бария реагирует с веществом, формула которого:

а) Na2SO₄ в)CaCO₃ б) Cu г)KNO₃

Требования к содержанию и оформлению отчёта по лабораторной работе

Запишите в журнал лабораторно-практических занятий:

1. Наименование опыта

2. Краткое описание опыта

3. Наблюдение

4. Химизм процесса

5. Вывод к работе

Список литературы и интернет - источников

Учебник О.С. Габриелян для СПО, 2008, с. 80 – 82

35

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА

Цель работы: совершенствовать навыки выполнения химического

эксперимента, соблюдая правила работы в лаборатории.

Задачи работы: овладение методами экспериментального исследования и

обработки полученных результатов; приобретение практических

умений работы с лабораторным оборудованием.

Теоретическая часть по теме: «Химические реакции»

Реакции ионного обмена

Электролитами называют вещества водные растворы которых проводят электрический ток. К ним относят: растворы кислот, щелочей, солей.

Реакции между ионами, в водных растворах электролитов, называют ионными реакциями, а уравнения этих реакций – ионными уравнениями

Ионные реакции записывают в виде полных сокращенных ионных уравнений.

Условия протекания ионных реакций:

1.В результате реакции образуется осадок

2NaCl + Pb(NO₃)₂ = PbCl₂ + 2NaNO₃

2Na⁺ + 2 Cl^- + Pb²⁺ + 2NO₃ ^- = PbCl₂ + 2Na⁺ + 2NO₃^-

Pb²⁺ + 2Cl^- = PbCl₂ 2.В результате реакции образуется газ

CO₂

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂CO₃

H₂O

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^- = 2Na⁺ + 2Cl^- + CO₂ + H₂O

CO₃^2- + 2H⁺ = H₂O + CO 3.В результате реакции образуется малодиссоциирующее вещество

HNO₃ + KOH = H₂O + KNO₃

H⁺ + NO₃^-+ K⁺ + OH^- = K⁺ + NO^-₃ + H₂O

H⁺ + OH^- = H₂O

4.Признаков реакции не наблюдается

MgCl₂ + Na₂SO₄ = MgSO₄ + 2NaCl

Mg²⁺ + 2Cl^- + 2Na⁺ + SO₄^2- = Mg²⁺ +SO₄^2- + 2Na⁺ + 2Cl^-

Степень окисления

Степень окисления – реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, образующих вещества, участвующие в реакции

Для того ,чтобы рассчитать степень окисления, нужно воспользоваться несложными правилами: - степень окисления кислорода всегда равна -2; - степень окисления водорода почти всегда равна +1;

36

- степень окисления металлов всегда положительная её максимальное значение почти всегда равно номеру группы; - степень окисления свободных атомов в простых веществах всегда равна нулю; - суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении обязательно равна нулю.

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными являются все реакции замещения, а также реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя было одно простое вещество.

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции,

протекающие с изменением степеней окисления элементов (отдачи или приема е), образующих вещества, участвующие в реакции

Основные положения: Окисление- процесс отдачи атомам молекулой или ионом электронов

Al° - 3ê = Al³_­­⁺

H⁰ – 2ê = 2H⁺ Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом

S⁰ + 2ê = S ²⁺

F³⁺ +ê = Fe²⁺

Окислители – атомы, молекулы и ионы, присоединяющие электроны (все атомы неметаллов) Восстановители – атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны атомы всех элементов, кроме He, Ne, Ar . Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением

Восстановитель – ê окислитель

Окислитель + ê восстановитель

Классификация окислительно-восстановительных реакций Межмолекулярные – реакции, в которых окислитель и восстановитель находится в разных веществах:

H₂SO₄ + Cu⁰ = Cu⁺²SO₄ + H₂O = S⁺⁴O₄

восстановитель Cu⁰ - 2ê = Cu⁺² 1

окислитель S⁺⁶ + 2ê = S⁺⁴ 1 Внутримолекулярные – реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле (атомы разных элементов):

2 KCl⁺⁵O^-2 = 2 KCl^-1 + 3O

окислитель Cl ⁺⁵ + 6ê = Cl^-1 2

восстановитель O^-2 – 4ê = O⁰₂

Диспропорционирования – реакции, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента.

