отчёт по лаб. раб. 5 работ

Кафедра

Инженерной

экологии

Зависимость СвоЙСТв эЛемЕНТОВ ОТ ПОЛОжЕНиЯ В ПЕриОдической СИСТЕме Д.И. менделеева

№2

Цель работы: изучить на практике, как зависят свойства элементов и их соединений от заряда ядра атома на примере элементов III периода.

Оборудование и материалы: аппарат Киппа, спиртовая горелка, коническая колба на 100 см³, фарфоровая чашка, часовое стекло, 8 пробирок, фенолфталеин, метилоранж, сера, цинковая пыль, натрий, магний, алюминий. Растворы: соляной кислоты, едкого натрия, хлорида олова (П), гидроксида аммония.

Выполнение работы.

Опыт №1. Взаимодействие щелочных металлов с водой.

Нальем в фарфоровую чашку немного воды, опустим в неё кусочек натрия и быстро прикроем чашку часовым стеклом или воронкой. (Осторожно! Брызги щелочи могут попасть на открытые участки кожи человека и одежду). После окончания реакции прильем к полученному раствору 2-3 капли фенолфталеина. Составим уравнение протекающей реакции и сделаем выводы относительно свойств щелочных металлов:

Опыт №2. Действие воды на металлический магний .

Поместим в пробирку немного порошка металлического магния, добавим 5 мл воды и 2-3 капли раствора фенолфталеина. Цвет раствора практически не изменился. Затем нагреваем пробирку. Окраска раствора становится малиновой. Сделаем вывод относительно щелочных свойств магния и напишем уравнение протекающей реакции:

Опыт №3. Амфотерность металлического алюминия

Поместим кусочек металлического алюминия в пробирку, прильем немного воды и 2-3 капли фенолфталеина. Убеждаемся в том, что ни в обычных условиях, ни при нагревании алюминий с водой практически не взаимодействует. Затем поместим в две другие пробирки по кусочку алюминия. В одну из них приливаем разбавленную соляную кислоту, в другую - раствор крепкой щелочи NaOH. Пробирки нагреваем. При этом наблюдается взаимодействие алюминия как с кислотами, так и со щелочами. Напишем уравнения протекающих реакций и сделаем выводы о свойствах алюминия:

Опыт №4 . Неметаллические свойства элементарной серы

Кусочек элементарной серы помещаем в пробирку и наливаем немного воды (опыт проводить под вытяжкой!). Прибавляем сначала 2-3 капли фенолфталеина, а затем столько же метилоранжа. Отмечаем, что сера не взаимодействует с водой в обычных условиях. Нагреваем пробирку. После нагревания взаимодействие серы с водой также не происходит. Кусочек серы положим на железную ложечку, подожжем и опустим в коническую колбу, в которую было налито немного воды (не касаясь ложечкой с горячей серой поверхности воды). После сгорания серы закрываем колбу пробкой и встряхиваем. Полученный раствор разделяем на 2 пробирки и испытываем различными индикаторами. Напишем уравнения химических реакций:

Опыт №5. Амфотерные свойства гидроксида алюминия

Помещаем в пробирку 8-10 капель раствора AlCl₃, добавляем по капелям 2М раствор NaOH до выпадения осадка. Распределив содержимое на две пробирки, растворяем осадок в каждой из них с помощью: в одном случае 2 М раствора HCl, в другом - 2 М раствора NaOH. Составим уравнения реакций, зная, что при реакции гидроксида алюминия с NaOH образуется гексагидроксоалюминат натрия Na₃[Al (OH)₆]:

Общий вывод по работе:

Работу выполнил

Студент группы _________________

_______________________________

Ф.И.О.

Работу принял

Преподаватель

________________________

(Ф.И.О.)

(подпись)

Дата

Кафедра

Инженерной

экологии

Скорость химических реакций и химическое равновесие

№3

Цель работы: ознакомиться с понятием скорость химических реакций; факторами, влияющими на её величину, а также влиянием изменения внешних факторов на состояние химического равновесия

Оборудование и материалы: растворы йодата калия, сульфата натрия, серной кислоты, тиосульфата натрия, хлорида железа (III), роданида калия, сульфата меди, крахмала; карбонат кальция (мрамор); штатив с пробирками (8 шт.); секундомер; термометр; нагревательный прибор.

Выполнение работы.

