Правила работы в химической лаборатории

НАВСТРЕЧУ 50 – ЛЕТИЮ УНИВЕРСИТЕТА

 

КАФЕДРА ФИЗИКИ И ХИМИИ

 

 

ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ

ПО КУРСУ «ОБЩАЯ ХИМИЯ»

для студентов очной и заочной форм обучения

 

 

Минск 2003

УДК 546

 

Лабораторный практикум предназначен для лучшего усвоения студентами программного материала общетеоретической и прикладной части курса общей химии.

Лабораторный практикум по курсу общей химии для студентов очной и заочной форм обучения рассмотрен на заседании методической комиссии агроэнергетического факультета и рекомендован к изданию на ротапринте БГАТУ.

Протокол № 6 от 20 декабря 2002 г.

Составители: доцент, к.х.н. Корнилова Н. Н.,

старший преподаватель Полушкина С. И.

Рецензенты: профессор кафедры химии БГПУ

им. М. Танка, д.х.н. Пшеничный В. Н.;

к. ф.-м. наук, доцент Новиков В. П.

Введение

В лабораторном практикуме обобщен опыт организации учебного процесса по курсу общей химии в Белорусском государственном аграрном техническом университете.

Использованы также разработки, выполненные сотрудниками кафедры химии Белорусского национального технического университета под руководством профессора, доктор химических наук Яглова В.Н.

Лабораторный практикум составлен в соответствии с рабочей программой по курсу общей химии. Он предусматривает лабораторные работы для всех специальностей, а также лабораторные работы для отдельных специальностей и специализаций с учётом специфики сельскохозяйственного вуза и межпредметных связей.

Специфика преподавания общей химии студентам нехимических специальностей состоит в том, что требуется в короткий срок научить основным приёмам экспериментальной работы, умению наблюдать и самостоятельно делать выводы, что чрезвычайно важно в плане закрепления и более глубокого осмысления теоретического материала. Правильно поставленный эксперимент позволяет проследить закономерности химических процессов, исследовать влияние различных факторов на то или другое явление, запомнить свойства веществ, а также способствует развитию творческого мышления.

При описании опытов авторы ставили перед собой целью привить студентам навыки самостоятельного теоретического толкования наблюдений и выводов, вытекающих из эксперимента. Поэтому при описании опытов поставлен ряд вопросов и даны указания: на что следует обратить внимание, в каком направлении сформулировать выводы и т.д.

Практикум предусматривает индивидуальное выполнение работ каждым студентом. Лишь в отдельных случаях, если ограничено число приборов, работы могут выполняться группами по 2–3 студента.

При работе полумикрометодом занятия становятся более организованными, т.к. каждый студент обеспечивается компактным набором всех реактивов, посуды и приборов, что позволяет сосредоточенно работать. Применение малых количеств реактивов приучает к аккуратности, резко уменьшает расход химических веществ, позволяет применять в практикуме дорогостоящие и дефицитные реактивы, способствует меньшему загрязнению воздуха в лаборатории, сводит к минимуму неблагоприятные воздействия химических веществ, обеспечивает безопасность.

При подготовке к лабораторной работе студент должен по учебнику, конспекту лекций, методическим указаниям изучить программный теоретический материал, разобраться в решении типовых задач по данной теме, чтобы выполнить задание предлабораторного контроля и получить допуск к выполнению лабораторной работы. После этого ознакомиться с целью работы, описанием опытов. Письменно в тетради для лабораторных работ оформить соответствующий протокол работы.

Протокол работы должен включать:

1) название лабораторной работы и дату выполнения,

2) цель работы,

3) наименование опыта,

4) краткое описание хода опыта и наблюдений с обязательными ответами на вопросы, имеющиеся в тексте к лабораторной работе,

5) уравнения реакций,

6) числовые данные с вычислениями,

7) рисунок прибора или схему,

8) выводы.

После окончания лабораторной работы студент приводит в порядок рабочее место. По каждой выполненной работе студент сдаёт зачёт. При этом он предъявляет свою тетрадь преподавателю с полностью оформленной лабораторной работой. При сдаче зачёта студент должен хорошо разбираться в теоретических вопросах, относящихся к выполняемой работе, ясно излагать условия опыта, описывать наблюдавшиеся явления, уметь составлять молекулярные, ионные уравнения, протекавших реакций, правильно делать соответствующие выводы.

