ГОУ ВПО УРАЛЬСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ МИНИСТЕРСТВА ЗДРАВООХРАНЕНИЯ И СОЦИАЛЬНОГО РАЗВИТИЯ

ПРАКТИКУМ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

Под редакцией профессора Ореховой А.И.

Рекомендовано Учебно-мето- дическим объединением по медицинскому и фармацевтическому образованию вузов России в качестве учебного пособия для студентов медицинских вузов

(УМО-265 12.05.06)

Екатеринбург, 2009

Практикум по общей химии для студентов всех факультетов.

Изд. П, переработанное и дополненное./ Под редакцией проф. Ореховой А.И. – Екатеринбург: УГМА, 2009.

При подготовке врачей большое внимание уделяется теоретическому и практическому изучению многих разделов химии. Химия, как основа всех биологических процессов, входит в число наук, составляющих фундамент медицины. Химические методы исследования и анализа постоянно применяются в диагностике заболеваний и при профилактических обследованиях. Химический синтез является основой для изготовления лекарств. В данном практическом руководстве приведены лабораторные работы, помогающие освоению теоретических основ химии. Практикум написан в соответствии с программой по курсу общей химии для студентов медицинских институтов.

В составлении практикума принимали участие: Р.П.Лелекова И.И.Ильяшевич В.Е.Кротов Г.Н.Моисеева Т.М.Вовнова Т.А.Афанасьева

2

© Уральская государственная медицинская академия, 2009

3

4

5

ПРЕДИСЛОВИЕ

Практикум содержит информацию о подготовке и проведении лабораторно-практических занятий по 10 темам.

К каждому занятию предпослано краткое обоснование изучения данной темы для формирования будущего специалиста-медика; указывается цель занятия, где дается представление о том, какие знания и умения должен приобрести студент на занятии. Контрольные вопросы ориентируют студента в самостоятельной работе с литературой, помогают лучше усвоить материал.

При подготовке к занятию рекомендуется пользоваться следующей литературой:

1.Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд. Общая химия. М.: Высшая школа, 1993.

3.М.И.Равич-Щербо, В.В.Новиков. Физическая и коллоидная химия. М.: Высшая школа, 1980.

4.А.В.Бабков и др. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М.: Высшая школа, 1978.

5.А.И.Орехова, Р.П.Лелекова. Задачи и упражнения по общей и

бионеорганической химии. Под ред. А.И.Ореховой. Екатеринбург: УГМА, 2007.

6.В.И.Слесарев. Химия. Основы химии живого. С.-Пб.: Химиздат, 2000.

Письменное задание к занятию включает в себя вопросы и задачи для проверки усвоения материала, в то же время обязательное выполнение домашнего задания – это одна из форм самостоятельной работы студентов.

Лабораторная работа представлена описанием опытов и методическим указанием к их проведению. Лабораторная работа выполняется каждым студентом индивидуально. Для более глубокого осмысления лабораторной работы и экономии времени на занятии необходимо в процессе подготовки к занятию прочитать описание опытов, заготовить таблицы.

6

РАБОТА 1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭКВИВАЛЕНТА МЕТАЛЛА

Закон эквивалентов является одним из основных законов химии; используется при приготовлении реактивов и количественном определении веществ титриметрическим методом.

Закон эквивалентов имеет большое значение при анализе чистоты лекарственных препаратов, анализе питьевых и сточных вод, различных биологических жидкостей, при диагностике и контроле за ходом лечения ряда заболеваний.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

Усвоить понятие эквивалента, ознакомиться с практическим расчетом эквивалента металла на основании экспериментальных данных по выделению им водорода из раствора кислоты.

ЗАДАНИЕ:

Проведите экспериментальное определение эквивалента металла по выделению им водорода из раствора кислоты. По величине эквивалента и его степени окисления назовите металл. Составьте отчет.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ РАБОТЫ:

1.Соберите установку (рис. 1).

2.Получите у преподавателя навеску металла в папиросной бумаге, смочите ее водой и приклейте к внутренней стенке пробирки над кислотой, плотно присоедините пробирку к

прибору.

