
- •Лабораторные работы по курсу «химия» Учебно-лабораторный практикум
- •1. Атомно-молекулярное учение
- •Основные количественные законы
- •Закон сохранения массы вещества
- •1.1.2. Закон постоянства состава
- •1.1.3. Закон эквивалентов
- •1.1.4. Закон кратных отношений
- •1.1.5. Закон Авогадро и другие законы состояния газов
- •1.1.6. Развитие атомно-молекулярного учения
- •1.2. Расчеты факторов эквивалентности и эквивалентных масс
- •1.3. Определение молярной массы эквивалента металла
- •1.3.1. Ход работы
- •1.3.2. Оформление лабораторного отчета и расчет результата
- •1.4. Контрольные вопросы
- •2. Растворы. Приготовление раствора с заданной концентрацией Введение
- •1. Способы выражения содержания растворенного вещества
- •2. Способы приготовления растворов заданной концентрации
- •3. Определение концентрации растворенного вещества титрованием
- •Экспериментальная часть Приготовление раствора гидроксида натрия заданной концентрации. Определение концентрации гидроксида натрия титрованием. Определение общей жесткости воды
- •Опыт 1. Приготовление раствора гидроксида натрия заданной концентрации.
- •Опыт 2. Определение концентрации гидроксида натрия методом кислотно-основного титрования
- •Опыт 3. Определение общей жесткости водопроводной воды методом комплексонометрического титрования
- •Контрольные вопросы
- •3.1. Термодинамические закономерности химических процессов
- •3.2. Кинетические закономерности химических реакций
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Определение изменения энтальпии
- •3.2. Исследование зависимости скорости протекания реакции от концентрации реагента (опыт 3.2).
- •3.3. Исследование зависимости скорости химической реакции от температуры (опыт 3.3).
- •3.4. Смещение равновесия обратимой реакции (опыт 3.4)
- •3.4. Контрольные вопросы для защиты работы
- •4. Поверхностные явления. Дисперсные системы
- •4.1. Классификация дисперсных систем
- •4.2. Образованиедисперсных систем и их свойства
- •4.5. Экспериментальная часть
- •5. Определение молярной массы растворенного вещества методом криоскопии
- •5.2. Экспериментальная часть
- •5.3. Контрольные вопросы для защиты работы
- •5. 4. Примеры контрольных задач по теме лабораторной работы
- •Шкала рН
- •6.2.2. Характер диссоциации гидроксидов элементов (опыт 6.2.2)
- •7. Окислительно-восстановительные реакции
- •Влияние среды на характер овр
- •Направление протекания овр
- •Электрохимические процессы введение
- •1. Электродные потенциалы и гальванические элементы
- •2. Электрохимическая коррозия металлов
- •3. Электролиз
- •4. Химические источники тока
- •5. Экспериментальная часть Лабораторная работа «Электрохимические процессы» Опыт 1. Изготовление и изучение работы медно-цинкового гальванического элемента
- •Опыт 2. Электрохимическая коррозия при образовании гальванических пар
- •Опыт 3. Электролиз растворов солей
- •Опыт 4. Изготовление и изучение работы свинцового аккумулятора
- •Контрольные вопросы
- •2. Химия р-элементов
- •2.1. Элементы iiia-группы.
- •2.2. Элементы iva-группы.
- •2.3. Элементы va-группы.
- •2.4. Элементы via-группы.
- •2.5. Элементы viia-группы.
- •2.6. Элементы viiia-группы.
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Правила выполнения лабораторной работы.
- •3.2. Маршрут 1.
- •3.2.1. Карбонаты щелочноземельных металлов.
- •3.2.2. Гидролиз ортофосфатов натрия.
- •3.2.3. Сравнение восстановительных свойств галогенидов.
- •3.2.4. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком.
- •3.3. Маршрут 2.
- •3.3.1. Получение малорастворимых солей свинца(II).
- •3.3.2. Гидролиз солей сурьмы(III) и висмута (III).
- •3.3.3. Растворение алюминия в водном растворе щелочи.
- •3.3.4. Сравнение окислительных свойств галогенов.
- •3.4. Маршрут 3.
- •3.4.1. Характерные реакции на ионы галогенов.
- •3.4.2. Гидролиз силиката натрия.
- •3.4.3. Взаимодействие алюминия с разбавленными кислотами.
- •3.4.4. Восстановительные свойства тиосульфата натрия.
- •4. Контрольные вопросы для защиты работы
- •Введение
- •1. Химические свойства соединений d-металлов Гидриды
- •Гидроксиды
- •Галогениды
- •5. Экспериментальная часть Лабораторная работа «Химические свойства d-элементов» Опыт 1. Взаимодействие d-металлов с кислотами
- •Опыт 2. Свойства оксидов и гидроксидов d-металлов
- •Опыт 3. Свойства солей d-металлов
- •Опыт 4. Окилительно-восстановительные свойства соединений d-металлов
- •Опыт 5. Свойства комплексных соединений d-металлов
- •Контрольные вопросы
- •Библиографический список
- •Приложение
- •Лабораторные работы по курсу «химия»
- •170026 Г. Тверь, наб. А. Никитина, 22
1.1.5. Закон Авогадро и другие законы состояния газов
Для объяснения наблюдавшихся Ж. Гей-Люссаком закономерностей соединения газов оказалось необходимым предположить следующее: 1) исследуемые газы состоят не из атомов, а из молекул; 2) в равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.
