20120707_Golubev_PR

В якій пробірці процес відбувається більш активно? Написати молекулярні і іонні рівняння реакцій. Від концентрації яких іонів залежить швидкість виділення газу? Зробити висновок про силу досліджених кислот.

Дослід 4. Вплив одноіменного іону на ступінь дисоціації слабкого електроліту (зміщення рівноваги дисоціації)

В пробірку налити розведений розчин NH4OH і додати 2–3 краплі фенолфталеїну. Розчин поділити на дві пробірки. Одну пробірку залишити для порівняння, а в другу додати невелику кількість порошку NH4Cl і перемішати. Пояснити зміну кольору розчину на основі принципу Ле Шательє.

Дослід 5. Необоротність іонних реакцій а) Утворення малорозчинних речовин

В три пробірки налити по кілька краплин розчинів різних солей сульфатної кислоти, наприклад, CuSO4, Na2SO4, ZnSO4. В кожну пробірку додати по краплях розчин барій хлориду до утворення осадів. Написати молекулярні та іонні рівняння. Який катіон є реагентом на сульфат-аніон?

б) Реакції з утворенням газів

З наявних реагентів отримати газоподібні речовини SO2 і NH3. Дати пояснення, написати рівняння в молекулярній та іонній формах.

в) Утворення слабких електролітів

З наявних в лабораторії реактивів отримати слабку основу, слабку кислоту. Написати рівняння хімічних реакцій в іонній і молекулярній формах.

г) Реакції з утворенням комплексного іону

До розчину солі Hg(NO3)2 додати кілька крапель розчину калій йодиду. Якого кольору утворений осад? Додати до осаду надлишок розчину калій йодиду. Як пояснити розчинення осаду? Написати рівняння реакції в молекулярній та іонній формах.

д) Реакції нейтралізації

Налити в пробірку 2-3 мл 2 н розчину лугу і додати краплю фенолфталеїну. В який колір забарвився індикатор? Чому? Потім в пробірку влити 2 н розчин хлоридної кислоти до знебарвлення розчину. Пояснити причину знебарвлення. Написати молекулярне і іонне рівняння реакції нейтралізації лугу кислотою.

Дослід 6. Порівняльна розчинність кальцій та барій сульфатів

В одну пробірку внести 5-6 крапель розчину CaCl2, в другу – 5-6 крапель розчину BaCl2. Потім в кожну пробірку додати по 2-3 краплі розчину 2 н H2SO4. Спостерігати, в якій пробірці утворився осад. Пояснити спостереження,

враховуючи, що ДРCaSO4 = 6,26 ×10−5 ; ДРBaSO4 =1,1×10−10 . Додати в пробірку з

розчином CaCl2 2-3 краплі концентрованої H2SO4. Спостерігати утворення осаду. Написати рівняння реакцій та вирази для добутків розчинності утворених осадів.

Дослід 7. Властивості ферум та купрум сульфідів

В першу пробірку внести 2-3 краплі розчину солі Мора

41

(NH4)2Fe(SO4)2×6H2O, або іншої солі Феруму (ІІ), а в другу – 2-3 краплі розчину CuSO4. В кожну пробірку додати кілька крапель розчину (NH4)2S до утворення осадів FeS та CuS. До осадів додати 3-4 краплі HCl. Який з осадів розчиняється? Написати рівняння реакцій. Дати пояснення відмінності розчинності осадів

( ДРFeS = 3,7 ×10−19 , ДРCuS = 4 ×10−38 ). Написати рівняння реакцій та вирази для добутків розчинності утворених осадів.

Дослід 8. Утворення плюмбум йодиду (реакція “золотого дощу”)

В пробірку внести 3-5 краплин розчину Pb(NO3)2 і додати 2-3 краплини розчину КІ. Спостерігати утворення жовтого осаду PbI2, який розчиняється в надлишку КІ з утворенням комплексної солі. Написати рівняння реакцій. Осад PbI2 розчиняється також в гарячій воді. Розчин з осадом треба прокип’ятити до повного розчинення. Після охолодження PbI2 знову випадає в осад, тепер вже у вигляді блискучих золотистих кристаликів (“золотий дощ”). Цією властивістю

PbI

2

Лабораторна робота № 8

Гідрогенний показник рН. Гідроліз солей Мета роботи. Вивчення реакцій гідролізу солей різних типів, зміщення

гідролітичної рівноваги, визначення ступеня гідролізу солей.

Матеріали та реактиви:

Прилади та посуд: штатив з пробірками; скляна паличка; пробіркотримач; газовий пальник.

