Практикум по общей химии: Пособие для студентов 1 курса геологических специальностей

Министерство образования и науки Российской Федерации Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования "РОСТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ"

Шукаев И.Л.

ПРАКТИКУМ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

Пособие для студентов 1 курса геологических специальностей

Ростов-на-Дону

2006

Шукаев Игорь Леонидович ПРАКТИКУМ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ Пособие для студентов 1 курса геологических специальностей

Печатается по решению кафедры общей и неорганической химии Ростовского государственного университета. Протокол N 8 от " 30" июня 2006 г. Рецензент – к.т.н., ст.преп. Рыбальченко И.В. Ответственный редактор – д.х.н., профессор Т.Г.Лупейко.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

3

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ,

6

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ

12

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ, ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

16

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ, ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

19

ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ

22

ПРИЛОЖЕНИЯ

27

ЛИТЕРАТУРА ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ

30

2

Лабораторная работа 1 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ Реакцией нейтрализации называют взаимодействие кислоты и основания с образованием соли и воды. Запишите молекулярные уравнения реакций: а) соляной кислоты с гидроксидом натрия; б) соляной кислоты с гидроксидом алюминия; в) азотной кислоты с гидроксидом калия; г) уксусной кислоты с гидроксидом натрия. Те же уравнения представьте в ионном виде. Слабые электролиты (уксусная кислота, гидроксид алюминия) разлагать на ионы не нужно. Реакция нейтрализации идёт с выделением тепла (экзотермический процесс). Как связаны изменения энтальпии, внутренней энергии и тепловой эффект реакции? Что называют стандартной энтальпией образования вещества? Сформулируйте закон Гесса и следствия из него. Стандартное значение энтальпии нейтрализации можно рассчитать из стандартных энтальпий образования, пользуясь следствием из закона Гесса. Пользуясь энтальпиями образования ионов в водных растворах (при концентрации 1 моль/л), а также твёрдого гидроксида алюминия (эти данные – в Приложении А), определите стандартную энтальпию нейтрализации (на 1 моль получающейся воды) для процессов а) – в), объясните различие. Для работы потребуются: калориметр; стеклянный стакан ёмкостью 100 мл, раствор кислоты (рекомендуется: соляной, азотной, уксусной – 1 моль/л, серной – 0,5 моль/л, так как она диссоциирует с выделением двух ионов H+); раствор щёлочи (рекомендуются гидроксиды натрия или калия: 1 моль/л); термометр на интервал 20–30 °C с точностью до 0,1 °C; мерные цилиндры на 20–30 мл с делением 1 мл. Измерение теплового эффекта проводят в калориметрах (латинское слово calor – тепло). Простейший калориметр состоит из двух алюминиевых стаканов, разделённых пластиковым теплоизолятором. Его назначение – 3

снижать рассеивание тепла. Отмерьте заданное количество кислоты (например, 25 мл), вылейте в стеклянный стакан, измерьте её температуру tкислоты. Установите стеклянный стакан внутрь калориметра. Отмерьте также заданное количество щёлочи (например, 20 мл). Вымыв термометр после кислоты, измерьте температуру щёлочи tщёлочи (прямо в мерном цилиндре). Средняя начальная температура растворов: tнач=

