Здобування кислот, гідроксидів та солей

Лабораторна робота №1

ЗДОБУВАННЯ КИСЛОТ, ГІДРОКСИДІВ ТА СОЛЕЙ

Мета роботи: повторення матеріалу про загальну характеристику основних класів неорганічних сполук.

Загальні відомості

Здобування та властивості оксидів

Здобування	Хімічні властивості
1. Взаємодія простих речовин з киснем (крім ( ): 2. Окиснення деяких складних речовин: 3. Розкладання оксидів: 4. Розкладання гідроксидів: 5. Розкладання кислот: 6. Розкладання солей: 7. Взаємодія кислот-окисників з металами та неметалами:   8. Заміщення леткого оксиду менш летким при нагріванні:	1. Взаємодіють з водою з утворенням гідроксидів або кислот: 2. Основні оксиди взаємодіють з кислотними та амфотерними оксидами (при нагріванні): 3. Основні та амфотерні оксиди взаємодіють з кислотами: 4. Амфотерні та кислотні оксиди взаємодіють з лугами: 5. Деякі оксиди розкладаються:

Здобування та властивості гідроксидів

Здобування	Хімічні властивості
1. Взаємодія активних металів з водою: 2. Взаємодія оксидів лужних та лужноземельних металів з водою: 3. Взаємодія розчинів солей з лугами: 4. Електроліз водних розчинів солей (в розчині в катодному просторі накопичується ): 5. У результаті інших реакцій:	1. Гідроксиди лужних та лужно-земельних металів дисоціюють в водних розчинах: 2. Розчини гідроксидів металів та змінюють забарвлення індикаторів (див. додаток A). 3. Взаємодіють з кислотними оксидами та кислотами: 4. Луги взаємодіють з неметалами () та деякими металами ( та ін.): 5. Взаємодіють з амфотерними, оксидами та гідроксидами:

Здобування та властивості кислот

Здобування

Хімічні властивості

1. Взаємодія кислотних оксидів з водою: 2. Окиснення деяких простих речовин: 3. Взаємодія солей з кислотами (сильними чи менш леткими, ніж отримувана): 4. Безкисневі кислоти можуть бути отримані безпосередньо з водню та неметалу: Водні розчини таких сполук є кислотами. 5. Гідроліз галогенангідридів:

1. В розчинах дисоціюють 2. Розчини кислот змінюють забарвлення індикаторів (див. додаток A) 3. Кислоти – неокисники, реагують з металами, які стоять в ряду стандартних електродних потенціалів до водню, їх : 4. Кислоти - окисники реагують майже з усіма металами, при цьому водень не виділяється: 5. Взаємодіють з оксидами та гідроксидами металів: 6. Реагують з солями, якщо утворюються слабкі електроліти:

 

Обладнання та реактиви

1. Обладнання: простіший прилад для здобування та відводу газу. 2 Речовини: магній, магній гідроксид, плюмбум (II) оксид, індикатори: лакмус, фенолфталеїн. 3. Розчини: хлоридна кислота, сульфатна кислота, натрій гідроксид, кальцій гідроксид, нікол (II) cульфат, алюміній хлорид, натрій ацетат, плюмбум (II) ацетат, кобальт (ІІ) нітрат.

 

Вказівки до техніки безпеки

Дотримуватися правил роботи з хімічними речовинами: кислотами, лугами, солями; з нагрівальними приладами, скляним посудом.

 

Зміст звіту

1.6.1 Назва роботи.

1.6.2 Мета роботи.

1.6.3 Вивчення загальних відомостей.

1.6.4 Виконання завдань для самостійного розв’язання

1.6.5 Аналіз хімічних дослідів (хід виконання, спостереження, рівняння хімічних реакцій).

1.6.6 Висновки.

Лабораторна робота №2

Загальні відомості

Маси (об’єми) реагуючих між собою речовин підкоряються закону еквівалентів. Згідно з цим законом маси (об’єми) реагуючих між собою речовин та ( та ) пропорційні їх еквівалентним маса (молярним масам еквівалентів) та ( та ):

або

Молярною масою еквівалента або еквівалентною масою називається масова кількість елемента, яка сполучається з однією (точніше з 1,008) масовою частиною водню або вісьмома масовими частинами кисню чи заміщує їх у сполуках.

Об’єм, який має за даних умов молярна маса еквівалента речовини у газовому стані, називається молярним об’ємом еквівалента цієї речовини.

