методичка для лабор химия. Методические указания к лабораторным работам для студентов i курса

• Название: Методические указания к лабораторным работам для студентов i курса
• Дата: 10.10.2022
• Размер: 0.78 Mb.
• Имя файла: методичка для лабор химия.doc
• Тип: Методические указания; #725999
• страница: 9 из 10

16 КОЛЛОИДНЫЕ РАСТВОРЫ
Лабораторная работа № 13
16.1 Цель лабораторной работы

Ознакомление с метолами получения коллоидных растворов и их свойствами.

16.2 Теоретическая часть

Коллоидными растворами называют растворы, в которых линейные размеры частиц дисперсной фазы лежат в пределах от 1 до 100 нм.

Коллоидная дисперсность вещества является промежуточной между грубой дисперсностью, характерной для взвесей, и молекулярной, характерной для истинных растворов, поэтому коллоидные растворы получают либо из истинных растворов путем укрупнения частиц молекулярной дисперсности до определенного предела (максимум до 100 нм), либо из взвесей путем дробления грубодисперсных частиц также до определенного предела (минимум до 1 нм). В этой связи различают конденсационные методы (укрупнение частиц) и методы диспергирования (дробление частиц).

Дисперсная фаза в коллоидном растворе (золе) представлена коллоидными частицами, в состав которых входит ядро, зарядообразующие ионы и противоионы. Коллоидные частицы имеют либо положительный, либо отрицательный заряд, и могут притягивать к себе молекулы воды из дисперсионной среды ; так создается гидратная оболочка, окружающая коллоидную частицу.

Примерный состав коллоидной частицы золя Fe(OH)₃ можно выразить формулой



Противоионы Cl^-, входящие в состав коллоидных частиц называют связанными. Свободные противоионы остаются в дисперсионной среде.

Коллоидную частицу и эквивалентную ей часть дисперсионной среды называют мицеллой.

Формула



выражает примерный состав мицеллы золя гидроксида железа (III).

Коллоидные растворы обладают специфическими оптическими, кинетическими и электрическими свойствами и характеризуются высокой кинетической и агрегативной устойчивостью. Первая проявляется в том, что концентрация коллоидных растворов одинакова по всему объему системы и при правильном хранении не изменяется, а вторая – в том, что частицы дисперсной фазы в коллоидном растворе не укрупняются, не слипаются. Особенно велика агрегативная устойчивость гидрофильных золей. При длительном хранении они переходят в «студнеобразное» состояние (гель):

золь твердый коллоид.

При набухании твердого коллоида образуется гель, при нагревании геля образуется золь.

Устойчивость коллоидного раствора можно нарушить. Потеря агрегативной устойчивости золя приводит к укрупнению частиц, их слипанию. Этот процесс называется коагуляцией. Коагуляция вызывает нарушение кинетической устойчивости, которое приводит к образованию осадка-коагулянта. Этот процесс называется седиментацией.

Примерный состав коагулянта золя гидроксида железа (III) выражается формулой


16.3 Экспериментальная часть
16.3.1 Опыт 1. Получение золя гидроксида железа (III) методом конденсации.

Пробирку заполните водой (примерно до половины объема) и поставьте в горячую водяную баню. Через 5-7 минут внесите в пробирку 2-3 капли концентрированного раствора хлорида железа . Наблюдайте образование красно-коричневого золя гидроксида железа (III) . Раствор сохраните для проведения опыта 5.

16.3.2 Опыт 2. Получение золя гидроксида железа (III) методом диспергирования (пептизацией) осадка гидроксида железа (III) .

В стакан объемом 50 мл к 25 мл воды добавьте 10 капель 20% (по массе) раствора хлорида железа (III) перемешайте содержимое стакана и добавьте по каплям раствор гидроксида амония до полного осаждения Fe (OH)₃. Осторожно слейте избыток раствора после уплотнения осадка на дне. Промойте осадок 2-3 раза, добавляя к нему небольшие порции воды и сливая воду после того, как между ней и осадком четко обозначится граница раздела.

К осадку гидроксида железа прилейте 25 мл воды и 3 капли 20% раствора хлорида железа (III) , смесь хорошо перемешайте и нагрейте на водяной бане до получения раствора.

