- •Раздел 1: неорганическая химия
- •Закон эквивалентов. Эквивалент. Молярная масса эквивалента вещества. Эквивалентный объем.
- •Закон эквивалентов Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ, прямо пропорциональны их молярным массам эквивалентов (объемам эквивалентов):
- •Лабораторная работа №1 Определение молярной массы эквивалента металла методом вытеснения водорода
- •Запись данных опыта и расчеты:
- •Скорость химических реакций. Химическое равновесие.
- •Лабораторная работа № 2. Скорость химических реакций. Химическое равновесие.
- •Опыт 2. Смещение химического равновесия обратимых реакций
- •Электролитическая диссоциация
- •Лабораторная работа № 3 Электролитическая диссоциация.
- •Произведение растворимости
- •Лабораторная работа № 4 Произведение растворимости
- •Гидролиз солей
- •Лабораторная работа № 5 Гидролиз солей
- •Водородный показатель. Буферные растворы.
- •Решение. Находим концентрацию ионов водорода в растворе
- •Лабораторная работа № 6 Водородный показатель. Буферные растворы. Опыт 1. Приближенное определение рН в водных растворах при помощи индикатора.
- •Опыт 2. Определение водородного показателя (рН) в водном растворе соли с помощью универсального индикатора.
- •Окислительно-восстановительные реакции.
- •Соответственно для процесса восстановления
- •По таблице / Лурье ю.Ю. Справочник по аналитической химии. М.:Химия,1978.-447с./ находим значения стандартных (нормальных) электродных потенциалов электрохимических систем, участвующих в реакции:
- •Лабораторная работа № 7 Окислительно-восстановительные реакции
- •Электролиз
- •Комплексные соединения
- •Лабораторная работа №9 Комплексные соединения.
- •Способы выражения состава растворов
- •Лабораторная работа № 10 Приготовление раствора с заданной массовой долей вещества (в %).
- •Лабораторная работа № 11 Свойства азота
- •Лабораторная работа №12 Свойства серы.
- •Лабораторная работа №13 Свойства фосфора. Опыт 1. Ортофосфаты некоторых металлов.
- •Лабораторная работа №14 Свойства галогенов Опыт 1. Окислительные свойства галогенов и их сравнительная активность
- •Методы комплексообразования
- •Комплексонометрическое титрование
- •Лабораторная работа №15 Определение суммарной жесткости водопроводной воды
- •Жесткость воды и методы её устранения.
- •Рекомендуемая литература
По таблице / Лурье ю.Ю. Справочник по аналитической химии. М.:Химия,1978.-447с./ находим значения стандартных (нормальных) электродных потенциалов электрохимических систем, участвующих в реакции:
2Вr− −2ē →Br2, E01 = −1,065В;
PbO2 + 4H+ +2ē → Pb2+ + 2H2O, Е02 = 1,449В.
ЭДС = Е0ок – Е0восст = 1,449 – (−1,065) = 2,514В.
Окислителем всегда служит система с более высоким значением электродного потенциала. Поскольку здесь Е02 значительно больше, чем Е01, то практически при любых концентрациях взаимодействующих веществ бромид ион будет служить восстановителем, а оксид свинца (IV) - окислителем. Реакция будет протекать слева направо, т.к. ЭДС реакции больше нуля.
Лабораторная работа № 7 Окислительно-восстановительные реакции
Опыт 1. Влияние среды на характер восстановления перманганата калия.
