Общая и неорганическая химия (110

Утверждено научно-методическим советом химического факультета 22 марта 2012 г., протокол № 3

Составители: Е.И. Шрамченко, Ю.П. Афиногенов, Е.Г. Гончаров, В.Н. Семенов

Рецензент заведующий кафедрой аналитической химии Воронежского государственного университета, доктор химических наук, профессор В.Ф. Селеменев

Учебно-методическое пособие подготовлено на кафедре общей и неорганической химии химического факультета Воронежского государственного университета.

Рекомендуется для студентов первого курса факультета географии и геоэкологии и биолого-почвенного факультета.

Для направлений: 021000 – География, 022000 – Экология и природопользование

2

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Лабораторная работа № 1 СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

Эту зависимость можно изучить на классическом примере реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой, протекающей по уравнению

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

Сера в первый момент образует с водой коллоидный раствор (едва уловимое помутнение). Необходимо измерить по секундомеру время от момента сливания до появления едва заметной мути. Зная время протекания реакции (в секундах), можно определить относительную скорость реакции,

т.е. величину, обратную времени: ϑ= τl .

Для опыта следует приготовить три сухие колбы, пронумеровать их. В первую внести 5 мл раствора тиосульфата натрия и 10 мл воды; во вторую – 10 мл тиосульфата натрия и 5 мл воды; в третью – 15 мл тиосульфата натрия. Если условно обозначить молярную концентрацию тиосульфата натрия в колбе № 1 через «С», то, соответственно, в колбе № 2 будет 2 С моль, в колбе № 3 – 3 С моль.

В колбу № 1 внести 5 мл 4%-го раствора серной кислоты, одновременно включить секундомер: встряхивая колбу, следить за появлением мути в колбе, держа ее на уровне глаз. При появлении малейшей мути остановить секундомер, отметить время реакции и записать в таблицу 1.

Проделать аналогичные опыты со второй и третьей колбами. Результаты опыта занести в таблицу 1.

По полученным данным построить график зависимости скорости реакции от концентрации. Сформулировать вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

3

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Эту зависимость можно наблюдать на той же системе

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

Для опыта взять две большие пробирки. Налить в одну из них 10 мл раствора тиосульфата натрия, в другую – 10 мл 4%-го раствора серной кислоты.

Записать комнатную температуру. Слить содержимое пробирок в колбу, одновременно включить секундомер и остановить его при появлении слабой, едва заметной мути. Записать результат в таблицу.

Повторить опыт дважды с теми же количествами тиосульфата натрия и серной кислоты, предварительно нагрев пробирку с раствором на водяной бане до температуры на 10° и 20° С выше комнатной. За температурой следить по термометру, опущенному в пробирку с раствором соли. Результаты занести в таблицу 2.

По полученным данным построить график зависимости скорости реакции от температуры.

Сделать вывод о влиянии температуры на скорость гомогенной реакции.

Опыт 3. Влияние поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе

Взять два небольших одинаковых кусочка мела, приблизительно по 0,5 г. Один из них положить на кусочек фильтровальной бумаги и измельчить его в порошок. В две пробирки налить по 5 мл разбавленной соляной кислоты и внести в них одновременно навески мела: кусочек – в одну пробирку, порошок – в другую. Отметить время, которое потребуется для пол-

4

ного растворения мела. В какой пробирке реакция протекает быстрее и почему?

Написать уравнение реакции. Сделать вывод о влиянии поверхности реагирующих веществ на скорость реакции, протекающей в гетерогенной системе.

Опыт 4. Влияние степени смешения реагирующих веществ на скорость гетерогенной химической реакции

В сухой ступке осторожно смешать, не растирая пестиком, несколько кристалликов нитрата свинца (II) и иодида калия. Происходит ли изменение окраски?

Затем энергично растереть кристаллы пестиком. Что происходит? Добавить пипеткой к смеси несколько капель воды, смесь моментально

окрашивается в ярко-желтый цвет. Дать объяснение проведенному опыту в целом. Написать уравнение реакции.

