- •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
2.2. Гидролиз солей
Гидролизом солей называется процесс взаимодействия ионов соли с ионами воды. Обязательным условием гидролиза является образование слабого электролита в результате реакции. Если слабый электролит не образуется, то такая соль гидролизу не подвергается. Гидролизу подвергаются соли, образованные: 1) слабыми кислотами и сильными основаниями; 2) слабыми основаниями и сильными кислотами; 3) слабым и основаниями и слабыми кислотами. При обычных условиях гидролиз идет только по первой стадии.
1. Гидролиз солей, образованных слабыми кислотами и сильными основаниями:
|
↓CH3COONa + H2О = CH3COOH + NaOH |
pH > 7 |
|
CH3COO- + H2О = СH3CООН + ОН- | |
|
|
|
|
Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH |
I ступень |
|
СО32- + Н2О = HСО3- |
pH > 7 |
|
|
|
|
NaHCO3 + Н2О = H2СО3 + NaOH |
II ступень |
|
НСО3- + Н2О = H2CO3 + ОН- |
pH > 7 |
2. Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и сильными кислотами:
|
NH4Cl + H2O =NH4OH + HCl |
pH < 7 |
|
|
NH4+ + H2O = NH4OH + H+ | ||
|
|
|
|
|
Cu(NO3)2 +Н2О = CuOHNO3 + HNO3 |
I ступень |
|
|
Си2+ + Н2О = СuОН+ + Н+ |
pH < 7 |
|
|
|
|
|
|
CuOHNO3 + Н2О = Сu(ОН)2 + HNO3 |
II ступень |
|
|
СuОН+ + Н2О = Сu(ОН)2 + Н+ |
pH < 7 |
|
3. Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами:
|
NH4CN +H2O = NH4OH + HCN |
pH = 7 |
|
NH4+ + CN- + H2O = NH4OH + HCN |
В данном случае .
Соли очень слабых кислот и нерастворимых оснований не могут существовать, так как подвергаются глубокому полному гидролизу:
Cr2S3 + 6Н2О = Сr(ОН)3 + 3H2S.
Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами, не содержат ионов, способных связывать ионы воды в слабые электролиты, и практически гидролизу не подвергаются.
Гидролиз соли, образованной слабой кислотой НА и сильным основанием, характеризуется константой гидролиза К:
КГ = [ОН-] [НА] / [А-] = КH2O/ Ккисл.,
где КH2O – ионное произведение воды.
Последнее соотношение показывает, что чем слабее кислота, т.е. чем меньше константа ее диссоциации, тем больше константа гидролиза образованной ею соли.
Аналогично для соли слабого основания МОН и сильной кислоты:
КГ = [Н+] [МОН] / М+ = КH2O / Косн.
Отсюда следует, что КГ тем больше, чем меньше Косн, т.е. чем слабее основание МОН.
Степенью гидролиза h называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза КГ уравнением, аналогичным закону разбавления Оствальда для диссоциации слабого электролита:
KГ = h2 CM / (1 - h).
Чаще всего гидролизованная часть соли очень мала, а концентрация продуктов гидролиза незначительна. В подобных случаях h << 1, и в знаменателе последней формулы этой величиной можно пренебречь. Тогда связь между КГ и h выразится более простыми соотношениями:
КГ = h2 См или h = .
Из последнего уравнения следует, что степень гидролиза данной соли тем больше, чем меньше ее концентрация, иначе говоря, при разбавлении раствора гидролизующейся соли степень ее гидролиза возрастает.