Последнее утверждение, высказанное итальянским ученым А. Авогадро в 1811 г., вошло в химию под именем закона Авогадро. Однако в начале XIX в. эти воззрения не получили должного признания: даже крупные химики того времени Д. Дальтон и И. Берцелиус отрицали возможность существования молекул, состоящих из нескольких одинаковых атомов.
Из закона Авогадро следует, что один моль любого газа при н.у. (То = 273 К, Ро = 1 атм = 101,325 кПа) занимает объем 22,4 дм3. Это значение применяется в отечественной литературе до настоящего времени. Однако, по рекомендации ИЮПАК с 1982 г. стандартными считаются давление 105 Па) и температура 273 К, тогда VMо = 22, 7 дм3 /моль.
Неотъемлемой частью атомно-молекулярного учения являются законы состояния газов.
Закон Бойля-Мариотта: для фиксированного количества газа при постоянной температуре
PV = const; (1.1)
Закон Гей-Люссака, связывающий для фиксированного количества газа его параметры отношением
V/T = const; (1.2)
Объединенный газовый закон для фиксированного количества газа
(1.3)
Закон парциальных давлений Дальтона: давление смеси газов равно сумме парциальных давлений каждого из входящих в состав смеси
P = Σ Pi. (1.4)
Независимая оценка значения молярной массы М может быть проведена на основании обобщенного уравнения Клапейрона - Менделеева:
,
(1.5)
где Р – давление газа в замкнутой системе, Па; V – объем системы, м3; m – масса газа, кг; Т – абсолютная температура, К; R– универсальная газовая постоянная; М – молярная масса газа, кг/моль. Для 1 моля идеального газа PoVo/To = R, где R = 8,314 Дж/(моль · К) – работа расширения одного моля идеального газа, взятого при нормальных условиях, при нагревании на один градус.
1.1.6. Развитие атомно-молекулярного учения
Великие русские химики XIX столетия внесли свой вклад в развитие атомно-молекулярного учения. Это, прежде всего, теория химического строения А.М. Бутлерова (1858 г.) и периодический закон химических элементов Д.И. Менделеева (1869 г.).
Сущность теории Бутлерова заключалась в том, что химические свойства соединений определяются их строением, в том числе порядком связи атомов в молекулах.
Формулируя Периодический закон, Д.И. Менделеев в качестве параметра для выявления закономерности свойств элементов и их соединений избрал атомный вес, поскольку строение самих атомов в тот период не было известно. Через 45 лет было доказано, что химические свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра совпадающего с порядковым номером элемента. Таким образом, уровень понимания основных законов химии и положений атомно-молекулярного учения углубляется по мере развития экспериментальных и теоретических исследований в этой области.
Основные положения атомно-молекулярного учения:
1. Все вещества состоят из атомов.
2. Атомы каждого вида одинаковы между собой, но отличаются от атомов любого другого вида.
3. При взаимодействии атомов образуются молекулы; из атомов одного вида образуются гомоядерные молекулы, из атомов разного вида – гетероядерные.
4. При физических явлениях молекулы сохраняются; при химических – разрушаются; в химических реакциях атомы, в отличие от молекул, сохраняются.
5. Химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состоят первоначальные вещества.
Современная трактовка принципа дискретности (прерывности) материи иллюстрируется схемой, показывающей, что усложнение вещества происходит в направлении:
фундаментальные частицы → атом → молекула → ассоциат →агрегат
(атомы могут формировать ассоциаты, минуя молекулярную структуру).
Атомы – наименьшие частицы, являющиеся носителями свойств химического элемента. Это нейтральные сложные микросистемы, состоящие из положительно заряженных ядер, окруженных электронами. Молекула – наименьшая частица соединения, обладающая его химическими свойствами. Многие соединения имеют не молекулярную, а атомную (например, металлы) или ионную структуру.
Массы атомов и молекул измеряют в относительных единицах –атомных единицах массы (а.е.м.):
1 а. е.м. = 1/12 массы атома 12С = 1,66 ∙ 10–27 кг.
Для обозначения относительной массы атомов и молекул применяют индекс r(от английского словаrelative– относительный):Ar(Fe)= 56;Mr(HNO3)= 63.
На практике чаще имеют дело не с отдельными атомами или молекулами, а с их молярными количествами.
Моль – количество вещества, содержащее столько структурных единиц (например, атомов, молекул, ионов и т.д.), сколько атомов содержится в 12 г углерода 12С. Это количество называют числом Авогадро (NA= 6,02 1023моль-1). Масса 1 моль соединения численно равна массе его молекулы в а.е.м., но выражается в граммах:M(HNO3) = 63 г/моль.
Молярная масса вещества представляет собой отношение его массы к количеству вещества:
М = m/ν, (1.6)
где m – масса, г; ν – количество вещества, моль; М – молярная масса, г/моль.
Значение молярной массы численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества или относительной атомной массой элемента.
Определение моля опирается на число структурных частиц, содержащихся в 12 г углерода. Было установлено, что указанная масса углерода содержит 6,022∙1023 атомов этого элемента. Число NA = 6,022∙1023 моль–1 носит название постоянной Авогадро и выведено с использованием закона Авогадро.