Тверді речовини: СН3СООNа×3Н2О; цинк (гранули).

Індикатори: нейтральний лакмус; червоний та синій лакмусовий папір; розчин фенолфталеїну (спиртовий).

Розчини: дистильована вода; HCl (2н); CH3COONa (0,5н); K2CO3 (0,5н); K3PO4 (0,5н); NH4Cl (0,5н); ZnCl2 (0,5н); Al2(SO4)3 (0,5н); CH3COONH4 (0,5н); NaCl (0,5н); K2SO4 (0,5н); BaCl2 (0,5н); (NH4)2S (0,5н); Na2CO3 (0,5н); SbCl3 (0,5н) або BiCl3 (0,5н); Cr2(SO4)3 (0,5н).

Дослід 1. Реакція середовища в розчинах різних солей

а) Солі, утворені сильною основою та слабкою кислотою

Вибрати з наявних реактивів солі, які гідролізують за схемами:

Такими солями можуть бути, наприклад, CH3COONa, K2CO3, К3РО4. В різні пробірки розчинити у воді або внести по 2 мл готових розчинів відповідних солей; кислотність розчинів перевірити індикатором (червоним лакмусовим папером). Написати рівняння реакцій гідролізу солей в молекулярній, іонній та скороченій іонній формах.

б) Солі, утворені слабкою основою та сильною кислотою

Вибрати з наявних реактивів солі, які гідролізують за схемами:

Kt3+ + H2O KtOH2+ + H+ (за І ступенем)

Такими солями можуть бути, наприклад, солі NH4Cl, ZnCl2 та Al2(SO4)3. Взяти по 2 мл розчинів відповідних солей в окремі пробірки. Кислотність розчинів перевірити індикатором (нейтральним лакмусом). Написати рівняння реакцій гідролізу солей в молекулярній, іонній та скороченій іонній формах.

в) Солі, утворені слабкою основою та слабкою кислотою

Вибрати з наявних реактивів сіль, яка гідролізує за схемою: Kt+ + An- + H2O KtOH + HAn

Впробірку налити 2 мл розчину солі CH3COONH4, або іншої солі цього типу. Занурити у розчин послідовно синій та червоний лакмусовий папір. Написати рівняння реакції гідролізу. Який можна зробити висновок?

г) Солі, утворені сильною основою та сильною кислотою

Втри окремі пробірки налити по 2 мл розчинів NaCl, K2SO4 та BaCl2. Розчини перевірити нейтральним лакмусом. Чи відбувається гідроліз та зміна кислотності розчину?

Дослід 2. Сумісний гідроліз двох солей

а) В дві пробірки внести по 1 мл розчину Al2(SO4)3. В одну пробірку додати такий же об’єм амоній сульфіду, в другу – розчин натрій карбонату. В обох випадках в осад випадає алюміній гідроксид. Які гази утворюються? Чому не утворюються алюміній сульфід і карбонат? Напишіть молекулярні та іонні рівняння реакцій.

б) Аналогічний дослід провести з розчином солі Cr2(SO4)3. Який осад і гази утворюються? Напишіть рівняння реакцій.

Дослід 3. Фактори, що впливають на ступінь гідролізу

а) Вплив температури на гідроліз солі

Налити в пробірку 1 мл дистильованої води, розчинити в ній декілька кристалів натрій ацетату і додати 1-2 краплі фенолфталеїну. Яку величину має рН розчину: менше чи більше 7? Нагріти пробірку. Як змінюється забарвлення індикатора? В якому напрямку зміщується рівновага гідролізу?

б) Вплив розведення та підкислення розчину на гідроліз солі, утвореної слабкою основою та сильною кислотою

В пробірку внести 2-3 краплі розчину солі Стибію (ІІІ) або Бісмуту (ІІІ) і поступово по краплях додати воду до утворення білого осаду оксостибій (ІІІ) хлориду SbOCl або оксобісмут (ІІІ) хлориду BiOCl. Ці осади утворюються за другим ступенем гідролізу з Sb(OH)2Cl або Bi(OН)2Cl шляхом відщеплення води. За допомогою індикатора визначити характер середовища розчину. Потім додати кілька крапель HCl до розчинення осаду. Знову додати води. Зробити висновки. Пояснити пригнічення гідролізу під впливом HCl, ґрунтуючись на принципі Ле Шательє.Написати молекулярні та іонні рівняння гідролізу.

