Кафедра «Общая и аналитическая химия»

Кафедра «Общая и аналитическая химия»

 

О.Б. Чалова, А.М. Сыркин

 

Рабочая тетрадь

К лабораторному практикуму

по дисциплине «Общая и неорганическая химия»

для студентов направления 240100 «Химическая технология»

(БТП, БТС)

 

(часть 2)

 

Уфа 2013

 

Настоящее учебно-методическое пособие является лабораторным практикумом по дисциплине «Общая и неорганическая химия» для подготовки бакалавров направления 240100 «Химическая технология» (БТП, БТС) во 2 семестре. Включает введение, календарный план занятий, перечень рекомендуемой литературы, бально - рейтинговую систему оценок успеваемости студентов и описание (отчеты) лабораторных работ. Может быть рекомендовано в качестве учебно-методического пособия при изучении разделов «ОВР. Электрохимия» и «Неорганическая химия» по дисциплинам «Общая и неорганическая химия» и «Химия» для студентов очной и очно - заочной форм обучения.

 

Составители: Чалова О.Б., доц., канд. хим. наук

Сыркин А.М., проф., канд. хим. наук;

 

Рецензент Зорина Л.Н., доц., канд. хим. наук

 

Уфа, 2013

Введение

Общие рекомендации для подготовки к лабораторным занятиям

 

Выполнение лабораторных работ призвано способствовать более глубокому усвоению студентами теоретического курса, приобретению навыков в проведении химических экспериментов, умению обобщать полученные данные и кратко излагать их в виде отчета.

Отчет должен содержать:

- титульный лист;

- цель работы;

- краткое изложение теории;

- приборы и реактивы;

- номер и название опыта;

- условия и особенности протекания реакции;

- схемы, иллюстрирующие проводимый эксперимент;

- полученные результаты, наблюдаемые эффекты;

- уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионной формах;

- объяснения и выводы.

Необходимым условием успешного качественного усвоения пройденного материала является самостоятельное и сознательное выполнение лабораторных работ. При этом важной и существенной частью работы является домашняя подготовка по учебникам, лекциям, методическим пособиям и руководствам.

В предлагаемых отчетах по лабораторным работам на 2 странице приводится перечень основных понятий, законов, которые студент должен знать. На 3 странице могут быть предложены простейшие задачи по теме занятия, разбиравшиеся на лекциях. Эти страницы следует заполнить в ходе домашней подготовки к занятию. Рекомендуется также заранее ознакомиться с содержанием предлагаемых опытов и предположить их результаты.

При изучении химии элементов и их соединений следует обратить внимание на следующие вопросы.

1.Положение элемента в периодической системе; электронная конфигурация атома; валентные электроны; характерные степени окисления элемента.

2.Простые вещества:

а) физические свойства модификаций простых веществ;

б) химическая активность, положение в ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов;

в) взаимодействие с кислородом и другими неметаллами; взаимодействие с металлами;

г) отношение к воде, к водным растворам кислот (НСl, НNО₃, Н₂SO₄) и щелочей;

д) нахождение в природе и получение простых веществ.

3. Характеристичные соединения: оксиды и гидроксисоединения (гидроксиды или кислоты):

а) растворимость в воде, взаимодействие с водой, кислотно-основная диссоциация, константы диссоциации;

б) взаимодействие с кислотами;

в) взаимодействие со щелочами в водном растворе и при сплавлении;

г) растворимость и гидролиз солей рассматриваемых гидроксидов или кислот.

Комплексные соединения элемента.

5. Окислительно-восстановительные свойства соединений элемента:

а) диаграмма Латимера (диаграмма с указанием стандартных окислительно-восстановительных потенциалов электрохимических систем, образуемых элементом);

б) окислительные свойства соединений;

в) восстановительные свойства соединений;

г) свойства соединений с двойственной окислительно-восстановительной способностью;

д) диспропорционирование;

е) влияние образования осадков и комплексов на окислительно-восстановительные свойства.

Термическая устойчивость соединений элемента.

Качественные реакции на характеристичные ионы.

Применение соединений элемента.

Допуском к лабораторной работе является наличие лабораторного журнала (распечатанного отчета на «бумажном носителе») с рукописными ответами на теоретические вопросы и задания. При распечатывании отчета можно увеличить свободные поля, если почерк крупный. Студент, не выполнивший эту часть работы и не имеющий отчета на «бумажном носителе» с рукописными ответами, к лабораторной работе не допускается.