Cl⁰₂ + H₂O = HCL⁺¹O₄ + HCl^-

окислитель Cl⁰ + 1ê = Cl ^-1 1

восстановитель Cl⁰ - 1ê = Cl ⁺¹ 1

Методы окислительно-восстановительных реакций

Существует два метода окислительно-восстановительных реакций: метод полуреакций (ионно-электронный) и метод электронного баланса. Метод электронного баланса – основан на сравнении степени окисления атомов

37

исходных и конечных веществ, согласно правилу: число электронов, отданных восстановителем равно числу электронов, присоединенных окислителем

5H₂S^-2 + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄ = 5S⁰ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂0

восстановитель S-² - 2ê = S⁰ 5 окисление

окислитель Mn⁺⁷ + 5ê = Mn⁺² 2 восстановление

в ионной форме: 5 H₂S + 2MnO₄ + 6H⁺ - 5S⁰ + 2Mn⁺² + 8H₂O

Задание. Ознакомиться с теоретическими вопросами темы. Письменно ответить на

контрольные вопросы для самопроверки, записав ответы на них в отчёте.

Выполнить лабораторные опыты №№ 16 и 17. Письменно ответить на вопросы,

указанные в проводимых опытах. Написать отчёт в соответствии с

требованиями, предъявляемыми к его оформлению.

Описание лабораторного оборудования

Реактивы Оборудование

CuSO₄ 0,1 N р-р HCl (1:2) пробирки 6шт

NaOH 0,2 N р-р HNO₃ (1:2) пробиркодержатель

CН₃COOH (1:2) AgNO₃ 1N р-р горелка спиртовая

Na₂CO₃ 1 N р-р железная скрепка

Индикатор фенолфталеин 1% спиртовый раствор

Методика выполнения задания

Опыт 16. Реакция замещения меди железом в растворе медного купороса

Налейте в пробирку 3 – 4 капли раствора сульфата меди (11) и опустите в него железную скрепку. Что наблюдаете? Напишите уравнение реакций в молекулярной и ионной формах. Рассмотрите окислительно-восстановительный процесс.

Опыт 17. Реакции, идущие с образованием осадка, газа или воды

В две пробирки прилейте по 3 капли раствора гидроксида натрия. Добавьте в каждую 1-2 капли раствора фенолфталеина. Что наблюдаете? Затем прилейте в первую пробирку раствор азотной кислоты, а во вторую- раствор уксусной кислоты до исчезновения окраски. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

В две пробирки налейте по 2 капли раствора карбоната натрия, а затем добавьте: в первую 2-3 капли раствора соляной кислоты, а в другую 2-3 капли раствора уксусной кислоты. Что наблюдаете? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

К 2 каплям раствора соляной кислоты в пробирке добавьте несколько капель раствора нитрата серебра. Что наблюдаете?

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Контрольные вопросы для самопроверки

Вариант 1 1.Сокращённое ионное уравнение имеет вид Fe³⁺ + 3S^{2- →} Fe₂S₃

Какое молекулярное уравнение соответствует сокращённому ионному? а) Fe₂(S0₄)₃ + 3H₂S ^→ Fe₂S₃ + 3H₂S0₄ б) Fe₂ (0H)₃ + 3H₂S ^→ Fe₂S₃ + 6H₂0