 

Правила работы в химической лаборатории

1. Работайте аккуратно, без лишней торопливости; соблюдайте в лаборатории тишину.

2. Работайте всегда на одном и том же месте; желательно в халате.

3. Не загромождайте рабочее место портфелями, свертками, сумками и т.п. Для них в лаборатории отведены специальные столы.

4. Прежде, чем приступить к работе по данной теме, тщательно изучите ее описание. Необходимые приборы и реактивы представлены на рабочем столе.

5. Внимательно наблюдайте за ходом опыта, отмечая и записывая каждую его особенность (выпадение и растворение осадков, изменение окраски, температуры и т.д.).

6. Расходуйте для осуществления химических реакций то количество реактивов, которое рекомендовано в указаниях по выполнению опыта, а если нет специальных оговорок – минимальное.

7. Не уносите приборы, аппараты, реактивы общего пользования на свое рабочее место. Закрывайте склянки с реактивами соответствующими пробками, не путайте их во избежание загрязнения реактивов.

8. Работы с вредными веществами проводите только под тягой. Концентрированные кислоты и щелочи наливайте осторожно в вытяжном шкафу; не уносите их на свои рабочие столы.

9. Если случайно прольете кислоту или щелочь, то быстро смойте их интенсивной струей воды из водопроводного крана, а потом обратитесь к дежурному лаборанту и по его указанию приведите в надлежащий порядок свое рабочее место.

10. Не выливайте в раковину отработанные концентрированные кислоты и щелочи, а пользуйтесь для этого специально отведенной посудой, установленной под тягой. Отработанные металлы складировать в специальную емкость. Бумагу и остатки твердых веществ бросайте в урну.

11. При работе постоянно следите за тем, чтобы реактивы (особенно кислоты, щелочи) не попадали на лицо, руки, одежду.

12. При нагревании реактивов или жидкостей не наклоняйтесь над сосудом во избежание попадания брызг на лицо, одежду, обувь.

13. При нагревании жидкостей в колбе не держите ее отверстием к себе или в

сторону соседа.

14. Не нюхайте выделяющиеся газы, близко наклоняясь к сосуду. Если нужно понюхать газ, то следует сделать это осторожно, слегка направляя рукой поток воздуха к себе.

15. В случае ожога (пламенем горелки или горячим предметом) обожженное место смочить крепким раствором марганцовокислого калия. Можно приложить ватку, смоченную жидкостью от ожога.

16. При разбавлении щелочей, кислот и т.п. веществ, а также при мытье посуды с веществами, разъедающими кожу рук, обязательно надевать резиновые перчатки.

17. В конце работы уберите рабочее место, выключите воду, электроприборы.

Запрещается:

1. Работать с включенными токоприемниками одному.

2. Принимать пищу в химической лаборатории.

3. Работать в химической лаборатории в неаккуратно застегнутой одежде, с распущенными волосами.

4. Нагревать на открытом огне горючие жидкости.

5. Сливать горячие растворы в толстостенную посуду.

6. После прохождения инструктажа каждый студент расписывается в специальном журнале по технике безопасности, который хранится на кафедре.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1

 

Цель опыта

Определить содержание чистого вещества СаСО₃ в исследуемом образце карбоната кальция.

Выполнение опыта

Прибор для выполнения опыта состоит из бюретки (1), двухколенной пробирки (2) и уравнительной склянки (3) наполовину заполненной уравновешивающей жидкостью – насыщенный раствор гидрокарбоната натрия NaHCO₃ (рис. 1.1). Жидкость в обоих коленах прибора должна находиться на одном уровне и приближаться к нулевому делению.

Получить у лаборанта навеску карбоната кальция. В одно колено пробирки (2) поместить навеску карбоната кальция, в другое – налить 3-4 см³ раствора соляной кислоты с массовой долей HCl равной 10 %.