Виходячи з того, що молярний об’єм будь-якого газу за нормальних умов дорівнює , молярний об’єм еквівалента водню дорівнює ; молярний об’єм еквівалента кисню дорівнює . Молярна маса еквівалента речовини (як простої так і складної) може набувати різного значення і залежить від того, до якої реакції вступає ця речовина.

Завдання для самостійного розв’язання

Розв’язати задачі

1. Визначити нітрогену та формулу сполуки, яка містить 82,35 % нітрогену та 17,65 % гідрогену.

()

2. Визначити арґентуму, якщо 2,39 г цинку виділяють з розчину солі арґентуму 7,9 г срібла. ()

3. 1 г металу сполучається з масою хлору, що займає простір об’ємом 0,34 л при 37 °С та тискові 97,99 кПа. Обчислити молярну масу еквіваленту металу. ()

4. З 1,35 г оксиду металу добуто 3,15 г його нітрату. Обчислити молярну масу еквіваленту металу. ()

5. Залізо масою 7 г витісняє із кислоти 3,2 л водню виміряного при температурі 39 °С та тискові 1 атм. Яка валентність заліза в утвореній сполуці? ()

Обладнання та реактиви

1. Обладнання: прилад для визначення еквівалента металу; термометр; барометр; циліндри на 25 та 100 мл.

2. Реактиви: наважка металу; хлоридна кислота (4N).

 

Вказівки до техніки безпеки

Дотримуватися правил роботи з кислотами, скляним посудом.

Зміст звіту

2.6.1 Назва роботи.

2.6.2 Мета роботи.

2.6.3 Вивчення загальних відомостей.

2.6.4 Виконання завдань для самостійного розв’язання.

2.6.5Аналіз досліду, математична обробка результатів експерименту.

2.6.6 Висновки.

Лабораторна робота № 3

ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

Мета роботи: навчитися визначати ступені окислення елементів та складати рівняння окислювально-відновних реакцій.

Загальні відомості

3.1.1 Окислення і відновлення. Класифікація окисно-відновних реакцій.

Реакції, що відбуваються із зміною ступеня окиснення атомів, що входять до складу реагуючих речовин, називаються окисно-відновними. Окисно-відновні реакції поділяються на три типи:

1. Міжмолекулярні реакції. Ступінь окиснення змінюють атоми, що входять до складу різних вихідних речовин, наприклад:

; .

2. Внутрішньомолекулярні реакції. Атоми, що змінюють ступінь окиснення, входять до складу однієї сполуки (іноді це атоми одного елементу з різними ступенями окиснення), наприклад:

; .

3. Реакція диспропорціювання. Атоми одного й того самого елемента з певним ступенем окиснення є як окисниками, так і відновниками, наприклад:

; .

Реакції диспропорціювання (або самоокислення - самовідновлення характерні для речовин, що містять атоми з проміжними ступенями окиснення).

Метод електронного балансу

Стехіометричні коефіцієнти у рівняннях окисно-відновних реакцій зручно визначати, користуючись методом електронного балансу. Цей метод ґрунтується на порівнянні ступенів окиснення атомів у початкових і кінцевих умовах. Для встановлення коефіцієнтів виходять з того положення, що число електронів, відданих відновником, повинно дорівнювати числу електронів, приєднаних окисником. Існує певний алгоритм складання рівнянь окисно-відновних реакцій.

1. Записати схему рівняння.

 

2. Визначити, які атоми змінюють ступінь окиснення.

Отже, відновником є , окисником - .

3. Скласти електронні рівняння процесів окиснення та відновлення. Підібрати коефіцієнти в цих схемах так, щоб загальне число електронів, які віддає відновник, дорівнювало загальному числу електронів, що приєднує окисник.

4. Розставити знайдені коефіцієнти у молекулярному рівнянні.

5. Підібрати інші коефіцієнт таким чином, щоб загальне число атомів кожного елемента було однаковим у лівій та правій частинах рівняння.

 

Завдання для самостійного розв’язання

3.2.1 Відповісти на запитання та виконати завдання

1. Які реакції називають окисно-відновними? Що таке окисники, відновники, процеси окиснення, відновлення?

2. Які із сполук , , , , , , , , , здатні бути тільки окисниками, які тільки відновниками, які здатні виявляти і окисні і відновні властивості в залежності від умов реакцій?