3. Проверьте герметичность прибора. Для этого опустите уравнительный сосуд так, чтобы уровень воды в нем был ниже уровня в бюретке, и закрепите его в штативе. Если через 1-3 мин понижения уровня воды в бюретке не произойдет, прибор герметичен.

Рис. 1

1)бюретка с водой;

2)уравнительный сосуд с водой;

7

3) пробирка с кислотой (5 мл H2SO4 Cэ=3 моль экв/л)

8

4.Установите уравнительный сосуд так, чтобы уровни в нем и бюретке были одинаковы, показания бюретки запишите. Встряхните пробирку так, чтобы металл попал в кислоту. Начинается выделение водорода, уровень воды в бюретке понижается. Дайте выдержку 10-15 мин, чтобы газ принял температуру окружающей среды.

5.Приведите к одному уровню воду в бюретке и уравнительном сосуде. Если он не изменяется, запишите новое показание бюретки. Данные для расчета запишите по форме (табл. 1)

m - масса металла, г,

V1 - показание бюретки до реакции, мл, V2 - показание бюретки после реакции, мл,

(V1-V2) - объем выделившегося водорода, мл,

Объем выделившегося водорода при нормальных условиях рассчитайте по уравнению Менделеева-Клапейрона:

Эквивалент металла рассчитайте по закону эквивалентов, зная

V0:

6.Запишите уравнение реакции взаимодействия металла с кислотой. Назовите металл, зная величину его эквивалента и степень окисления, равную 2.

7.Сравните полученное и теоретическое значения эквивалента металла, рассчитайте относительную ошибку по формуле:

% Этеор. Ээксп. 100

Этеор.

9

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.Как рассчитать эквивалент элемента, зная его атомную массу, степень окисления?

2.Рассчитайте ЭAl в Al2О3; ЭCr в Cr2(SO4)3.

3.При действии НСl на 6 г металла выделится 5,6 л водорода

(н.у.). Определите молярную массу атома металла, если степень окисления его равна 2.

4.На сжигание 1 г металла требуется 560 мл кислорода. Найдите эквивалент металла.

5.Соединение кремния с кислородом содержит 47% кремния. Вычислите эквивалент кремния и степень его окисления.

Уравнение химической реакции: Формулы для расчетов:

ЛИТЕРАТУРА:

4. С. 27-32.

10

4.Выразите состояние эквивалентности при взаимодействии растворов всеми возможными способами.

5.Что такое титрование? С какой целью проводится?

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 48-49; 2. С. 94-96; 4. С. 77-93, 98-103, 109-110; 5. С. 38-47; 6. С. 135-139.

13

РАБОТА 3. ИЗМЕРЕНИЕ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

Определение тепловых эффектов химических процессов является задачей термохимии. Термохимические методы имеют большое значение не только в химических, но и в медикобиологических науках. Энергия, необходимая живым организмам для совершения работы, поддержания постоянной температуры тела и т.д., получается за счет экзотермических реакций окисления, протекающих в клетках. Запас окисляющихся веществ (углеводов, жиров) постоянно возобновляется при приеме пищи. Пищевые рационы, необходимые человеку при различных условиях труда и жизни, определяются с учетом теплотворной способности пищевых продуктов.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

Овладеть методикой калориметрического метода измерения теплового эффекта реакции нейтрализации и расчета энтальпии нейтрализации.

ЗАДАНИЕ:

Выполните три лабораторных опыта, результаты запишите в таблицу. Составьте отчет по теме.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ РАБОТЫ:

Во взвешенный калориметрический стакан поместите 50 мл 1,0 М раствора основания и измерьте его температуру. В отдельный стакан отмерьте 50 мл 1,0 М раствора кислоты и запишите показания термометра. Затем через воронку влейте раствор кислоты в калориметр. Отметьте самую высокую температуру, которую покажет термометр после сливания растворов.

Определение проведите два раза с сильными кислотами и основаниями и один раз со слабыми. Начинайте определение со слабых:

14

Результаты занесите в табл. 3.