Рис. 1.1. Прибор для выполения

работы

 

Присоединить реакционную пробирку (2) к прибору. Подготовить прибор к работе и проверить на герметичность. Для этого, не снимая пробирку (2), приподнять уравнительную склянку (3) на 20-25см выше края бюретки (1). Если уровень жидкости в бюретке не меняется – прибор герметичен. Установить на одном уровне жидкость в бюретке (1) и уравнительной склянке (3). Записать показания первоначального уровня жидкости в бюретке (1) по нижнему мениску (V₁). Перелить раствор кислоты в колено пробирки, где находится карбонат кальция. Образующийся в результате реакции оксид углерода (IV) вытесняет жидкость из бюретки и ее уровень опускается.

СаСО₃ + 2НСl = CaCl₂ + H₂CO₃ (1.1)

H₂O CO₂

Наблюдения и выводы

Когда весь карбонат кальция прореагирует, прекратится изменение уровня жидкости в бюретке и прибор охладится до комнатной температуры, необходимо привести давление в приборе к атмосферному, совместив уровни в обоих коленах прибора (не снимая пробирку (2)). Записать положение уровня жидкости в бюретке после опыта (V₂). Объем выделившегося газа будет равен:

V(CO₂)= (V₂ - V₁), см³ (1.2)

Определить барометрическое давление и температуру. Давление водяного пара над насыщенным раствором гидрокарбоната натрия принять равным давлению пара над водой при температуре опыта (табл.1.1).

Экспериментальные данные:

- масса навески карбоната кальция – m (обр.), г;

- объем выделившегося газа – V (СО₂), см³;

- температура опыта (по термометру) – Т, К;

- атмосферное давление (по барометру) – р, мм. рт.ст.;

- давление насыщенного водяного пара

при температуре опыта – р (Н₂О), мм. рт.ст.

Таблица 1.2

Зависимость давления пара над водой в зависимости от температуры

 

Температура, ^оС	Давление, мм.рт.ст.	Температура, ^оС	Давление, мм.рт.ст.
	12,79 13,63 14,53 15,48 16,48 17,54 18,65 19,83		21,07 22,38 23,76 25,21 26,74 28,35 30,04 31,82

Полученный объем газа – V(СО₂) пересчитать на нормальные условия по объединенному газовому закону

P V P_o V_o

------- = --------; (1.3)

T T_o

V(CO₂) 273 [р – р(Н₂О)]

V_o(CO₂) = -------------------------------; (1.4)

Т

По стехиометрии реакции (1.1) определить массу (m(СаСО₃)) прореагировавшего чистого карбоната кальция.

Рассчитать чистоту (массовую долю) карбоната кальция в исследуемом образце:

m (СаСО₃)

ω (СаCO₃ )_опыт. = --------------. (1.5)

m (обр.)

Определить абсолютную (D) и относительную (e) ошибки опыта. Теоретическое значение массовой доли СаСО₃ в образце узнать у преподавателя.

D = ω (СаCO₃ )_теор. - ω (СаCO₃ )_опыт. (1.6)

 

D

e = -------------------- 100%. (1.7)

ω (СаCO₃ )_теор.

Опыт 2. Определение молярной массы эквивалента карбоната кальция

Эквивалент – условная частица вещества (В) в Z_B раз меньше, чем соответствующая ему формульная единица. Число Z_B называют эквивалентным числом и опреляют по химической реакции, в которой участвует данное вещество.

Молярная масса эквивалента М_э(В) есть отношение молярной массы вещества М_В к числу эквивалентности Z_B. Единица измерения – г/моль, кг/моль.

М_В 1 16

М_э(В) = -------; М_э(Н) =--- = 1 г/моль; М_э(О) =----- = 8 г/моль.