Задания для самостоятельной работы:

1.В закрытом сосуде объемом 2 л протекает реакция 2NO(г) + O2(г) =

=2NO2(г). В некоторый момент времени количество вещества оксида азота (IV) составляло 0,12 моль. Через 8 секунд количество вещества NO2 в сосуде стало 0,36 моль. Чему равна средняя скорость данной реакции в указанный промежуток времени?

2.В сосуде вместимостью 2 л смешали 4,5 моль газа H2 и 3 моль Cl2. Через 2 с в реакционной системе образовался газ HCl, количеством вещества 1 моль. Определите среднюю скорость реакции. Рассчитайте количества веществ H2 и Cl2, которые не прореагировали.

3.Напишите выражение для скорости химической реакции, протекаю-

щей в гомогенной системе по уравнению: N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г). Определите, как изменится скорость этой реакции, если: а) концентрация N2 увеличится в 2 раза; б) концентрация Н2 увеличится в 2 раза; б) давление в системе уменьшится в 2 раза?

4.При 20 °С скорость реакции составляет 0,5. Чему равна скорость той же реакции при 70 oС, если температурный коэффициент равен 2?

5.На сколько градусов нужно понизить температуру для уменьшения в 27 раз скорости реакции, температурный коэффициент которой равен трем?

5

Лабораторная работа № 2 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие

Классическим примером обратимой реакции является взаимодействие между хлоридом железа (III) и роданидом калия:

FeCl3 + 3 KCNS Fe(CNS)3 + 3 KCl.

Образующийся роданид железа (III) имеет красный цвет, интенсивность которого зависит от концентрации. По изменению окраски раствора можно судить о смещении химического равновесия в зависимости от увеличения или уменьшения содержания роданида железа в реакционной смеси. Составить уравнение константы равновесия данного процесса.

Вмерный стаканчик или цилиндр налить 20 мл дистиллированной воды и добавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III) и одну каплю насыщенного раствора роданида калия. Полученный окрашенный раствор разлить в четыре пробирки поровну. Пробирки пронумеровать.

Впервую пробирку прибавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III). Что наблюдается? Дать объяснение, исходя из уравнения константы равновесия. Во вторую пробирку прибавить одну каплю насыщенного раствора роданида калия. Чем объясняется, что изменение концентрации роданида калия вызывает более эффективное смещение равновесия, чем изменение концентрации хлорида железа (III)? В третью пробирку добавить кристаллический хлорид калия и сильно взболтать. Четвёртую пробирку оставить для сравнения.

Исходя из принципа Ле-Шателье, объяснить, чем вызвано изменение окраски в каждом отдельном случае. Результаты записать в таблицу 3.

Опыт 2. Влияние реакции среды на смещение химического равновесия

Соли хромовой кислоты – хроматы – окрашены в желтый цвет, а соли дихромовой кислоты – дихроматы – в оранжевый цвет. В растворах этих солей имеет место равновесие:

2 CrO42- + 2 H+ Cr2O72- + H2O,

хромат-ион дихромат-ион (желтый) (оранжевый)

6

которое легко смещается при изменении концентрации ионов водорода. В пробирку внести 5–6 капель раствора дихромата калия и прибавить столько же капель раствора гидроксида калия. Наблюдать изменение окраски. Затем к этому же раствору по каплям прибавлять раствор серной кислоты до тех пор, пока окраска раствора не станет прежней. Объяснить, исходя из принципа Ле-Шателье, изменение окраски раствора.

Опыт 3. Влияние температуры на смещение химического равновесия

В водном растворе аммиака имеет место равновесие:

NH3 + H2О NH3·H2О – Н,

NH3·H2О NH4+ + ОН-.

При повышении температуры равновесие первой реакции смещается влево. В коническую колбу емкостью 100 мл налить 30–40 мл дистиллированной воды и добавить несколько капель фенолфталеина. Прибавить в колбу несколько капель концентрированного раствора аммиака. Что наблюдается? Нагреть раствор на асбестовой сетке небольшим пламенем газовой горелки. Наблюдать исчезновение малиновой окраски. Затем осторожно охладить колбу водой из-под крана. Малиновое окрашивание появляется вновь. Исходя из принципа Ле-Шателье, объяснить, чем вызвано изменение окраски в каждом случае.

