Сборник лаб. раб по общей химии new. Методические указания по выполнению лабораторных работ и организации самостоятельной работы для студентов всех форм обучения

• Название: Методические указания по выполнению лабораторных работ и организации самостоятельной работы для студентов всех форм обучения
• Анкор: Сборник лаб. раб по общей химии new.doc
• Дата: 22.12.2017
• Размер: 1.56 Mb.
• Имя файла: Сборник лаб. раб по общей химии new.doc
• Тип: Методические указания; #12466
• страница: 10 из 17

3. Экспериментальная часть

3.1. Определение реакции среды при помощи индикаторов

• 
  возьмите 9 пробирок;
  
• 
  в три пробирки налейте немного раствора кислоты;
  
• 
  в три другие пробирки налейте раствора щелочи;
  
• 
  в оставшиеся три пробирки налейте воды;
  
• 
  пробирки распределите на три серии (кислота, вода, щелочь) и до­бавьте в каждую по несколько капель растворов индикаторов: лакмуса, фенолфталеина и метилоранжа;
  
• 
  содержимое пробирок взболтайте;
  
• 
  наблюдаемую окраску индикаторов запишите в таблицу 1.
  

Таблица 1

Индикатор	Интервал перехода индикатора	Окраска
		В кислой среде	В нейтральной среде	В щелочной среде
Лакмус	5,0-8,0
Метилоранж	3,2-4,4
Фенолфталеин	8,2-10,0

Почему лакмус нельзя применять при титровании кислоты щелочью?

2. 
   Определение рН при помощи универсального
   
3. 
   индикатора
   

• 
  получите у преподавателя раствор, рН которого вы должны определить;
  
• 
  на полоску универсального индикатора поместите палочкой каплю исследуемого раствора;
  
• 
  сравните окраску смоченной бумаги с окраской на шкале;
  
• 
  отметьте значение рН исследуемого раствора;
  
• 
  укажите реакцию среды и рассчитайте концентрацию водородных
  ионов.
  

3.3. Реакция среды растворов различных средних солей

• 
  получите у преподавателя соли, растворы которых вы должны исследовать;
  
• 
  растворите по одному микрошпателю каждой соли в водном растворе лакмуса;
  
• 
  запишите результаты своих наблюдений в таблицу 2;
  
• 
  составьте уравнения реакций гидролиза солей в молекулярном виде и ионном.
  

Таблица 2

№	Формула соли	Окраска лакмуса	Реакция среды	рН раствора
1
2
3
4
5
...

3.4. Факторы, влияющие на степень гидролиза

3.4.1. Влияние электролита.

• 
  в две пробирки внесите по 6-8 капель раствора трихлорида алюминия;
  
• 
  в одну пробирку добавьте такой же объем раствора сульфита натрия, в другую – раствора карбоната натрия;
  
• 
  запишите свои наблюдения;
  
• 
  напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.
  

Почему не получилось сульфида и карбоната алюминия?

Почему хлорид алюминия подвергается ступенчатому гидролизу, а сульфид алюминия полному?
3.4.2. Влияние температуры на степень гидролиза соли.

• 
  налейте в пробирку 1н раствор ацетата натрия;
  
• 
  добавьте 2-3 капли раствора фенолфталеина.
  

Как изменилось окрашивание, каков характер среды;

- нагрейте содержимое пробирки в стакане горячей водой.

Как изменилась интенсивность окраски, о чем это свидетельствует?
3.4.3. Влияние разбавления на гидролиз соли.

- налейте в пробирку раствор трихлорида сурьмы;

- добавьте воду до помутнения раствора;

- напишите уравнение гидролиза в ионной форме;

- к полученному осадку добавьте соляную кислоту;

- запишите свои наблюдения.