С первых дней работы в лаборатории студент должен приучать себя к аккуратности и вниманию, отсутствие которых бывает причиной искажения результатов эксперимента, а также может привести к несчастным случаям.

При выполнении практических работ все наблюдения следует записывать в лабораторный журнал (отчет) – непосредственно после каждого опыта на занятии. Не следует делать записи в черновиках и на отдельных листочках бумаги, так как они могут легко затеряться.

После выполнения опыта для объяснения результатов необходимо на занятии письменно ответить на все вопросы, имеющиеся в отчете после описания опыта, составить молекулярные и краткие ионные уравнения реакций, произвести расчеты и сделать вывод.

В конце этого же занятия студент может выполнить самостоятельную проверочную работу по теме занятия, которую он сдает вместе с заполненным отчетом.

Внимание! Писать следует яркими темными чернилами четким понятным почерком, если почерк неразборчивый – чертежным шрифтом.

Календарный план

проведения лабораторных занятий

для студентов потока БТП, БТС на весенний семестр

 

№ п/п	Содержание	СРС, контрольные работы (РК) и домашние задания (ДЗ)
Задания на занятия, рекомендуемые задачи	Индивидуальные ДЗ	РК
1,2	Составление уравнений ОВР (семинар) ЛР 1. Направление протекания ОВР.	/8/ /15/ ЛР1 /3/ №608-640; 672-685 /5/ №595-625	Выдача ДЗ 1 /14/ Задание 7
	ЛР 2. Расчет ОВП по уравнению Нернста. Гальванические элементы. Электрохимическая коррозия.	/10/ /15/ ЛР2 /3/ №650-671; /5/ №626-667; /7/.
	ЛР 3. Электролиз растворов	/10/ /15/ ЛР3 /3/ №686-715; /5/ №667-688;
	ЛР 4, 5.Общие свойства металлов	/11/ /15/ ЛР4,5 /5/ №733-775;	Прием ДЗ 1 /14/ Задание 7	РК 1 «ОВР. Электрохимия»
	ЛР 6. Химические свойства элементов IIIA подгруппы (B, Al). Амфотерность.	/13/ /15/ ЛР6 /3/ №1049-1067; /5/ №866-893	Выдача ДЗ 2 /14/ Задание 8
	ЛР 7. Химические свойства металлов IVA подгруппы (Sn, Pb). Амфотерность.	/13/ /15/ ЛР7 /3/ №1068-1080 /5/ №937-946
	ЛР 8. Химические свойства металлов IБ и IIБ подгруппы (Cu, Zn) и их соединений.	/13/ /15/ ЛР8 /3/ №983-1003; 1021-1028, 1038-1043; /5/ № 809-828; 846-865
	ЛР 9,10. Химические свойства металлов семейства железа (Fe, Co, Ni).	/9/; /11/;/13/ /15/ ЛР9,10 /3/ №1112-1139; /5/ №1149-1179
	ЛР 11. Химические свойства металлов VIБ подгруппы (Cr).	/13/ /15/ ЛР11 /3/ №1083-1094, /5/ №1089-1102
	ЛР 12. Химические свойства марганца и его соединений.	/13/ /15/ ЛР12 /3/№1095-1103; /5/ №1136-1148
	ЛР 13. Химические свойства галогенов, и их соединений.	/13/ /15/ ЛР13; /3/ №808-833 /5/№1103-1135
	ЛР 14. Химические свойства серы, и ее соединений.	/13/ /15/ ЛР14; /3/ №834-877 /5/№1024-1088;
	ЛР 15.Химические свойства азота, фосфора и их соединений.	/13/ /15/ ЛР15 /3/ 878-942; /5/ № 955-1004;
	ЛР 16. Химические свойства углерода, кремния и их соединений.	/13/ /15/ЛР16; /3/ №943-967; /5/ № 903-931;	Прием ДЗ 2 /14/ Задание 8	РК 2 «Классификация, номенклатура и кислотно-основные свойства неорганических соединений».

 

ДЗ1(1) «Составление уравнений ОВР. Активность металлов. Электрохимия» /14/ Задание 7

Для подготовки дополнительно рекомендуются: /3/ №608-715; /5/ №595-688.

