- •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.
2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
В любом окислительно-восстановительном процессе общее количество электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, присоединённых окислителем. Это положение лежит в основе всех методов составления уравнений реакций окисления-восстановления, основными из которых являются метод электронных уравнений (метод электронного баланса) и метод электронно-ионных уравнений (метод электронно-ионного баланса).
Пример 2.1. Составление уравнения реакции окисления-восстановления, протекающей по схеме Al+H2SO4 <=>Al2(SO4)3+H2↑, методом электронного баланса.
Согласно методу первоначально в соответствии с молекулярной схемой реакции определяется степень окисления атомов до и после реакции. Для рассматриваемой реакции степени окисления атомов до и после реакции равны (обычно указываются над химическим символом элемента):
0 +1+6-2 +3 +6-2 0
Al+H2S04=>Al2(S04)з +Н2↑.
Затем записываются электронные уравнения окисления и восстановления атомов, определяются коэффициенты для процесса окисления и восстановления (слева от вертикальной черты), суммируются электронные уравнения с учётом найденных коэффициентов и записывается уравнение окисления-восстановления атомов.
0 +3
1 Al = Al+3е - уравнение окисления восстановителя Al.
+1 0
3 Н+е=Н - уравнение восстановления окислителя Н.
0 +1 +3 0
А1+ЗН=А1+ЗН - уравнение окисления-восстановления.
Коэффициенты из уравнения окисления-восстановления атомов переносим в молекулярную схему: Al+1,5H2S04=>0,5Al2(S04)з+1,5H2↑. Т.к. в уравнениях реакций принято использовать целочисленные стехиометрические коэффициенты, произведём га удваивание и запишем новую схему реакции: 2A1+3H2S04=>A12(S04)3+3H2↑. После проверки в записанной молекулярной схеме количества атомов, не участвующих в окислительно-восстановительном процессе (атомов S и О), приходим к выводу, что данная схема представляет собой уравнение реакции, которое и записываем в окончательном виде: 2Al+3H2S04=Al2(S04)3+3H2↑.
Второй метод - метод электронно-ионных уравнений используется для составления уравнений реакций окисления-восстановления, протекающих в растворах. Отличительной особенностью данного метода является то, что уравнения окисления и восстановления составляются для процессов превращения частиц, реально существующих в растворе - молекул, ионов и пр. Эти уравнения называются электронно-ионными, по названию которых получил название и сам метод.
Пример 2.2. Составление электронно-ионных уравнений взаимного превращения Мn2О7 <=> Мn2+ в кислой среде.
Согласно схеме при превращении Мп207 в Мп2+происходит высвобождение семи атомов кислорода, которые в кислой среде связываются 14 ионами Ft, образуя 7 молекул Н20. В соответствии с этим после уравнивания числа атомов Мп и подсчёта суммарного заряда в левой и правой частях схемы электронно-ионное уравнение рассматриваемого превращения записывается: Мп207+14Н++10е =2Мп2++7Н20. Из записанного уравнения следует, что рассматриваемое превращения является процессом восстановления окислителя (Mn207+14H+).
При обратном превращении Мп2+ в Мп207 происходит связывание семи атомов кислорода. Поэтому для компенсации недостающих 7 атомов кислорода в левую часть электронно-ионного уравнения рассматриваемого превращения нужно ввести 7 молекул растворителя - Н20. Результатом связывания 7 атомов кислорода является образование 14 ионовH+, высвобождающихся из 7 молекул воды. В соответствии с этим после уравнивания числа атомов Мп и подсчёта суммарного заряда в левой и правой частях схемы электронно-ионное уравнение рассматриваемого превращения записывается: 2Мп2+ +7Н20=Мп207 +14Н++10е. Из записанного уравнения следует, что рассматриваемое превращения является процессом окисления восстановителя (2Мп2++7Н20).
Подробнее о методе электронно-ионных уравнений - см. Методические указания к контрольной работе №5: Окислительно-восстановительные процессы.