38

в) 2Fe Cl₃ + 3ZnS ^→ Fe₂S₃ + 3ZnCl₂ г) 2Fe (N0₃)₃ + 3K₂S ^→ Fe₂S₃ + 6K N0₃ 2.Молекулярное уравнение имеет вид: Mg(HC0₃)₂ + 2HCI ^→ MgCI₂ + 2H₂0 + 2C0₂ Какое сокращённое ионное уравнение соответствует молекулярному? а) HC0₃^- → C0₂ + 0H^- б) Mg(HC0₃)₂ + 2H^{+ →} Mg ²⁺ + 2H₂0 + C0₂ в) HC0₃^- + H^{+ →} H₂0 + C0₂ г) Mg ²⁺ + 2HC0₃^- + 2H⁺ + 2Cl^{- →} Mg Cl₂ + 2H₂0 + 2C0₂ 3.Формула вещества, в котором фосфор проявляет степень окисления +5: а) Р₄ б) РН₃ в) Р₂0₅ г) РСl₃ 4.Сера в степени окисления +6 может являться: а) только восстановителем б) только окислителем в) и окислителем, и восстановителем г) не проявляет окислительно-восстановительные свойства 5.Окислительно-восстановительной является реакция: а) Ca0 + C0₂ = CaC0₃ в) 2H₂ + 0₂ = 2H₂0 б) Cu(0H)₂ = Cu0 + H₂0 г) Na0H + HCI = NaCI + H₂0

Вариант 2

1.Какое из полных ионных уравнений реакции правильно, если на гидролиз хрома (III) подействовать азотной кислотой ? а) Cr³⁺ + 30H^- + 3H ⁺ + 3N0₃^- → Cr³ + 3N0₃^- + 3H₂0 б) Cr(0H)₃ + 3H ⁺ + 3N0₃^- → Cr(N0₃)₃ + 3H₂0 в) Cr(0H)₃ + 3H ⁺ + 3N0₃^- → Cr³⁺ + 3N0₃^- + 3H₂0 г) Cr(0H)₃ + 3H ⁺ + 3N0₃^- → Cr³⁺ + 3N0₃^- + 30H^- + 3H ⁺ 2.Закончите уравнение реакции в сокращённом ионном виде: Hg(N0₃)₂ + 2KBr → …. а) Hg²⁺ + Br^- + 2K⁺ + 2N0₃^- б) HgBr₂ + 2K⁺ + 2N0₃^- в) HgBr₂ + 2K N0₃ г) HgBr₂ 3. Формула вещества, в котором степень окисления азота равна -3: а) N₂ б) N₂0₃ в) NH₃ г) NaN0₂ 4. Сера в степени окисления +4 может являться: а)только восстановителем б) только окислителем в) и окислителем, и восстановителем г) не проявляет окислительно-восстановительных свойств 5.Окислительно-восстановительной не является реакция: а) H₂ + Cu0 = Cu + H₂0 б) CH₄ + 20₂ = C0₂ + 2H₂0 в) S0₃ + H₂0 = H₂S0₄ г) 2Na + 2H₂0 = 2Na0H + H₂

39

Требования к содержанию и оформлению отчёта по лабораторной работе

Запишите в журнал лабораторно-практических занятий:

1. Наименование опыта

2. Краткое описание опыта

3. Наблюдение

4. Химизм процесса

5. Вывод к работе

Список литературы и интернет - источников

Учебник Ю.М. Ерохин для СПО, 2008, с.79- 80

40

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Цель работы: экспериментально убедиться во влиянии температуры,

природы и концентрации реагирующих веществ на скорость

химической реакции

Задачи работы: овладение методами экспериментального исследования и обработки полученных результатов; приобретение практически умений работы с лабораторным оборудованием

Теоретическая часть по теме: «Химические реакции»

Скорость химических реакций

Известно, что одни химические реакции протекают за малые доли секунды, другие же – за несколько минут, часов, суток. Например, практически мгновенно протекают реакции, которые сопровождаются взрывным эффектом: горение пороха, воспламенение горючей смеси в двигателе внутреннего сгорания автомобиля.

При сливании растворов хлорида бария и серной кислоты мгновенно образуется белый осадок сульфата бария:

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl

Чтобы охарактеризовать, насколько быстро протекает химическая реакция, используют понятие скорость химической реакции.

Скорость химической реакции (V)- определяется изменением концентрации одного из реагирующих веществ или одного из продуктов реакций в единицу времени.