tкислоты⋅Vкислоты+ tщёлочи⋅Vщёлочи Vкислоты+Vщёлочи

Быстро вылейте щёлочь в кислоту. Помешивая раствор термометром, следите за температурой. Отметьте её наибольшее значение tмакс. Все замеры температуры делайте с точностью не менее 0,1 °C. Пытайтесь оценить и сотые доли градуса. Изменение температуры в процессе: ∆t1= tмакс – tнач. Повторите эксперимент, найдите ∆t2 и среднее изменение температуры: ∆tсреднее=(∆t1 + ∆t2)/2 . ПРИМЕР. Начальные температуры кислоты и щёлочи были равны 20,2 °C (совпадали). После сливания растворов достигнута максимальная температура 25,7 °C в первом опыте и 25,9 °C во втором опыте. Тогда: ∆t1= 25,7 °C–20,2 °C = 5,5 °C, ∆t2= 25,9 °C–20,2 °C = 5,7 °C, ∆tсреднее= (5,5 °C+5,7 °C)/2 = 5,6 °C =5,6 K (изменение температуры в Кельвинах и градусах Цельсия одинаково). Выделившееся в результате реакции тепло (Qреакции) идёт на нагревание раствора (Qраствора), стакана (Qстакана) и термометра (Qтермометра). Количество тепла находят по изменению температуры: Q = m·C·∆tсреднее; где m – масса вещества (стекла или раствора) в граммах, C – удельная теплоёмкость (количество теплоты, необходимое для нагревания 1 грамма вещества на 1 градус). 1. Расчёт Qраствора. Сраствора ≈ СH2O = 4,18 Дж/(г·К), ρраствора ≈ 1г/мл (как у воды, так как растворы разбавленные), mраствора = ρраствора·(Vкислоты+Vщёлочи). ПРИМЕР. Qраствора= (1 г/мл·45 мл)·4,18 Дж/(г·К)·5,6 К ≈ 1053 Дж. 4

2. Расчёт Qстакана. Сстекла = 0,59 Дж/(г·К). Необходимо взвесить стакан (mстакана). Однако из-за низкой теплопроводности нагревается не весь стакан, а только та его часть, которая находится в контакте с раствором. Qстакана невелика в сравнении с Qраствора. Для простоты можно считать, что нагревается половина массы стакана. Для более точного расчета понадобятся диаметр стакана D, высота стакана H и высота столба жидкости h. На развертке стакана (смотрите рисунок) нагреваемая площадь (Sконтакта) заштрихована. Нагреваемая масса стакана: mнагр = Sконтакта/Sобщая·mстакана, 2 Sобщая= π·D2/4 + π·D·H. Sконтакта= π·D /4 + π·D·h,

H h

D ПРИМЕР. Стакан весит 50 г, имеет диаметр 4,5 см, высоту 9,2 см и столб жидкости 5,0 см. Sконтакта= 3,14·(4,5 см) 2/4 + 3,14·4,5 см·5,0 см = 86,5 см2, Sобщая= 3,14·4,52/4 + 3,14·4,5·9,0 = 143,1 см2, mнагр= 86,5 см2 / 143,1 см2·50 г = 30,2 г. Qстакана= 30,2 г·0,59 Дж/(г·К)·5,6 К ≈ 100 Дж. 3. Расчёт Qтермометра. Это малая величина. Положим Cтермометра = Cстекла; поскольку нагревается только часть термометра, условно будем считать: mтермометра = 5 г. ПРИМЕР. Qстакана = 5 г·0,59 Дж/(г·К)·5,6 К ≈ 17 Дж. 5

4. Расчет общей выделившейся теплоты: Qреакции = Qраствора + Qстакана + Qтермометра. ПРИМЕР. Qреакции = 1053 Дж + 100 Дж + 17,5 Дж = 1170 Дж. 5. Расчёт молярной энтальпии нейтрализации: По объему кислоты и щёлочи V и молярной концентрации ионов H+ или OH– (нормальности СN) рассчитывают отдельно количество ионов H+ и OH–: n =СN·V. Кислота или щёлочь могут быть в избытке. Расчёт ведётся по тому виду ионов, который в недостатке (наименьшее n). Экспериментальная энтальпия нейтрализации в расчете на 1 моль: ∆H°эксп = – Qреакции / n. + ПРИМЕР. n(H ) = 1 моль/л·0,025 л = 0,025 моль, n(OH–) = 1 моль/л·0,020 л = 0,020 моль. В недостатке щелочь, расчет ведем по количеству ионов OH–. Qреакции = 1170 Дж. Поэтому ∆H°эксп= –1170 Дж/0,020 моль ≈ –58500 Дж/моль = –58,5 кДж/моль. Сравните ∆H°эксп и ∆H°табл. Посчитайте абсолютную и относительную ошибку опыта. Абсолютная ошибка: ∆H°эксп – ∆H°табл. Относительная ошибка: (∆H°эксп – ∆H°табл) / ∆H°табл ·100%.

