- •Оформление лабораторных работ.
- •Образец оформления титульного листа лабораторной работы.
- •Работу выполнил__________________ Работу принял______________________
- •Классы неорганических веществ. Работу выполнил__________________ Работу принял______________________
- •Теоретическое введение. Простые вещества.
- •Классы неорганических соединений.
- •Экспериментальная часть
- •Контрольные вопросы.
- •Контрольные вопросы
- •Контрольные вопросы.
- •Контрольные вопросы.
- •Приложение
- •Номенклатура солей и кислот
- •Номенклатура комплексных соединений.
- •Лабораторная работа № 2
- •Работу выполнил__________________ Работу принял______________________
- •Основные понятия.
- •Влияние концентрации реагирующих веществ.
- •Влияние температуры на скорость реакции.
- •Катализ.
- •Экспериментальная часть.
- •См. Здм, уравнение 2
- •Увеличение давления приводит к эквивалентному увеличению концентраций всех реагентов, пример 1
- •Контрольные вопросы
- •Варианты заданий для защиты лабораторных работ.
- •Лабораторная работа №3.
- •Работу выполнил__________________ Работу принял_________________
- •Тепловые эффекты химических реакций.
- •Вариант контрольного теста .
- •Ответы и комментарии.
- •Контрольные вопросы.
- •Направление химических процессов и химическое равновесие.
- •Смещение химического равновесия.
- •Лабораторная работа №5. Ионные равновесия в растворах электролитов.
- •Гетерогенные ионные равновесия.
- •Равновесие в растворах комплексных соединений.
- •Свойства амфотерных электролитов.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант предлабораторного теста.
- •Ответы и комментарии.
- •Контрольные задания.
- •Лабораторная работа №6 реакции ионного обмена.
- •Общие сведения.
- •Вариант предлабораторного теста.
- •Ответы и комментарии.
- •Контрольные вопросы.
- •2. Диссоциация воды.
- •3.Смещение равновесий в растворах слабых электролитов.
- •4.Ионные равновесия в гетерогенных системах.
- •5.Смещение равновесий в растворах амфотерных электролитов.
- •6.Реакции ионного обмена.
- •7. Гидролиз солей.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант контрольного теста
- •Ответы и комментарии
- •Лабораторная работа №8. Реакции окисления - восстановления
- •Введение.
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •Направление реакций окисления-восстановления.
- •Экспериментальная часть.
- •Вариант предлабораторного теста.
- •Контрольные вопросы.
- •Лабораторная работа №9 электрохимические процессы
- •Основные понятия
- •Гальванический элемент
- •Электролиз растворов
- •Электрохимическая коррозия металлов.
- •Вариант контрольного теста
- •Контрольные вопросы.
- •Приложение Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар.
- •Лабораторная работа№10 общие химические свойства металлов и их соединений
- •Введение
- •1.Отношение металлов к воде.
- •3. Действие кислот на металлы.
- •Экспериментальная часть
- •3.2 Взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой.
- •3.4. Взаимодействие металлов с концентрированной азотной кислотой.
- •3.5. Действие на металлы разбавленной азотной кислоты.
- •Лабораторная работа №1 « химическая термодинамика»
- •1. Основные понятия.
- •2. Теплота реакции и термохимические расчёты.
- •3. Энтропия реакции.
- •4. Энергия Гиббса реакции.
- •1* Состояния веществ в уравнениях реакций указываются с помощью буквенных индексов: (к) - кристаллическое, (т) - твёрдое, (ж) - жидкое, (г) - газообразное, (р) - растворённое.
- •3* Δh0298обрО2. В формуле не фигурирует ввиду её равенства нулю.
- •5. Химическое равновесие.
- •Лабораторная работа № 2 растворы электролитов.
- •1. Общая характеристика растворов электролитов.
- •2. Основные классы электролитов.
- •3. Смещение ионных равновесий.
- •4. Реакции ионного обмена.
- •5. Гидролиз солей.
- •Экспериментальная часть.
- •Контрольные задания.
- •Вариант контрольного теста.
- •1) РН увеличивается 2) рН уменьшается 3) рН не изменяется
- •Ответы и комментарии.
- •Константы диссоциации и произведения растворимости слабодиссоциирующих электролитов.
- •1. Основные понятия.
- •2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •3. Гальванический элемент.
- •4. Электролиз.
- •Ответы и комментарии.
Вариант предлабораторного теста.