Формула скорости химической реакции имеет вид:

C₂-C₁ C

V = + t₂-t₁ = + t , где C₁, C₂ - молярная концентрация ( количество вещества в единице объема, в моль/л.) реагирующих и образующихся веществ в момент времени t₁ и t₂ соответственно.

Скорость химической реакции зависит от влияния ряда факторов:

природы реагирующих веществ, концентрации реагирующих веществ, температуры, катализатора, поверхности соприкосновения реагирующих веществ.

Влияние природы реагирующих веществ. Даже однотипные реакции при одних и тех же условиях протекают с различной скоростью. Например, сходные реакции взаимодействие щелочных металлов с водой протекают с различной скоростью. Литий взаимодействует с водой более спокойно, а калий – бурно, с обязательным воспламенением выделяющегося водорода:

2Li + 2H₂O = 2LiOH + H₂

2K + 2H₂O = 2KOH + H₂

Влияние концентрации реагирующих веществ. Увеличение концентрации веществ влечет за собой рот скорости реакции.

41

На основании многочисленных экспериментальных данных в 1867 г. норвежские ученые К. Гульдберг и П. Вааге сформулировали основной закон химической кинетики ( закон действующих масс), который устанавливает зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ:

«Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам»

V = K C_Aⁿ C_B^m

где C_А , C_B – молярная концентрация вещества А и В соответственно;

m и n – стехиометрические коэффициенты;

K – константа, которая равна скорости реакции при концентрации реагирующих веществ 1 моль/л ( справочная величина).

Закон действующих масс не распространяется на вещества, находящиеся в твердом состоянии, так как считается, что их концентрация постоянна, поскольку они реагируют лишь на поверхности, которая остается практически неизменной.

Например, 2Cu + O₂ = 2CuO – скорость этой реакции пропорциональна концентрации кислорода: V = K C(O₂), так как соударения на поверхности раздела веществ, а значит, масса меди не влияет на скорость реакции.

Для газообразных веществ повышение давления означает увеличение концентрации.

Зависимость скорости реакции от температуры. Известно, что при нагревании скорость химической реакции увеличивается. В конце 19 века голландский химик Я. Вант - Гофф сформулировал правило: « При увеличении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза»

Математическое выражение правила Вант – Гоффа записывают следующим образом:

V₂ = V₁ Y^{(T2 – T1)/10},

где V₁, V₂- скорость реакции при температуре t₁ и t₂ соответственно;

t₁ – начальная температура реакции; t₂ – конечная температура реакции.

Y – температурный коэффициент реакции (коэффициент Вант Гоффа). Его физический смысл заключается в том, что он показывает во сколько раз увеличивается скорость реакции при увеличении температуры на каждые 10 градусов.

Зависимость скорости химической реакции от поверхности соприкосновения реагирующих веществ. Скорость реакций, протекающих на границе раздела фаз, зависит при прочих равных условиях от свойств поверхности веществ. Увеличения скорости объясняют ростом площади соприкосновения исходных веществ, а так же рядом других причин, например нарушением структуры кристаллической решетки.

Влияние катализатора на скорость химической реакции. Катализатор – вещество которое в незначительных количествах существенно увеличивает скорость химической реакции, не изменяя после ее окончания своего химического состава. Изменение скорости реакции под действием катализатора называют катализом. Особенно страшны для катализаторов каталитические яды ( вещества не просто оседающие на поверхности а «отравляющее» ее, то есть вступающее в химическое взаимодействие с образованием не активных соединений что бы избежать отравления катализатора и продлить срок службы, исходные вещества значительно очищают). Вещества, которые не обладают

42

каталитической активностью, но усиливают действие катализатора называют промоторами. Их применяют в химической технологии. Существуют вещества, которые замедляют химические реакции, их называют отрицательными катализаторами или ингибиторами. Ингибиторы содержаться и в живых организмах. Они подавляют в клетках различные вредные реакции окисления которые могут инициироваться, например, радиоактивным излучением.