Лабораторная работа 2 СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ, ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Что называют скоростью химической реакции? В каких единицах её измеряют? Перечислите факторы, влияющие на скорость химической реакции (СХР). ОПЫТ 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции Как влияет концентрация реагирующих веществ на СХР? Сформулируйте закон действия масс. 6

Что такое константа скорости? Зависит ли она от природы реагентов, их концентраций, давления в системе, её температуры? Воздействие концентрации на СХР изучим на примере реакции тиосульфата натрия Na2S2O3 с серной кислотой: Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3 + S. Запишите также полное и сокращённое ионное уравнения. На основе сокращённого уравнения опишите возможную зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Реакция идёт во много стадий. Самой медленной (лимитирующей), скорее всего, является образование зародышей кристаллической серы. Для опытoв 1 и 2 понадобятся: 1 н. (однонормальные, т.е. концентрации 1 экв/л) растворы серной кислоты (в этом случае 1 экв/л = 0,5 моль/л) и тиосульфата натрия (тоже 1 экв/л = 0,5 моль/л), 6 больших пробирок (на 25 мл каждая), большой стакан из стекла или устойчивого к горячей воде пластика, секундомер. Вначале проделайте опыт качественно: слейте в пробирке по 2 мл растворов серной кислоты и тиосульфата натрия. Наблюдайте, как быстро и в каком виде появляется сера. Сразу после опыта следует мыть пробирки – потом серу отмыть намного труднее. Заготовьте растворы в нескольких парах пробирок, как указано в таблице. Растворы подобраны так, чтобы при сливании общий объём составлял 20 мл. Рассчитайте для каждой пары концентрацию ионов водорода и тиосульфата сразу после сливания растворов. Новая концентрация C получается из исходной C0 по формуле: С=С0·V0 / VΣ . Тут в знаменателе – общий объём после сливания. Внесите эти данные в таблицу. Приготовьте секундомер и приступайте к измерениям. Секундомер запускайте в момент сливания растворов (сразу перемешайте!) и останавливайте при появлении легкой мути (опалесценции). Её рекомендуется наблюдать на тёмном фоне. Результаты измерений и расчётов заносите в таблицу. По времени начала опалесценции ( τ o) оценивают общую скорость реакции v=1/ τ o. В данном случае v измеряют в обратных секундах (с–1).

7

Пробирка 1 N Пары

Пробирка 2

Концентрации после сливания S2O32–, H+, моль/л моль/л

Время помутнения τ o, c

Скорость реакции v=1/ τ o, c–1

1 н. 1 н. H2SO4 Na2S2O3 H2O 1 5 мл 5 мл 10 мл 2 5 мл 10 мл 5 мл 3 5 мл 15 мл – 4 10 мл 5 мл 5 мл 5 15 мл 5 мл – По данным для пар 1, 2 и 3 постройте график зависимости v от исходной концентрации S2O32– (концентрация H+ при этом постоянна). Четвёртая точка – начало координат (при нулевой концентрации, естественно, и v=0). Сравните, во сколько раз выросли концентрация S2O32– и скорость реакции. Аналогично, по нулевой точке и данным для пар 1, 4 и 5 постройте график зависимости v от исходной концентрации H+ (при постоянном содержании S2O32–). Сравните, во сколько раз выросли концентрация H+ и скорость реакции. Выполняется ли закон действия масс? Чем отличаются порядок и молекулярность реакции? Что можно сказать о порядке изученной реакции? ОПЫТ 2. Влияние температуры на скорость химической реакции

Сформулируйте правило Вант-Гоффа. Воздействие температуры на СХР также изучим на примере реакции тиосульфата натрия с серной кислотой. Заготовьте две пары пробирок состава пары № 1 (первая строка таблицы в Опыте 1). Поставьте их в стакан с тёплой водой и термометром. Подливая горячую или холодную воду в стакан, добейтесь, чтобы термометр показывал температуру на 10–12°C выше, чем комнатная, и чтобы растворы в пробирках имели ту же температуру. Нагретые растворы одной пары быстро слейте друг с другом, включите секундомер. Поместите пробирку со смесью обратно в стакан и отметьте время опалесценции. Аналогичный опыт проведите со второй парой пробирок, нагревая её на 20– 22 °C выше комнатной температуры. 8

