- •Министерство образования и науки рф Иркутский государственный технический университет химия
- •Иркутск 2005
- •Оглавление
- •Лабораторная работа 1 основные классы неорганических соединений
- •Выполнение работы
- •Опыт 3. Взаимодействие амфотерных оксидов с кислотами и щелочами
- •Опыт 4. Получение и свойства оснований
- •Опыт 5. Получение основных солей
- •Лабораторная работа 2 определение молярной массы эквивалентов цинка
- •Выполнение работы
- •Данные опыта и результаты расчетов
- •Вычисления
- •Давление насыщенного водяного пара при различных температурах
- •Лабораторная работа 3 определение теплоты реакции нейтрализации
- •Выполнение работы
- •Вычисления
- •Лабораторная работа 4 скорость химической реакции
- •Выполнение работы
- •Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
- •Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
- •Лабораторная работа 5 химическое равновесие и его смещение
- •Выполнение работы
- •Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ
- •На химическое равновесие
- •Для опыта удобно воспользоваться реакцией
- •Опыт 2. Влияние температуры на химическое равновесие
- •Лабораторная работа 6 реакции в растворах электролитов
- •Выполнение работы Опыт 1. Сравнение химической активности кислот
- •Лабораторная работа 7 гидролиз солей
- •Выполнение работы Опыт 1. Реакция среды в растворах различных солей
- •Опыт 2. Смещение равновесия гидролиза при разбавлении раствора
- •Опыт 3. Смещение равновесия гидролиза при изменении температуры
- •Опыт 4. Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом
- •Лабораторная работа 8 окислительно-восстановительные реакции
- •П роцесс окисления
- •Выполнение работы
- •Опыт 1. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции
- •Опыт 2. Окислительно-восстановительная двойственность нитрита калия
- •Опыт 3. Реакция диспропорционирования
- •Опыт 4. Внутримолекулярная реакция
- •Лабораторная работа 9 химические свойства металлов
- •Выполнение работы Опыт 1. Взаимодействие металлов с водой
- •Опыт 2. Действие разбавленной и концентрированной серной кислоты на металлы
- •Опыт 3. Действие разбавленной и концентрированной азотной кислоты на металлы
- •Опыт 4. Действие щелочи на металлы
- •Лабораторная работа 10 электролиз
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 11
- •Выполнение работы Опыт 1. Влияние образования гальванической пары на процесс растворения металла в кислоте
- •Опыт 2. Роль защитной пленки в ослаблении коррозии
- •Опыт 3. Защитные свойства металлических покрытий
- •Список литературы
Опыт 2. Влияние температуры на химическое равновесие
Прибор, состоящий из двух шаров, заполнен смесью оксида азота (IV) и его димером.
Чистый оксид азота (IV) существует при температуре выше 140°С. Ниже этой температуры NO2 частично полимеризуется по уравнению:
2NO2 ↔ N2O4 ; ΔH0 = -23 кДж
NO2 - газ бурого цвета, N2O4 - бесцветен. Изменение температуры позволяет судить о смещении равновесия в системе по изменению интенсивности окраски газов.
Один шар прибора опустите в стакан с холодной, а второй - в стакан с горячей водой. Наблюдайте изменение интенсивности окраски газов в шарах. В каком направлении происходит смещение равновесия в данной реакции при нагревании и охлаждении?
Объясните происходящие в приборе изменения исходя из принципа
Ле Шателье. Сделайте вывод о влиянии температуры на химическое равновесие.
Лабораторная работа 6 реакции в растворах электролитов
Вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Распад молекул вещества на ионы называется электролитической диссоциацией. К электролитам относятся кислоты, основания, соли.
Кислоты - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода: HCN ↔ H+ + CN-
Основания - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов: NH4OH ↔ NH4+ + OH-
Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты и как основания, например:
2H+ + BeO22- ↔ Be(OH)2 ↔ Be2+ + 2OH-
Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся Al(OH)3, Ga(OH)3, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 и многие другие.
Соли – электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов:
BaCl2 = Ba2+ + 2Cl-
NaHCO3 = Na+ + HCO3-
CuOHCl = CuOH+ + Cl-
Все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты полностью диссоциируют на ионы. Сильными электролитами являются почти все соли, основания щелочных и щелочноземельных металлов, кислоты, например H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4.
Слабые электролиты в растворах диссоциируют лишь частично. К слабым электролитам относятся большинство органических кислот, например уксусная кислота CH3COOH. Из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат H2O, HCN, H2SiO3, HNO2, NH4OH.
Реакции в растворах электролитов протекают между ионами и идут практически необратимо, если в результате реакции образуются осадки, газы, слабые электролиты. Обычно такие реакции изображаются при помощи ионных уравнений. В ионных уравнениях осадки, газы, слабые электролиты пишутся в виде молекул. Хорошо растворимые сильные электролиты пишутся в виде ионов.
Рассмотрим типичные варианты реакций в растворах электролитов.
1. AgNO3 + KCl = AgCl↓ + KNO3 - молекулярное уравнение
осадок
Ag+ + NO3- + K+ + Cl- = AgCl↓ + K+ + NO3- - полное ионное уравнение
Ag+ + Cl- = AgCl↓ - сокращенное ионное уравнение
Сокращенное ионное уравнение выражает сущность протекающей реакции.
2. 2HCl + Na2S = H2S↑ + 2NaCl
газ
2H+ + 2Cl- + 2Na+ + S2- = H2S↑ + 2Na+ +2Cl-
2H+ + S2- = H2S
3. 2KCN + H2SO4 = 2HCN + K2SO4
слабый электролит
2K+ + 2CN- + 2H+ + SO42- = 2HCN + 2K+ + SO42-
H+ + CN- = HCN
Нередко встречаются процессы, в уравнениях которых с одной стороны равенства имеется малорастворимое соединение, а с другой - слабый электролит. Так, равновесие в системе:
Mg(OH)2↓ + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2↓ + 2H+ + 2Cl- = Mg2+ + 2Cl- + 2H2O
Mg(OH)2↓ + 2H+ = Mg2+ + 2H2O
смещено вправо, поскольку ионы OH- связываются в малодиссоциированные молекулы воды полнее, чем в гидроксиде магния.