Таблица 3

По результатам опытов вычислите энтальпию нейтрализации 1 моля кислоты (основания) по формуле:

C – теплоемкость калориметрической жидкости и всех соприкасающихся с ней частей калориметра: стакана, мешалки, термометра:

С = ΣСi·mi , так что С = С1·m1 + C2·m2

Удельная теплоемкость стекла (Ст) равна 0,753 Дж/г·град, раствора (Ср) – 4,184 Дж/г·град, ρ – плотность раствора – 1 г/мл, V и С – объем и молярная концентрация кислоты (основания).

ВЫВОДЫ:

1.Объясните, почему реакция нейтрализации 1 моля любой

сильной одноосновной кислоты (НС1, HNO3 и т.п.) сильными основаниями (NaOH, KOH и т.п.) в достаточно разбавленных водных растворах сопровождается почти одинаковым экзотермическим тепловым эффектом, при 298 К незначительно отклоняющимся от -55,900, при 291 К -57,363 кДж/моль.

2.Объясните, почему для слабых электролитов в реакции нейтрализации выделяется значительно меньшее количество теплоты.

15

Cокращение «aq» обозначает разбавленный водный раствор.

2. Используя значения стандартных энтальпий образования СО2 и MgO, равных соответственно -393,5 и -601,8 кДж/моль, вычислите Но реакции: 2Mgk + CO2 г = 2MgOk + Cт

3. Вычислите стандартное изменение энтальпии реакции:

Ст + 2Н2 г + ½ О2 г = СН3ОНж, если стандартные энтальпии сгорания С, Н2 и СН3ОН равны соответственно -395, -286, - 712 кДж/моль.

ЛИТЕРАТУРА:

1. С.16-21; 2. С. 17-22; 4. С. 51-56; 5. С. 6-14; 6. С. 73-84.

16

РАБОТА 4. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

Изучение скорости химической реакции и влияния различных факторов (температуры, катализатора, концентрации реагирующих веществ) необходимо для понимания протекания биохимических процессов в организме. Основная задача химической кинетики – управление химическим процессом, направленное влияние на его скорость.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

Научиться устанавливать закономерности влияния на скорость химической реакции концентрации реагирующих веществ и температуры. Научиться экспериментально определять относительную скорость реакции.

ЗАДАНИЕ:

Выполните два лабораторных опыта. Составьте отчет по теме.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ РАБОТЫ:

ОПЫТ 1. Зависимость скорости реакции от концентрации

В пять пробирок налейте из бюретки 0,1 М раствор Na2S2O3, 1, 2, 3, 4, 5 мл и добавьте соответственно 4, 3, 2, 1, 0 мл воды (в сумме в одной пробирке 5 мл). В другие пять пробирок налейте по 5 мл 1 М раствор H2SO4. Вылейте в стакан 5 мл H2SO4 и прилейте Na2S2O3 из одной пробирки. Отсчитайте время в секундах от момента сливания растворов до начала появления помутнения (выпадения серы). Такой опыт проделайте для всех пяти растворов Na2S2O3.

ВЫВОДЫ:

1. На основании полученных результатов постройте график зависимости условной скорости реакции от концентрации.

17

2.Сделайте вывод о порядке исследуемой реакции в целом; запишите суммарные уравнения реакции и ее стадии; покажите, какой стадией определяется скорость суммарного процесса.

3.Сделайте вывод о результате, полученном на практике.

ОПЫТ 2. Зависимость скорости реакции от температуры

В две пробирки налейте по 5 мл 0,1 М раствора Na2S2O3, в

другие две пробирки – по 5 мл 1 М серной кислоты. Одну пару пробирок с H2SO4 и Na2S2O3 поместите в стакан с водой при температуре 30оС, другую пару пробирок – в стакан с водой при температуре 40оС на 10 минут. Слейте в пустой стаканчик пару пробирок с H2SO4 и Na2S2O3 и отсчитайте время до появления мути.

То же сделайте с другой парой. В этом опыте учтите результат предыдущего опыта при сливании 5 мл H2SO4 и 5 мл Na2S2O3 при комнатной температуре.

ВЫВОДЫ:

1.Постройте график зависимости условной скорости от температуры.

2.Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость.

3.Рассчитайте температурный коэффициент реакции по правилу Вант-Гоффа.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.Что называется скоростью химической реакции? Математическое выражение скорости гомогенных и гетерогенных реакций.

2.От каких факторов зависит скорость химических реакций?