 

ДЗ1(2) Классификация и номенклатура неорганических соединений. Кислотно-основные свойства неорганических соединений» /14/ Задание 8

Для подготовки дополнительно рекомендуются: /10/, /12/; /3/ № 140-174.

 

 

Рекомендуемая литература:

1. Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия: Учебное пособие для вузов/ Под ред. А.И. Ермакова–29 изд., испр.–М.: Интеграл–Пресс.–2004.–728 с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: Учебник для ВУЗов – 4-е изд. испр.–М: Высшая школа. 2002–743 с.
3. Глинка Н.М., Рабинович В.А., Рубина Х.М. Задачи и упражнения по общей химии: учебное пособие для студентов нехимических спец. Вузов / Под ред. В.А.Рабиновича, Х.М. рубинной – Изд-во стереотип. – М.: Интеграл-Пресс, 2004. – 240 с.

Дополнительная литература

1. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник для технических направ. и спец. Вузов – 7-е изд., испр. – М.: Высшая школа, 2006 – 557 с.
2. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии: Учебное пособие для ВУЗов – 6-е изд., перераб. и доп.–М: Высшая школа, 2004.–383 с.
3. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия: Учебник для ВУЗов – М: Химия 2000.–592 с.
4. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: Учебник для вузов.–М.: Высшая школа, 2004–432 с.

Учебные пособия кафедры*

1. Молявко М.А., Шевляков Ф.Б. «Окислительно-восстановительные реакции» Учебное пособие.– Уфа: Изд-во УГНТУ, 2008. – 116 с.
2. Молявко М.А., Чалова О.Б. «Коррозия металлов» Учебное пособие. – Уфа, УГНТУ, 1997.–118 с. Учебное пособие в электронном виде - Уфа: 2008. – 100 с.
3. Чалова О.Б., Сыркин А.М. Химия. Лабораторный практикум: учебное пособие с грифом МО РБ. – Уфа: Изд-во УГНТУ, 2006. – 107 с.
4. Чалова О.Б., Сыркин А.М. Методическое руководство «Химические свойства металлов»: учебное пособие в электронном виде. - Уфа, УГНТУ, 2010 – 128с.
5. Сыркин А.М., ЗоринаЛ.Н.. Классификация и номенклатура неорганических веществ: учебное пособие с грифом МО РБ. – Уфа: Изд-во УГНТУ, 2006. – 71 с.
6. Неорганическая химия: учебное пособие / Л.Н.Зорина и др. / Под общ. ред. А.М. Сыркина–Уфа: Изд-во «Нефтегазовое дело», 2009–127с.
7. Сборник заданий для самостоятельной работы студентов по дисциплине «Общая и неорганическая химия»: учебное пособие /Л.Е.Салова и др.; под общ. Ред. А.М.Сыркина – Уфа: Изд-во УГНТУ, 2009. – 162 с.
8. Чалова О.Б., Сыркин А.М. Рабочая тетрадь к лабораторному практикуму по дисциплине «Общая и неорганическая химия» для студентов направления 240100 «Химическая технология» (часть 2): учебное пособие в электронном виде. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2013. – 124 с.

_________________

* - с пособиями в электронном виде можно ознакомиться в читальном зале УГНТУ (а. 1-208)

Балльно-рейтинговая система

оценки успеваемости студентов потоков БТП и БТС

по дисциплине «Общая и неорганическая химия» во 2 семестре

 

Наименование темы (модуля)	Номер текущего рейтинга	Вид занятий	Вид отчетности	Оценка в баллах
расчет	мин	макс	Оценка за тему
мин	макс
ОВР и электрохимия	РТ1	Лабораторные	Оформление отчета и защита	2х3	3,6
СРС	ДЗ-1		2,4
КР 1
Основные классы неорганических соединений	РТ2	СРС	ДЗ-2		2,4		8,4
КР 2
Химия металлов	РТ3	Лабораторные	Оформление отчета и защита	2х9	10,8		10,8
Химия неметаллов	РТ4	Лабораторные	Оформление отчета и защита	2х4	4,8		4,8
Все темы	РТ6	Поощрительные	Подготовка реферата, доклада на конференцию, призовое место на олимпиаде, активная работа на занятии
Суммарный текущий рейтинг за семестр	ΣРТ	Все занятия за семестр
Все темы	РДА	Экзамен
Итого	РДС

Примечание:

РТ — рейтинг текущий;

ΣРТ — суммарный текущий рейтинг за все виды занятий в семестре;

РДА — рейтинг промежуточной аттестации по дисциплине в семестре (экзамен);

РДС — рейтинг по дисциплине за семестр.