Дослід 4. Розчинення цинку в продуктах гідролізу

43

В пробірку налити 1 мл розчину ZnCl2 і нагріти до кипіння. Внести до розчину гранулу цинку. Який газ утворюється? Написати рівняння реакції, враховуючи, що цинк розчиняється в хлоридній кислоті, яка утворилася під час гідролізу.

Тема 6 Окисно-відновні реакції

Теоретичні питання: Основні поняття окисно-відновних процесів: ступінь окиснення елементів у сполуках, окисник, відновник, процеси окиснення та відновлення. Найважливіші окисники та відновники. Зміна окисно-відновних властивостей елементів та їх сполук у періодах і групах періодичної системи Д.І. Менделєєва. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій за методом електронного балансу: метод електронних рівнянь і електронно-іонний метод (метод напівреакцій). Вплив температури, концентрації реагентів та їхньої природи, рН середовища та інших факторів на перебіг окисно-відновних процесів.

Окисно-відновні потенціали та визначення напрямку окисно-віднових реакцій. Еквіваленти та еквівалентні маси речовин у реакціях окиснення-відновлення.

Література: [1] с.129-140; [2] с.210-227.

Контрольні запитання

1.Які процеси називаються окисно-відновними? Який процес називається окисненням, а який – відновленням? Наведіть приклади.

2.Як класифікуються окисно-відновні реакції? Які з них називають реакціями диспропорціонування і оберненого диспропорціонування? Які окисно-відновні реакції відносять до внутрішньомолекулярних? Наведіть приклади.

3.Чому окиснення та відновлення – два взаємопов’язаних процеси, які не можуть існувати один без одного?

4.Що називається окисненою формою (ОФ) та відновленою формою (ВФ) речовини? Як відрізняються вони за значенням ступеня окиснення елемента? За рахунок яких процесів відбувається їх взаємне перетворення?

5.Що називається спряженими окисно-відновними парами та яка їх кількість повина брати участь в окисно-відновних реакціях?

6.В яких випадках речовини виявляють лише окисні або лише відновні властивості, а в яких - одночасно окисно-відновні властивості? Наведіть відповідні приклади.

7.Що називають окисно-відновними коефіцієнтами? Які існують методи для їх виявлення? Покажіть сутність методу електроних рівнянь і методу електронно-іоного балансу (метод напівреакцій) і поясніть, в яких випадках і чому один з них переважає інший.

8.Наведіть фактори, що впливають на перебіг окисно-відновних реакцій. На прикладах реакцій нітратної кислоти з металами і неметалами вкажіть вплив концентрації кислоти на окисно-відновний процес.

9.Як температура впливає на перебіг окисно-відновних реакцій? Наведіть

відповідні приклади.

10.На прикладі калій перманганату (КMnO4) поясніть вплив реакції середовища на окисно-відновні процеси. Якими кислотами можна користуватися для створення кислого середовища при проведені окисновідновних реакцій?

44

Лабораторна робота № 9 Окисно-відновні реакції

Мета роботи. Вивчення окисних та відновних властивостей окремих речовин, визначення напрямку окисно-відновних реакцій та факторів, які на нього впливають.

Матеріали та реактиви:

Прилади та посуд: штатив з пробірками; скляна паличка; пробіркотримач; газовий пальник; порцеляновий тигель.

Тверді речовини: залізні цвяхи; цинк (гранули); олово (гранули); (NH4)2Cr2O7; I2; Na2SO3; тліюча скалка.

Розчини: дистильована вода; H2SO4 (2н); NаOH (2н); сірководнева вода; CuSO4 (0,5н); KI (0,1н); хлорна вода; розчин крохмалю (5%); КІО3 (0,5н); К2Cr2O7 (0,5н); Na2SO3 або K2SO3 (0,5н); КNO2 або NaNO2 (0,5н); KMnO4 (0,5н); H2O2 (10%); (NH4)2Fe(SO4)2 ×6H2O або FeSO4 (0,5н); BaCl2 (0,5н).

Дослід 1. Прості речовини та елементарні іони в якості окисників і відновників

а) В пробірку з 5-6 краплями розчину купрум сульфату занурити залізний цвях. Через 2-3 хвилини відмітити зміну кольору поверхні металу. Користуючись рядом напруг, вказати, які метали можуть витискати мідь з розчинів солей Купруму. Зробити такі досліди з двома іншими металами, наприклад, з цинком та оловом. Написати рівняння реакцій. Який елементарний іон є окисником?