Таблица 3

№ опыта	Исследуемый раствор	Воздействующий фактор	Наблюдаемые результаты	Характер гидролиза	Уравнение гидролиза
4.1	А. AlCl3	Na2S
	Б. AlCl3	Na2CO3
4.2	CH3COONa	Нагревание
4.3	SbCl3	Разбавление H2O

4. Задачи для самостоятельной работы

1. По данной концентрации ионов водорода в растворе (в моль/л) определить значение рН:

1) 2,5 ∙ 10^-2; 11) 9,2 ∙ 10^-3;

2) 4,6 ∙ 10^-1; 12) 5,7 ∙ 10^-5;

3) 5,5 ∙ 10^-2; 13) 3,8 ∙ 10^-8;

4) 4,8 ∙ 10^-6; 14) 4,9 ∙ 10^-9;

5) 8,4 ∙ 10^-5; 15) 5,2 ∙ 10^-1;

6) 6,8 ∙ 10^-4; 16) 1,3 ∙ 10^-10;

7) 3,3 ∙ 10^-3; 17) 9,8 ∙ 10^-3;

8) 1,9 ∙ 10^-4; 18) 8,7 ∙ 10^-7;

9) 6,2 ∙ 10^-5; 19) 2,8 ∙ 10^-4;

10) 7,1 ∙ 10^-1; 20) 7,5 ∙ 10^-8.
2. Вычислить степень гидролиза данного соединения при данной концентрации:

1) CH₃COONa 0,2M; 11) (CH₃COO)₂Mg 2M;

2) KCN 0,01M; 12) NaCN 0,4M;

3) Li₂SO₃ 0,3M; 13) Li₂SiO₃0,05M;

4) KClO 0,05M; 14) Na₂S 1M;

5) Na₃PO₄ 0,5M; 15) CsNO₂ 0,04M;

6) CaSО₄ 0,002M; 16) KCN 0,8M;

7) K₂CO₃ 0,1M; 17) CH₃COOLi 0,003M;

8) CsNO₂ 0,001M; 18) K₃PO₄ 0,007M;

9) Na₂S 0,02M; 19) NaClO1M;

10) Li₂SiO₃ 1M; 20) (NH₄)₂SO₄ 0,1М.
3. Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза следующих солей:

1) NaCN и Al(NO₃)₃; 11) Cr₂(SO₄)₃ и AgNO₂;

2) CaCl₂ и KOCl; 12) CaSО₄ и SnBr₂;

3) FeCl₃ и K₂CO₃; 13) KCN и Fe₂SO₄;

4) NH₄Cl и K₂SO₃; 14) Li₂SO₃ и CH₃COONa;

5) Cr(NO₃)₃ и NaF; 15) K₃PO₄ и Cr(NO₂)₃;

6) AgNO₃ и (CH₃COO)₂Fe; 16) (NH₄)₂SO₄ и KClO₄;

7) KCl и (NH₄)₂S; 17) LiNO₂ и CuSO₄;

8) NaNO₂ и ZnBr₂; 18) AlCl₃ и( CH₃COO)₂Ca;

9) Na₃PO₄ и (CH₃COO)₂Pb; 19) NH₄NO₃ и ZnSO₄;

10) Fe₂(SO₄)₃ и NaClO₄; 20) Li₃PO₄ и CsNO₂.

Лабораторная работа № 6

Окислительно-восстановительные реакции

Введение

Окислительно-восстановительные реакции играют важную роль в природе и технике. При помощи этих реакций получают металлы, органические и неорганические соединения, проводят анализ различных веществ, очищают многие вещества, природные и сточные воды, газообразные выбросы электростанций и заводов и т.п.

В качестве примеров окислительно-восстановительных процессов, протекающих в природных биологических системах, можно привести реакцию фотосинтеза у растений и процессы дыхания у животных и человека.

Окислительно-восстановительные процессы, протекающие в природе и технике, нередко наносят огромный ущерб природе и человеку. В качестве примера таких процессов могут служить коррозия металлов, лесные пожары, окисление азота при сжигании топлива, образование чрезвычайно токсичных диоксинов.
1. Цели и задачи

Изучить основные понятия окислительно-восстановительных реакций. Научится составлять уравнения реакций, подбирать коэффициенты, в них пользуясь степенями окисления и методом полуреакций. Ознакомиться с протеканием некоторых окислительно-восстановительных реакций, их направленностью, используя величины окислительно-восстановительных потенциалов.
2. Теоретическая часть

2.1. Степень окисления.

Процессы окисления и восстановления

Окислительно-восстановительными реакциями(ОВР) называется реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов реагирующих веществ за счет отдачи или присоединения электронов.