3. Користуючись методом електронного балансу розставити коефіцієнти в рівняннях окисно-відновних реакцій. Вказати окисник та відновник, процеси окиснення та відновлення. Визначити Мекв окисників і відновників.

а)

б)

в)

г)

д)

4. Закінчити рівняння реакцій, за допомогою електронного балансу розставити коефіцієнти, вказати окислювач і відновник.

а)

б)

в)

г)

д)

5. Розставити коефіцієнти за допомогою методу електронного балансу в рівняннях окисно-відновних реакцій. Вказати окисники та відновники.

Варіант	Схеми хімічних процесів

Реактиви та обладнання

1. Розчини: сульфатна кислота (2N), купрум (II) сульфат, манган (II) сульфат, натрій гідроксид, бром, калій перманганат, ферум (II) сульфат, калій дихромат. 2. Речовини: цинк, залізо, кристалічні натрій сульфіт або натрій нітрит, дистильована вода. 3. Обладнання: нагрівальний прилад.

 

Вказівки до техніки безпеки

Дотримуватися правил роботи з розчинами кислот, солей, лугів, нагрівальним приладом.

 

Зміст звіту

3.6.1 Назва роботи.

3.6.2 Мета роботи.

3.6.3 Вивчення загальних відомостей.

3.6.4 Виконання завдань для самостійного розв’язання.

3.6.5 Аналіз хімічних дослідів.

3.6.6 Висновки.

Лабораторна робота №4

Загальні відомості

Основи хімічної кінетики

Вчення про швидкість і механізм хімічних реакцій називається хімічною кінетикою.

Для гомогенних процесів (система складається з однієї фази) що відбуваються без зміни об’єму, швидкість хімічної реакції (V_р-ції) визначають як зміну концентрації (∆С) реагуючих речовин, або продуктів реакції в одиницю часу (∆τ).

V_р-ції = ∆С/∆τ (моль/л·с)

Для гетерогенних процесів (система складається з двох або більше фаз) – швидкість хімічних реакцій характеризує інтенсивність хімічного процесу тобто число елементарних актів взаємодії або розкладання за одиницю часу на одиницю поверхні поділу фаз.

Швидкість хімічної реакції залежить від:

1) концентрації реагуючих речовин:

згідно закону діючих мас (М.М. Бекєтов, К. Гульдберг, П. Вааге) швидкість хімічної реакції прямопропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин у ступенях, які дорівнюють коефіцієнтам.

Для рівняння , швидкість хімічної реакції дорівнює: V_р-ції = С_А^a · С_В^b ,

де – константа швидкості, чисельно дорівнює V_р-ції, якщо (С -концентрація, моль/л), , - рівноважні концентрації реагентів, моль/л.

2) температури:

підвищення температури реагуючих речовин внаслідок збільшення швидкості молекул зумовлює зростання загальної енергії системи, збільшення відносного вмісту активних молекул, що рівнозначно зростанню V_р-ції . Залежність швидкості хімічної реакції від температури виражається правилом Вант-Гоффа: підвищення температури на кожні 10 градусів збільшує швидкість реакції в 2 - 4 рази.

γ – температурний коефіцієнт (γ = 2 - 4)

3) використання спеціальних речовин, які змінюють V_р-ції, цей процес називається каталізом; речовини які збільшують V_р-ції називаються каталізаторами, а які зменшують V_р-ції – інгібіторами.

4) природи реагуючих речовин – будови атомів, будови молекул, міцності хімічних зв’язків.

5) інших факторів: освітлення, опромінювання тощо.

 

Хімічна рівновага

Стан хімічної системи, коли швидкість прямої і зворотної реакцій однакові, називається хімічною рівновагою.

^{пряма зворотна}

V_{пр. р-ції} = k₁С_А^а· С_В^b,

або при хімічній рівновазі:

= k₂С_С^с· С_D^d

або при хімічній рівновазі:

K_p – константа рівноваги

У випадку хімічної реакції між газоподібними речовинами К_р процесу можна виразити за допомогою парціальних тисків (Р) газів, що беруть участь у реакції:

Напрям зміщення хімічної рівноваги при зміні концентрації реагуючих речовин температури і тиску (для газових реакцій) якісно визначається принципом Ле-Шательє: якщо на систему, що перебуває у стані рівноваги, чиниться який-небудь зовнішній вплив (змінюється С, Т, Р), то він сприяє перебігу тієї з двох протилежних реакцій, яка послаблює цей вплив.

