Неорг химия

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

СЕВЕРО-ЗАПАДНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ЗАОЧНЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра химии

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ

ХИМИЯ

УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙКОМПЛЕКС

ИНФОРМАЦИОННЫЕРЕСУРСЫДИСЦИПЛИНЫ

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ

МАШИНОСТРОИТЕЛЬНО-ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ

Специальность 150104.65 – литейное производство черных и цветных металлов

Санкт-Петеpбург Издательство СЗТУ

2007

Утверждено редакционно-издательским советом университета

УДК 54(07)

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ: учебно-методический комплекс: (информационные ресурсы дисциплины: методические указания к выполнению лабораторных работ) / сост. Н.А. Ошуева, И.А. Пресс, М.Н. Рябова. – СПб.: Изд-во СЗТУ, 2007. – 176 с.

Методические указания к выполнению лабораторных работ соответствуют требованиям государственных образовательных стандартов высшего профессионального образования.

Издание содержит описания методик выполнения лабораторных опытов. Кратко рассмотрены теоретические положения тем. Приведены примеры и решения типичных задач и образцы тестов, необходимые для самостоятельной подготовки студентов к сдаче коллоквиумов по темам лабораторных работ.

Рассмотрено на заседании кафедры химии 25 мая 2006 г., одобрено методической комиссией факультета технологии веществ и материалов 31 мая 2006 г.

Рецензенты: кафедра химии СЗТУ (зав. кафедрой Г.С. Зенин, д-р. техн. наук, проф.); М.Ю. Скрипкин, канд. хим. наук, доц. кафедры неорганической химии СПбГУ.

Составители: Н. А. Ошуева, канд. хим. наук, доц.; И.А. Пресс, канд. хим. наук, проф.; М. Н. Рябова, ст. преп.

© Северо-Западный государственный заочный технический университет, 2007

2

О Б Щ И Е У К А З А Н И Я

Лабораторный практикум является одним из этапов изучения учебной дисциплины «Неорганическая химия».

Лабораторный практикум для студентов включает лабораторные работы по следующим темам учебной программы: I семестр – «Химическая кинетика и равновесие», «Электролитическая диссоциация. Растворы электролитов. рН-метрия», «Произведение растворимости. Гидролиз солей», «Качественный анализ катионов»; II семестр – «Окислительно-восстановительные реакции», «Основы электрохимии», «Химические свойства элементов».

Подготовка к каждой лабораторной работе подразумевает изучение теоретического материала по соответствующей теме. Перед выполнением лабораторной работы проводится тестовый контроль знаний. Результаты тестового контроля по каждой теме фиксируются в лабораторной тетради и подписываются преподавателем. Только положительный результат тестирования дает возможность приступить к выполнению экспериментальной части работы.

Основные теоретические положения по каждой теме, вопросы для подготовки к работе, а также примеры и решения типичных тестовых заданий1 приведены в настоящем издании.

Перед выполнением экспериментальной части работы следует прежде всего изучить содержание "Инструкции по технике безопасности и правилам поведения студентов в лаборатории химии" и взять на себя обязательства ей неукоснительно следовать, о чем делается соответствующая запись в «Журнале учета прохождения студентами инструктажа по технике безопасности».

Задания на лабораторную работу (как правило, индивидуальные) выдаются преподавателем, проводящим занятия. Прежде чем выполнять опыт, необходимо внимательно прочитать его описание в «Методических указаниях», а в случае необходимости обратиться за разъяснениями или уточнениями к преподавателю или дежурному лаборанту.

После выполнения экспериментов необходимо оформить отчет. В конце занятия преподаватель проверяет отчет и подписывает его.

1 Правильные ответы на тестовые задания см. на стр.163 – 164.

3

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

Основной:

1.Сувоpов, А. В. Никольский А. Б. Общая химия/ А. В. Сувоpов, А. Б. Никольский. – СПб.: ХИМИЗДАТ, 2000.

2.Коровин, Н. В. Общая химия/Н. В. Коровин. – М.: Высш. школа, 2002.

3.Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия/Н.С. Ахметов. – М.: Высш. школа, 2002.

Дополнительный:

4.Степин, Б. Д. Неорганическая химия/Б. Д. Степин, А. А. Цветков. – М.: Высш. школа, 1994.

5.Коттон, Ф. Основы неорганической химии/ Ф. Коттон, Дж. Уилкин-

сон. – М.: Мир, 1979.