При оформлении результатов 1 и 2 опытов укажите:

- состав ядра коллоидной частицы полученного золя

- состав коллоидной частицы

• 
  состав мицеллы.
  

16.3.3 Опыт 3. Получение золя желатина из твердого коллоида.

Поместите в пробирку кусочек твердого желатина и прилейте к нему примерно 10 мл воды. Через 10-15 минут нагрейте пробирку на водяной бане для ускорения процесса образования коллоидного раствора. Оставьте пробирку с золем желатина в штативе на 20-30 минут и наблюдайте образование геля (студня). Составьте схему процессов.

16.3.4 Опыт 4. Получение геля кремниевой кислоты.

Налейте в пробирку примерно 5 мл концентрированного раствора силиката натрия и 3 мл 20% (по массе) раствора соляной кислоты. Наблюдайте постепенное застудневание золя кремниевой кислоты (получение геля).

Составьте уравнение реакции.
16.3.5 Опыт 5. Коагуляция золя действием электролита.

В пробирку с коллоидным раствором, полученным в опыте 1, добавьте несколько капель концентрированного раствора сульфата алюминия. Через3-5 минут наблюдайте укрупнение частиц и образование осадка. При оформлении результатов опыта укажите:

- состав частицы дисперсной фазы коллоидной системы ( до введения Al₂(SO₄)₃ ; после введения Al₂(SO₄)₃ )

- состав образовавшегося осадка.
16.4 Контрольные вопросы

1 Являются ли коллоидные растворы гомогенными системами ?

2 Какова дисперсность коллоидных растворов?

3 Каков состав коллоидной частицы?

4 Какова формула мицеллы золя гидроксида железа (III) ?

5 Какие известны методы получения коллоидных растворов?

6 Опишите механизм коагуляции и седиментации коллоидных растворов.
17 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Лабораторная работа № 14
17.1 Цель лабораторной работы
Ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений; освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.
17.2 Теоретическая часть
Реакции, протекание которых связано со смещением или полным переходом электронов от одних атомов или ионов к другим, называются окислительно-восстановительными (О-В). Число электронов, смещенных от атома (иона) данного элемента (при положительной окисленности) или к атому (иону) данного элемента (при отрицательной окисленности), называется степенью окисления (степенью окисленности, окислительным числом). Степень окисления может быть положительной (электроны смещены от атома или иона), и отрицательной (электроны смещены к атому или иону).

Процесс отдачи электронов, т.е. повышение степени окисления, называется окислением, а вещества, отдающие электроны, восстановителями. К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются невысокой электроотрицательностью (металлы, водород, углерод), некоторые анионы (Cl^-, S^2-, SO₃^2- и другие), катионы, у которых степень окисления может возрастать (Fe²⁺, Sn²⁺ и др.) и др.

Процесс присоединения электронов, т.е. понижение степени окисления, называется восстановлением, а вещества, принимающие электроны – окислителями. К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью (элементы VI и VII групп главных подгрупп), катионы с высокой степенью окисления ( и др.), высшие оксиды, а также пероксиды.

Окислительно-восстановительные реакции – это одновременно протекающие процессы окисления и восстановления. Реакции, в которых окислители и восстановители представляют собой разные вещества, называются межмолеклярными. Если окислителями и восстановителями служат атомы или ионы одной молекулы, то такие реакции называются внутримолекулярными.

При составлении уравнений О-В реакций помимо общего положения о том, что число атомов, вступающих в реакцию, должно быть равно числу атомов, входящих в состав продуктов реакции, надо учитывать и то,что число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно числу электронов, принимаемых окислителем. Для составления уравнения О-В реакций применяют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций).

Метод электронного баланса.

При составлении уравнений О-В реакций этим методом обычно придерживаются следующего порядка.

Составляют схему реакции и подсчитывают степени окисления всех атомов:



Отмечают атомы элементов, которые изменяют свою степень окисления и указывают окислитель и восстановитель.

Mn⁺⁷ →Mn⁺² , Mn⁺⁷ ------ окислитель

I^-1 → I₂⁰ , I^-1 ------ восстановитель.

