- •Федеральное агентство по рыболовству
- •Содержание
- •Лабораторная работа №1 Изучение классов неорганических соединений Введение
- •Номенклатура оксидов
- •Получение оксидов
- •Химические свойства оксидов
- •Кислоты
- •Номенклатура кислот
- •Кислородсодержащие кислоты хлора
- •Получение кислот
- •Химические свойства кислот
- •Специфические свойства кислот
- •Основания (гидроксиды металлов)
- •Номенклатура оснований
- •Получение оснований
- •Химические свойства оснований
- •Номенклатура солей
- •Получение солей
- •Химические свойства солей
- •Степень окисления элементов.
- •Графические формулы оксидов, кислот, оснований, солей
- •Экспериментальная часть Приборы и материалы
- •Варианты экспериментальных задач
- •Оформление лабораторной работы
- •Пример оформления лабораторного опыта
- •Тестовые задания для самоконтроля Вариант № 1
- •Вариант № 2
- •Вариант № 3
- •Вариант № 4
- •Вариант № 5
- •Укажите формулы оксидов, не реагирующих со щелочами
- •Вариант № 6
- •Вариант № 7
- •Вариант № 8
- •Вариант № 9
- •Вариант № 10
- •Вариант № 11
- •Вариант № 12
- •Вариант № 13
- •Вариант № 14
- •Вариант № 15
- •Задачи для самостоятельной работы
- •Вариант 5
- •Вариант 6
- •Вариант 12
- •Вариант 13
- •Вариант 14
- •Вариант 15
- •Лабораторная работа № 2 Приготовление раствора кислоты заданной концентрации Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •Классификация растворов
- •Примеры расчета концентрации растворов
- •3. Экспериментальная часть
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Плотность растворов некоторых неорганических кислот и щелочей в воде при 20ºС
- •Лабораторная работа № 3 Скорость химических реакций и химическое равновесие Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Исследование зависимости скорости гомогенной реакции от концентрации
- •3.2. Исследование зависимости скорости гомогенной реакции от температуры
- •3.3. Исследование влияния изменения концентрации на смещение равновесия
- •3.4. Исследование влияния изменения температуры на смещение равновесия
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 4 Ионно-обменные реакции Введение
- •1. Цели и задачи
- •1.1. Приобрести системные знания о теории электролитической диссоциации, изучить условия протекания реакций обмена в водных растворах электролитов.
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Электролитическая диссоциация. Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в водных растворах
- •2.2.Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты
- •2.3 Константа диссоциации
- •2.4. Реакции обмена в водных растворах электролитов. Ионные реакции и уравнения
- •2.5. Изменение энергии Гиббса и направленность химических процессов
- •Примеры решения задач
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Получение малорастворимых оснований
- •3.2. Получение малорастворимых кислот
- •3.3. Реакции со слабыми электролитами
- •3.4. Получение малорастворимых солей
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 5 Водородный показатель и гидролиз солей Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Ионное произведение воды, рН - растворов
- •2.2. Гидролиз солей
- •Примеры решения задач
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Определение реакции среды при помощи индикаторов
- •Определение рН при помощи универсального
- •Индикатора
- •3.3. Реакция среды растворов различных средних солей
- •3.4. Факторы, влияющие на степень гидролиза
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 6 Окислительно-восстановительные реакции Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Степень окисления.
- •2.2.Окислители и восстановители
- •2.3. Методика составления овр
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Окислительные свойства галогенов
- •3.2. Окислительные и восстановительные свойства пероксида водорода н2о2
- •3.3. Окислительные свойства перманганат - иона MnO4-
- •3.4. Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных процессов
- •3.5. Внутримолекулярная окислительно-восстановительная реакция
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 7
- •Электрохимическая активность металлов и гальванический
- •Элемент
- •Введение
- •1. Цель и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Электродный потенциал. Химическая активность металлов
- •2.2. Устройство и работа гальванического элемента
- •3. Экспериментальная часть
- •3. 1. Качественное определение различной электрохимической активности металлов
- •3.2. Изготовление медно-цинкового гальванического элемента
- •3.3. Изготовление медно-никелевого гальванического элемента
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 8 Электролиз водных растворов солей Введение
- •1. Цель и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Сущность электролиза. Электролиз расплава электролита
- •2.2. Законы Фарадея
- •2.3. Электролиз растворов электролитов
- •3. Экспериментальная часть
- •Лабораторная работа № 9 Коррозия металлов и методы защиты от коррозии Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •Химическая коррозия
- •Электрохимическая коррозия
- •Примеры решения эталонных задач
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Образование микрогальванопар
- •3.2. Электрохимическая коррозия железа
- •3.3. Действие ионов, активирующих процесс коррозии
- •3.4. Ингибиторы раствора
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 10 Химический контроль качества воды Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Краткий теоретический материал
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Определение жесткости воды
- •3.2. Определение щелочности воды
- •3.3. Определение водородного показателя
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 11 Полимеры Введение
- •1. Цели и задачи лабораторной работы
- •2.Теоретическая часть
- •2.1. История развития науки о полимерных материалов
- •2.2. Классификация полимерных соединений
- •2.3.Получение полимеров
- •2.4.Особенности строения полимеров
- •2.5. Свойства полимеров
- •2.5.1. Растворы полимеров
- •2.5.2 Набухание
- •2.6. Использование полимеров.