После этого Вы имеете три измерения времени помутнения (измерение при комнатной температуре сделано в Опыте 1). Все сведения занесите в таблицу. Время № Температура 1/T, помутнения v=1/ τ o, ln v опыта o –1 –1 –1 t, C T, K K τ o, c c

По полученным данным оцените температурный коэффициент скорости реакции γ для каждого десятиградусного интервала и средний. Выполняется ли правило Вант-Гоффа? Что называют энергией активации? Запишите уравнение Аррениуса в степенной и логарифмической форме. Как выглядит эта зависимость в координатах 1/T (абсцисса) – ln v (ордината)? Для проверки закона Аррениуса рассчитайте для всех трёх температур 1/T (в –1 K , оставляйте по 5 цифр после запятой) и ln v (в с–1, оставляйте по 2 цифры после запятой). Постройте график, отложив первую величину по оси OX, вторую – по оси OY. Следует соблюдать масштаб. Положение нуля здесь не важно, поэтому отсчёт по осям начинают с любого приемлемого значения. Отметки на осях должны быть "круглые", удобочитаемые, в районе экспериментальных значений. Например, по оси 1/T удобны отметки 0,0031 .. 0,0032 .. 0,0033 .. 0,0034. По оси ln v удобны отметки –3 .. –2 .. –1 .. 0 (снизу вверх). На бумаге в клетку между отметками следует оставлять две или пять клеток. Не нужно загромождать оси отметками и подписями экспериментальных значений.

Выполняется ли в Вашем эксперименте закон Аррениуса? ОПЫТ 3. Скорость реакции в гетерогенной системе Опишите гомогенные и гетерогенные системы. В гетерогенной системе реакция идёт на поверхности раздела фаз. Поэтому влияет площадь поверхности соприкосновения, а также скорость подвода 9

исходных веществ и отвода продуктов реакции. Изучим воздействие этих факторов на примере реакции карбоната кальция (в виде мрамора) с соляной кислотой. Приготовьте три навески мрамора равной массы (примерно по 0,5 г). Первая навеска должна быть в виде крупных кусочков, две другие – в виде тонкого порошка. Оцените визуально средний диаметр частиц d в кусках и в порошке. Если все частицы имеют одинаковую форму (а внутри каждой навески – и одинаковый размер), то связь между размером одной частицы и общей площадью всех частиц простая: S1/S2 = d2/d1. Цифра 1 соответствует мелким частицам, 2 – крупным. Скорость реакции v обратно пропорциональна времени растворения τ. Поэтому ожидается, что будет примерно выполнено соотношение: τ2/τ1 = d2/d1. Высыпьте навески в три чистые пробирки. Добавьте к первой из них 5 мл 10%-ной HCl и измерьте время от начала реакции до полного растворения. Последовательно проделайте тот же опыт со второй и третьей навесками. В последнем случае всё время интенсивно взбалтывайте пробирку. Внимательно следите за ходом реакции. Сравните данные для трёх навесок и сопоставьте отношение диаметров частиц навесок и отношение времён растворения. Опишите, как влияют различные факторы на скорость данной гетерогенной реакции. ОПЫТ 4. Влияние изменения температуры на химическое равновесие Что называют химическим равновесием? Сформулируйте принцип ЛеШателье в общем виде. Как влияет катализатор на состояние равновесия? Что называют константой равновесия? Как её записывают для реакций в растворе и для реакций с участием газов? В опыте используют замкнутый сосуд, состоящий из двух колб, соединённых трубкой. Сосуд наполнен оксидом азота (+4), который можно получить реакцией меди с концентрированной азотной кислотой: Cu+4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O. 10