3.Классификация сложных химических реакций.

4.Закон действующих масс.

5.Молекулярность реакции.

6.Порядок реакции.

7.Как влияет температура на скорость химической реакции? Правило Вант-Гоффа.

18

8.Теория активации, уравнение Аррениуса.

9.Определите молекулярность и порядок прямой и обратной реакций:

ВаСО3 к ↔ ВаО к + СО2 г.

10.Во сколько раз изменится скорость реакции разложения

оксида серы (VI): 2SO3 г ↔ 2SO2 г + СО2 г при уменьшении объема в три раза?

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 396-405; 2. С. 57-58; 3. С. 101-115; 4. С. 59-60, 65-67; 5. С. 32-36; 6. С. 97-106.

19

РАБОТА 5. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Тема «Химическое равновесие» логически связана с изучением медико-биологических дисциплин: нормальной физиологии, пат.анатомии, эпидемиологии и др. Ее изучение необходимо для понимания сущности равновесных процессов метаболизма. Например, обмен О2 и СО2 между кровью и тканями – равновесные процессы, характеризующиеся определенными константами равновесия (Кр). Изменение парциального давления газов приводит к смещению химических равновесий метаболических процессов. Резкое смещение химических равновесий может вызвать смерть. Например, это может произойти, если больному эмфиземой легких ввести кислород с высокой скоростью.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

Научиться применять закон действующих масс при расчете равновесных концентраций веществ по значениям констант равновесия обратимых химических реакций; определять направление смещения химического равновесия при изменении условий (С, Т, Р).

ЗАДАНИЕ:

Выполните три лабораторных опыта и составьте отчет по теме.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ РАБОТЫ:

Опыт 1. Влияние температуры на химическое равновесие

Выполнение: Для проведения опыта берут два сообщающихся сосуда, заполненных смесью газов NO2 и N2O4. При комнатной температуре протекает обратимая реакция:

2NO2 г ↔ N2O4 г

бурый бесцветный

Один сосуд опускают в кристаллизатор с горячей водой, другой

– в кристаллизатор со льдом или снегом. Наблюдают изменение цвета газовой смеси в сосудах.

ВЫВОДЫ:

1.Запишите, какие наблюдения сделаны в опыте.

2.В какую сторону сдвинулось равновесие в системе при нагревании, при охлаждении?

20

3.Дайте пояснение наблюдаемому явлению на основании принципа Ле-Шателье.

4.На основании смещения равновесия определите знак теплового эффекта реакции.

Опыт 2. Влияние концентрации на химическое равновесие

Выполнение: В каждую из четырех пробирок налейте по 1 мл

раствора хлорида железа и добавьте по 1 мл роданида калия (КSСN), затем в первую пробирку добавьте несколько кристаллов КSСN, во вторую – несколько кристаллов FeCl3, в третью – несколько кристаллов KCl. Четвертая пробирка – для сравнения цвета растворов в пробирках. Наблюдайте изменение цвета растворов.

ВЫВОДЫ:

1.Запишите наблюдения, сделанные в опыте.

2.Запишите реакцию между FeCl3 и КSСN и константу равновесия реакции.

3.На основании изменения цвета растворов объясните смещение равновесия в реакции при изменении концентрации веществ с помощью закона действующих масс и К равновесия.

Опыт 3. Влияние одноименных ионов на степень ионизации слабых электролитов

Выполнение: В пробирку налейте 1 мл уксусной кислоты (СН3СООН). Определите рН раствора СН3СООН. Для этого каплю кислоты нанесите на универсальную индикаторную бумагу. Затем в пробирку добавьте несколько кристаллов

ацетата натрия (CH3COONa), перемешайте до полного растворения и снова определите рН раствора.

ВЫВОДЫ:

1.Запишите уравнение реакции ионизации уксусной кислоты и выражение константы ионизации.

2.Определите направление смещения равновесия по данным изменениям рН раствора при добавлении соли СН3СООNa.

3.Объясните смещение равновесия на основании закона действующих масс.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.Характеристика состояния равновесия. Основные признаки.

2.Запись констант равновесия: Кс, Кр, Ка.

21

3.От каких факторов зависит константа равновесия?