Записывают отдельно процессы окисления и восстановления, при этом определяют число присоединенных окислителем и потерянных восстановителем электронов:

Mn⁺⁷ ------ окислитель, Mn⁺⁷ + 5 е → Mn⁺² (процесс восстановления)

I^-1 ------ восстановитель, 2 I^-1 –2е → I₂⁰ (процесс окисления)

Определяют коэффициенты для окислителя, исходя из того, что число отданных электронов равно числу присоединенных электронов.

2 │Mn⁺⁷ + 5e → Mn⁺²

5 │2 I^-1 –2е → I₂⁰, т.е.

2 KMnO₄ + 10 KI + H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + 5I₂ + K₂SO₄ + H₂O

Коэффициенты перед другими молекулами и атомами уравнения удобнее расставлять в следующем порядке (не меняя коэффициенты перед окислителем и восстановителем): уравнять металлы, кислотные остатки, уравнять водород.

2 KMnO₄ + 10 KI + 8H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + 5I₂ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

Проверяют правильность подобранных коэффициентов по кислороду, сумма атомов кислорода левой и правой частей в уравнении должна быть одинакова (в нашем примере 40 атомов кислорода слева и справа).

17.3 Экспериментальная часть

17.3.1 Опыт 1. Восстановительные свойства металлов.

В три пробирки налейте по 2 мл 0,1 М раствора . В одну пробирку внесите цинк, в другую – железо, в третью – медь. Запишите наблюдения, составьте уравнения реакции, объясните результаты опыта.
17.3.2 Опыт 2. Окислительные свойства неметаллов.

Налейте в пробирку 1-2 мл раствора иодида калия и прибавьте такой же объем хлорной воды. Наблюдайте появление желтой окраски. К полученному раствору прибавьте 1-2 капли свежеприготовленного раствора крахмала и убедитесь, что в растворе появился иод. Составьте уравнение О-В реакции, подбирая коэффициенты методом электронного баланса.

2 KI + Cl₂ → 2 KCl + I₂

I₂ + Cl₂ + H₂O → HIO₃ + HCl
17.3.3 Опыт 3. Восстановительные свойства сернистой кислоты.

Налейте в пробирку 1-2 мл раствора дихромата калия (K₂Cr₂O₇), прилейте 1 мл разбавленной серной кислоты и затем 1-2 мл раствора сернистой кислоты (или смесь сульфита натрия с раствором серной кислоты). Наблюдайте переход оранжевого цвета дихромата калия в зеленый цвет сульфата хрома (III) Cr₂(SO₄)₃. Составьте уравнение реакции, методом электронного баланса, принимая во внимание, что, серная кислота в процессе реакции расходуется на образование солей K₂SO₄ и Cr₂(SO₄)₃.
17.3.4 Опыт 4. Окисление соли железа (II) перманганатом калия.

Налейте в пробирку 1-2 мл перманганата калия KMnO₄, прилейте 1 мл разбавленной серной кислоты и 1 мл свежеприготовленного сульфата железа (II) FeSO₄. Наблюдайте исчезновение окраски перманганата.

Образование иона Fe³⁺ проверьте по качественной реакции на ионы железа, добавив в раствор несколько капель комплексной соли K₄[Fe(CN)₆].

2 Fe₂(SO₄)₃ + 3 K₄[Fe(CN)₆] = ↓ Fe₄[Fe(CN)₆] + 6 K₂SO₄

Приготовление свежего раствора сульфата железа (II): в пробирку с 1-2 мл дистиллированной воды внесите несколько кристалликов соли FeSO₄.
17.4 Контрольные вопросы и задачи
1 Дайте определение О-В реакции.

2 Правила определения степени окисления атомов (окислительных чисел).

3 Типы О-В реакций.

4 Что называется окислителем, восстановителем?