Сформулируйте принцип Ле-Шателье для тепловых воздействий. Поместите одну колбу сосуда в стакан с кипятком, другую колбу – в стакан с ледяной водой. Обратите внимание на изменение окраски в каждой колбе. Это связано со смещением равновесия: 2NO2 N2O4. Запишите стандартное выражение для константы данного равновесия. Поскольку мономер (NO2) тёмный, а димер (N2O4) бесцветный, ослабление окраски означает смещение равновесия вправо, а усиление окраски – влево. Поменяйте местами стаканы. Как изменилась окраска газовой смеси в колбах? Сделайте вывод о влиянии температуры на данное равновесие. Пользуясь принципом Ле-Шателье, определите знак теплового эффекта прямой реакции. Применив следствие из закона Гесса, посчитайте стандартные изменения энтальпии и энтропии в прямой реакции. По этим данным найдите стандартное изменение энергии Гиббса и значения константы равновесия при 10 и 90 °C. Сопоставьте результаты расчёта с наблюдениями. ОПЫТ 5. Влияние изменения концентраций на химическое равновесие Сформулируйте принцип Ле-Шателье для концентраций. Воздействие концентраций на равновесие изучим на примере реакции хлорида железа (+3) с роданидом калия. Для реакций в растворах смещение равновесия анализируют по ионным уравнениям. Обычно полное уравнение реакции представляют так: FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl. Этому молекулярному уравнению можно сопоставить разные ионные. Если считать, что хлорид железа полностью распадается на ионы, а роданид железа совсем не распадается, получается следующее сокращённое ионное уравнение: Fe3+ + 3SCN– Fe(SCN)3. Частичной диссоциации обеих солей железа отвечают другие ионные уравнения, например, такое: Fe(SCN)2+ + Cl–. FeCl2+ + 2SCN–

Запишите стандартное выражение для константы данного равновесия. В пробирку налейте 10 мл раствора KSCN и прибавьте 1–2 капли 11

разбавленного раствора FeCl3. Должен получиться слабоокрашенный раствор. Его разделите на 4 равные порции. К первой порции прибавьте концентрированный раствор FeCl3. Во вторую порцию всыпьте ложечку сухого KSCN. К третьей порции добавьте ложечку сухого KCl или влейте 1–2 мл концентрированной HСl. Четвёртая пробирка предназначена для сравнения (исходное состояние). Единственным ярко окрашенным веществом в системе является соединение ионов железа и роданида. Проанализируйте изменения цвета в порциях 1-3 с точки зрения принципа Ле-Шателье. Какой из вариантов ионного уравнения противоречит опыту?

Лабораторная работа 3 ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ Общие сведения о растворимости веществ содержатся в Приложении З.

ОПЫТ 1. Установление концентрации раствора по его плотности Дайте определение процентной, молярной и моляльной концентрации растворов. Укажите единицы измерения этих величин. Получите заданный раствор и набор ареометров (поплавков для измерения плотности). Заполните сухой и чистый мерный цилиндр на 2/3 раствором. Погрузите в него ареометр с наименьшим значением плотности. Обратите внимание на положение шкалы ареометра – она должна быть на уровне поверхности раствора. Если шкала не погружается в раствор, замените ареометр на более тяжёлый. Остановившись на подходящем ареометре, отметьте плотность раствора. Ареометры после использования необходимо промыть, просушить фильтровальной бумагой и уложить на место в наборе. Для нахождения концентрации воспользуйтесь таблицами связи плотности и концентрации (в Приложении Б). Например, у серной кислоты плотности 1,219 г/мл отвечает ω=30%. 12

Если в таблице не указана измеренная плотность, найдите два ближайших значения: ρ1 и ρ2 и отвечающие им концентрации ω1 и ω2 (точки А и B на графике).