Задания для самостоятельной работы:

1. В закрытом сосуде экзотермическая реакция хлороводорода с кисло-

родом обратима: 4 HCl + O2 2 Cl2 + 2 H2O, ∆H = – 113 кДж.

Какое влияние на равновесную концентрацию [Cl2] окажет: а) увеличение концентрации кислорода; б) повышение температуры; в) введение катализатора; г) повышение давления?

2.Исходные концентрации веществ в реакции CO + H2O CO2 + H2 равны соответственно: С(СО) = 0,5 моль/л, С(Н2О) = 0,6 моль/л, С(Н2) = 0,2 моль/л, С(СО2) = 0,4 моль/л. Вычислить концентрации всех участвующих в реакции веществ после того, как прореагировало 60 % H2O.

3.Константа равновесия реакции 2NO + O2 2NO2 при 494 °С равна 2,2. В состоянии равновесия [NO] = 0,02 моль/л, [NO2] = 0,03 моль/л. Вычислить исходную концентрацию кислорода.

4.В какую сторону сместится химическое равновесие в системах:

2 CO + O2 2 CO2, ∆H0 = –566 кДж; N2 + O2 2 NO, ∆H0 = +180,7 кДж;

2 NO + O2 2 NO2, ∆H0 = –113,0 кДж

7

а) при повышении температуры; б) при повышении давления?

5. Рассчитать константу равновесия для реакции 2SO2 + O2 2SO3, зная, что в состоянии равновесия [SO2] = 0,056 моль/л, [O2] =

0,028 моль/л, [SO3] = 0,044 моль/л.

Лабораторная работа № 3 ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

Опыт 1. Тепловые эффекты при растворении

а) Стаканчик наполовину наполнить водой и добавить немного твёрдого гидроксида натрия. Перемешать содержимое пробирки стеклянной палочкой и измерить температуру раствора.

б) Провести аналогичный опыт с нитратом аммония. Отметить самую низкую температуру. Объяснить наблюдаемые явления.

Опыт 2. Изменение объема при растворении

Проследите за изменением объема при растворении спирта в воде. Для этого в узкую пробирку налейте воды (до 1/3) и осторожно добавьте равный объем спирта. Отметьте резиновым кольцом положение верхнего уровня жидкости. Закройте пробирку пробкой, хорошо перемешайте. Подождите, пока раствор охладится, отметьте уровень раствора в пробирке. Объяснить происходящие явления.

Опыт 3. Состояние вещества в растворах. Образование сольватов

Нагрейте в сухой пробирке 1–2 кристаллика йода. Наблюдайте цвет паров. В каком состоянии находится йод в парах? Затем в три пробирки положите по 1–2 кристаллика йода. В первую добавьте немного бензола, во вторую – этилового спирта, в третью – воды, взболтайте содержимое. Отметьте окраску растворов, сравните её с окраской паров йода. Чем объясняется различная окраска растворов? В каком случае образуются сольваты?

Опыт 4. Приготовление и свойства пересыщенных растворов

а) Пересыщенный раствор ацетата натрия готовят из расчёта трёх объемных частей соли на одну объемную часть воды. В большую пробирку поместить кристаллы ацетата натрия и добавить соответствующий объём воды. Содержимое пробирки нагреть на слабом пламени газовой горелки до полного растворения кристаллов соли. Охладить пробирку под струей холодной воды. Внести маленький кристаллик ацетата натрия в охлажденный раствор и наблюдать процесс кристаллизации растворенного вещества. Отметить экзотермический характер процесса. Повторно нагреть содержимое пробирки до полного растворения соли и охладить раствор. Вызвать выпадение кристаллов за счет трения стеклянной палочки о стенку пробирки.

8

б) В сухой пробирке медленно нагрейте небольшое количество кристаллогидрата тиосульфата натрия Na2S2O3 . 5H2O. Эта соль плавится при температуре 48 °С, образуя раствор Na2S2O3 в кристаллизационной воде. Осторожно охладив пробирку с раствором в холодной воде, бросить в него маленький кристаллик тиосульфата натрия. Что происходит? Объяснить наблюдаемые явления. Дать определение понятия «пересыщенный раствор», какими свойствами он обладает?