 

Обязательным условием допуска к экзамену является выполнение всех лабораторных работ. В случае пропуска лабораторной работы она должна быть отработана в дополнительное время после допуска преподавателем, ведущим лабораторные работы.

 

Успешное участие в научно-технической конференции или олимпиаде по химии среди студентов оценивается дополнительными поощрительными баллами.

ОТЧЕТ

 

по лабораторной работе № 1

 

Выполнил

студент группы__________ ______________ Фамилия И.О.

(Подпись, дата)

Принял

доцент кафедры ОАХ ______________

(Подпись, дата)

Цель работы:

- научиться составлять уравнения ОВР, подбирать коэффициенты методом ионно-электронного баланса;

- научиться определять направление протекания ОВР.

Краткая теория.

Окислительно-восстановительная реакция (ОВР) – это….

 

 

ОВР – это реакции с переносом …..

Окислитель - …..

 

Восстановитель - ….

 

Степень окисления – это …..

 

 

Рассчитайте степени окисления элементов в соединениях:

 

а) BaO₂ б) KMnO₄ в) H₂S₂O₇ г) HNO₃ д) Fe₂(SO₄)₃

 

Окислительно-восстановительный потенциал (ОВП) характеризует …..

 

 

Чем больше значение ОВП, тем сильнее выражены ………………………..свойства……

……………………………формы электрохимической системы.

Чем меньше значение ОВП, тем сильнее выражены ………………………..свойства……

……………………………формы электрохимической системы.

Электрохимическая система (ЭХС) включает………….

 

 

Сопряженная окислительно-восстановительная пара – это……….

 

По величине ОВП выберите наиболее сильный окислитель и наиболее сильный восстановитель:

 

1) j _{MnO4- / Mn2+} = 1,51 2) j _SO42-/H2SO3 = 0,17 3) j _Fe3+/Fe2+ = 0,77 4) j _Br2/Br- = 1,07

 

Электродвижущая сила (ЭДС) ОВР рассчитывается по формуле:

 

ОВР протекает самопроизвольно, если

 

 

Укажите, между какими веществами электрохимических систем 1 – 4 (см. выше) возможно протекание ОВР, составьте уравнения реакций:

 

 

Пример решения.

Составим уравнения полуреакций восстановления для заданных электрохимических систем и выпишем из таблицы значения стандартных ОВП.

1) I₂ + 2e 2I^-

окисл. форма восст. Форма

 

j I₂ /I^- = + 0.536 B

 

Sn⁴⁺ + 2e Sn²⁺

окисл. форма восст. Форма

 

j Sn⁴⁺/Sn²⁺ = + 0.15 B

Из сравнения значений стандартных ОВП

j I₂ /I^- = + 0.536 B > j Sn⁴⁺/Sn²⁺ = + 0.15 B

следует, что более сильным окислителем является йод — I₂, а более сильным восстановителем —-ион Sn²⁺, и между ними возможно протекание самопроизвольной окислительно-восстановительной реакции. Составим уравнение реакции.

 

1│I₂ + 2e → 2I^-

1│Sn²⁺ - 2e → Sn⁴⁺

_____________________

I₂ + Sn²⁺ → 2I^- + Sn⁴⁺

Ок-ль вос-ль

 

Рассчитаем ЭДС

ЭДС = j I₂ /I^- - j Sn⁴⁺/Sn²⁺ = 0.536 – 0.15 = 0.386 B > 0

ЭДС реакции имеет положительное значение, следовательно, она возможна.

Проверим это экспериментально и проведем реакцию.

ОТЧЕТ

 

по лабораторной работе №2

 

Выполнил

студент группы__________ ______________

(Подпись, дата)

Принял

доцент кафедры ОАХ ______________

(Подпись, дата)

Цель работы:

- изучить принципы работы гальванического элемента;

- научиться сравнивать химическую активность металлов;

- изучить основные закономерности протекания электрохимической коррозии металлов

Краткая теория.

