Кафедра неорганической и аналитической химии

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
ТЕХНОЛОГИЙ И УПРАВЛЕНИЯ

(образован в 1953 году)

__________________________________________________________

Кафедра неорганической и аналитической химии

 

 

Для дистанционного

обучения

 

Н.Н. Роева, Е.М. Голик, З.И. Кочергина

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Журнал лабораторных работ для студентов ДФО

Курса технологических специальностей

Часть 1

www.msta.ru

Москва – 2007

Содержанние

 

Лабораторная работа 1Строение атома, периодический закон Менделеева;

Химическая связь, строение молекул................................3

Лабораторная работа 2 Основные классы неорганических соединений...................8

Лабораторная работа 3 Скорость химической реакции............................................12.............Лабораторная работа 4Электрическая диссоциация, ионные реакции обмены.

Произведение растворимости..............................................18

Лабораторная работа 5 Ионное произведение воды. Водородный показатель

Гидролиз солей.....................................................................24

Лабораторная работа 6 Окислительно-восстановительные реакции......................28

Лабораторная работа 7 Типы окислительно-восстановительных реакции............33

..............Лабораторная работа 8. Комплексные соединения................................................. 36

Лабораторная работа 9 Основные количественные законы химии........................40

 

Лабораторная 1

Строение атома, периодический закон Менделеева

Скорость химических реакций

Скорость химических реакций (V) измеряется измерением концентрации

реагирующих веществ (∆C) в единицу времени (∆τ):

∆C

V=+

∆τ

Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ, их

концентрации, температуры. В области умеренных температур она

определяются правилом Вант-Гоффа: «При повышении температуры на

каждые 10⁰ скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза».

T₂-T₁

V₂ = V₂ • γ

где V₁ и V₂ – скорость реакций при температурах Т₂ и Т₁;

γ - температурный коэффициент;

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих

веществ определяется законом действующих масс: «Скорость химических

реакции при данной температуре прямо пропорциональна произведению

концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их стехиометрическим

коэффициентам».

Так, для уравнения реакции, записанном в общем виде:

a^A + b^B = c^C V = KC^m_ACⁿ_B,

где C_A и C_B - молярные концентрации реагирующих веществ в данный момент

времени;

m, n- коэффициенты в уравнении скорости реакции, они равны

стехиометрическим коэффициентам только в случае одностадийной реакции.

Катализаторы – вещества, изменяющие скорость реакции, но сохраняющие

Свой состав и количество неизменным. Катализ бывает гомогенным

(все вещества, включая катализатор, находятся в одинаковом фазовом состоянии)

и гетерогенным (катализатор и вещества находятся в различных фазовых

состояниях)

Подробный теоретический материал представлен в лекции по данной теме,

имеющийся на кафедре.

 

Опыт 3.1. Зависимость скорость химических реакции от концентрации реагирующего вещества (Na₂S₂O₃).

Зависимость скорости реакции от концентрации рассмотрите на примере:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = S + Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O

Признаком протекания реакции является помутнение раствора вследствие выпадения серы.

 

Заполните три бюретки: первую – 1н раствором серной кислоты, вторую- 0,05н. Раствором тиосульфата натрия, третью – водой.

Налейте в три пробирки из бюретки по 2,5 мл серной кислоты.

В три конические колбы налейте: в первую – 2, 5 мл раствора тиосульфата натрия и 5 мл воды, во вторую 5 мл раствора тиосульфата натрия и 2,5 мл воды, в третью – 7,5.мл тиосульфата натрия.

В первую колбу прилейте из пробирки отмеренное количество раствора серной кислоты и быстро перемешайте полученную смесь. Отметьте время помутнения раствора. Проделайте тоже самое с оставшимися колбами. Результаты опыта внесите в таблицу. По результатам опыта постройте график в координатах V (C)

 

 

Номер колбы	Объем раствора в мл	Относит. конц. Na2S2O3	Время Начала помутне ния	Относит. скорость реакции
Na2S2O3	H2O	H2SO4	Общий объем	Vтеор.	Vgh/
	2,5		2,5
		2,5	2,5
	7,5	-	2,5

Проанализируйте график и сделайте вывод о влиянии концентрации на скорость реакции. Вывод:

 

 

Опыт 3.2. Зависимость скорости реакции от температуры.