Z_B. 1 2

Количество вещества эквивалентов n_э(В) (единица – моль) равно произведению числа эквивалентности Z_B на количество вещества n_B:

n_э(В) = Z_B n_B. (1.8)

Объем молярной массы эквивалентов газообразного вещества (В) при нормальных условиях V_Mэ(В) есть отношение молярного объема газообразного вещества к числу эквивалентности:

V_n(В)

V_Mэ(В) = ----------, л/моль. (1.9)

Z_B

 

22,4 22,4

V_Mэ(Н₂) = ------ = 11,2 л/моль; V_Mэ(О₂) = ------ = 5,6 л/моль;

2 4

 

Закон эквивалентов: все вещества реагируют в равных количествах вещества эквивалентов. n_э(В₁) = n_э(В₂), т.е. массы реагирующих веществ пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ.

m_B M_э(B₁) m_B M_э(B₁)

------ = ----------; (1.10) или ---- = ------------, (1.11)

m_B M_э(B₂) V_B V_Mэ(В₂)

если одно из реагирующих веществ – газ.

m_B и m_B – массы реагирующих веществ;

M_э(B₁) и M_э(B₂) – молярные массы эквивалентов реагирующих веществ;

V_Mэ(В₂) – объем молярной массы эквивалентов газообразного вещества;

V_B – объем газа при нормальных условиях.

 

Цель опыта

Определить молярную массу эквивалента карбоната кальция.

Выполнение опыта

Аналогично опыту 1.

Наблюдения и выводы

По закону эквивалентов рассчитать молярную массу эквивалента карбоната кальция:

m (CaCO₃) V_o(CO₂) m (CaCO₃) V_э(CO₂)

--------------- = --------------, откуда M_э(СаСО₃)_опыт. = ---------------------------,

M_э(СаСО₃) V_э(CO₂) V_o(CO₂)

где V_э(CO₂) = 11200мл/моль.

 

Рассчитать теоретическое значение молярной массы эквивалента карбоната кальция по формуле:

М(СаСО₃)

M_э(СаСО₃)_теор.= ----------------,

n В

 

М(СаСО₃) – молярная масса карбоната кальция, г/моль;

В - валентность металла в молекуле СаСО₃;

n - число атомов металла в молекуле СаСО₃.

Определить абсолютную (D) и относительную (e) ошибки опыта.

 

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2

Выполнение работы

Чистую бюретку, закрепленную вертикально в штативе, заполнить раствором соляной кислоты (С_э.(НСl) = 0,1н.), приготовленным из фиксанала, выше нулевого деления. Заливать раствор следует осторожно, пользуясь воронкой, немного приподнимая её. Уровень кислоты должен быть на 0,5 - 1см выше нулевого деления. Сливая избыток кислоты, заполнить носик бюретки, чтобы в нем не было пузырьков воздуха. Затем опустить уровень кислоты в бюретке до установления нижнего мениска ее на нулевом делении. При отсчете глаз наблюдающего должен быть на одном уровне с нижним краем мениска (рис.2.1).

 

В три чистые конические колбы отмерить мерной пробиркой или цилиндром по 10 см³ раствора гидроксида NaOH или КОН неизвестной концентрации. Мерную пробирку или цилиндр следует предварительно ополоснуть этим раствором. К раствору гидроксида в колбах прибавить по 2-3 капли метилоранжа. Колбу поставить на покрытое белой бумагой основание штатива под носик бюретки.

 

Рис. 2.1. Схема опыта

для титрования

 

Приступить к титрованию, прибавляя небольшими порциями раствор соляной кислоты из бюретки, постоянно его перемешивая в колбе круговыми плавными движениями, не убирая колбу из-под носика бюретки. Область раствора, в которую попадает кислота, окрашивается в розовый цвет, переходящий при перемешивании в желтый. Добавлять раствор кислоты до тех пор, пока от одной капли кислоты раствор не примет неисчезающую розовую окраску. На этом титрование следует закончить.

По числу делений бюретки определить объем с точностью до 0,1 см³ раствора кислоты, израсходованной на нейтрализацию щелочи.

 

Повторить титрование еще два раза, начиная каждый раз отсчет от нулевого деления бюретки. Результаты титрования записать в таблицу 2.1.

Наблюдения и выводы

1. Из трех объемов кислоты, ушедших на титрование, найти среднюю величину (табл.2.1) и использовать ее для расчета концентрации раствора NaOH по формуле:

2.