Опыт №1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

Зависимость скорости реакции от концентрации в гомогенной системе изучим на примере реакции

2KIO₃+5Na₂SO₃+H₂SO₄ = K₂SO₄+5Na₂SO₄+I₂+H₂O

При взаимодействии йодата калия с сульфатом натрия в кислой среде образуется элементарный йод, который можно обнаружить с помощью крахмала.

Для выполнения опыта возьмем три пробирки, наливаем с помощью мерной пробирки: в первую пробирку 6 см³ KIO₃, во вторую – 4 см³ KIO₃ и 2 см³ H₂O, в третью – 2 см³ KIO₃ и 4 см³ H₂O. В другие три пробирки отмерим по 6 см³ сульфита натрия. Выливаем содержимое пробирки с сульфитом натрия в первую пробирку с KIO₃ и включаем секундомер. Отмечаем время, в течение которого появляется синее окрашивание после приливания йодата калия. Результаты заносим в таблицу. То же самое проводим с оставшимися пробирками.

Приняв концентрацию раствора йодата калия, к которому не добавляли воду, за единицу, вычисляем концентрации в двух других случаях. Строим график зависимости скорости реакции от концентрации йодата калия.

V=1/

С

Опыт №2 Зависимость скорости реакции от температуры

Зависимость скорости реакции от температуры в гомогенной среде изучим на системе Na₂S₂O₃+H₂SO₄=Na₂SO₄+SO₂+S+H₂O

При взаимодействии раствора тиосульфата натрия с серной кислотой выпадает в осадок сера, вызывающая при достижении определенной концентрации помутнение раствора. По промежутку времени от начала реакции до заметного помутнения раствора можно судить об относительной скорости реакции.

Наливаем в одну пробирку 5 см³ раствора тиосульфата натрия (0,3 М), в другую – 5 см³ раствора серной кислоты (0,3 М). Обе пробирки поместим в стакан с водой, чтобы растворы приняли температуру воды. сольем вместе содержимое обеих пробирок, точно отметив время от начала реакции до появления помутнения. В две другие пробирки нальем по 5 см³ тех же растворов. Поместив пробирки в водяную баню или стакан с во­дой; нагреем воду на 10°С выше температуры предыдущего опыта. Выдержав пробирки при этой температуре 5-7 мин, сливаем содержимое пробирок. Измеряем время до появления мути. Повторяем опыт, повысив температуру еще на 10°С. Результаты опытов сведены в таблицу.

По полученным данным строим гр афик зависимости логарифма скорости реакции от обратной величины абсолютной температуры в координатах, представленных на рис.

lg υ

1/T,K-1

делаем вывод о зависимости скорости реакции от температуры. Из графика определяем тангенс угла наклона и вычисляем энергию активации:

E = 2.303 R tg α =______________________________, дж/моль

Опыт №4 Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение

химического равновесия

Смещение химического равновесия вследствие изменения концентрации реагирующих веществ исследуется на примере реакции

FeCl₃ + 3KCNS = 3KCl + Fe(CNS)₃

Отмерив мерной пробиркой по 5 см³ разбавленных растворов хлорида железа (III) и роданида аммония (0,003 М FeCl₃ и 0,01 М KCNS), смешиваем их и разделяем поровну на 4 пробирки. Окраску раствору придает образующийся роданид железа. Одну пробирку оставляем для сравнения, во вторую – добавим 2-3 капли концентрированного раствора FeCl₃ , в третью – 3-4 капли насыщенного раствора KCNS, а в четвертую – насыпаем немного кристаллического хлорида аммония.

Сравнив окраску в трех пробирках с окраской контрольной пробирки, по изменению интенсивности определяем направление смещения равновесия и объясняем происходящее явление, исходя из принципа Ле Шателье.

Общий вывод по работе:

Работу выполнил

Студент группы _________________

_______________________________

Ф.И.О.

Работу принял

Преподаватель

________________________

(Ф.И.О.)

(подпись)

Дата

Кафедра

Инженерной

экологии

Гидролиз солей

№4

Цель работы: изучить условия протекания процессов гидролиза солей и влияние факторов, обуславливающих смещение ионного равновесия при гидролизе.

Оборудование и материалы: иономер, штатив с пробирками, растворы солей, кислот, щелочей, индикаторы, кристаллы солей, спиртовая горелка, пипетка.

Выполнение работы.