б) До 5-6 краплин розчину калій йодиду прилити такий же об’єм хлорної води. Чим пояснити зміну забарвлення розчину? Зробити якісну реакцію на йод з розчином крохмалю. Написати рівняння реакції.

Дослід 2. Складні речовини та іони в окисно-відновних реакціях

a) До 2-3 крапель розчину калій йодиду додати 2 мл розчину 2 н сульфатної кислоти та 2-3 краплі калій йодату. Спостерігати забарвлення розчину в жовтий колір внаслідок утворення вільного йоду. Довести утворення вільного йоду розчином крохмалю.

б) До 0,5 мл калій дихромату додати 1 мл 2 н розчину сульфатної кислоти та 0,5 мл розчину калій (натрій) сульфіту або нітриту. Як змінився колір розчину?

в) В пробірку внести 0,5 мл розчину K2Cr2O7, додати 3–4 краплі 2 н H2SO4 та декілька крапель сірководневої води до зміни жовто-гарячого забарвлення розчину в синьо-зелене. Спостерігати утворення вільної сірки.

г) До пробірки внести 4-5 крапель розчину KMnO4, 2-3 краплі H2SO4 і по краплях додати H2O2 до знебарвлення розчину. Спостерігати утворення газу.

д) До пробірки внести 5-6 крапель розчину KMnO4 та 3-4 краплі 2 н розчину H2SO4. По краплях додати розчин FeSO4 до переходу забарвлення розчину з фіолетового в жовте.

Для дослідів 2(а-д) написати рівняння реакцій електронно-іонним методом.

Дослід 3. Вплив рН середовища на окисно-відновний процес

45

а) В три пробірки внести 3-4 краплі розчину калій перманганату. В одну пробірку додати 2-3 краплі 2 н розчину сульфатної кислоти, в другу – стільки ж води, в третю – 2-3 краплі 2 н розчину лугу. В усі три пробірки внести 0,5 мл розчину натрій нітриту або сульфіту; перемішати розчин. Відзначити зміну забарвлення розчинів (в усіх трьох випадках). Написати електронно-іонні схеми процесів. Написати повні рівняння реакцій, враховуючи, що фіолетове забарвлення характерне для іону МnО4-, зелене – для МnО42-, безбарвний розчин свідчить про утворення Mn2+; осад бурого кольору свідчить про наявність манган (IV) оксиду MnO2.

б) Вплив рН середовища на зміщення рівноваги в окисно-відновних реакціях

Помістити у пробірку маленький кристалик йоду і 8-10 крапель 2 н розчину лугу. Перемішати вміст пробірки до повного розчинення йоду. До утвореного безбарвного розчину долити 0,5 мл 2 н розчину сульфатної кислоти до появи бурого забарвлення розчину. Користуючись розчином крохмалю, довести, що буре забарвлення зумовлене зворотним процесом – утворенням вільного йоду. Написати рівняння реакції.

Дослід 4. Реакції диспропорціонування

В суху пробірку внести декілька кристалів натрій сульфіту. Нагріти впродовж 5-6 хвилин. Охолодити пробірку, додати 2-3 мл дистильованої води. Перемішати скляною паличкою до розчинення солей. Довести, що при розкладанні натрій сульфіту утворюється натрій сульфід і натрій сульфат. Для цього розчин розділити на дві пробірки, в одну пробірку додати 2-3 краплі купрум (ІІ) сульфату, в другу – 2-3 краплі барій хлориду. Відзначити забарвлення утворених осадів. Написати рівняння реакцій.

Дослід 5. Внутрішньомолекулярні реакції окиснення-відновлення

Розкладання амоній дихромату («вулканчик»)

В порцеляновий тигель внести невелику кількість кристалічного амоній дихромату (NH4)2Cr2O7 і запалити сіль. Через декілька секунд спостерігати розкладання солі. Написати рівняння реакції, враховуючи, що утворюється хром (ІІІ) оксид, вільний азот і водяна пара. Вказати окисник і відновник. Написати рівняння реакції.

Тема 7 Основи електрохімії, електроліз, корозія

Теоретичні питання: Поняття про електродні потенціали металів. Стандартний водневий електрод. Стандартні електродні потенціали. Електрохімічний ряд напруг металів. Рівняння Нернста. Первинні та вторинні хімічні джерела електричної енергії (гальванічні елементи, акумулятори, паливні елементи).

Електроліз як окисно-відновний процес. Електроліз розплавів та розчинів електролітів. Катодне відновлення та анодне окиснення. Закони Фарадея. Послідовність розряду іонів на електродах. Електроліз з нерозчинними та розчинними анодами.