С_э(NaOH) V_NaOH = С_э(HCl) V_ср.HCl. (2.12)

 

2. Сравнить полученную молярную концентрацию эквивалента NaOH в исследуемом растворе с ответом, взятым у преподавателя. Вычислить абсолютную и относительную ошибки.

 

Таблица 2.1

Результаты титрования

Среда	Индикатор метилоранж
Цвет раствора
Кислая
Нейтральная
Щелочная
Объем кислоты (см^3), пошедший на титрование	V1 =	V2 =	V3 =	Vср. НСl=

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3

Цель работы

1. Определить теплоту растворения соли.

2. Определить теплоту гидратообразования сульфата меди.

Наблюдения и выводы

1. По полученным данным построить график t =f (τ), откладывая на оси абсцисс время τ (мин), а на оси ординат – температуру t (^o C) (рис. 3.2).

 

 

Рис. 3.2. Графический метод определения изменения температуры во время калориметрического опыта: а) экзотермическоерастворение;

б) эндотермическое растворение

Весь калориметрический процесс делится на три периода:

1) предварительный;

2) главный – процесс растворения соли;

3) заключительный.

 

После внесения всех опытных данных при экзотермическом растворении на графике получается кривая АВДЕ, где АВ – предварительный период, ВД – главный, ДЕ – заключительный. Время главного периода разделить пополам (точка С). Из точки С восстановить перпендикуляр и произвести экстраполяцию прямолинейных участков АВ и ДЕ на этот перпендикуляр. Отрезок между точками КF, выраженный в градусах, есть изменение температуры ∆t, вызванное процессом. Аналогично строится график при эндотермическом растворении соли (рис. 3.2 б).

 

2. На основании полученных данных по ∆t рассчитать количество теплоты, выделившейся или поглощенной в калориметре в процессе растворения соли Q, по формуле:

 

Q = [ C_cт m_cт + С_р-ра (m_{Н О} + m_cоли) ] ∆t, (3.3)

 

где m_cт – масса стеклянных частей прибора, г;

C_cт – удельная теплоемкость стекла, равная 0,753 Дж/г К;

m_{Н О} - масса воды, г;

m_соли – масса соли,г;

С_р-ра – удельная теплоемкость раствора, равная 4,18 Дж/г К;

∆t – изменение температуры при растворении соли.

 

3. Рассчитать стандартную теплоту растворения соли ∆_раст. Н^о(298К) по формуле

Q М_соли

∆_раст. Н^о (298К) = - ---------------; (кДж/моль), (3.4)

m_cоли 1000

 

где М_соли – молярная масса соли, г/моль.

 

4. Полученный результат сравнить с теоретическим значением

∆_раст. Н^о (298К) соли и рассчитать абсолютную и относительную ошибки опыта.

 

Опыт 2. Определение теплоты гидратообразования сульфата меди

(опыт выполняют 2 студента)

Теплотой гидратообразования называется количество тепла, которое выделяется при образования одного моля твердого кристаллогидрата из твердой безводной соли и соответствующего количества воды.

Теплоту образования кристаллогидратов непосредственно опытным путем определить невозможно. Ее находят расчетным путем, основываясь на законе Гесса и калориметрических данных по теплотам растворения безводной соли и кристаллогидрата в больших количествах воды.

Установим связь между теплотой образования кристаллогидрата сульфата меди и теплотами растворения безводного СuSO₄ и кристаллогидрата сульфата меди:

СuSO₄ + nН₂О = СuSO₄ 5Н₂О aq; ∆_r H^o (298К, 1); (3.5)

 

СuSO₄ 5Н₂О + (n – 5) Н₂О = СuSO₄ 5Н₂О aq; ∆_r H^o (298К, 2). (3.6)

Вычитая из первого уравнения второе, получим уравнение

 

СuSO₄ + 5Н₂О = СuSO₄ 5Н₂О; ∆_r H^o (298К, 3), (3.7)

тогда

∆_r H^o (298К, 3) = ∆_r H^o (298К, 1) - ∆_r H^o (298К, 2). (3.8)

 

Измерив опытным путем; ∆_r H^o(298К,1) и ∆_r H^o(298К,2) (см. опыт 1), можно рассчитать теплоту гидратообразования СuSO₄.