4.Характеристика состояния равновесия с точки зрения термодинамики. Направление реакций.

5.Уравнение изотермы химической реакции. Анализ уравнения.

6.Запишите константу равновесия реакций:

СО2 г + С т ↔ 2СО г

2Fе к + 3Н2О ↔ Fe2О3 к + 3Н2 г

7.Рассчитайте константу равновесия реакции: СО г + Сl2 г ↔ СОСl2 г, если исходные концентрации оксида углерода (II) и хлора составляли 2 моль/л и равновесная концентрация фосгена 2моль/л.

8.Как следует изменить концентрацию НСl и давление в системе, чтобы повысить выход хлора в реакции:

4НСl г + О2 г ↔ 2Н2О г + 2Сl2 г?

9.Объясните смещение равновесия при повышении температуры

с точки зрения кинетики и термодинамики:

N2 г +3Н2 г ↔ 2NН3 г, ∆Н<0

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 32-40; 2. С. 80-90; 4. С. 70; 5. С. 27-32; 6. С. 109-250.

22

РАБОТА 6. ПОЛУЧЕНИЕ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ

Комплексные соединения – наиболее обширный и разнообразный класс соединений. Они широко распространены в природе, играют важную роль в биологических процессах. Микроэлементы Со, Мо, Си, Мn и др. в организме в основном находятся в виде комплексных соединений. Различные ферменты, витамины, гормоны представляют собой комплексные соединения. Комплексные соединения находят разнообразное практическое применение. Так, образование хелатных комплексов используется при умягчении жесткой воды, растворении камней в почках, выведении металлов-ядов из организма. Знание темы «Комплексные соединения» необходимо при изучении биохимии, фармакологии, судебной медицины, гигиенических и некоторых клинических дисциплин.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

Изучить способы получения комплексных соединений. Научиться записывать формулы комплексных соединений, называть их, классифицировать, показывать образование связей в комплексных ионах.

ЗАДАНИЕ:

Выполните пять лабораторных опытов, ответьте по каждому опыту на следующие вопросы:

1.Напишите уравнение реакции получения комплексного иона.

2.Рассчитайте заряд комплексного иона.

3.Рассчитайте степень окисления комплексообразователя.

4.Укажите координационное число.

5.Укажите лиганды.

6.Объясните механизм процесса комплексообразования и тип гибридизации центрального атома.

7.Укажите класс комплексного соединения.

8.Назовите комплексное соединение.

9.Оформите отчет по теме. Сделайте вывод о методах получения комплексных соединений.

23

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ РАБОТЫ:

Опыт 1. Получение комплексного соединения меди

[Сu(H2O)4]SO4

Поместите в пробирку несколько кристаллов сульфата меди (белый порошок). Добавьте несколько капель воды. Наблюдайте появление голубой окраски комплексного соединения.

Опыт 2. Получение комплексного соединения меди

[Cu(NH3)4]SO4

К3-4 каплям сульфата меди (II) по каплям добавьте раствор аммиака до образования осадка основной соли меди (CuOH)2SO4.

Косадку прилейте избыток раствора аммиака. Наблюдайте

растворение осадка и получение сине-фиолетового раствора, содержащего комплексные ионы [Cu(NH3)4]2+.

Опыт 3. Получение внутрикомплексного соединения кобальта

(II)

Поместите в пробирку несколько кристаллов карбоната кобальта (II). Добавьте на кончике шпателя глютаминовой кислоты. Прилейте к содержимому пробирки 4-5 капель воды и нагрейте на спиртовке до окончания выделения углекислого газа. Получившийся розовый раствор указывает на образование глютамата кобальта (II).

Опыт 4. Получение комплексного соединения ртути K2[HgI4]

К3-4 каплям нитрата ртути (II) добавьте раствор иодида калия до образования ярко-красного осадка иодида ртути (II). К полученному осадку прилейте избыток иодида калия до растворения образовавшегося осадка и появления желтоватого раствора, содержащего ионы [HgI4]2-.

Опыт 5. Получение комплексного соединения алюминия

Na3[Al(OH)6]

К3-4 каплям раствора сульфата алюминия по каплям добавьте раствор NaOH до образования белого осадка гидроксида алюминия. К осадку прилейте избыток раствора NaOH. Наблюдайте растворение осадка с образованием раствора комплексного соединения.