46

Корозія металів. Основні види корозії. Хімічна та електрохімічна корозія. Фактори, які впливають на швидкість корозії. Методи захисту металів від корозії.

Література: [1] с.356-372; [2] с.228-250.

Контрольні питання

1.Які джерела струму називаються хімічними? Що являє собою гальванічний елемент Даніеля-Якобі?

2.Що таке акумулятори і в чому полягає різниця в роботі гальванічного елемента і акумулятора?

3.Що таке електродний потенціал, стандартний електродний потенціал

металу (Е0меn+/ме0), як він визначається?

4.Що таке електроди порівняння? Яке їх призначення? Як побудовано водневий електрод, та як він працює?

5.Від яких факторів залежить величина електродного потеціалу металу і яким рівнянням можна описати цю залежність?

6.Який принцип покладений в створення електрохімічного ряду напруг металів? Чому стандартний електродний потенціал є мірою електрохімічної активності металу? Чому цей ряд дає змогу оцінити ЕРС гальванічних елементів, складених з будь-яких пар металів?

7.Як визначається ЕРС (∆Е) - електрорушійна сила гальванічного елемента? Який гальванічний елемент називається концентраційним?

8.Яким співвідношенням пов’язані величина ЕРС та зміна енергії Гіббса для хімічного процесу, що лежить в основі роботи гальванічного елемента?

9.Як називають процес, при якому електрична енергія перетворюється в хімічну? В яких пристроях це здійснюється?

10.Чим зумовлюється напрямок руху іонів електроліту в процесі електролізу? Які електроди називаються катодом і анодом? Яку роль відіграє зовнішнє джерело струму?

11.Які електрохімічні процеси протікають при електролізі розплавів електролітів?

12.Чим відрізняється електроліз водних розчинів електролітів від електролізу розплавів? Які іони і молекули, що знаходяться у водних розчинах солей, можуть відновлюватись на катоді і окислюватись на аноді?

13.За рахунок чого при електролізі виникає внутрішня ЕРС (або ЕРС поляризації)? Як вона направлена по відношенню до зовнішнього струму? За яких умов електроліз можливий?

14.Що таке напруга розкладання (ЕР)? що називають перенапругою розкладання і від чого вона залежить?

15.Сформулюйте закони Фарадея та наведіть їх математичні вирази. Що називається електрохімічним еквівалентом?

16.Чи завжди маса виділеної на електроді речовини відповідає кількості пройденого через електроліт струму? Що називають виходом за струмом

(ВС)?

47

17.Який процес називається корозією? Які є типи корозії і до яких з них відноситься газова корозія?

18.Який процес називається деполяризацією катода і коли він відбувається? 19.Які метали є анодами і катодами у сплавах при електрохімічній корозії? 20.Як відбуваються корозійні процеси на поверхні залізного виробу при

руйнуванні захисного покриття з цинку та олова? Які покриття називаються анодними, а які – катодними?

21.Назвіть способи захисту металів від корозії.

22.Поясніть суть протекторного захисту металу. Що таке катодний захист? Які речовини називають інгібіторами корозії?

48

Лабораторна робота № 10

Загальні властивості металів

Мета роботи. Ознайомлення з хімічними властивостями металів, а також експериментальне порівняння активності різних металів.

Матеріали та реактиви:

Прилади та посуд: штатив з пробірками; скляна паличка; пробіркотримач; газовий пальник; хімічна склянка на 200 мл; кристалізатор; наждачний папір.

Тверді речовини: алюміній, цинк (гранули та пластини); мідь (пластини); магній (стрічки); натрій; залізо (цвяхи); сталеві пластини; олово (гранули); свинець (гранули).

Індикатори: фенолфталеїн.

Розчини: дистильована вода; H2SO4 (2н та конц.); HCl (2н); NаOH або КОН (15-20%); HNO3 (конц. та 1:10); СН3СООН (15-20% та конц.); Pb(CH3COO)2 (0,5н); ZnSO4 (0,5н); CuSO4 (0,5н); Fe2(SO4)3 (0,5н); SnCl2 (0,5н); Pb(NO3)2 (0,5н).

Дослід 1. Взаємодія металів з кислотами

а) В три пробірки налити по 2 мл розведеної хлоридної кислоти і внести по гранулі кожного з металів: алюмінію, цинку і міді. Що відбувається за кімнатної температури і при нагріванні? Аналогічний дослід провести з розведеною сульфатною кислотою. Написати рівняння реакцій.