Розглянемо реакцію синтезу амоніаку:

,

Щоб змістити рівновагу в сторону прямої реакції утворення NH₃ необхідно: а) збільшити концентрацію N₂ або Н₂; б) оскільки пряма реакція екзотермічна, необхідно знизити температуру: в) збільшити тиск тому, що реакція супроводжується утворенням меншої кількості газоподібних молекул.

 

Завдання для самостійного розв’язання

4.2.1. Відповісти на запитання

1. Як можна теоретично розрахувати та експериментально визначити: а) тепловий ефект хімічної реакції; б) швидкість хімічної реакції?

2. Привести приклади рівнянь необоротних реакцій, що протікають з утворенням слабких електролітів, газоподібних речовин; оборотних реакцій.

3. Охарактеризувати фактори та закономірності протікання хімічних процесів.

Розв’язати задачі

1. Визначити, за якої температури реакція:

С(графіт) + H₂O(г) → CO(г) + H₂(г) ∆G₂₉₈

стає термодинамічно можливою (G₂₉₈<0) (980 К)

2. Визначити початкову швидкість реакції із константою швидкості прямої реакції k у розчині, отриманому змішуванням 2л 0,6М розчину CH₃COOH і 3л 1М розчину NH₄OH.

(0,144)

3. У скільки разів збільшиться швидкість реакції при збільшенні температури від 50 С до 90 С? Температурний коефіцієнт реакції дорівнює 2,5. (39,06)

4. Як треба змінити температуру, тиск, концентрацію, щоб змістити хімічну рівновагу даних реакцій в сторону прямої реакції:

а) H₂(г)+I₂(г)↔2HI; ∆H₂₉₈>0

б) 2H₂S(г)↔2H₂(г)+2S(тв.); ∆H₂₉₈>0

в) PCl₅(г) ↔PCl₃(г)+Cl₂(г); ∆H₂₉₈<0

4.2.3 Виконати завдання

Визначити стандартну зміну ізобарного потенціалу за стандартних умов та температури Т, користуючись таблицями термодинамічних величин (Додаток Б) для процесів:

 

№ п/п	Вихідні речовини	Продукти реакції	Кількість продукту	Т, К
A	B	C	D
	N2O(г)	NH3(г)	H2O(р)	N2(г)	0,180кг	1435
	ZnO(к)	H2(г)	ZnS(к)	H2O(р)	0,485 кг	972
	CCl4(г)	O2(г)	CO2(г)	Cl2(г)	0,880 кг	899
	CaO(к)	C(граф)	CaC2(к)	CO(г)	1,360 кг	2426
	HCl(г)	O2(г)	Cl2(г)	H2O(г)	4,480м^3	277
	CaC2(к)	H2O(р)	C2H2(г)	Ca(OH)2	1,008 м^3	679
	C2H4(г)	O2 (г)	CO2(г)	H2O(г)	1,344 м^3	3572
	NH3(г)	H2SO4(р)	(NH3)2 SO4(к)	-	1,320 кг	1206
	H2(г)	NO2(г)	NH3(г)	H2O(г)	0,340 кг	2747
	ZnS(к)	O2(г)	SO2(г)	ZnO(к)	1,120м^3	2499
	Na2O(к)	CO2(г)	Na2CO3(к)	-	1,060 кг	291
	C2H6(г)	O2(г)	CO2(г)	H2O(г)	2,016м^3	1206
	NaNO3(к)	H2SO4(р)	HNO3(р)	Na2SO4(к)	0,315 кг	180
	Al2O3(к)	SO3(г)	Al2(SO4)3(к)	-	1,710 кг	288
	CH4(г)	H2O(г)	CO(г)	H2(г)	0,112 кг	3059
	SiO2(к)	NaOH(к)	H2O(р)	Na2SiO3(к)	0,090 кг	2236
	Fe2O3(к)	CO(г)	CO2(г)	FeO(к)	0,560м^3	5114
	CaO(к)	HCl(г)	CaCl2(к)	H2O(р)	5,550 кг	2089
	H2S(г)	O2(г)	SO2(г)	H2O(г)	0,640 кг	1008
	Na2CO3(к)	Ca(OH)2(к)	NaOH(к)	CaCO3(к)	0,800 кг	876
	FeS2(к)	O2(г)	SO2(г)	Fe2O3(к)	4,032м^3	425
	Fe(к)	Al2O3(к)	Al(к)	Fe2O3(к)	1,350 кг	1250
	CaCO3(к)	-	CaO(к)	CO2(г)	1,120 кг	533
	NaCl(к)	CaCO3(к)	Na2CO3(к)	CaCl2(к)	2,120 кг	836
	NO2(г)	H2O(г)	HNO3(г)	NO(г)	0,315 кг	288