5 Какие из приведенных реакций являются О-В:

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2 H₂O

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂

ZnO + H₂ = Zn + H₂O

6 Решить следующие О-В реакции методом электронного баланса:

C + HNO₃ → CO₂ + NO₂ + H₂O

H₂O₂ + KI → I₂ + KOH

Ca + HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

PbO₂ + MnSO₄ + HNO₃ → HMnO₄ + PbSO₄ + Pb(NO₃)₂ + H₂O

18 ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Лабораторная работа №15
18.1 Цель лабораторной работы
Изучение механизма действия гальванических элементов, изготовление гальванического элемента.
18.2 Теоретическая часть
В окислительно-восстановительных реакциях перераспределение электронов между атомами и ионами реагирующих веществ происходит при непосредственном контакте частиц окислителя и восстановителя. При этом энергия химической реакции превращается в тепловую и рассеивается в реакционном сосуде.

Аналогичные окислительно-восстановительные процессы протекают в устройствах, в которых окислитель и восстановитель непосредственного контакта не имеют, а переход электронов осуществляется с помощью металлического проводника (возникает электрический ток).

Приборы, в которых химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую, называются гальваническими элементами.
18.2.1 Электродный потенциал металла.

В кристаллической решётке металла существует подвижное равновесие между ионами металлаими и валентными электронами:

Ме Ме^п+ + ne^- (18.1)

При погружении металла в воду ионы его поверхностного слоя под действием диполей воды переходят в водную среду в гидратированном состоянии:

Meⁿ⁺+mH₂O Meⁿ⁺ mH₂O (18.2)

Такой переход ионов приводит к образованию двойного электрического слоя, состоящего из положительных ионов металла в растворе и свободных электронов в металле, и сопровождается возникновением скачка потенциала на границе металл-окружающая среда. Математически это состояние выражается суммарным уравнением:

Meⁿ⁺+mH₂O Meⁿ⁺ mH₂O + ne^- (18.3)

Возникающий скачок потенциала называется электродным потенциалом металла.

Электродный потенциал, соответствующий состоянию равновесия, при котором скорость перехода ионов в раствор равняется скорости обратного их осаждения на поверхность металла, называется равновесным потенциалом.

Чем активнее металл, тем больше ионов переходит в окружающую среду, и тем больше величина отрицательного заряда, возникающего на металле. Однако во всех случаях концентрация ионов металла в растворе мала, поэтому, если опускать металл не в воду, а в раствор его соли, то равновесие (3) сместится влево. Отрицательный заряд на поверхности активных металлов при этом уменьшится (по сравнению с чистой водой), а пластинка малоактивного металла даже зарядится положительно. Таким образом, строение двойного электрического слоя зависит от активности металла (рис.1).
Ме Ме






активный металл малоактивный металл
Рисунок 1.

Стандартным (нормальным) электродным потенциалом называется электродный потенциал, который имеет металл, опущенный в раствор своей соли с активностью ионов металла, равной 1 моль/ л при температуре раствора 25^о С.

Потенциал металла в растворе любой концентрации рассчитывается по формуле Нернста:

j= j⁰ + (18.4)

где j⁰- стандартный потенциал,

n- заряд иона металла,

С- концентрация ионов металла (активность), моль/ л.

Электродные потенциалы металлов измеряются относительно потенциала стандартного водородного электрода, который состоит из платиновой пластинки, покрытой губчатой платиной, опущенной в 1М раствор серной кислоты. Через раствор серной кислоты пропускают водород (под давлением 1 атмосфера, при температуре 25⁰С), который адсорбируется на платиновой пластинке. В результате с раствором соприкасается не платина, а слой адсорбированного на ней водорода. Водород, как и металлы, может посылать положительные ионы в окружающий раствор. Скачок потенциала, соответствующий равновесию: 2Н⁰ ↔ 2Н + 2е^-, при данных условиях, условно принят равным нулю, а стандартный водородный электрод принят за электрод сравнения. Если при измерении потенциала электроны перемещаются от исследуемого электрода, то его потенциал отрицательнее водородного и имеет знак (-), а если от водородного, то электродный потенциал металла положительнее и имеет знак (+).

Если расположить металлы в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, получается ряд напряжений (ряд активности металлов).