Электрохимический процесс – это………..

 

Особенности электрохимического процесса:

 

Внешняя цепь состоит из ………………..проводника; внутренняя цепь …………………

 

Электрод - это ……………………..

 

Анод —………………….,на котором идет процесс………………….

Катод — ………………..,на котором идет процесс………………….

Гальванический элемент — это………..

 

 

В гальваническом элементе протекает …………………………….ОВР.

Анодом в гальваническом элементе является более…………………..металл с …………………………....значением ОВП

Катодом в гальваническом элементе является …………………..металл с …………………………....значением ОВП

ЭДС гальванического элемента рассчитывают по формуле:

 

Гальванический элемент работает, если……………

 

Гальванический элемент прекращает работу при условии:

Области применения гальванических элементов:

1)

 

2)

 

Коррозия металла – это его самопроизвольное разрушение под воздействием внешней среды.

Металл проявляет………………………свойства, окислителями в окружающей среде могут быть:

 

 

По механизму протекания коррозию подразделяют на:

1) химическую;

2) электрохимическую

3) биокоррозию

4) радиационную

Электрохимическая коррозия протекает с участием ………………………………в среде……………………..

Анодными называют участки металлической конструкции с …………………………значениями ОВП, на анодном участке протекает процесс ………………….

Катодными называют участки металлической конструкции с …………………………значениями ОВП, на катодном участке протекает процесс …………………. окислителя из среды

Между катодными и анодными участками металлической конструкции возникает разность потенциалов. В среде электролита также возникает разность потенциалов между прикатодным и прианодным пространством. Это приводит к направленному перемещению заряженных частиц: электронов по металлической конструкции и ионов в среде электролита, т.е. в системе возникает электрический ток. Система «работает» как коррозионный гальванический элемент.

 

ОТЧЕТ

 

по лабораторной работе №3

 

Выполнил

студент группы__________ ______________ Фамилия И.О.

(Подпись, дата)

Принял

доцент кафедры ОАХ ______________

(Подпись, дата)

Цель работы:

- научиться составлять уравнения электролиза водных растворов солей;

- изучить закономерности протекания электролиза водных растворов солей.

Краткая теория.

Электролиз – это …

 

Потенциал разложения – это….

 

Потенциал разложения определяется…

 

Перенапряжение зависит от…

 

Поляризация электродов – это

 

При электролизе водных растворов вода может восстанавливаться на ………………………...в соответствии с уравнениями:

(в кислой среде)

(в нейтральной и щелочной среде)

Окислительно-восстановительный потенциал водородного электрода зависит от…………. и может быть рассчитан по уравнению ……………

 

При электролизе водных растворов вода может окисляться на ……………………….в соответствии с уравнениями:

(в кислой среде)

 

(в нейтральной и щелочной среде)

Окислительно-восстановительный потенциал кислородного электрода зависит от…………

и может быть рассчитан по уравнению ……………

 

При электролизе водного раствора соли первым осуществляется процесс, характеризующийся…………………………….значением ………………………………….

 

На катоде первым ………………………..окислитель с ……………………..значением …

 

На аноде первым ……………………..восстановитель с ……………………..значением …

 

При электролизе водного раствора соли Na₂SO₄ протекают реакции

на катоде:

на аноде:

суммарное уравнение реакции:

 

При электролизе водного раствора соли NiCl₂ протекают реакции

на катоде:

 

на аноде:

суммарные уравнения реакций

 

 

 

ОТЧЕТ

 

по лабораторной работе №4,5

 

Выполнил

студент группы__________ ______________ Фамилия И.О.

(Подпись, дата)

Принял

доцент кафедры ОАХ ______________

(Подпись, дата)

Цель работы:

- научиться оценивать химическую активность металлов по положению в Периодической системе;

- научиться пользоваться рядом стандартных ОВП;

- научиться сравнивать химическую активность металлов;

- изучить взаимодействие металлов с различными окислителями — неметаллами;

- изучить взаимодействие металлов с водой, водными растворами щелочей, кислот;

 

Краткая теория.