В три пробирки налейте по 3мл 0,1н раствора тиосульфата натрия. В одну из них при комнатной температуре (измерить) внесите каплю раствора серной кислоты, растворы перемешайте встряхиванием и включите секундомер. Определяют время начала помутнения.

Другую пробирку поместите в водяную баню с температурой, превышающей комнатную на 10⁰. После того, как в пробирке и бане температуры сравняются, в пробирку добавьте каплю серной кислоты, растворы перемешайте и определите время начала помутнения раствора.

Аналогично проведите опыт с третьей пробиркой, но температуру в ней установите выше комнатной на 20⁰.

Результаты наблюдений занесите в таблицу:

 

№ пробирки	Температура опыта, t^0C	Время реакции	Условная скорость V =1/ τ
Эталон

 

В координатах V(t) по данным опыта постройте график.

 

 

Проанализируйте график и сделайте вывод о влиянии температуры на скорость реакции. Вывод:

 

Опыт 3.3. Влияние катализатора на скорость химической реакции.

В две пробирки налейте по 2-3 мл пероксида водорода. В одну пробирку внесите немного катализатора – оксида марганца (IV). Нагрейте смесь. В какой пробирке разложение пероксида водорода идет быстрее? Напишите уравнение реакции.

 

Упражнения

1. Какая из реакций (прямая или обратная) является гомогенной в системе:

2H₂S_(газ) + O_2(газ) ↔ 2S_(ТВ.) + 2H₂O_(газ)?

2. Назовите факторы, влияющие на скорость реакции и константу скорости химической реакции.

 

3. Во сколько раз увеличивается скорость химической реакции при повышении температуры от 30⁰ до 50⁰, если температурный коэффициент равен 3?

 

4. Напишите выражения скорости прямых химических реакций для следующих систем:

C_(т) + O_2(г) = CO_2(г)

2HJ_(ж) = J_2(т) + H₂­

Fe_(т) + 6HNO_3(ж) = Fe(NO₃)_3(ж) + 3NO₂­ + 3H₂O_(ж)

4KMnO_4(р-р) + 4KOH_(р-р) = 4K₂MnO_4(р-р) + O₂­+ 2H₂O_(ж)

 

Задачи: 326, 329, 330, 331, 335.

 

Химическое равновесие

Химическое равновесие – это состояние, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой (для обратимых реакций).

Для уравнения обратимой реакции в общем виде:

_aA + _bB «_cC + _dD выражение для константы химического равновесия (К) имеет вид:

[C]^c [Д]^d

K =

[A]^a [B]^b

где А, В, С и Д – равновесные концентрации; а, в, с, d – показатели степени.

В выражение константы равновесия концентраций веществ, находящихся в твердом состоянии, не входят.

Химическое равновесие можно сместить. Направление смещения определяется принципом Ле Шаталье: «Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать воздействие извне (изменить С, Т⁰ и Р), то равновесие сместиться в направление той реакции, которая ослабляет произведенное воздействие».

При увеличении давления равновесие смещается в сторону той реакции, которая сопровождается уменьшением числа молей газообразных веществ.

При уменьшении давления равновесие смещается в сторону той реакции, которая сопровождается увеличением числа молей газообразных веществ.

Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, понижение температуры - в сторону экзотермической реакции.

Подробный теоретический материал представлен в лекции по данной теме,

имеющийся на кафедре.

Опыт 3.4. Смещение химического равновесия вследствие изменения концентрации реагирующих веществ.

В пробирку на ¾ заполненную водой, добавьте по 1 капле концентрированных растворов хлорида железа (Ш) и роданида калия. Какую окраску имеет раствор? Напишите уравнение реакции. Полученный раствор разделите на 4 пробирки. Первую оставьте для сравнения, во вторую добавьте 3-5 капель концентрированного раствора хлорида железа (Ш), в третью – 2-3 капли концентрированного раствора хлорида калия. Результаты эксперимента запишите в таблицу.

Результаты наблюдений:

№ пробирки	Увеличение концентрации	Изменение окраски	Смещение равновесия

 

Опыт 3.5. Смещение химического равновесия под влиянием температуры.

Опыт проводят в приборе из двух стеклянных баллонов, соединенных трубкой и заполненных оксидом азота (IV).

 

Бурый оксид азота (IV) при обыкновенной температуре находится в равновесии с бесцветной четырех окись азота (IV)

димеризация

NO₂ + NO₂ «N₂O₄ + 54,34 кДж

диссоциация

 

Один из шаров помещают в стакан с теплой водой, другой – в стакан, наполненный водой со льдом. Какие изменения происходят? Почему?