Под степенью окисления понимают тот электрический заряд, который может возникнуть в атоме, если электронные пары, связывающие его с другими атомами, смещаются к более электроотрицательным атомам. Степень окисления в отличие от валентности имеет положительное или отрицательное значение. Положительная степень окисления возникает, если электроны смешены от данного атома к другому, отрицательная - если электроны смещены к данному атому и нулевая, если нет смещения электронов. Степень окисления обозначают арабской цифрой со знаком перед цифрой, расположенной над символом элемента. Например:

Ca⁺²O, AlC, Cl.

Для определения степени окисления атомов исходят из следующих положений:

• 
  степень окисления элементов в простых веществах равна нулю, например: O₂, H₂, F₂;
  
• 
  щелочные металлы (Li, Na, K, Rb,Cs, Fr) имеют постоянную степень окисления +1;
  
• 
  элементы второй группы (кроме Нg): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra,Zn,Cd имеют постоянную степень окисления +2;
  
• 
  алюминий имеет постоянную степень окисления +3;
  
• 
  постоянную степень окисления – 1 имеет фтор;
  

- атомы кислорода в соединениях проявляют главным образом степень окисления -2 за исключением пероксидов Э₂O₂ (-I) ифторидакислорода OF₂ (+2);

• 
  атомы водорода проявляют степень окисления +1, кроме гидридов металлов (Na⁺H^-, Ca²⁺H), где его степень окисления равна -1;
  
• 
  алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна 0;
  

- если молекула образована за счет ковалентной связи, как например SO₂, то степень окисления более электроотрицательного атома обозначается со знаком минус, а менее электроотрицательного - со знаком
плюс. Так в SO₂ степень окисления серы +4, кислорода -2.

Степень окисления нередко не равна валентности элемента, что иллюстрируется в таблице 1.

Формула веществ		Валентность подчеркнутых элементов	Степень окисления подчеркнутых элементов
Азот	N2  N ≡ N	3	0
Аммиак	NH3 H -N - H | Н	3	-3
Ион аммония	H | (NH4)+ H – N – H | H	4	-3
Пероксид водорода	H2O2 H-O-O-H	2	-1
Пероксид калия	K2O2 К-О-О-К	2	-1

Теория окислительно-восстановительных процессов основана на следующих положениях:

Окисление – это процесс отдачи веществом (атомом, молекулой, ионом) электронов сопровождающийся повышением степени окисления.
Например: Ca⁰ – 2ē = Ca²⁺, 2Br^- – 2e = Вr.

Восстановление - это процесс присоединения веществом (атомов молекулой, ионом) электронов, сопровождающийся понижением степени окисления.

Например: Zn²⁺ +2e = Zn⁰.

- Вещества, отдающие электроны в процессе химической реакции, называются восстановителями, их степень окисления понижается.

- Вещества, присоединяющие электроны в процессе реакции, называются окислителями, их степень окисления повышается.

ОРВ сопровождаются перемещением электронов или смещением электронных пар, что приводит к изменению степени окисления. Так, в реакции

C⁰ + O = C⁺⁴O.

атом углерода повышает степень окисления от 0 до +4 и является восстановителем, он отдает электроны:

C⁰ – 4ē = C⁺⁴ - реакция окисления.

Атом кислорода в этой реакции - понижает степень окисления от 0 до -2 и является окислителем, он присоединяет электроны:

O₂⁰ + 4ē = 2O^-2 - реакция восстановления.

Процессы окисления и восстановления протекают одновременно. При этом число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Различают три типа реакций окисления-восстановления: межмолекулярные, внутримолекулярные и самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).

В межмолекулярных реакциях элементы, изменяющие степень окисления находятся в разных молекулах.

2Al⁰ + FeО = 2Fe⁰ + AlO.

К реакциям внутримолекулярного окисления-восстановления относятся процессы, при которых степень окисления изменяют разные элементы одной и той же молекулы. По этому механизму протекают реакции термического разложения соединений.

2 KCl⁺⁵O = 2KCl^-1 + 3O.

В реакциях диспропорционированиястепень окисления одного и того же элемента и повышается, и понижается.

Cl + H₂O = HCl^-1 + HCl⁺¹O.