Опыт №1 Смещение ионного равновесия в растворах вследствие гидролиза

В разные пробирки внесем небольшое количество следующих соединений: HCl, NaOH, NaCl, Na₂CO₃, ZnCl₂, Pb (CH₃COO)₂. Во все пробирки приливаем одинаковое количество воды и осторожным встряхиванием добиваемся полного растворения каждой соли. Полосками универсальной индикаторной бумаги измерим ph каждого раствора. Для сравнения такой же бумажкой измерим ph дистиллированной воды. Данные опыта сведены в таблицу

Составим сокращенные ионные уравнения гидролиза солей и объясним изменение окраски индикаторной бумаги в растворах солей в сравнении с окраской ее в дистиллированной воде.

Опыт №2 Усиление гидролиза одной соли раствором другой гидролизирующей соли

К 3 мл концентрированного раствора FeCl₃ (соль образована слабым основанием и слабой кислотой, ее гидролиз протекает в основном только по 1-ой ступени) прильем немного концентрированного раствора Na₂CO₃ (соль образована, напротив, сильным основанием и слабой кислотой, ее гидролиз также протекает в основном только по 1-ой ступени) до образования устойчивого осадка. При этом наблюдается выделение пузырьков. В результате сливания двух вышеуказанных растворов происходит образование соли, полученной из слабых оснований и кислоты. Эта соль подвергается полному гидролизу. Напишем молекулярные и ионные уравнения реакции:

Опыт №3 Растворение металлов в продуктах гидролиза солей

В первую пробирку нальем 3-4 мл концентрированного раствора ZnCl₂ и опустим в нее кусочек цинка. В другую пробирку нальем столько же концентрированного раствора Na₂CO₃ и

опускаем в этот раствор кусочек алюминия. Нагревая пробирки, наблюдаем растворение металлов и выделение газа в обоих случаях. Составим уравнения реакций и объясним наблюдаемые явления.

Опыт №4 Влияние температуры на степень гидролиза солей

В две пробирки нальем по 3-4 мл концентрированного раствора ZnCl₂ и по 2 капли индикатора – метилового оранжевого. Одну пробирку поставим в штатив, другую нагреваем почти до кипения. Сравним окраску индикатора в обеих пробирках. После остывания снова сравним окраску и объясним изменение окраски индикатора при нагревании раствора ZnCl₂ .

Опыт №5 Влияние концентрации раствора соли на степень ее гидролиза

Вносим в пробирку немного кристаллов соли  SnCl₂, 1 каплю 2,5 М HCl и 10 капель дистиллированной воды. Встряхиванием пробирки добиваемся растворения кристаллов. Затем в пробирку прибавим еще 10 капель дистиллированной воды. Наблюдается выпадение осадка SnOHCl. Следовательно, разбавление (уменьшение концентрации соли) приводит к увеличению степени ее гидролиза. Составим молекулярное и ионное уравнения:

Опыт №6 Подавление гидролиза соли

В пробирку с осадком SnOHCl, взятую из предыдущего опыта, прибавим 3-4 капли 2,5 М раствора HCl. При этом происходит растворение осадка. Сделаем выводы относительно смещения равновесия реакции гидролиза SnCl₂.

Общий вывод по работе:

Работу выполнил

Студент группы _________________

________________________________

Ф.И.О.

Работу принял

Преподаватель

________________________

(Ф.И.О.)

(подпись)

Дата

Кафедра

Инженерной

экологии

Окислительно-восстановительные реакции

№5

Цель работы: ознакомиться с сущностью и классификацией окислительно-восстановительных реакций, получить практические навыки составления уравнений этих реакций.

Оборудование и материалы: штатив с пробирками, фарфоровая чашка, микрошпатель, 0,1 М растворы H₂SO₄, KI, KMnO₄, FeCl₃, BaCl₂, CuSO₄, H₂O₂, MnSO₄, Na₂SO₄, Na₂SO₃, кристаллический йод, порошкообразный цинк, раствор крахмала, концентрированный раствор щелочи.

Методика выполнения работы

1. Окислители и восстановители.

Окислительно-восстановительная двойственность

Опыт №1 Окислительные свойства пероксида водорода

В пробирку наливаем 1-2 см³ раствора KI, подкисляем 2-3 каплями разбавленного раствора H₂SO₄ и прибавляем 1-2 см³ H₂O₂. Наблюдается выделение йода (прибавить одну каплю раствора крахмала). Составить уравнение реакции на основе электронного баланса.