Электрод j⁰, в Электрод j⁰, в

Li⁺/Li - 0.3045 Fe²⁺/Fe - 0.44

Ba²⁺/Ba - 2.96 Pb²⁺/Pb - 0.13

K⁺/K - 2.92 H⁺/H 0.00

Na⁺/Na - 2.71 Cu²⁺/Cu + 0.34

Mg²⁺/Mg - 2.37 Ag⁺/Ag + 0.80

Al³⁺/Al - 1.66 Hg²⁺/Hg + 0.86

Zn²⁺/Zn - 0.76 Au³⁺/Au + 1.50

В этом ряду помещён и водород, т.к. его атом, подобно атомам металлов, теряет свой единственный электрон и переходит в положительно заряженный ион, т.е. является сильным восстановителем.

Восстановительная способность разных металлов неодинакова, для реакций в водных растворах она определяется положением металла в ряду напряжений. Основные практические выводы из ряда напряжений:

А) Чем ближе к началу ряда расположен металл, тем он активнее, тем труднее восстанавливаются его ионы.

В) Каждый металл вытесняет (восстанавливает) из растворов солей все металлы, расположенные в ряду напряжений за ним.

С) Водород из кислот вытесняется только металлами, стоящими до него.
18.2.2 Гальванический элемент.

В основе любого гальванического элемента находится гальваническая цепь, состоящая из двух частей – внешней и внутренней.

Внешняя гальваническая цепь – это металлический проводник, соединяющий два электрода, проводимость в ней электронная.

Внутренняя цепь состоит из металлических электродов в контакте с электролитами, проводимость ионная.

Электролиты двух полуэлементов соединены гальваническим ключом (U-образная трубка, заполненная раствором электролита).

Электрод, который посылает электроны во внешнюю цепь, имеет знак (-) и называется анодом. На аноде всегда идет процесс окисления.

Более электроположительный электрод, к которому перемещаются электроны по внешней цепи, имеет знак (+) и называется катодом.На катоде всегда идет процесс восстановления.

Каждый гальванический элемент можно изобразить электрохимической схемой. Например, для медно-цинкового элемента схема имеет вид:

A(-) Zn|ZnSO₄ || CuSO₄|Cu (+)K.

где: |- граница раздела «электрод-электролит»,

||- граница раздела между двумя полуэлементами.

Процессы, происходящие на электродах:

A(-): Zn-2e^-=Zn²⁺ - анодный процесс;

K(+): Cu²⁺+2e^-=Cu -катодный процесс.

Гальванический элемент может состоять из двух электродов, опущенных в один и тот же электролит, при этом в зависимости от характера электролита на катоде будут восстанавливаться либо ионы водорода (в кислой среде), либо молекулы кислорода (в нейтральной среде и щелочной среде). Так при опускании цинковой и медной пластинок, соответственно в воду и кислоту. получим следующие гальванические элементы:

A(-) Zn| H₂O |Cu (+)K A(-) Zn| H₂SO₄ |Cu (+)K

A : 2Zn-4e^-=2Zn²⁺ A : Zn-2e^-=Zn²⁺

K : O₂+4e^-+2H₂O= 4OH^- K : 2H⁺+2e^-= H₂

Электродвижущей силой элемента (ЭДС) является разность потенциалов образующих его электродов, а именно ЭДС= Е_к-Е_а.

Так для гальванического элемента

A(-) Zn| ZnSO₄ || CuSO₄ |Cu (+)K

1M 1M

ЭДС= +0,34-(-0,76)= 1,1в
18.3 Экспериментальная часть
18.3.1 Опыт 1. Вытеснение металлов из растворов их солей.

Налейте в отдельные пробирки по 1 мл ратсворов солей цинка, железа(||), свинца и меди. Опустите в каждую пробирку один кусочек какого-либо металла, но так чтобы металл не попал в раствор своей соли. Что наблюдается? Запишите свои наблюдения в приведенную ниже таблицу, поставив плюс под ионами металлов, если произошло вытеснение металла из соли. Вытесненный металл можно увидеть либо в виде темного налета, либо в виде губки.

Таблица –3.

Опускаемый металл	Ионы металла в растворе
	Zn2+	Fe2+	Pb2+	Cu2+
Цинк
Железо
Свинец
Медь