24

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.Какие соединения называются комплексными?

2.Какова структура комплексного соединения?

3.Как определяется заряд комплексного иона, комплексообразователя?

4.Как определяется координационное число комплексообразователя?

5.Какие частицы могут выполнять роль комплексообразователя? лиганда?

6.Каков характер связей в комплексных соединениях? Их поведение в растворах.

7.По каким признакам классифицируются комплексные соединения?

8.Номенклатура комплексных соединений.

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 191-203; 2. С. 219-227; 5. С. 24-26; 6. С. 243-261.

25

РАБОТА 7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬ- НЫЕ СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ МАРГАНЦА

Окислительно-восстановительные реакции относятся к числу наиболее распространенных химических реакций в природе и в живых организмах. Дыхание, горение, гниение, усвоение углекислого газа растениями с выделением кислорода, обмен веществ и ряд других биологических процессов – в основе своей окислительно-восстановительные. Важнейшие биохимические процессы связаны с переносом электронов и протонов и осуществляются при помощи строго определенного ряда ферментов-переносчиков. Каждому звену этой цепи соответствует определенное значение редокс-потенциала. Строгая последовательность ферментов в цепи окисления исключает резкую разницу между потенциалами взаимодействующих систем. Это обусловливает постепенное выделение энергии. Знание этой системы необходимо для изучения биохимии, нормальной и патологической физиологии.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

Научиться составлять уравнения окислительно-восстанови- тельных реакций ионно-электронным методом, определять направление реакций, пользуясь величинами нормальных окислительно-восстановительных потенциалов. Изучить, как изменяются окислительно-восстановительные свойства элемента и его соединений с изменением степени окисления.

ЗАДАНИЕ:

1.Выполните лабораторные опыты согласно методическим указаниям к проведению работы.

2.Запишите уравнение протекающих реакций. Пользуясь ионноэлектронным методом, расставьте в них коэффициенты.

3.По таблице найдите значения соответствующих редокспотенциалов и подтвердите направление реакций.

4.На основании проделанных опытов сделайте вывод о том, как изменяются окислительные и восстановительные свойства соединений марганца в разной степени окисления.

26

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ РАБОТЫ:

ОПЫТ 1. К 1-2 каплям раствора МnSO4 прилейте 8-10 капель 6М раствора НNO3 и добавьте на конце шпателя NaBiO3. Смесь нагрейте почти до кипения. Прилейте 8-10 капель воды и выдержите, не встряхивая, 1 мин. Появление красно-фиолетовой окраски указывает на образование в растворе ионов МnО4-. Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции и укажите роль MnSO4.

ОПЫТ 2. Расплавьте немного твердого гидроксида калия в фарфоровой чашке, прибавьте диоксид марганца и нитрат калия, нагрейте до полного расплавления (при этом весь сплав должен равномерно окраситься в зеленый цвет вследствие образования манганата калия). После охлаждения растворите в воде. Укажите роль MnO2.

ОПЫТ 3. (Опыт демонстрационный, проводить в вытяжном шкафу). К небольшому количеству диоксида марганца прилейте 3-4 капли концентрированной соляной кислоты. Наблюдайте выделение хлора, докажите, что выделившийся газ – хлор (по появлению бурого пятна I2 на бумаге, смоченной иодидом калия). Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций. Укажите роль МnО2 в каждой реакции.

ОПЫТ 4. К 3-4 каплям раствора перманганата калий прибавьте 2-3 капли раствора серной кислоты и 3-4 капли сульфита натрия. Наблюдайте происходящее изменение. Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции. Укажите роль КМnО4.

27

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1.Пользуясь таблицей потенциалов, составьте уравнение реакции, в которой РbO2 является окислителем.

2.Пользуясь таблицей потенциалов, составьте уравнение реакции, в которой Н2SO3 является восстановителем.

3.Какая реакция произойдет, если две равновесные системы привести в контакт:

ЛИТЕРАТУРА:

1.С. 131-139; 2. С. 231-241; 4. С. 129-135; 5. С. 89-94; 6. С. 208215.

28