Выполнение опыта

Для проведения опыта получить две навески: первую –7,5г СuSO₄ Н₂О, вторую – 4,5г безводной соли СuSO₄.

Для растворения безводной соли СuSO₄ отмерить цилиндром 300см³ воды, а для растворения навески 7,5г СuSO₄ Н₂О - 297см³. Разница в 3г соответствует количеству воды, которое содержится в 7,5г кристаллогидрата.

Наблюдения и выводы

Методика работы и расчета теплот растворения безводной соли и кристаллогидрата аналогична рассмотренной в опыте 1.

Рассчитать теоретическое значение ∆_rH^o(298К,3) и сравнить его с опытным. Определить относительную ошибку опыта.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4

A 2,303 a

K₁ = ---- ln ---------, или K₁ = -------- lg --------. (4.4)

τ a – x τ a - x

Цель работы

1. Установить зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ.

2. Определить влияние концентраций исходных и конечных веществ на смещение равновесия обратимой реакции.

Опыт1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции в гомогенной системе

Взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой протекает по уравнению:

Na₂S₂O_3(aq) + H₂SO_4(aq) = Na₂SO_4(aq) + S_(т) + SO_{2 (г)} +H₂O_(ж) (4.5)

Выполнение опыта

Работу выполняют два студента. Предварительно проделать качественный опыт: в пробирку налить 5–10 капель 1н. раствора тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ и добавить 1–2 капли 2н. раствора серной кислоты. Наблюдать появление слабой опалесценции и дальнейшее помутнение раствора от выпавшей свободной серы.

Приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три пробирки внести (рис. 4.1): в первую – 4 капли 1н. раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды; во вторую – 8 капель 1н. раствора тиосульфата натрия и 4 капли воды; в третью – 12 капель 1н. раствора тиосульфата натрия.

 

 

Рис. 4.1. Схема проведения опыта

Таким образом, в одинаковых объемах будет содержаться разное число моль Na₂S₂O₃. В первую пробирку добавить 1 каплю 2н. раствора серной кислоты и одновременно замерить время, прошедшее от момента добавления кислоты до появления в растворе заметной опалесценции. Также добавить по 1 капле 2н. раствора серной кислоты, по очереди, во вторую и третью пробирки, также замерив время до появления опалесценции.

Данные опыта внести в таблицу 4.1.

Таблица 4.1

№ про-бир-ки	Объем реагентов V;число капель	Общий объем рас-твора,Vобщ.,число капель	Концент-рация раствора Na2S2O3, С;моль/л.	Время реакции τ; с	Скорость реакции n; моль/л с
Na2S2O3. 1н.	H2O	H2SO4 2н.
					0.25
					0.5
		–

Наблюдения и выводы

1. Определить скорость реакции в зависимости от концентрации. Указать физический смысл константы скорости данной реакции.

2. По полученным данным построить график зависимости скорости реакции от концентрации: на оси абсцисс откладывать концентрацию, на оси ординат – скорость реакции.

 

Опыт 2. Влияние изменения концентраций исходных и конечных веществ на равновесие гомогенной химической реакции

Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.

Для обратимой гомогенной реакции mA + nB ↔ pC + gD (4.6)

константа химического равновесия:

[C]^p [D]^g

К_С = -------------. (4.7)

[A]^m [B]ⁿ

 

В обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций продуктов, возведенных в степень стехиометрических коэффициентов, к произведению концентраций исходных веществ, также возведенных в соответствующую степень, равно некоторой постоянной величине, называемой константой равновесия.

Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Концентрации реагирующих веществ, при которых устанавливается равновесие, называются равновесными.

Изменение внешних условий (концентрации, температуры, давления) вызывает смещение химического равновесия и переход в новое равновесное состояние. Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, производить какое-либо внешнее воздействие (изменять температуру, давление, концентрацию), то в этой системе самопроизвольно возникают процессы, стремящиеся ослабить произведенное воздействие. Чем больше значение константы равновесия химической реакции, тем больше выход ее продуктов.

Смещение равновесия обратимой реакции между хлоридом железа (III) и роданидом калия KSCN.