I. Слабыми кислотами являются:
1) CH3COOH 2) HCN 3) HNO3 4) HCl
II. Сильными основаниями являются:
1) Fe(OH)2 2) KOH 3) NH4OH 4) Ba(OH)2
III. Частично диссоциируют при растворении соли:
1) KCl 2) CaSO4 3) CuS 4) AgNO3
IV. Укажите реакции гидролиза:
1) Na2S + H2O = NaHS + NaOH 2) CuCl2 + H2O = CuOHCl + HCl
3) NaOH + HCl = NaCl + H2O 4) KHSO3 + KOH = K2SO3 + H2O
V. В растворе не могут протекать следующие реакции:
1) K2SO4 + 2H2O = 2KOH + H2SO4 2) HCl + KOH = KCl + H2O
3) 2KNO3 + BaCl2 = Ba(NO3)2 + 2KCl 4) CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaCl
VI. Ионно-молекулярное уравнение реакции Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S записывается:
1) 2Na+ + S2- + 2HCl = 2NaCl + H2S 2) S2- + 2H+ = H2S
3) Na+ + Cl- = NaCl 4) Na2S +2H+ = 2Na+ + H2S
VII. Ионно-молекулярное уравнение H+ + OH- = H2O соответствует следующему молекулярному уравнению:
1) NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O 2) H2S + 2KOH = K2S + 2H2O
3) Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O 4) Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O
VIII. Константа равновесия Kc реакции NH4+ + H2O = NH4OH + H+ записывается в виде:
1) NH4OH+H+ 2) NH4+ 3) NH4++H2O 4) NH4OHH+
NH4++H2O NH4OHH+ NH4OH+H+ NH4+
IX. Константа равновесия Кс реакции Cu2+ + H2O = CuOH+ + H+ численно равна:
1) KCuOH/KH O 2) KH O/ KCuOH 3) KH O 4) 1/ KH O
X. Реакция ионного обмена протекает преимущественно в обратном направлении при условии:
1) Кс 1 2) Кс 1 3) Кс 1
Ответы и комментарии.
I. 1.2 см. таблицу сильных и слабых электролитов
II. 2,4 см. таблицу сильных и слабых электролитов
III. 2,3 см. таблицу растворимости
IV. 1,2 по определению, ПРИМЕР 2
V. 1,3 не образуется слабых электролитов
VI. 2 по правилу составления ионно-молекулярных реакций
VII. 4 по правилу составления ионно-молекулярных реакций
VIII. 4 см. ЗДМ
IX. 2 см. уравнение 1, стр. 1
X. 2 см. направление протекания самопроизвольных процессов
Контрольные вопросы.
I. Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции нейтрализации, в которой образуется соль:
1). Mn(NO3)2 2). K2CO3 3). CrCl3 4). K2S 5). Pb(NO3)2
Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза данной соли.
II. По данному ионному уравнению реакции составьте соответствующее молекулярное уравнение:
1). Ca2+ + CO32- = CaCO3 2). Pb2+ + SO42- = PbSO4 3). Hg2+ + 2I- = HgJ2
4). Ag+ + Cl- = AgCl 5). Fe2+ + S2- = FeS
III. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции:
1). Cr(OH)3 + 3 HCl = CrCl3 + 3 H2O 2). AgCl + NaCl = NaAgCl2
3). FeCl2 + 2 NH4OH = Fe(OH)2 + 2 NH4Cl 4). HgJ2 + 2 KJ = K2HgJ4
5). Pb(OH)2 + Na2CO3 = PbCO3 + 2 NaOH
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА№ 7.
ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ И ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
Работу выполнил________________ Работу принял________________
Дата выполнения________________ Отметка о зачете______________
1. Введение.
Электролитами называются вещества, которые в растворе или расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы, поэтому их растворы и расплавы проводят электрический ток. Для оценки способности электролитов к электролитической диссоциации используют величину- степень диссоциации (a) – это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита. По степени диссоциации в растворах все электролиты можно условно разделить на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворе диссоциируют полностью (a @ 1).
Этот процесс можно выразить уравнением: KnAm = nKm+ + mAn- (1)
Слабые электролиты диссоциируют на ионы частично(a <<1): KnAm Û nKm+ + mAn- (2)
Между ионами и недиссоциированными молекулами электролита устанавливается динамическое равновесие, называемое ионным равновесием. Количественно ионное равновесие характеризуется величиной константы равновесия, которая называется константой диссоциации: Kд = [Km+]n . [An-]m / [KnAm] (3)
где [Km+],[An-],[KnAm] – равновесные концентрации катионов [Km+], анионов [An-] и недиссоциированных частиц [KnAm] соответственно. Величина Kд зависит от природы электролита и растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Для сильных электролитов Кд>>1; для слабых электролитов Кд <<1.
Среди электролитов можно выделить кислоты, основания, соли. Кислотами называются электролиты, которые при первичной диссоциации образуют ионы H+. Среди бескислородных кислот сильными электролитами являются HCI, HBr и HJ, остальные относятся к слабым электролитам. Для оксокислот силу электролита можно оценивать по степени окисления (С.О.) кислотообразующего элемента, если С.О. +6 или +7 , оксокислота – сильная; если С.О. равна +5 и меньше, то оксокислота – слабая ( исключение составляет азотная кислота – HNO3). Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
ПРИМЕР 1. Диссоциация сернистой кислоты по первой ступени выражается уравнением:
H2SO3 Û H+ + HSO3- ; по второй ступени :HSO3- Û H+ + SO32-.
Первое и второе равновесия характеризуются соответственно константами диссоциации:
Кд1= [H+].[HSO3-] / [H2SO3] = 1,3.10-2; Кд2= [H+].[SO32-] / [HSO3 -] = 0,63.10-7 .
Суммарному равновесию отвечает суммарная константа диссоциации:
Кд = Кд1.Кд2 = [H+]2.[SO32-]/[H2SO3] =8.10-10.
Основаниями являются электролиты, которые при первичной диссоциации образуют гидроксид – ионы OH-. Сильными электролитами являются гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (щелочи), они растворимы в воде. Остальные гидроксиды – слабые электролиты. Основания поливалентных металлов диссоциируют ступенчато. Соли – электролиты, при первичной диссоциации которых не образуются ни ионы H+, ни ионы OH-. Большинство хорошо растворимых в воде солей диссоциированы полностью.