6.Некрасов, Б. В. Основы общей химии. Т. 1, 2/Б. В. Некрасов. – М.:

Химия, 1973.

7.Карапетьянц, М. Х. Общая и неорганическая химия/ М.Х. Карапетьянц, С. И. Дракин. – М.: Химия, 1981.

8.Глинка, H. Л. Общая химия/H.Л. Глинка. – Л.: Химия, 1988. – 704 с.

9.Глинка H. Л. Задачи и упражнения по общей химии/H.Л. Глинка. – Л.:

Химия, 1985.

10.Пресс, И.А. Основы общей химии/И.А. Пресс. – СПб.: ХИМИЗДАТ, 2006. – 352 с.

11.Сраго, И.А. Окислительно-восстановительные реакции: Текст лекций/И.А. Сраго. – СПб.: Изд-во СЗТУ, 2005

12.Сраго, И.А. Основы электрохимии: учеб. пособие/И.А. Сраго, Г.С. Зенин. – СПб.: Изд-во СЗТУ, 2005. – 45 с.

13.Киселева, В.М. Химия металлов: Текст лекций/В.М. Киселева, И.В. Гаврилова. – Л.: СЗПИ, 1991

14.Ошуева, Н.А. Химия неметаллов: Текст лекций/Н.А. Ошуева. – СПб.:

СЗПИ, 2000.- 48 с.

15.Островидов, Е.А. Химические источники электрической энергии: учеб. пособие/Е.А. Островидов, Н.Ф. Волынец. – СПб.: СЗПИ, 2000. – 24 с.

16.Кожевников, А. В. Водоподготовка. Теоретические основы типовых

процессов: учеб. пособие/А. В. Кожевников. – Л.: СЗПИ, 1986

4

I СЕМЕСТР

РАБОТА 1. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ

1. ЦЕЛЬ РАБОТЫ

Ознакомление с кинетическими закономерностями протекания химических реакций и с особенностями обратимых химических взаимодействий; экспериментальное изучение влияния различных факторов на скорость реакции и направление смещения химического равновесия.

2.ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К РАБОТЕ

1.Что такое скорость химической реакции?

2.От каких основных факторов зависит величина скорости реакции?

3.Как зависит скорость реакции от температуры?

4.Что такое кинетическое уравнение?

5.Как экспериментально определить порядок реакции по данному реаген-

ту?

6.Что понимается под обратимостью химических реакций?

7.В чем заключается динамический характер химического равновесия?

8.Как составить выражение для константы химического равновесия?

9.Как можно прогнозировать направление смещения химического равновесия при изменении условий проведения реакции (температуры, давления, концентраций веществ)?

5

3. ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ

Скорость химической реакции

Химические взаимодействия осуществляются как в определенной области пространства, так и в определенном временном интервале. Это позволяет характеризовать химический процесс величиной скорости. Диапазон скоростей химических реакций широк: реакция может завершиться за доли секунды (взрыв), продолжаться в течение нескольких лет или даже нескольких геологических периодов. К числу медленно протекающих процессов можно отнести, например, коррозию металлов, фотосинтез. Для завершения реакции ферментации виноградного сока, в результате которого образуется вино, требуется несколько месяцев.

По характеру протекания химические реакции делят на гомогенные и гетерогенные. Гомогенные процессы происходят в однофазной, однородной (гомогенной) среде. Для таких процессов характерным является протекание химического взаимодействия равномерно по всему объему реакционной системы. Примерами могут служить газовые реакции или реакции в растворах. Гетерогенные химические реакции происходят в многофазной, неоднородной (гетерогенной) среде. В этом случае химический процесс происходит на поверхности раздела фаз. Например опустив цинковую пластинку в раствор кислоты, можно наблюдать выделение газообразных продуктов исключительно на поверхности металлической пластинки.

В ходе химической реакции концентрации веществ непрерывно изменяются: исходные вещества расходуются – их концентрации понижаются, продукты реакции накапливаются – их концентрации растут. Химическую реакцию принято отображать химическим уравнением, в левой части которого (слева от знака равенства) представляют формулы исходных веществ (реагентов), а в правой части (справа от знака равенства) – формулы конечных веществ (продуктов взаимодействия).

6

a A + b B = c C + d D

реагенты продукты реакции

Среднюю скорость гомогенной реакции можно оценить изменением концентраций веществ ( C) в единицу времени (τ). Поскольку величина скорости может быть только положительной, используется модуль соответствующего отношения):

v = ΔτC .

