- •Оформление лабораторных работ.
- •Образец оформления титульного листа лабораторной работы.
- •Работу выполнил__________________ Работу принял______________________
- •Классы неорганических веществ. Работу выполнил__________________ Работу принял______________________
- •Теоретическое введение. Простые вещества.
- •Классы неорганических соединений.
- •Экспериментальная часть
- •Контрольные вопросы.
- •Контрольные вопросы
- •Контрольные вопросы.
- •Контрольные вопросы.
- •Приложение
- •Номенклатура солей и кислот
- •Номенклатура комплексных соединений.
- •Лабораторная работа № 2
- •Работу выполнил__________________ Работу принял______________________
- •Основные понятия.
- •Влияние концентрации реагирующих веществ.
- •Влияние температуры на скорость реакции.
- •Катализ.
- •Экспериментальная часть.
- •См. Здм, уравнение 2
- •Увеличение давления приводит к эквивалентному увеличению концентраций всех реагентов, пример 1
- •Контрольные вопросы
- •Варианты заданий для защиты лабораторных работ.
- •Лабораторная работа №3.
- •Работу выполнил__________________ Работу принял_________________
- •Тепловые эффекты химических реакций.
- •Вариант контрольного теста .
- •Ответы и комментарии.
- •Контрольные вопросы.
- •Направление химических процессов и химическое равновесие.
- •Смещение химического равновесия.
- •Лабораторная работа №5. Ионные равновесия в растворах электролитов.
- •Гетерогенные ионные равновесия.
- •Равновесие в растворах комплексных соединений.
- •Свойства амфотерных электролитов.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант предлабораторного теста.
- •Ответы и комментарии.
- •Контрольные задания.
- •Лабораторная работа №6 реакции ионного обмена.
- •Общие сведения.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант предлабораторного теста.
- •Ответы и комментарии.
- •Контрольные вопросы.
- •Лабораторная работа№ 7. Ионные равновесия и обменные реакции в растворах электролитов.
- •1. Введение.
- •2. Диссоциация воды.
- •3.Смещение равновесий в растворах слабых электролитов.
- •4.Ионные равновесия в гетерогенных системах.
- •5.Смещение равновесий в растворах амфотерных электролитов.
- •6.Реакции ионного обмена.
- •7. Гидролиз солей.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант контрольного теста
- •Ответы и комментарии
- •Лабораторная работа №8. Реакции окисления - восстановления
- •Введение.
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •Направление реакций окисления-восстановления.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант предлабораторного теста.
- •Контрольные вопросы.
- •Лабораторная работа №9 электрохимические процессы
- •Основные понятия
- •Гальванический элемент
- •Электролиз растворов
- •Электрохимическая коррозия металлов.
- •Вариант контрольного теста
- •Контрольные вопросы.
- •Приложение Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар.
- •Лабораторная работа№10 общие химические свойства металлов и их соединений
- •Введение
- •1.Отношение металлов к воде.
- •3. Действие кислот на металлы.
- •Экспериментальная часть
- •3.2 Взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой.
- •3.4. Взаимодействие металлов с концентрированной азотной кислотой.
- •3.5. Действие на металлы разбавленной азотной кислоты.
- •Лабораторная работа №1 « химическая термодинамика»
- •1. Основные понятия.
- •2. Теплота реакции и термохимические расчёты.
- •3. Энтропия реакции.
- •1* Состояния веществ в уравнениях реакций указываются с помощью буквенных индексов: (к) - кристаллическое, (т) - твёрдое, (ж) - жидкое, (г) - газообразное, (р) - растворённое.
- •3* Δh0298обрО2. В формуле не фигурирует ввиду её равенства нулю.
- •4. Энергия Гиббса реакции.
- •5. Химическое равновесие.
- •Лабораторная работа № 2 растворы электролитов.
- •1. Общая характеристика растворов электролитов.
- •2. Основные классы электролитов.
- •3. Смещение ионных равновесий.
- •4. Реакции ионного обмена.
- •5. Гидролиз солей.
- •Экспериментальная часть.
- •Контрольные задания.
- •Вариант контрольного теста.
- •1) РН увеличивается2) рН уменьшается 3) рН не изменяется
- •Ответы и комментарии.
- •Константы диссоциации и произведения растворимости слабодиссоциирующих электролитов.
- •Лабораторная работа №. 3 окислительно – восстановительные процессы.
- •1. Основные понятия.
- •2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •3. Гальванический элемент.
- •4. Электролиз.
- •Ответы и комментарии.
Лабораторная работа№ 7. Ионные равновесия и обменные реакции в растворах электролитов.
Работу выполнил________________ Работу принял________________
Дата выполнения________________ Отметка о зачете______________
1. Введение.
Электролитами называются вещества, которые в растворе или расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы, поэтому их растворы и расплавы проводят электрический ток. Для оценки способности электролитов к электролитической диссоциации используют величину- степень диссоциации (a) –это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита. По степени диссоциации в растворах все электролиты можно условно разделить насильные и слабые. Сильные электролиты в растворе диссоциируют полностью(a @ 1).
Этот процесс можно выразить уравнением: KnAm = nKm+ + mAn- (1)
Слабые электролиты диссоциируют на ионы частично(a <<1): KnAm Û nKm+ + mAn- (2)
Между ионами и недиссоциированными молекулами электролита устанавливается динамическое равновесие, называемое ионным равновесием. Количественно ионное равновесие характеризуется величиной константы равновесия, которая называетсяконстантой диссоциации: Kд = [Km+]n . [An-]m / [KnAm] (3)
где [Km+],[An-],[KnAm] – равновесные концентрации катионов [Km+], анионов [An-] и недиссоциированных частиц [KnAm] соответственно. ВеличинаKд зависит от природы электролита и растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Для сильных электролитовКд>>1; для слабых электролитовКд <<1.
Среди электролитов можно выделить кислоты, основания, соли.Кислотаминазываются электролиты, которые при первичной диссоциации образуют ионыH+. Среди бескислородных кислот сильными электролитами являютсяHCI,HBrиHJ, остальные относятся к слабым электролитам. Для оксокислот силу электролита можно оценивать по степени окисления (С.О.) кислотообразующего элемента, если С.О. +6 или +7 , оксокислота – сильная; если С.О. равна +5 и меньше, то оксокислота – слабая ( исключение составляет азотная кислота –HNO3). Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
ПРИМЕР 1. Диссоциация сернистой кислотыпопервойступени выражается уравнением:
H2SO3 Û H+ + HSO3- ; повторой ступени :HSO3- Û H+ + SO32-.
Первое и второе равновесия характеризуются соответственно константами диссоциации:
Кд1= [H+].[HSO3-] / [H2SO3] = 1,3.10-2; Кд2= [H+].[SO32-] / [HSO3 -] = 0,63.10-7 .
Суммарному равновесию отвечает суммарная константа диссоциации:
Кд = Кд1.Кд2 = [H+]2.[SO32-]/[H2SO3] =8.10-10.
Основаниямиявляются электролиты, которые при первичной диссоциации образуют гидроксид – ионыOH-. Сильными электролитами являются гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (щелочи), они растворимы в воде. Остальные гидроксиды – слабые электролиты. Основания поливалентных металлов диссоциируют ступенчато. Соли– электролиты, при первичной диссоциации которых не образуются ни ионыH+, ни ионыOH-. Большинство хорошо растворимых в воде солей диссоциированы полностью.