Выполнение опыта

В четыре пробирки внести по 5–7 капель разбавленного 0,0025н. раствора хлорида железа (III) – FeCl₃ и такое же количество разбавленного раствора роданида калия – KSCN. Одну пробирку с полученным раствором сохранить для сравнения результатов опыта (эталон).

В остальные пробирки добавить следующие реактивы: в первую – одну каплю концентрированного раствора роданида калия, во вторую – одну каплю концентрированного раствора хлорида железа (III), в третью – несколько кристалликов хлорида калия KCl (схема 4.2).

Сравнить интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски эталона.

 

Рис.4.2. Схема опыта

 

Наблюдения и выводы

1.Составить уравнение соответствующей обратимой реакции.

2.Написать выражение константы равновесия данной реакции, указать её физический смысл.

3.Какие вещества находятся в исследуемом растворе в момент равновесия?

4.Какое вещество придает раствору красную окраску?

5.Как изменяется интенсивность окраски раствора и в каком направлении смещается равновесие данной системы при добавлении:

- концентрированного раствора хлорида железа (III),

- концентрированного раствора роданида калия,

- кристаллов хлорида калия?

6. Проанализируйте смещение равновесия данной реакции, используя выражение константы равновесия и принцип Ле Шателье. Сделайте вывод: соответствуют ли теоретические выводы наблюдениям в опыте?

 

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5

Цель работы

Определить температуру замерзания антифриза. Работу выполняют два студента.

Выполнение опыта

Для определения температуры замерзания применяют прибор, называемый криоскопом. Его схема приведена на рис.5.1.

 

Прибор состоит из реакционной пробирки 1, куда помещается исследуемый раствор. Пробирка закрывается пробкой, в которую вставляются термометр 2 (с ценой деления 0,01-0,1^оС) и мешалка 3 – проволока с кольцом на нижнем конце.

Реакционная пробирка с термометром и мешалкой помещается в стакан 4 с охлаждающей смесью.

 

 

Рис.5.1. Схема криоскопа

 

Для проведения эксперимента следует достать из прибора пробирку 1, вынуть пробку с термометром и мешалкой и налить в пробирку 10 см³ исследуемого раствора. Закрыть пробирку пробкой с термометром и мешалкой и тщательно перемешать раствор. Опустить пробирку с раствором в охладительную смесь и, непрерывно помешивая мешалкой раствор, наблюдать за изменением его температуры.

 

Наблюдения и выводы

 

1. Начиная примерно с +4^оС, отмечать показания термометра через каждые 10 секунд. Полученные данные занести в таблицу 5.1, форма которой приведена ниже.

 

Таблица 5.1

Температурные данные

τ, с
t,^оС

 

3. Построить график зависимости изменения температуры раствора от времени - кривую охлаждения (рис. 5.2 а, б).

 

Рис. 5.2. Кривая охлаждения

 

3. Определить по графику температуру замерзания раствора.

4. Используя закон Рауля, рассчитать теоретическую температуру замерзания раствора антифриза. Растворенное вещество, его массу и массу воды, содержащихся в данном растворе называет преподаватель. Температуру замерзания чистой воды (растворителя) принять равной 0°С.

5. Найти абсолютную и относительную погрешности эксперимента.

Исследуемый раствор антифриза сдать лаборанту.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6

Цель работы

1. Приобрести навык составления ионных уравнений в растворах электролитов.

2. Закрепить школьные знания по классификации и номенклатуре основных классов неорганических соединений.

Опыт 1. Получение малорастворимых гидроксидов

Выполнение опыта

В одну пробирку налить 20 капель 0,5н. раствора хлорида железа (III) или сульфата железа (III). В другую пробирку – 20 капель 0,5н. сульфата меди (II). В третью пробирку – 20 капель 0,5н. раствора хлорида аммония. В каждую пробирку по каплям прибавить 2н. раствор гидроксида натрия или гидроксида калия до появления осадков.

Наблюдения и выводы

1. Отметить цвет образовавшихся осадков.

2.Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответст-вующих реакций.

3. Взаимодействие каких ионов происходит в каждом случае?