 

Реактиви та обладнання

1. Розчини: хлоридна кислота (1М) або нітратна кислота (1М), натрій гідроксид (1М) або калій гідроксид (1М), натрій тіосульфат (2%), сульфатна кислота (2%), ферум (ІІІ) хлорид, амоній роданід, амоній хлорид кристалічний. 2. Обладнання: калориметр з термометром, хімічні склянки пробірки, секундомір.

Вказівки до техніки безпеки

Дотримуватися правил роботи з розчинами кислот, лугів, солей, хімічним скляним посудом.

 

Зміст звіту

4.6.1 Назва роботи

4.6.2 Мета роботи.

4.6.3 Вивчення загальних відомостей

4.6.4 Виконання завдань для самостійного розв’язання

4.6.5 Аналіз хімічних дослідів.

4.6.6 Висновки.

 

Лабораторна робота № 5

РОЗЧИНИ

Мета роботи: вивчити загальні властивості розчинів, дати порівняльну характеристику розчинам електролітів та неелектролітів, навчитися здобувати розчини заданої концентрації.

Загальні відомості

5.1.1. Загальна характеристика розчинів

Розчини - гомогенні системи, які складаються з двох або більше компонентів: дисперсійної фази – речовини, які рівномірно розподілені у вигляді молекул, атомів, йонів у дисперсійному середовищі – розчиннику. Розчинення речовин супроводиться зміною теплового ефекту. Цей факт та інші свідчать про хімічну взаємодію розчиненої речовини та розчинника.

При розчиненні речовини протікають процеси: руйнування хімічних зв'язків між частинками (атомами, молекулами, йонами) речовини, розчинника, що пов'язане з поглинанням теплоти; в цей час відбувається екзотермічний процес утворення сольватів (гідратів); дифузія сольватів (гідратів) між частинками розчинника (ендотермічний процес). Тепловий ефект розчинення - це сумарне значення вище вказаних процесів.

Розчинність речовини залежить від: природи речовини, температури, тиску (для газоподібних речовин) та інші. (Додаток Г).

Кількісно розчини характеризуються:

1. К_р - коефіцієнт розчинності, показує масу речовини, що припадає на 100 г розчинника (об'єм газоподібної речовини на 1 л розчинника)

2. ω - масова (об'ємна) частка розчиненої речовини

ω = (mреч./mр-ну.)·100%;

ω = (Vреч./V р-ну.) ·100%.

3. С_м - молярна концентрація, показує кількість розчиненої речовини, яка міститься в 1 л розчину

СМ = υ/ Vр-ну

СМ = m/(M· Vр-ну), моль/л

4. С_N - еквівалентна концентрація (нормальна) показує число еквівалентів (N_{екв .}) розчиненої речовини в 1 л розчину.

С_N = N_екв/V_розч.; С_N=m/(M_екв · V_розч.)

5. Титр - відношення маси речовини до об'єму розчинника

T = m_реч./V_розч.(мл)

 

5.1.2. Розчини електролітів

1. При розчиненні у воді електроліти дисоціюють з утворенням йонів, тому розчини електролітів проводять електричний струм.

HCl ↔ H⁺ + Cl^-; Al₂(SO₄)₃ ↔ 2Al³⁺ +3SO₄^2-;

NaOH ↔ Na⁺ + OH^-; KHCO₃ ↔ K⁺ + HCO₃

2. На процес дисоціації впливає: природа речовин, природа розчинника, температура.

3. Кількісною характеристикою процесу дисоціації є:

1) ступінь дисоціації (α)

α=С_{M. дис. м-л} /С_{М заг.};

Ступінь електролітичної дисоціації визначають експериментально за величиною ізотонічного коєфіціента і -поправлення від ідеальних систем, розбавлених розчинів неелектролітів

, k - число йонів, на яке дисоціює молекула електроліту.

2) для слабких електролітів - константа дисоціації К_Д.