ω,% В

ω2 А

ω1 ρ1

ρ2

ρ, г/мл

Через точки A и B можно провести прямую с уравнением: ω = ω1+

ω2 − ω1 ·(ρ–ρ1). ρ 2 − ρ1

По нему легко рассчитать концентрации внутри интервала [ρ1,ρ2] (линейная интерполяция) и за его пределами (линейная экстраполяция). ПРИМЕР. Есть H2SO4 c плотностью ρ =1,200 г/мл. Ближайшие точки: ρ1 =1,186 г/мл (ω1 =26%) и ρ2 =1,202 г/мл (ω2 =28%). Отсюда: ω =26%+

28 % − 26 % ·(1,200 –1,186) =27,8%. 1, 202 − 1,186

Менее точно тот же результат можно получить из графика. ОПЫТ 2. Приготовление раствора заданной процентной концентрации Получите у преподавателя задание – состав нужного раствора ωзад., его массу mзад. или объём Vзад.. Понадобится также плотность ρзад.. Рассчитайте массу растворённого вещества mвещества. Во всех расчётах ω надо выражать не в процентах, а в долях, например, не 26%, а 0,26. Подберите стакан или мерную колбу с метками, отвечающими Vзад.. Если исходное вещество – сухая соль, можно сразу взвесить mвещества. (Соблюдайте правила взвешивания! Не забывайте арретировать весы перед изменением содержимого чашек!). Если исходное вещество – концентрированный раствор с известной процентной концентрацией ωисх, найдите массу этого раствора mисх= 13

mвешества/ωисх. Пользуясь плотностью ρисх, посчитайте объём этого раствора: Vисх= mисх/ρисх. Отмерьте нужный объём Vисх чистым мерным цилиндром. Перенесите вещество в стакан или колбу, промойте сосуд небольшим количеством дистиллированной воды. Вылейте в колбу ещё часть воды, перемешайте раствор лёгкими круговыми движениями. Затем закройте пробкой и несколько раз переверните колбу. Добавьте остальную воду немного ниже метки Vзад и опять перемешайте. Если при растворении произошло разогревание или охлаждение, добейтесь комнатной температуры раствора (выдержав колбу под струёй из крана или в баке с водой). После этого по каплям (лучше пипеткой) доведите объём точно до метки Vзад. Получив набор ареометров, измерьте плотность раствора ρизм. Пользуясь таблицей связи плотностей и концентраций, посчитайте реальную концентрацию раствора ωизм, сверьте её с заданием. Раствор сдайте лаборанту. Найдите относительную ошибку опыта: (ωизм – ωзад)/ωзад·100%. Для полученного раствора посчитайте также молярную и моляльную концентрации, мольную долю растворённого вещества, давление пара воды над раствором, температуру замерзания, кипения и осмотическое давление относительно чистой воды. В сильных электролитах диссоциацию считайте полной. ОПЫТ 3. Приготовление раствора заданной молярной концентрации Получите задание (Cзад, Vзад). Определите массу растворённого вещества: mвещества= nвещества·Mвещества (M– молярная масса; nвещества= Cзад·Vзад – число молей). Далее действуйте по схеме опыта 2. Получив набор ареометров, измерьте плотность раствора ρизм. Пользуясь таблицей связи плотностей и концентраций, посчитайте реальную концентрацию раствора ωизм. Пересчитайте её в молярную концентрацию Cизм, сверьте с заданием. Рекомендуется вначале рассчитать в эксперименте (по ρизм) массу раствора и массу растворённого вещества. 14