Опыт 5. Свойства кристаллогидратов

а) Поместите в сухую пробирку небольшое количество медного купороса. Закрепить пробирку в штативе так, чтобы дно её было немного выше отверстия, и нагреть. Наблюдать за изменением цвета кристаллогидрата. Охладите пробирку и добавьте 2–3 капли воды. Обратить внимание на выделение тепла и изменение цвета соли. Написать уравнения реакций.

б) Повторить опыт, взяв кристаллогидрат хлорида кобальта (II) CoCl2 6H2O. Написать уравнения реакций. Cделать общий вывод о свойствах кристаллогидратов.

Задания для самостоятельной работы:

1.Сколько нужно взять гидроксида калия, чтобы приготовить 500 г 8%-го водного раствора?

2.Сколько граммов соды Na2CO3 нужно, чтобы приготовить 2 л 0,2М раствора?

3.В 200 г воды растворили 6,37 г хлорида магния. Определите моляльную концентрацию раствора.

4.В 175 мл воды растворили 25 г CuSO4 . 5H2O. Какая массовая доля

(%)CuSO4 в полученном растворе?

5.В 200 мл воды растворили 5,6 л хлороводорода (н.у.). Определить массовую долю (%) хлороводорода в полученном растворе.

6.Какая масса нитрата калия содержится в 2 л 0,1М раствора нитрата

калия?

7.Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 14 г гидроксида калия в 500 мл раствора.

8.Какой объём 0,2М раствора гидроксида калия требуется, чтобы оса-

дить в виде Fe(OH)3 всё железо, содержащееся в 29 мл 1,4М раствора хлорида железа (III)?

Лабораторная работа № 4 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Опыт 1. Определение значения pH в растворах некоторых солей

Налить в пробирки по 2 мл растворов гидрокарбоната натрия, карбоната натрия, хлорида магния, сульфата меди (II), хлорида алюминия, сульфата

9

натрия. С помощью универсальной индикаторной бумаги определить значения рН каждого раствора. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза этих солей. Объяснить, чем обусловлена реакция среды в каждом случае.

Опыт 2. Влияние температуры на степень гидролиза соли

Смешать в пробирке по 2 мл растворов хлорида железа (III) и ацетата натрия одинаковой концентрации. Нагреть раствор до кипения и наблюдать образование бурого осадка. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Почему при повышении температуры увеличивается степень гидролиза.

Опыт 3. Влияние разбавления раствора на степень гидролиза соли

Налить в пробирку 2 мл хлорида сурьмы (III). Прилить по каплям дистиллированную воду до выпадения белого осадка. Образующаяся основная соль Sb(OH)2Cl отщепляет воду и переходит в оксохлорид сурьмы SbOCl. Раствор с осадком сохранить до следующего опыта. Составить молекулярное и ионные уравнения реакций гидролиза соли. Почему разбавление раствора увеличивает степень гидролиза?

Опыт 4. Смещение равновесия реакции гидролиза (обратимый гидролиз)

а) К раствору хлорида сурьмы с осадком прилить соляную кислоту до растворения осадка. Снова добавить воду. Объяснить наблюдаемые явления.

б) Налить в пробирку 2 мл концентрированного раствора хлорида алюминия. Опустить в раствор гранулу цинка, предварительно обработанную соляной кислотой (для снятия оксидной пленки). Нагреть раствор до кипения, наблюдать выделение газа. Как влияет присутствие цинка на процесс гидролиза соли? Какой газ выделяется при этом? Составить уравнения реакций.

Опыт 5. Совместный гидролиз двух солей

а) К раствору хлорида алюминия (или хлорида железа (III)) прилить раствор карбоната натрия. Наблюдать образование осадка и выделение газа. Отметить цвет осадка. Убедиться, что полученный осадок является амфотерным гидроксидом. Для этого одну его часть обработать раствором соляной кислоты, а другую – раствором гидроксида натрия. Наблюдается ли растворение осадка?

б) Налить в пробирку 2 мл концентрированного раствора сульфата хрома (III) и добавить такой же объем раствора сульфида натрия. Наблюдать образование осадка. Разлить раствор с осадком в две пробирки. В одну

10