Задание. Ознакомиться с теоретическими вопросами темы. Письменно ответить на

контрольные вопросы для самопроверки, записав ответы на них в отчёте.

Выполнить лабораторные опыты №№ 18, 19 и 20. Письменно ответить на вопросы, указанные в проводимых опытах. Написать отчёт в соответствии с требованиями, предъявляемыми к его оформлению.

Описание лабораторного оборудования

Реактивы: Оборудование:

HCl (1;3) разб. р-р НС1 (1:3) разб. р-р Пробирки 4шт.

H₂SO₄ (1:2) разб. р-р Fe кусочек Пробиркодержатель

Zn гранула Cu кусочек Горелка спиртовая

CuO порошок Mg кусочек

Методика выполнения задания Опыт 18. Зависимость скорости взаимодействия соляной кислоты с металлами от их природы

В три пробирки налейте по 5 капель соляной кислоты. В первую пробирку положите кусочек магния, во вторую – кусочек цинка, в третью – кусочек меди. Укажите в какой из пробирок выделение пузырьков водорода наиболее интенсивное, в какой - наименее. Почему? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Рассмотрите окислительно- восстановительные процессы.

Опыт 19. Зависимость скорости взаимодействия соляной кислоты

от её концентрации

В две пробирки поместите по одной грануле цинка. В одну прилейте 8 капель

соляной кислоты (1:3), а в другую – столько же этой кислоты (1:10).Как

зависит скорость этой реакции от концентрации кислоты? Где более

интенсивно проходит реакция? Почему?

Опыт 20. Зависимость скорости взаимодействия оксида меди (II)

с серной кислотой от температуры

В три пробирки поместите небольшое количество черного порошка оксида

меди. В каждую пробирку прилейте по 6 капель раствора серной кислоты.

Первую пробирку оставьте в штативе, вторую поместите в стакан с налитым в

него кипятком, третью закрепите в держателе и нагрейте на пламени

спиртовки. Что наблюдаете?

43

Контрольные вопросы для самопроверки

1. С наибольшей скоростью при комнатной температуре протекает реакция

между веществами, формулы которых: а) Zn и H₂SO₄ в) Fe и O₂ б) Na и H₂O г) CuSO₄(раствор) и KOH(раствор)

2.Растворение цинка в соляной кислоте будет замедляться в случае: а) увеличения концентрации кислоты в) понижения температуры б) дробления цинка г) использования индикатора

3.С наименьшей скоростью при комнатной температуре протекает реакция

между веществами, формулы которых: а) Zn и H₂SO₄ в) Fe и O₂ б) Na и H₂O г) CuSO₄ (раствор) и KOH (раствор)

4.Растворение цинка в соляной кислоте будет происходить быстрее, если: а) увеличить концентрацию кислоты в) повысить температуру б) раздробить цинк г) все ответы верны

5. Наибольшая скорость реакции будет при взаимодействии цинка с раствором серной кислоты, в котором массовая доля кислоты составляет, в %: а) 5 б)10 в) 15 г)20

Требования к содержанию и оформлению отчёта по лабораторной работе

Запишите в журнал лабораторно-практических занятий:

1. Название лабораторной работы, цель и задачи

2. Наименование опыта.

3. Краткое описание опыта и наблюдения

4. Химизм процесса

5. Вывод к работе

Список литературы и интернет - источников Учебник О.С. Габриелян для СПО, 2008, с. 104 – 109

44

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8

СВОЙСТВА ЧУГУНА И СТАЛИ

Цель занятия: закрепить теоретические знания о составе,

о способах получения и применении сплавов железа

Задача работы: познакомиться с коллекцией железных руд; изучить

физические свойства некоторых природных железняков;

рассмотреть структуру серого и белого чугунов, свойства

углеродистой стали

Теоретическая часть по теме: «Металлы и неметаллы»