Активность металлов увеличивается в главной подгруппе в направлении…………………

в побочной подгруппе — ………………………

в периоде —

Составьте уравнения реакций:

- взаимодействие с кислородом:

а) K б) Be

- взаимодействие с галогенами (хлором):

а) Cs б) Sr

- взаимодействие с серой:

а) Rb б) Mg

- взаимодействие с азотом:

а) Li б) Be

Ряд стандартных ОВП металлов – это последовательность, в которой металлы расположены в порядке ………………………… ОВП для электрохимических систем:

……………………

 

Металл является ………………… формой данных электрохимических систем, катион металла -………………… формой.

 

Чем меньше значение стандартного ОВП и левее стоит металл в ряду стандартных ОВП, тем ………....... восстановительная способность (химическая активность) металла.

 

Чем больше значение стандартного ОВП и правее стоит металл в ряду стандартных ОВП, тем …………...восстановительная способность (химическая активность) металла и ………………….. окислительная способность катионов металла.

Укажите наиболее активный металл:

а) Ni б) Ag в) Ca г) Fe д) Cu

 

Более активный металл вытесняет …………………..металл, стоящий ……………………..в ряду стандартных ОВП металлов, из раствора его соли.

Составьте уравнения возможных реакций:

1) Sn + MgCl₂ → 3) Al + CoCl₂ →

 

2) Fe + CuCl₂ → 4) Cu + AgNO₃ →

 

В кристаллизатор налить дистиллированной воды и добавить несколько капель раствора фенолфталеина. Пинцетом достать натрий из банки с керосином, обсушить фильтровальной бумагой, почистить скальпелем и отрезать небольшой кусочек. Поместить небольшой кусочек металлического натрия в кристаллизатор с водой, и закрыть его стеклом. Наблюдать за изменениями в кристаллизаторе в течение 5 минут.

- Обратить внимание, как хранят щелочные металлы

 

- охарактеризовать внешний вид щелочных металлов после длительного хранения и на свежем срезе……………………..

 

- отметить, натрий мягкий или твердый металл, объяснить, почему он легко режется скальпелем

- какие продукты окисления образуются на его поверхности после длительного хранения………………………

- составить уравнения возможных реакций, протекающих на поверхности натрия при контакте с воздухом:

Na + O₂ →

Na + N₂ →

 

Na₂O + H₂O →

Na₂O + CO₂ →

- отметить, как протекает реакция щелочных металлов с водой, какие продукты выделяются …….

 

- отметить, как изменилась форма кусочка натрия и о чем это свидетельствует

 

- ответить, натрий легкоплавкий или тугоплавкий металл

- ответить, взаимодействие натрия с водой экзо - или эндотермическая реакция

- раствор фенолфталеина приобрел …………………… окраску, среда в растворе ………………

- составить уравнение реакции натрия с водой:

Na + H₂O →

- указать восстановители………….. и окислитель ……………., - выделяется газ ……………

- ответить, почему щелочные металлы хранят с особыми предосторожностями, и можно ли щелочные металлы отнести к «пожароопасным» веществам …………..

 

- рассчитать ЭДС реакций: ЭДС = φ_ок - φ_вос.

 

- сравнить активность лития, натрия и калия

 

В пробирку внести гранулу или опилки металлического алюминия и прилить 1мл раствора соли карбоната натрия. Наблюдать за изменениями в пробирке в течение 5-10 минут. Используя универсальный индикатор, измерить рН в растворе соли карбоната натрия.

- Отметить, как протекает реакция, выделяется …………………..

 

- ответить, может ли окисляться алюминий ионами натрия, ……………………..

- рассчитать ЭДС реакции: ЭДС = φ_ок. – φ_вос.…………………….

 

- среда в растворе соли карбоната натрия ……………….…… рН=

- составить уравнение реакции гидролиза карбоната натрия в молекулярной и ионной форме:

CO₃^2- + H₂O ®

- составить уравнение реакции растворения оксидной пленки:

Al₂O₃ + OH^- + H₂O ®

- составить уравнение реакции окисления алюминия:

Al + OH^- + H₂O ®

- указать восстановитель ……………… и окислитель ………………………

используя значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (табл.3 приложения), рассчитать ЭДС реакции:

ЭДС = φ_ок - φ_вос;

- вывод.

 

 

Взаимодействие металлов с растворами кислот, окисляющими ионом H⁺

 

В пять пробирок внести по грануле металлического цинка и прилить по 1мл раствора соли: в первую пробирку - хлорида магния; во вторую - сульфата железа (II); в третью - хлорида олова (II); в четвертую - нитрата свинца (II); в пятую - сульфата меди (II). Наблюдать за изменениями в пробирках в течение 5-10 минут. Используя универсальный индикатор, измерить рН в растворах солей.