Раствор сдайте лаборанту. Найдите относительную ошибку: (Cизм–Cзад)/Cзад·100%. Для полученного раствора посчитайте также массовую и мольную долю растворённого вещества, моляльную концентрацию, давление пара воды над раствором, температуру замерзания, кипения и осмотическое давление относительно чистой воды. В сильных электролитах диссоциацию считайте полной. ОПЫТ 4. Замерзание растворов Почему растворы замерзают при более низкой температуре, чем чистый растворитель? Сформулируйте следствие из закона Рауля. Постройте кривую растворимости NaCl в области от 0 до +40 0C (данные – в Приложении В) и продолжите её в области отрицательных температур. Оцените, сколько соли растворится при –10 0C в 100 г воды. Приготовьте химический стакан на 200–500 мл. Взвесьте (приблизительно) соответствующее количество соли и льда, быстро измельчите лёд. Смешайте лёд с солью в большом стакане, отметьте минимальную температуру жидкости. Можно помешивать раствор пробиркой с дистиллированной водой (вода в пробирке замёрзнет) или предварительно намочить дно стакана (стакан примёрзнет к подставке). Рассчитайте моляльную концентрацию и оцените температуру замерзания этого раствора. Считайте изотонический коэффициент i=2. Почему снижается температура системы при смешивании льда и соли? ОПЫТ 5. Приготовление пересыщенного раствора Что такое пересыщенные растворы? Почему они возникают? Как показать их нестабильность? Насыпьте в пробирку 3–4 ложки кристаллического гидрата тиосульфата натрия Na2S3O3·5H2O. Закрепите пробирку вертикально в штативе, закройте её кусочком ваты. Медленно нагрейте пробирку на спиртовке до расплавления, дайте охладиться. По достижении комнатной температуры резко встряхните пробирку. Что наблюдаете? Снова получите нагреванием прозрачный раствор и бросьте в пробирку 15

кристаллик тиосульфата натрия. Что произошло с раствором? Поясните наблюдения.

Лабораторная работа 4 ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ, ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ Растворы кислот, оснований и солей имеют ионную проводимость, иначе говоря, являются электролитами. Проводимость G – величина, обратная электрическому сопротивлению R: G=1/R; [G]= 1/Ом= Сименс (См). Единица измерения (размерность) выделяется квадратными скобками. R и G зависят не только от свойств раствора, но и от площади электродов S и расстояния между ними L. Поэтому пользуются удельным сопротивлением ρ=R·S/L; [ρ]=Ом·м и удельной проводимостью σ= 1/ρ = G·L/S; [σ]= 1/(Ом·м)= См/м. Типичная удельная проводимость для сильных электролитов: ∼100 См/м, для слабых: <1 См/м.

ОПЫТ 1. Электролиты и неэлектролиты Для качественной оценки проводимости используют ламповый реостат, в котором последовательно раствору включена лампа накаливания. Слабый накал лампы указывает на низкую проводимость раствора, яркое свечение – на высокую. Проверьте исправность реостата замыканием электродов. Если имеется мост переменного тока, проводимость можно точно измерить. Перед каждым новым измерением нужно тщательно промывать стакан и электроды дистиллированной водой. Изучите электропроводность следующих веществ или водных растворов: а) дистиллированной воды; б) водопроводной воды; в) этилового спирта C2H5OH; г) раствора глицерина или сахара; д) 1 М уксусной кислоты CH3COOH; е) 1 М раствора аммиака (NH3 или “NH4OH”); ж) 1 М раствора NaOH; з) 1 М раствора HCl. Сделайте выводы о силе электролитов. Запишите уравнения диссоциации всех электролитов в опыте. Стрелкой укажите смещение равновесия. 16

ОПЫТ 2. Диссоциация солей Слейте равное количество 1 М NaOH и HСl и проверьте проводимость полученного раствора соли. Аналогично поступите с растворами уксусной кислоты и аммиака. Проверьте также проводимость растворов других солей: сульфата меди CuSO4, сульфата калия K2SO4. Прокипятите в пробирке около 1 г карбоната кальция CaCO3 или сульфата кальция CaSO4. Охладите полученный раствор и проверьте его электропроводность. Сделайте вывод об электропроводности растворов солей. Запишите уравнения диссоциации всех солей в опыте, стрелкой укажите смещение равновесия. ОПЫТ 3. Сильные и слабые кислоты Налейте в одну пробирку 3 мл 2 М уксусной кислоты, в другую – столько же 2 M соляной кислоты. Бросьте в каждую из пробирок по одинаковому кусочку цинка. Спустя две-три минуты сравните процессы в пробирках. Какой газ выделяется? В какой из пробирок этот процесс идёт более энергично? Запишите уравнения диссоциации кислот, укажите смещение равновесия. Запишите молекулярные и ионные уравнения взаимодействия цинка с кислотами. Сравните концентрацию ионов водорода (CH+) в исходных растворах. В случае соляной кислоты диссоциацию считайте полной. В случае уксусной кислоты рассчитайте CH+ , пользуясь константой диссоциации (Приложение Г). ОПЫТ 4. Смещение равновесия диссоциации а) Налейте в 2 пробирки по 2 мл 0,1 М раствора уксусной кислоты. Добавьте в каждую по одной капле универсального индикатора. Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, в другую насыпьте 2–3 ложечки сухого ацетата натрия CH3COONa. Отметьте изменение цвета индикатора. Запишите диссоциацию кислоты и соли. Объясните, как влияет на диссоциацию уксусной кислоты добавление ионов ацетата из соли. б) Налейте в 2 пробирки по 2 мл 0,1 М раствора аммиака. Добавьте в каждую по одной капле универсального индикатора. Одну пробирку оставьте в качестве 17