Получение железа и его сплавов

Железо - второй по распространению в природе металл после Al и четвертый по содержанию в земной коре элемент после O₂, Si и Al, который в самородном состоянии встречается очень редко, а чаще всего в виде соединений. Железо – основной металл по объему производства и потребления. Практически весь объем добываемого железа используется в виде сплавов. Отрасль промышленности, производящая железо и его сплавы – чёрная металлургия. Источник получения железа – железная руда, основными компонентами которого являются минералы – соединения железа:

Fe₃O₄ - магнитный железняк (магнетит) 72% Fe

Fe₂O₃ - красный железняк (гематит) 65% Fe

Fe₂O₃ * nH₂O – бурый железняк (лимонит) 60% Fe

FeS₂ - серный (железный) колчедан (пирит) 46,6% Fe

FeCO₃ – железный шпат (сидерит) 35% Fe

Обычно перед получением чугуна или стали из руды её предварительно обогащают – отделяют пустую породу, примеси и другое. В результате образуется концентрат, служащий сырьём для металлургического производства.

Металлургия – это наука о методах и процессах производства металлов из руд и других металлосодержащих продуктов, о получении сплавов и обработке металлов.

Металлы получают методами: пирометаллургия - восстановление металлов из руд с помощью восстановителей (кокс, СО_2, Н_2, активные металлы); металлотермией – восстановление металлов из их оксидов с помощью более активных металлов; гидрометаллургия – способ получения металлов из растворов солей; электрометаллургия - способ получения металлов с помощью электрического тока (электролиза).

Чугун – сплав 93% железа с углеродом, в котором массовая доля углерода составляет 2-5%. Примеси Si, P, S, Mn содержащиеся в чугуне образуются в основном в результате пирометаллургии и металлотермии. Производство чугуна осуществляют в доменных печах. Различают три вида чугунов:

- литейный (серый) содержит углерод в виде графита, используется для отливок чугунных изделий и на изломе он имеет серый цвета

- предельный (белый) содержит углерод в виде цемента Fe₃C, используется для переработки в сталь.

45

- специальные чугуны различаются содержанием: Si, Mn, P, C и используются для производства высококачественной стали, для изготовления конструкционных материалов в машиностроительной и приборостроительной промышленностях. Процесс получения стали из чугуна заключается в уменьшении содержания углерода в сплаве и возможно более полном удалении примесей – серы и фосфора.

Сталь – сплав железа с углеродом, в котором массовая доля углерода составляет от 0,2 – 1,9% отличается от чугуна меньшим содержанием углерода. Сырьем для получения стали служит белый чугун, флюсы, металлолом. Переработки чугуна в сталь сводится к удалению из него избытка C, S, P, Si, Mn и других элементов. При возрастании содержания марганца и кремния (2,5%) в сталях получают твердые, упругие и прочные стали, идущие на изготовление пружин, осей и других важных деталей машин. Сплавы, содержащие до 15% кремния, отличаются высокой кислотостойкостью. Сталь с высоким содержанием никеля ( 36%) идет на изготовление часовых механизмов, т.к. обладает малым коэффициентом расширения. Быстрорежущие стали в качестве легирующих добавок содержат Cr, V, W. Инструментами из таких сталей можно обрабатывать металлы на высоких скоростях. Широкое применение в химическом машиностроении и быту находят коррозионно-стойкие стали, содержащие 18% хрома и 8% никеля.

Свойства железа и железняков

Железо Fe - представляет собой блестящий белый металл с синеватым отливом. Плотность 7,9г/см³ , температура плавления 1539⁰ С, температура кипения 2872⁰ С.Железо хорошо намагничивается и размагничивается.

Fe₃O₄ - магнитный железняк тёмно-серого цвета, обладает магнитными свойствами

Fe₂O₃ - красный железняк красного цвета, обладает слабыми магнитными свойствами

Fe₂O₃ * nH₂O - бурый железняк бурого цвета, не обладает магнитными свойствами.

Задание. Ознакомиться с теоретическими вопросами темы. Письменно ответить на

контрольные вопросы для самопроверки, записав ответы на них в отчёте.

Выполнить лабораторные опыты №№ 21, 22 и 23. Письменно ответить на вопросы, указанные в проводимых опытах.