- •3. Экспериментальная часть
- •1.Определение примерной плотности полимеров1
- •2.Термопластичность полимеров
- •3. Горение
- •4.Отношение полимеров к растворам кислот и щелочей
- •5.Отношение полимеров к окислителям.
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Литература
Примеры решения задач
1. Написать в молекулярной полной и сокращенной ионной формах уравнения реакций между хлоридом алюминия и нитратом серебра, гидроксидом натрия и сероводородом.
Решение. Составляем уравнение реакции в молекулярной форме:
AlCl3 + 3AgNO3 = 3AgCl↓+ A1(NO3)3
Составляем ионное уравнение реакции. Диссоциацию осадков, газообразных веществ, слабых электролитов в ионных реакциях не показывают. Так как АlСl3, AgNO3 и Al(NO3)3 – сильные электролиты, то уравнение имеет вид:
Аl3+ + ЗСl- + 3Ag+ + 3NO3- = 3AgCl↓ + Аl3+ + 3NO3-
Исключаем из обеих частей равенства одинак
овые ионы, т.е. не участвующие в реакции:
3Ag+ + ЗСl- = 3AgCl↓
Ag+ + Сl- = AgCl↓
С точки зрения теории электролитической диссоциации сущность реакции, отражаемая сокращенным ионным уравнением, сводится к взаимодействию ионов серебра с хлорид-ионами. Остальные ионы в реакции участия не принимают.
Для второго уравнения:
2NaOH + H2S = Na2S + 2Н2O
H2S и Н2O - слабые электролиты. Ионное уравнение:
2Na+ + 2ОН- + H2S = 2Na+ + S2- + 2H2O
2OH- +H2S = S2- + 2H2O
2. Написать ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными растворами следующих веществ: а) НСl и NaOH; б) Pb(NO3)2 и Na2S; в) NaClO и HNO3; г) К2СО3 и H2SO4; д) СН3СООН и NaOH.
Решение. Запишем уравнения указанных веществ в молекулярном виде:
a) HCI + NaOH = NaCl + Н2О;
б) Pb(NO3)2 + Na2S = PbS + 2NaNO3;
в) NaClO + HNO3 = NaNO3 + НСlO,
г) K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O;
д) CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O.
Отметим, что взаимодействие этих веществ возможно, т.к. в результате происходит связывание ионов с образованием слабых электролитов (Н2О, НСlO), осадка (РbS), газа (СО2).
В реакции "д" два слабых электролита, но т.к. реакции идут в сторону большего связывания ионов и вода – более слабый электролит, чем уксусная кислота, то равновесие реакции смещено в сторону образования воды. Исключив одинаковые ионы из обеих частей равенства a) Na+ и Сl-; б) Na+ и NO3-; в) Na+ и NO3-; г) К+ и SO42-; д) Na+, получим ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций:
а) H+ + OH- = H2O;
б) Pb2+ + S2- = PbS;
в) ClO- + H+ = HClO;
г) СО32- + 2Н+ = СO2 + Н2O;
д) СН3СООН + OH- = СН3СОО - + Н2О.
3. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:
а) SO32- + 2Н+ = SO2 + Н2O;
б) Рb2+ + CrO42- = PbCrO4;
в) HCO3- + ОН- = СО32- + Н2O;
г) ZnOH+ + Н+ = Zn2+ + Н2О.
Решение. В левой части данных ионно-молекулярных уравнений указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов, следовательно, при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов. Например:
а) Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + Н2О;
б) Pb(NO3)2 + K2CrO4 = РbСrO4 + 2KNO3;
в) КНСО3 + КОН = К2СО3 + Н2О;
г) ZnOHCl + НСl = ZnCl2 + Н2О.
3. Экспериментальная часть
3.1. Получение малорастворимых оснований
возьмите три пробирки;
в одной пробирке получите малорастворимое основание железа (III), в другой пробирке получите малорастворимое основание меди, а в третьей малорастворимое основание магния, используя имеющиеся реактивы; каждый раз следует брать не более 3-4 капель исходного раствора;
к полученным осадкам добавьте разбавленной соляной кислоты до растворения;
запишите наблюдения в таблицу;
напишите молекулярные и ионные уравнения реакций для каждого основания.