Опыт 3.6. Влияние площади поверхности на скорость реакции в гетерогенной

системе.

Отвесьте на технических весах примерно 0,5г кускового мрамора. Уравновесьте его порошком мрамора. Налейте в две пробирки по 5мл 10% раствора соляной кислоты. Одновременно внесите кусочек мрамора в одну их пробирок, а порошок в другую. Засеките время, которое потребовалось для полного растворения мрамора в обоих случаях. Рассчитайте для обоих случаев относительную скорость реакции (V=1/τ). В каком случае скорость химической реакции больше и почему?

 

 

Упражнения

1.Составьте выражение констант химического равновесия для систем:

CaCO₃ «CaO_(тв) + CO₂ ­

2C_(тв) + O_2(г) «2CO_(г)

4HCl_(тв) + O_2(г) «2H₂O_(тв) + 2Cl₂ ­

2. В какую сторону сместиться равновесие реакций при увеличении давления? Почему?

4NH_3(г) + 3O_2(г) «2N_2(г) + 6H₂O_(ж)

PbO_(тв) + H_2(г) «Pb_(тв) + H₂O_(пар)

NO_2(г) + NO_(г) «N₂O_3(г)

3. В какую сторону сместиться равновесие реакций при увеличении температуры? Почему?

2H_2(г) + O_2(г) «2H₂O_(ж) + 568 кДж

CJCl₂ «CO + Cl₂ – 113 кДж

4. Влияет ли катализатор на состояние химического равновесия? Почему?

 

 

5. Как следует изменить температуру, давление и концентрации компонентов системы N_2(г)+ 3H_2(г) «2NH_3(г)+ 92 кДж, чтобы повысить выход аммиака? Давайте обоснование ответа.

 

 

Задачи: № 99, 110, 116, 123, 129, 131.

 

Лабораторная работа 4

И растворения осадков.

Произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в насыщенном растворе называется произведением растворимости ПР (при данной температуре величина постоянная):

 

ПР AgCl= [Ag⁺] [Cl^-]

ПР Ca₃(PO₄) ₂= [Ca²⁺]³ [PO₄ ^3-]²

 

Осадок из раствора выпадает в том случае, когда произведение концентрации его ионов в растворе превышает значение произведения растворимости.

Например: [Ag⁺] [Cl^-] > ПР_AqCl.

Для растворения осадка нужно добавить электролит, ионы которого связывают один из посылаемых осадком в раствор ионов в молекулы слабого электролита. Для перехода одного осадка в другой нужно добавить электролит, ионы которого связывают один из посылаемых осадком в раствор ионов в молекулу другого осадка с меньшим значением произведения растворимости.

Опыт 4.5. Взаимодействие осадков с ионами других электролитов (образование и растворение осадков)

4.5.1. В пробирку с 1мл сульфата магния добавить 1мл гидроксида натрия. Какой осадок образуется? К образовавшемуся осадку прилить избыток соляной кислоты. Будет ли растворяться осадок? Почему? Напишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения.

 

4.5.2. В пробирку с 1мл р-ра нитрата серебра добавьте 1мл раствора хлорида натрия. Какой осадок образуется? К образовавшемуся осадку прилейте 1мл р-ра сульфида натрия. Что наблюдается? Зная численные значения ПР_AgCl и ПР_AgS обьясните происходящие с осадком изменения. Напишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения.

ПР_AgCl=1.7*10^-10 ПР_AgS=6.3*10^-50

Упражнения

1. Что называется процессом электрической диссоциации, какие вещества называются электролитами?

2. Напишите уравнение диссоциации на ионы в растворе следующих веществ: H₂SO₃

Ba(OH)₂;

KH₂PO₄;

NaHS;

CrOHSO₄;

CuOHNO₃.

3. Подчеркните формулы электролитов: N₂O; Cu(NO₃)₂; NHO₃; C₆H₁₂O₆.

4. Подчеркните, среди приведенных электролитов, слабые электролиты: HCl, NH₄OH, Ca(OH)₂, HClO₄, HCN, H₂CO₃, CuSO₄, Fe(CNS)₃, HJ.

5. Напишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения реакций взаимодействия:

Нитрата железа(Ш) с гидроксидом натрия

 

Карбоната натрия с серной кислотой;

 

 

Сульфата железа(Ш) с хлоридом бария;

 

Сульфата аммония с азотной кислотой;

 

Хлорида кальция с карбонатом натрия.

 

6. Составьте молекулярные уравнения реакций, соответствующих следующим ионным уравнениям:

3Ba²⁺ + 2PО₄^3- = Ba₃(PO₄)₂

 

Pb²⁺ + 2OH^- = Pb(OH)₂

 

H⁺ + OH^- = H₂O

 

CH₃COO^- + H⁺ = CH₃COOH

 

7. Что такое произведение растворимости труднорастворимого электролита?

Какие условия необходимы для: а) образования, б) растворения осадка?

 

 

Задачи: 392, 402, 417, 436, 438.

Лабораторная работа 5

Комплексные соединение

Строение комплексных соединений согласно координационной теории Вернера: [Co(NH₃)₆]Cl₃

Внутренняя координационная сфера

 

NH₃

NH₃ NH₃ ^-

Co^{3+ -}

NH₃ NH₃ ^-

NH₃ внешняя

координационная

сфера - ионы Cl^-

Лиганды Комплексообразователь

NH₃ Co³⁺

Координационное число (количество присоединяемых лигандов): КЧ_Со³⁺ = 6.

 

Диссоциация комплексных соединений:

1. Первичная диссоциация (хорошо растворимые комплексные соединения диссоциируют по типу сильных электролитов, α> 30%)

[Co(NH₃)₆]⁺³ ® [Co(NH₃)₆]⁺³ + 3Cl^-

2. Вторичная диссоциация – по типу слабых электролитов

[Co(NH₃)₆]⁺³ «Co³⁺ + 6NH₃

Выражение константы нестойкости комплексного иона:

 

[Co³⁺] [NH₃]⁶

Кн =

[Co(NH₃)₆³⁺]

Классификация и номенклатура комплексных соединений.

В зависимости от того, какой электрический заряд несет комплексный ион, различают катионные, анионные, катионно-анионные и нейтральные комплексы.

При составлении названий комплексных соединений сначала называют анион (в именительном падеже), а затем катион (в родительном).

Названия комплексных ионов начинают с названия лигандов. Для обозначения лигандов приняты следующие наименования:

 

 

NH₃ - амино CNS^- - родано F^- - фторо

Н₂О – аква - Сl^- - хлоро Br^- - бромо

CN^- - циано- ОН^- - гидроксо- NO₂- нитро

 

Перед названием лигандов греческими числительными указывается их количество (2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса, 8 - окто). Если присутствуют несколько лигандов, то их перечисляют в алфавитном порядке.

 

После лигандов называют комплексообразователь, указывая его степень окисления.

В комплексном катионе для обозначения комплексообразователя используют русское название элемента, а после него в скобках римской цифрой указывают его степень окисления. Например:

[Co(NH₃)₄Cl₂]Cl – хлорид тетраамминдихлорокобольта (Ш); в комплексном анионе для обозначения комплексообразователя используют латинские названия элемента с добавлением окончания – «-ат». Например:

K₃[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (Ш) калия.

Катионо-анионный комплекс:

[Pt(NH₃)₄][PtCl₄] тетрахлорплатинат (II) тетрааммиплатины (II)

В названии комплексных неэлектролитв степень окисления комплексообразователя, как правило, не указывается

[Co(NH₃)₃Cl₃] – триаммитрихлорокобальт.

 

 

Опыт 8.1. Получение комплексных солей.

8.1.1. К раствору нитрата серебра добавьте концентрированный раствор хлорида натрия. Что наблюдается? Напишите молекулярное и ионные уравнения реакций.

 

8.1.2. К образовавшемуся осадку добавьте до его исчезновения раствор гидроксида аммония.(Оставьте пробирку для опыта 8.2.) Что наблюдается? Напишите молекулярное и -ионные уравнения реакций.

 

8.1.3. В пробирку налейте 5-10мл раствора хлорида меди (II). Добавьте по каплям раствор гидроксида аммония. Что образуется? Напишите молекулярное и -ионные уравнения реакций.

 

8.1.4. К образовавшемуся осадку добавьте избыток гидроксида аммония. Почему растворился осадок? Напишите молекулярное и -ионные уравнения реакций.