- Отметить, как протекают реакции в каждой из пробирок, что выделяется

 

 

- ответить, реакция металлов с водными растворами – гомогенная или гетерогенная;

 

- цинк не взаимодействует с раствором соли:…………………………..;

- составить уравнения основных реакций:

 

2) Zn + FeSO₄ ® …

 

3) Zn + SnCl₂ ® …

 

4) Zn + Pb(NO₃)₂ ® …

 

5) Zn + CuSO₄ ® …

 

- указать восстановитель …………….и окислители ……………………………….

 

- используя значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (таблица), рассчитать ЭДС проведенных реакций:

 

1) ЭДС = φ_ок - φ_вос

 

2) ЭДС = φ_ок - φ_вос

 

3) ЭДС = φ_ок - φ_вос

 

4) ЭДС = φ_ок - φ_вос

 

5) ЭДС = φ_ок - φ_вос

 

- расположить растворы солей в порядке увеличения ЭДС и активности их взаимодействия с цинком;

 

 

- используя ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, сформулировать, какие металлы могут быть «вытеснены» из растворов их солей цинком;

 

- по измеренной величине рН, ответить, какая среда в каждом из растворов солей;

 

1) рН _(MgCl2) = 4) рН _(Pb(NO3)2) =

 

2) рН _(FeSO4) = 5) рН _(CuSO4) =

 

3) рН _(SnCl2) =

 

- ответить, какой газ выделяется…………….

 

- составить уравнения побочных реакций:

Me²⁺ + H₂O MeOH⁺ + H⁺ (уравнение гидролиза)

 

Zn + H⁺ ® …

- вывод

 

В пробирку поместить 1-2 стружки железа и прилить 1 мл концентрированной серной кислоты. Наблюдать за изменениями в пробирке в течение 2-3 минут; пробирку нагреть на спиртовке. После охлаждения 2-3 капли полученного раствора внести в пробирку с 1 мл дистиллированной воды и добавить 2 капли раствора тиоцианата калия (KSCN)

- Отметить, какие изменения происходят в пробирке при комнатной температуре и при нагревании

 

 

- в каких условиях железо «пассивируется» концентрированной серной кислотой

 

- составить уравнение реакции железа с концентрированной серной кислотой при нагревании, учитывая, что образуется сульфат железа (III), вода и оксид серы (IV):

t⁰

Fe + H₂SO_4(конц.)

- какие изменения происходят в пробирке с тиоцианатом калия (KSCN)

 

- составить уравнение реакции, объясняющей появление кроваво-красного окрашивания в результате образования гексатиоцианатоферрата (III) калия

Fe₂(SO₄)₃ + KSCN ®

- вывод.

 

 

В три пробирки налить по 2-3 мл разбавленной азотной кислоты. Осторожно опустить в первую пробирку стружку меди, во вторую - железа, в третью - магния. Если реакция идет слабо, слегка нагреть пробирки. После охлаждения в пробирку с Fe добавить 1 каплю тиоцианата калия (KSCN).

- Отметить, какие изменения происходят в каждой из пробирок, с каким металлом реакция идет наиболее энергично

 

- составить уравнения возможных реакций Mg с разбавленной азотной кислотой, учитывая, что образуется нитрат магния, вода и продукт восстановления азота (V)

Mg + HNO_3(разб.) ® NO + … + …

 

Mg + HNO_3(разб.) ® NH₄NO₃ + … + …

 

-составить уравнение реакции Fe с разбавленной азотной кислотой, учитывая, что образуются нитрат железа (III), вода и оксид азота (II):

Fe + HNO_3(разб.) ® NO + … + …

 

- действием какого реактива можно доказать образование соли железа (III);

- составить уравнение реакции меди с разбавленной азотной кислотой, учитывая, что образуются нитрат меди (II), вода и оксид азота (II).

Cu + HNO_3(разб.) ® NO + … + …

 

- вывод.

 

В две пробирки налить по 1 мл концентрированного раствора аммиака Опустить в первую пробирку пластинку меди, во вторую - гранулу цинка. Наблюдать за изменениями в пробирках в течение 10 минут. Пробирки нагреть и наблюдать в течение 30 минут.