б) В окремих пробірках дослідити дію на цинк і мідь концентрованої сульфатної кислоти. Які речовини утворюються в кожному випадку?

в) В три пробірки налити по 1 мл концентрованої нітратної кислоти, додати до кожної з них гранули алюмінію, цинку та міді. Який метал стає пасивним? Написати рівняння реакцій.

г) Дослідити дію розведеної нітратної кислоти HNO3 (1:10) на магній та цинк. Врахувати, що в розчині утворюється іон амонію. Написати рівняння реакцій.

Досліди 1( а, б, в, г) виконувати у витяжній шафі!

Дослід 2. Взаємодія металів з лугами

В дві пробірки налити 15-20 %-ний розчин NaOH або KOH. В першу додати гранулу цинку, в другу – гранулу алюмінію. Обережно нагріти. Спостерігати утворення газу. Написати рівняння реакцій. Чому відбуваються ці реакції? Дослід виконувати у витяжній шафі.

Дослід 3. Витіснення цинком свинцю з солей Плюмбуму

В пробірку налити 10 мл розчину Pb(CH3COO)2 і додати 3 краплі концентрованої CH3COOН. В розчин занурити тоненьку пластину цинку. Спостерігати витіснення свинцю цинком: через деякий час на поверхні цинку утворюються кристали свинцю. Написати рівняння реакції.

Дослід 4. Взаємодія лужних металів з водою (демонструє лаборант)

Крихту натрію обережно вийняти з гасу і перенести до кристалізатора з водою. Спостерігати дослід. До утвореного розчину додати 1 краплю фенолфталеїну. Яке середовище розчину? Написати рівняння реакції.

49

Дослід 5. Визначення активності металів

Встановити відносну активність деяких металів: Zn, Cu, Fe, Sn, Pb. Для цього необхідно взяти пробірки і в кожну з них внести по 1 мл розчину солі одного з металів. В усі розчини, за винятком солі Феруму, занурити по залізному цвяху. В яких розчинах цвях вкрився шаром іншого металу? Провести аналогічні досліди з пластинами або гранулами інших металів, наприклад, з цинком та з оловом. Спостерігати, в яких пробірках відбувається витиснення металу з розчину його солі. Пояснити відмінності в поведінці металів у досліді, спираючись на значення електродних потенціалів металів. Написати рівняння реакцій.

Дослід 6. Пасивація заліза

Зачистити наждачним папером дві сталеві пластини. Одну пластину пасивувати, зануривши її в пробірку з концентрованою HNO3. Записати свої спостереження. Після пасивації пластину промити і занурити в пробірку з розведеним розчином H2SO4. Відмітити процес повільного утворення водню.

Для порівняння внести в розчин розведеної H2SO4 необроблену пластину. На якому зразку швидше утворюється водень?

Лабораторна робота 11

Електрохімічні властивості розчинів

Мета роботи. Ознайомлення з роботою гальванічних елементів. Вивчення процесів електролізу розчинів солей, корозії металів, а також методів захисту металів від корозійного руйнування.

Матеріали та реактиви:

Прилади та посуд: деталі для гальванічного елемента: хімічні склянки на 50 мл, підставка для приладу, електролітний ключ (U-подібна скляна трубка, заповнена насиченим розчином КCl в суміші з агар-агаром), гальванометр; деталі для електролізеру: U-подібна скляна трубка, графітові електроди, джерело струму на 10-20 В (або акумулятор), реостат на 10-20 Ом, амперметр. Г- подібна скляна трубка, промивалка.

Тверді речовини: цинкова, мідні, хромова пластини; оцинковане та луджене залізо (пластини).

Індикатори: розчини лакмусу або метилоранжу, фенолфталеїну.

Розчини: дистильована вода; H2SO4 (2н та 0,01н); HCl (1:1); HNO3 (10%); CuSO4 (1М); ZnSO4 (1М); CuCl2 (5%); Na2SO4 (0,5M); KI (0,5M); K3[Fe(CN)6] (0,5н), йодкрохмальний розчин; розчин крохмалю (5%).

Дослід 1. Гальванічний елемент ДаніеляЯкобі

В одну склянку налити до половини її об’єму 1 М розчин цинк сульфату, а в другу – 1 М розчин купрум сульфату. В першу склянку опустити цинкову пластину, до якої прикріплено дріт, у другу

– аналогічний цинковому мідний електрод. Дроти від металевих пластинок приєднати до гальванометра. Розчини солей у склянках з’єднати електролітним