Выполнение работы. В три пробирки внести по 4 капли раствора перманганата калия (KMnO4). В 1-ю пробирку добавить 2 капли 2 н раствора серной кислоты (H2SO4), во 2-ю пробирку – 2 капли дистиллированной воды, в 3-ю 2 капли 2 н раствора щелочи (NaOH). В каждую пробирку внести на кончике микрошпателя несколько кристалликов сульфита натрия (Na2SO3) и тщательно перемешать растворы до полного растворения соли. Отметить изменение окраски растворов во всех пробирках. В пробирках протекают следующие реакции:
1. KMnO4 + Na2SO3+H2SO4 → MnSO4+ Na2SO4+ K2SO4+H2O;
2. KMnO4 + Na2SO3+ H2O →MnO2 + Na2SO4 +KOH;
3. KMnO4 + Na2SO3 +NaOH → K2MnO4 + Na2MnO4 + Na2SO4+H2O.
Запись данных опыта. Написать уравнения реакций восстановления перманганата калия сульфитом натрия в кислой, нейтральной и щелочной средах. Коэффициенты подобрать методом электронно-ионного баланса. При этом учесть, что соединения марганца в различных степенях его окисления имеют характерные окраски: Mn2+- слабо-розовую окраску, а при малой концентрации практически бесцветен, MnO2 (диоксид марганца) и гидроксид марганца являются трудно растворимыми веществами бурого цвета, MnO42−(манганат-ион) – зеленую окраску.
До какой степени окисления восстанавливается перманганат калия в растворах, имеющих рН< 7, рН = 7, рН >7? Вычислите молярную массу эквивалента KMnO4 в каждом из этих случаев, зная, что МЭ = M (KMnO4) / nē (число электронов принятых 1 моль окислителя).
Опыт 2. Окислительные и восстановительные свойства атомов р-элементов в промежуточных степенях окисления.
а) Соединения серы (+IV)в окислительно-восстановительных реакциях.
Выполнение работы. В 1-ю пробирку с раствором дихромата калия (K2Cr2O7), во 2-ю с раствором сульфида натрия (Na2S) внести по 1 капле 2 н раствора серной кислоты и на кончике шпателя несколько кристалликов сульфита натрия (Na2SO3). Как изменилась окраска раствора в 1-й пробирке? Почему помутнел раствор во 2-й пробирке? Окислителем или восстановителем может являться в химических реакциях K2Cr2O7? Na2S? Окислительные или восстановительные свойства проявляет Na2SO3?
Написать уравнения проведенных реакций. Коэффициенты подобрать методом полуреакций.
Опыт 3. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции.
а ) Разложение дихромата аммония.
Выполнение работы. В фарфоровую чашку поместить горкой несколько микрошпателей кристаллического дихромата аммония ((NH4)2Cr2O7). В вершину горки вставить кусочек ленты магния и зажечь её. Через несколько секунд наблюдать бурное разложение соли: (NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + 4H2O.
Зеленые окатыши представляют собой Cr2O3 - оксид хрома (III). Атомы, какого элемента являлись окислителями? Восстановителями? Как изменилась степень их окисления?
Опыт 4. Окислительные и восстановительные свойства соединений олова (II) Выполнение работы. Внести в пробирку 3 капли раствора (FeCl3) хлорида железа (III) и 3 капли раствора (K3[Fe(CN)6]) гексацианоферрата (III) калия. Отметить окраску раствора и добавлять к нему по капелям раствор (SnCl2) хлорида олова (II) до образования осадка. Окрашивание раствора в интенсивно синий цвет обусловлено появлением ионов Fe2+, образующих с K3[Fe(CN)6] синий осадок. Хлорид олова (II) при этом переходит в хлорид олова (IV).
FeCl3 + SnCl2 → FeCl2 + SnCl4 (уравняйте методом электронного баланса);
3FeCl2 + 2K3[Fe(CN)6 ] → Fe3[Fe(CN)6]2 + 6KCl.
Окислителем или восстановителем является ион Sn2+ в этой реакции?
В другую пробирку внести кусочек цинка и 5 капель раствора хлорида олова (II), наблюдать на поверхности цинка образование блестящих кристалликов олова. Написать уравнение реакции взаимодействия хлорида олова (II) с цинком, коэффициенты подобрать методом электронного баланса. Окислителем или восстановителем является ион Sn2+ в этой реакции?