- Отметить, какие изменения происходят в каждой из пробирок при комнатной температуре и при нагревании

 

 

- составить уравнение реакции растворения оксидной пленки на поверхности цинка в аммиаке, учитывая, что образуется аммиакатный комплекс – гидроксид тетрааминцинка (II):

ZnO + H₂O + NH₃ ®

 

- составить уравнение реакции растворения оксидной пленки на поверхности меди в аммиаке, учитывая, что образуется аммиакатный комплекс – гидроксид тетрааминмеди (II):

CuO + H₂O + NH₃ ®

 

- составить уравнение реакции окисления цинка водой в присутствии аммиака, учитывая, что образуется аммиакатный комплекс — гидроксид тетрааминцинка (II) и водород:

Zn + H₂O + NH₃ ®

 

- выписать из таблицы приложения значения окислительно-восстановительных потенциалов и рассчитать ЭДС реакции:

ЭДС = φ_ок. – φ_вос = φ_H20/Н2 - φ _{[Zn(NНЗ)4]2-/Zn} =

 

- составить уравнение реакции окисления цинка кислородом в присутствии аммиака, учитывая, что образуется аммиакатный комплекс – гидроксид тетрааминцинка (II):

Zn + O₂ + NH₃ ®

 

- выписать из таблицы приложения значения окислительно-восстановительных потенциалов и рассчитать ЭДС реакции:

ЭДС = φ_ок. – φ_вос = φ_O2/Н2O - φ _{[Zn(NНЗ)4]2-/Zn} =

 

- составить уравнение реакции окисления меди кислородом в присутствии аммиака, учитывая, что образуется аммиакатный комплекс – гидроксид тетрааминмеди (II):

Cu + O₂ + NH₃ ®

 

- выписать из таблицы приложения значения окислительно-восстановительных потенциалов и рассчитать ЭДС реакции:

ЭДС = φ_ок. – φ_вос = φ_O2/Н2O - φ _{[Cu(NНЗ)4]2-/Cu} =

 

- вывод.

 

 

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего

профессионального образования

 

Уфимский государственный нефтяной технический университет

 

Кафедра «Общая и аналитическая химия»

 

Дисциплина «Общая и неорганическая химия»

 

 

ОТЧЕТ

 

по лабораторной работе №6

 

Краткая теория.

1. Положение элементов в периодической системе, свойства атомов

Электронные конфигурации атомов, валентные электроны

IIIA- подгруппа:

 

Степени окисления: B………..Al…………..Ga…………In……………Tl…………..

2. Свойства простых веществ – металлов:

- положение в «ряду стандартных окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов металлов»

φ_(Men+/Me) =

 

- активность металлов:

 

Составьте уравнения реакций:

- взаимодействие с кислородом:

а) Al б) B

 

- взаимодействие с галогенами (хлором):

а) Al б) B

- взаимодействие с серой:

а) Al б) B

- взаимодействие металлов с водными растворами кислот, окисляющими H⁺ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄, H₃PO₄, RCOOH и другими):

а) Tl + HBr → б) Al + HCOOH →

 

- Металлы IIIA – подгруппы не взаимодействует с водой, так как …………………………………, но легко вытесняют водород из водного раствора щелочи

Al + NaOH + H₂O →

 

Бор ……………..……с водными растворами кислот, окисляющими H⁺ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄, H₃PO₄, RCOOH и другими).

При кипячении со щелочью бор образует………………..

B + NaOH + H₂O →

 

- взаимодействие с концентрированной H₂SO₄:

а) Al + H₂SO_4(конц) → ………… + S + H₂O

 

- взаимодействие с разбавленной и концентрированной HNO₃:

а) Al + HNO_3(разб) → ………….+ NО + H₂O

 

б) B + HNO_3(конц) → ……….. + NO₂ + H₂O

 

3. Свойства оксидов и гидроксидов элементов IIIA — подгруппы:

- формулы оксидов элементов IIIA — подгруппы ………………………….

 

- формулы гидроксидов элементов IIIA — подгруппы ……………..……………

 

- бор образует кислоты……………………………………………………………..

 

- поликонденсация ортоборной кислоты протекает с образованием ……………………..кислоты

nH₃BO₃ → …………………. + nH₂O