Для рівняння: aA + bB = cC + dD

K_Д = (С_с^с·С_D^d)/(C_A^a·C_B^b); K_Д = Сα²/1-α (закон розбавлення Оствальда).

4. Дисоціація води. Йонний добуток води.

Чиста вода - слабкий електроліт.

Н₂О ↔ H⁺ + OH^- α=1,8·10^-9 (22°C)

2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-; H₃O⁺ - йон гідроксонію

К_Н2О = [H⁺] · [OH^-] - йонний добуток води.

В 1 л води (t° = 22°С) [H⁺] = [OH^-]=10^-7 йонів

К_Н2О=10^-7·10^-7=10^-14 - стала величина

Кислотні властивості розчинів (С.Серенсен,1909р) характеризуються величиною водневого показника рН = -lg [H⁺].

рН = від 1 до 14

рН = 7 - нейтральний розчин

рН < 7 - кислий

рН > 7 - лужний

5. Деякі солі при розчинені у воді підлягають гідролізу - розкладаються водою з утворенням слабких електролітів.

Zn²⁺ + HOH → ZnOH⁺ + H⁺; pH < 7

CO₃^2- + HOH → HCO₃^-+ OH^-; pH > 7

Збільшення температури сприяє прискоренню гідролізу.

 

5.1.2. Розчини неелектролітів

Розчини неелектролітів не проводять електричний струм, характеризуються колегативними властивостями, тобто властивості розчинів залежать лише від їхньої концентрації і не залежать від природи розчиненої речовини.

Кількісно характеризуються:

1) осмотичним тиском (Вант-Гофф, 1885р)

P_осм.= υRT/V_р-ну

2) законами Рауля:

ΔP = P₀·(υ_реч./ (υ_реч. + υ_р-ка)

ΔP - відносне зниження тиску пари над розчином

υ - кількість речовини

ΔТ_кип = K_e·C_m; ΔТ_крист = K_кр · C_m

ΔТ_кип - підвищення температури кипіння розчину в порівнянні з температурою кипіння розчинника;

ΔТ_крист. – зниження температури замерзання розчину в порівнянні з температурою замерзання розчинника;

C_m - моляльна концентрація розчину (показує кількість речовини (число молів) в 1000г розчинника)

К_е - константа ебуліоскопічна

К_кр. - константа кріоскопічна

К_е, К_кр - залежать від природи розчинника

 

Завдання для самостійного розв'язання

5.2.1. Відповісти на запитання, виконати завдання

1. Дати характеристику дисперсійним системам.

2. Порівняти властивості та кількісну характеристику розчинів електролітів та неелектрлітів.

3. Привести приклади рівнянь реакції обміну (в молекулярному та йонному виглядах) з утворенням нерозчинної речовини, газоподібної речовини, слабкого електроліту.

4. Скласти рівняння реакцій гідролізу солей FeCl₃, K₂CO₃, CH₃COONH₄. Вказати pH середовища.

 

5.2.2 Розв'язати задачі

1. Визначити ω, С_м, С_N розчину сульфатної кислоти, якщо в 24,5 г розчину міститься 4,9 г H₂SO₄, ρ_р-ну = 1,139 г/см³

(20%, 2,325 М, 4,65 N)

2. Визначти pH 0,01М розчину хлоридної кислоти.

(2)

3. Визначити масу 98%-ного розчину сульфатної кислоти, необхідну для приготування 500г 25%-ного розчину

(127,6г)

Реактиви та обладнання

1. Розчини: хлоридна кислота (2N), концентрована, етанова (оцтова) кислота (2N), сульфатна кислота концентрована, натрій гідроксид (0,1N), аргентум нітрат, натрій карбонат, натрій ацетат концентрований, амоній нітрат, амоній карбонат, калій хлорид. 2. Речовини: натрій хлорид кристалічний, універсальний індикатор. 3. Обладнання: технохімічні терези, бюретка. нагрівальний прилад, хімічний посуд, мірна піпетка.

Вказівки до техніки безпеки

Дотримуватися правил роботи з розбавленими та концентрованими розчинами кислот, нагрівальними приладами, хімічним склом.

 

Зміст звіту

5.6.1. Назва роботи.

5.6.2. Мета роботи.

5.6.3. Вивчення загальних відомостей

5.6.4. Виконання завдань для самостійного розв’язання.

5.6.5. Аналіз досліду, математична обробка результатів експерименту.

5.6.6 Висновки

Лабораторна робота №6

Загальні відомості

<