Опыт №2 Восстановительные свойства пероксида водорода

В пробирку наливаем 1-2 см³ раствора KMnO₄, подкисляем 2-3 каплями разбавленного раствора H₂SO₄ и прибавляем 1-2 см³ раствора H₂O₂ до обесцвечивания раствора перманганата. Определив окислитель и восстановитель в этой реакции, составим уравнение реакции, учитывая, что одним из продуктов является кислород.

2. Типы окислительно-восстановительных реакций

Опыт №3 Реакции межатомного взаимодействия. Окисление цинка йодом (опыт проводить под тягой)

Поместим в фарфоровую чашку немного цинковой пыли на кончике микрошпателя и прибавим туда же несколько кристаллов йода. Смесь перемешаем. Для ускорения реакции прибавим 1 каплю H₂O (катализатор). Наблюдается бурное протекание реакции. Составим уравнение реакции на основе электронного баланса.

Опыт №4 Реакции межмолекулярного взаимодействия. Окисление йодида солью трехвалентного железа

В пробирку наливаем 1-2 см³ раствора соли железа (III) и 1 см³ раствора KI. Содержимое пробирки разбавим дистиллированной водой до слабо-желтого цвета и прильем 1-2 капли раствора крахмала. Появление синей окраски свидетельствует о выделении йода. На основе электронного баланса составим уравнение реакции.

Опыт №5 Окислительно-восстановительные реакции с участием атомов одного элемента в разных степенях окисления

Наливаем в пробирку 1-2 см³ раствора перманганата калия, приливаем столько же раствора сульфата марганца. Осторожно встряхнем пробирку. При этом окраска раствора исчезает. Составим уравнение реакции в нейтральной среде, одним из продуктов реакции является диоксид марганца, выпадающий в осадок.

Опыт №6 Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Разложение перманганата калия.

Осторожно нагреваем в сухой пробирке небольшое количество (несколько кристаллов) перманганата калия в течение 5 мин. После остывания пробирки полученную соль растворяем в небольшом количестве воды. Обращаем внимание на зеленую окраску раствора и наличие осадка. Составим уравнение реакции на основе электронного баланса.

Опыт №7 Реакции самоокисления–самовосстановления

(диспропорционирования). Разложение сульфита натрия.

В пробирку поместим несколько кристаллов сульфита натрия. Осторожно нагреваем пробирку в течение 5 мин и после охлаждения наливаем небольшое количество воды, добиваясь полного растворения вещества. Раствор разделим на 2 пробирки. Содержимое одной из пробирок испытываем на присутствие иона S^2- действием раствора CuSO₄, а в другой пробирке, действуя раствором BaCl₂, обнаруживаем ион SO₄^2-. Составим уравнение реакции самоокисления–самовосстановления на основе электронного баланса

3. Направление окислительно-восстановительных реакций

Опыт №8 Влияние характера среды на протекание окислительно-восстановительных реакций

В три пробирки нальем по 1-2 мл раствора KMnO₄, затем прибавим: в первую – 5 капель разбавленной серной кислоты, во вторую - 5 капель концентрированного раствора щелочи. После этого в каждую из пробирок прибавим шпателем одинаковое количество сухой соли Na₂SO₃. Встряхиванием растворов добьемся изменения окраски в каждой из пробирок. Составим уравнения реакций на основе электронного баланса, имея ввиду следующее:

1. во всех трех случаях ион SO₃^2- переходит в ион SO₄^2-, причем оба иона являются бесцветными и на окраску раствора не влияют;

2. в кислой среде ион MnO₄^- переходит в ион Mn²⁺;

3. в нейтральной среде ион MnO₄^- восстанавливается до MnO₂;

4. в щелочной среде образуется ион MnO₄^2-, который окрашивает раствор в зеленый цвет

Опыт №9 Влияние кислотности среды на направление реакции

взаимодействия йода с щелочью

Кристаллик йода обработаем в пробирке небольшим количеством раствора щелочи при слабом нагревании. Наблюдаем переход йода в раствор. Составим уравнение реакции, имея в виду, что одним из продуктов реакции является йодат.

Полученный раствор подкислим разбавленной серной кислотой. Наблюдаем выделение свободного йода. Составим уравнение взаимодействия йодида и йодата в присутствии H₂SO₄ и объясним, почему реакция пошла в обратном направлении:

Общий вывод по работе:

Работу выполнил

Студент группы _________________

_______________________________

Ф.И.О.

Работу проверил

Преподаватель

________________________

(Ф.И.О.)

(подпись)

Дата