Написать отчёт в соответствии с требованиями, предъявляемыми к его оформлению.

Описание лабораторного оборудования

Материалы Оборудование железняк магнитный руда ступка фарфоровая

железняк бурый руда магнит железняк красный руда лупа

Чугун серый горелка спиртовая

Чугун белый стакан 50 мл.

Лезвие безопасной бритвы щипцы тигельные

46

Методика выполнения задания

Опыт 21. Закалка и отпуск стали

Лезвие безопасной бритвы возьмите тигельными щипцами, раскалите на пламени горелки и постепенно охладите. Игла или лезвие теряют свою упругость, их можно легко согнуть. Произошел отпуск стали. Если половинку лезвия снова накалить до красна и немедленно охладить в холодной воде, то оно перестанет гнуться, а при попытке согнуть его – ломается. Произошла закалка стали.

Опыт 22. Ознакомление со структурами серого и белого чугуна.

Внимательно рассмотрите внешний вид и сколы образцов серого и белого чугуна. Эти образцы имеют зернистую поверхность и многочисленные плоские грани на сколе.

В сером чугуне углерод присутствует преимущественно в виде графита. Через лупу можно заметить темные прожилки. Графит придает чугуну характерный цвет и хрупкость.

В белом чугуне углерод присутствует преимущественно в виде соединения с железом – цементита Fe₃C. Цементит придает белому чугуну твердость и хрупкость. Опыт 23. Распознавание железных руд

Возьмите образцы трех типов железных руд – гематита, лимонита и магнетита. Проведите ими по стенке фарфоровой ступки поочерёдно или обратной стороне белой кафельной плитки. По цвету остающейся полосы можно идентифицировать руду. Гематит оставляет на фарфоре полосу бурного цвета, лимонит – желтого, магнетит – черного.

Заполните таблицу:

Руда	Цвет	Черта на фарфоре	Магнитные свойства (компас, магнит)
Fe3O4 - магнитный железняк
Fe2O3- красный железняк
Fe2O3 * nH2O – бурый железняк

Чем отличаются друг от друга описанные руды?

Контрольные вопросы для самопроверки

Вариант 1

1.Что такое чёрная металлургия

2. Перечислите методы получения металлов

3.Что такое гидрометаллургия

4.Какие химические элементы входят в состав чугуна

5. Что такое сталь

6.Каковы физические свойства стали

7 .Что такое металлургия

47 Вариант 2

1. Какая руда является источником получения железа

2. Как обогащают железную руду при выплавке чугуна

3.Что такое металлотермия 4.Перечислите примеси чугуна, образующиеся в результате пирометаллургии и металлотермии 5.Что такое литейный чугун 6.Что является сырьём для производства ста 7 . Какие виды железняков вам известны Вариант 3 1.Какой металл самый распространённый по объёму и потреблению 2. Что такое металлургия 3.Какие вещества являются восстановителем при производстве металлов пирометаллургическим методом 4.Что такое электрометаллургия 5. Какие вам известны специальные чугуны 6.Какие химические элементы содержат быстрорежущие стали, где применяются эти стали 7. Какие виды железняков обладают магнитными свойствами

Вариант 4

1.Какие соединения входят в состав железной руды

2. Что такое пирометаллургия 3.Назовите известные вам виды чугунов

4.Что такое передельный чугун

5.В чём заключается процесс получения чугуна

6.Изкаких химических элементов удаляют из чугуна

7 . Где применяется сталь в зависимости от добавок

Требования к содержанию и оформлению отчёта по лабораторной работе

Запишите в журнал лабораторно-практических занятий:

1.Название лабораторной работы, цель работы, наименование опыта

2. Краткое описание опыта, наблюдения

4. Устно ответы на вопросы опытов

5.Напишите вывод к работе

Список литературы и интернет - источников

Учебник О.С. Габриелян для СПО, 2008, с. 159 –162

48

АБОРАТОРНАЯ РАБОТА 9