 

Опыт 8.2. Разрушение комплексных соединений при действии осадителей.

Полученное в опыте 8.1.2. комплексное соединение серебра разделите на 4 пробирки. Добавьте: в первую – иодид калия, во вторую – сульфид аммония, в третью – гидроксид натрия. Четвертую пробирку оставьте для дальнейших опытов. Что происходит в пробирках? Объясните наблюдаемые (или нет) явления с точки зрения константы нестойкости комплексного иона и произведений растворимости осадков:

К_{н хлорида диаминосеребра} = 6,8∙ 10^-8; ПР_AgJ = 1,5 ∙10^-16; ПР_{сульфида серебра} = 1.6 ∙10^-8

ПР_AgOH = 1.6 ∙10^-8

Наблюдения:

1 пробирка, уравнение:

 

 

Вывод:

 

2 пробирка, уравнение:

 

 

Вывод:

 

3 пробирка, уравнение:

 

 

Вывод:

 

Опыт 8.3. Разрушение комплексных соединений при разбавлении.

8.3.1. К раствору хлорида кобальта (II) добавьте концентрированный раствор роданида калия до изменения цвета раствора из розового в синий. Какое комплексное соединение образовалось? Напишите уравнение реакций.

 

8.3.2. Полученный в опыте 8.3.1. раствор сильно разбавьте водой. Что происходит? Чем это объясняется?

 

Опыт 8.4. Окислительно – восстановительные реакции комплексных соединений.

В пробирку с полученным в опыте 8.1.2. комплексным соединением добавьте металлический цинк. Что образуется? Напишите молекулярное и ионные уравнения полуреакций.

Наблюдения:

 

Уравнение:

 

 

Упражнения

1.Чему равна степень окисления комплексообразователя в следующих соединениях?

а) K₃[Cr(CN)₆] СО = б) Na[Ag(NO₂)₂] СО =

в) K₂[MgF₈] СО = г) [Co(H₂O)₂(NH₃)₃Cl]Cl₂ СО =

д) K[Cr(Н₂O)₂Cl₄] СО =

2.Определите заряд (х) следующих комплексных ионов и координационное число комплексообразователей

а) [Pd(NH₃)₂(H₂O)Cl]_x х = б) [Co(NO₂)₄(NH₃)₂]_x х =

в) [PtCl(OH)₅]_x х = г) [Au(CN)₂Br₂]_x х =

Степени окисления комплексообразователей равны:а) +2, б) +3, в) +4, г) +3

3.Константы нестойки комплексных ионов равны:

а) 1,3∙10^-3, б) 5,3 ∙10^-21, в) 1∙10^-13. Какой из ионов будет наиболее прочным? (Подчеркнуть) Почему?

 

 

4.В каком из растворов можно обнаружить ионы Cu²⁺:

CuCl₂ ∙2KCl, [Cu(NH₃)₄]Cl₂, K₂[Cu(CN)₄].

Объясните почему?

 

5.Назовите следующие комплексные соединения:

K₃[Co(NO₂)₆] –

[Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl –

[Ni(NH₃)₆]SO₄ –

K₂[Zn(CN)₄] –

6.Какой комплексный ион должен быть прочнее? Ответ дайте не прибегая к числовым значениям К_н.

а) [Co(NH₃)₆]⁺² или [Co(NH₃)₆]⁺³

б) [Fe(CN)₆]^3- или [Fe(CN)₆]^4-

в) [Co(NH₃)₄]²⁺ или [Co(CN)₄]^2-

7.Будут ли протекать следующие реакции? Ответ мотивируйте значениями К_н; ПР.

а) K₂[Cd(CN)₄] + H₂S ↔ CdS ¯+

К_н = 1,4*10^-17 ПР_CdS = 1*10^-29

 

б) K₂[Cd(CN)₄] + NaOH ↔ Co(OH)₂ ¯+

К_н = 1,4*10^-17 ПР Co(OH)₂ = 1.2*10^-14

Лабораторная работа 9

Неорганическая химия

Журнал лабораторных работ для студентов ДФО 1 курса технологических специальностей часть 1

Редактор: Свешникова Н.И.

 

Подписано к печати:

Тираж

Заказ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
ТЕХНОЛОГИЙ И УПРАВЛЕНИЯ

(образован в 1953 году)

__________________________________________________________

Кафедра неорганической и аналитической химии

 

 

Для дистанционного

обучения