Истинная, или мгновенная, скорость гомогенной реакции (скорость в данный момент времени) выражается пределом, к которому стремится отноше-

C

ние Δτ при Δτ → 0, т.е. первой производной концентрации по времени:

v = ddtC .

Для экспериментального определения величины скорости химической реакции необходимо следить за концентрацией исходных веществ и продуктов реакции через определенные промежутки времени. Если одним из продуктов реакции является газ, наблюдение за изменением его объема позволяет оценить

искорость реакции.

Впервом приближении скорость реакции можно оценить по величине

v = 1τ , где τ – интервал времени, проходящий от момента введения исходных

веществ в реакцию до момента обнаружения каких-либо видимых изменений в системе (изменение цвета, прозрачности, образования осадка и т. п.). Такая временная характеристика скорости реакции наиболее проста в экспериментальном отношении и может быть использована (как относительная величина) для сравнения скоростей химических реакций, проводимых при разных условиях. Это позволяет изучать зависимость скорости реакции от различных факторов.

7

Действительно, одна и та же реакция может характеризоваться разными значениями скоростей при разных условиях ее проведения. Так, нагревание повышает скорость любой реакции, охлаждение замедляет химические процессы (именно это обстоятельство мы используем при хранении продуктов питания в холодильнике). Концентрированная кислота, как правило, энергичнее растворяет металл, чем разбавленная. Попытка поджечь кусочек сахара закончится неудачно, однако, если предварительно посыпать этот кусочек пеплом сигареты, он ярко вспыхивает и быстро сгорает. Обычное железо окисляется кислородом воздуха очень медленно, тогда как мелкодисперсный железный порошок (так называемое пирофорное железо) на воздухе самовозгорается; смесь паров бензина и воздуха взрывается, а жидкий бензин горит достаточно спокойно.

Можно обобщить многочисленные наблюдения подобного рода и сформулировать основные факторы, от которых зависит величина скорости химических реакций:

–природа реагирующих веществ,

–температура,

–концентрации реагирующих веществ,

–катализаторы,

–площадь поверхности (для реакций с участием твердых веществ).

Входе лабораторной работы Вам предстоит изучить зависимость скорости реакции от двух из них – температуры и концентрации реагирующих веществ.

Температурный фактор широко используется на практике для ускорения или замедления химических взаимодействий. Скорость большинства химических реакций резко возрастает с увеличением температуры. Приблизительно увеличение скорости при нагревании можно оценить с помощью правила ВантГоффа: при повышении температуры на каждые 10 … 50 ºС скорость реакции увеличивается примерно в 2 – 4 раза. Формула Вант-Гоффа позволяет рассчитать, во сколько раз возрастает скорость реакции при заданном увеличении температуры:

8

где vt2 – скорость реакции при температуре t2, vt1 – скорость реакции при температуре t1,

γ – температурный коэффициент реакции.

Пример 1. Восколько разувеличится скоростьнекоторойреакции, температурный коэффициенткоторойравен3, приповышениитемпературыот20 до60 оС?

Пример 2. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при понижении температуры с 70 до 200 С ее скорость уменьшилась в 32 раза?

γ = 2.

9

Пример 3. На сколько градусов повысили температуру, если скорость реакции, для которой γ = 5, увеличилась в 125 раз?

t2 – t1 = 300 C.

Зависимость скорости реакции a A + b B = c C + d D от текущих концентраций реагирующих веществ выражается кинетическим уравнением

v = kCAm CBn ,

где CA, CB – текущие концентрации веществ A и B соответственно,

k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции;

m – частный порядок реакции по реагенту A, n – частный порядок реакции по реагенту B.

Сумма частных порядков (m + n) называется общим порядком реакции. Следует иметь в виду, что в кинетическое уравнение гетерогенной реак-

ции записывают только концентрации газообразных веществ (для систем «газжидкость» или «газ – твердая фаза») и растворенных веществ (для систем «раствор – твердая фаза»).

Частный порядок реакции по данному реагенту указывает на характер зависимости скорости реакции от концентрации этого реагента. Порядок реакции является постоянной величиной, которая может принимать не только целочисленные, но и дробные значения. Порядок реакции существенно зависит от механизма процесса и чаще всего не совпадает с соответствующими стехиометрическими коэффициентами.

10