Опыт 2. Получение малорастворимых кислот

Выполнение опыта

В пробирку налить 20 капель раствора силиката натрия (силикатный клей) с массовой долей 10%. Добавить несколько капель 1н. раствора соляной кислоты до образования осадка.

Наблюдения и выводы

1. Какая малорастворимая кислота образовалась?

2. Написать молекулярное и ионно-молекулярные уравнения данного процесса.

3. Какие ионы участвовали в образовании данной кислоты?

Опыт 3. Образование слабых кислот

Выполнение опыта

В две пробирки налить 20 капель 0,5н. раствора карбоната натрия. В третью пробирку внести 20 капель 0,5н. раствора сульфида натрия.

В первую пробирку добавить несколько капель 1н. раствора соляной кислоты до появления пузырьков газа. Во вторую пробирку – столько же капель 1н. раствора уксусной кислоты. В третью пробирку – по каплям 1н. раствор соляной кислоты до появления газа с неприятным запахом.

Наблюдения и выводы

1. Что образовалось в каждой из пробирок?

2. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения данных химических реакций.

3. Какие ионы образовали полученные вещества?

Опыт 4. Получение малорастворимых солей

Выполнение опыта.

В две пробирки налить по 20 капель 0,1н. раствора нитрата свинца, в одну добавить несколько капель 2н. раствора серной кислоты, во вторую – несколько капель 0,5н. раствора иодида калия до образования осадков. В третью пробирку налить 20 капель 0,1н. раствора хлорида железа (II) или сульфата железа (II), добавить несколько капель 0,5н. раствора сульфида натрия до образования осадка.

Наблюдения и выводы

1. Отметить цвет образовавшихся осадков.

2. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения этих реакций.

3. Какие ионы участвовали в их образовании?

Опыт 5. Амфотерные гидроксиды и их свойства

Выполнение опыта

Наблюдения и выводы

1. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций образования гидроксидов.

2. Процессы растворения гидроксидов в кислоте и в щелочи выразить молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями реакций.

3.Записать выводы в форме таблицы 6.1:

Таблица 6.1

Соль (формула)	Полученный гидроксид (формула)	Растворимость гидроксида	Характер гидроксида (основной, кислотный, амфотерный)
в кислоте (да, нет)	в щелочи (да, нет)

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7

Гидролиз солей

Гидролизом солей называют процесс ообменного взаимодействия соли с водой с образованием малодиссоциированного соединения. При этом меняется реакция среды (рН).

Гидролизу подвергаются соли, образованные сильной кислотой и слабым гидроксидом, (1-я ступень):

а) диссоциация молекулы электролита на ионы

CuSO₄ ® Cu²⁺ + SO₄^2-

б) краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза

Cu²⁺ + HOH «CuOH⁺ + H⁺

в) полное ионно-молекулярное уравнение

Cu²⁺ + SO₄^2- + HOH «CuOH⁺ + H⁺ + SO₄^2-

г) полное молекулярное уравнение

2 CuSO₄ + 2H₂O «(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄.

Гидролиз по катиону приводит к связыванию гидроксид-ионов воды и накоплению ионов водорода, образуя кислую среду (рН < 7). Константа гидролиза К_г равна

К_В

К_г = -------------------, (7.1)

К₂ (Cu(OH)₂)

 

где К_В – ионное произведение воды, равное 10^-14, (моль/л)²; К₂ (Cu(OH)₂) – константа диссоциации слабого гидроксида по последней ступени. рН раствора можно рассчитать по формуле:

рН_г = - ½ lg K_г – ½ lg C_{В .} (7.2)

С_В - молярная концентрация соли, моль/л.

 

Гидролизу подвергаются также соли, образованные слабой кислотой и сильным гидроксидом, 1 ступень:

а) К₂SO₃ ® 2К⁺ + SO₃^2-

б) SO₃^2- + HOH «HSO₃^- + OH^–

в) 2К⁺ + SO₃^2- + HOH «HSO₃^- + OH ^– + 2К⁺

г) К₂SO₃ + НОН «КHSO₃ + КOH.

Гидролиз по аниону прив