контрольной, в другую насыпьте 2–3 ложечки сухого хлорида аммония NH4Cl. Отметьте изменение цвета индикатора. Запишите уравнение диссоциации “гидроксида аммония” (водного раствора аммиака) и хлорида аммония. Объясните, как смещается равновесие диссоциации водного аммиака при добавлении ионов аммония из соли. Сделайте общий вывод по опытам 4а, 4б, как изменяется степень диссоциации слабых электролитов при добавлении одноимённых ионов. ОПЫТ 5. Вытеснение летучих кислот и оснований В одну пробирку налейте 2 мл раствора ацетата натрия, в другую – 2 мл раствора хлорида аммония. В первую пробирку налейте 1 мл 50% H2SO4 (осторожно!) и подогрейте. Определите по запаху образование уксусной кислоты. Во вторую пробирку налейте 1 мл 20% KOH и подогрейте. Определите по запаху образование аммиака. Запишите полные и ионные уравнения реакции, объясните смещение равновесия. ОПЫТ 6. Сравнение растворимости солей В одной пробирке получите осадок сульфата свинца, взяв по 1 мл 0,25 М растворов нитрата свинца Pb(NO3)2 и сульфата натрия Na2SO4. В другой пробирке получите осадок хромата свинца, взяв по 1 мл 0,25 М растворов нитрата свинца и хромата калия K2CrO4. Отметьте внешний вид осадков. Запишите полные и ионные уравнения реакций. Найдите в таблице (Приложение Д) произведения растворимости (ПР) полученных солей свинца, запишите их выражения через концентрации ионов. В третьей пробирке смешайте 1 мл растворов сульфата натрия и хромата калия. Прибавьте 1 мл раствора нитрата свинца. Какая соль выпадает в осадок? Объясните результат, пользуясь значениями ПР сульфата и хромата свинца. ОПЫТ 7. Условия выпадения осадка В 2 пробирки налейте по 1 мл 0,005 М раствора нитрата свинца. В одну из них добавьте такой же объём 0,05 М раствора хлорида калия KCl, в другую – 0,05 М раствора иодида калия KI. В какой из пробирок выпадает осадок? 18

Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Выразите произведения растворимости PbI2 и PbCl2 через равновесные концентрации ионов (без чисел). Рассчитайте концентрации ионов Pb2+, Cl–, I– сразу после сливания растворов (по формуле С=С0·V0 / VΣ). Вычислите для этого момента произведение концентраций ионов (ПИ) PbI2 и PbCl2. Сравните ПИ с табличными значениями ПР для PbI2 и PbCl2 (Приложение Д). Объясните результат.

Лабораторная работа 5 ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ, ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Что такое ионное произведение воды? Чему оно равно при 25 0С? Каковы концентрации ионов H+ и OH– в чистой воде при 25 0С? Что называют водородным показателем pH и гидроксидным показателем pOH? Какова связь между ними? Каковы значения pH и pOH в кислых, нейтральных и щелочных растворах? ОПЫТ 1. Окраска важнейших индикаторов В 4 пробирки налейте по 2 мл дистиллированной воды и прибавьте по 1 капле растворов индикаторов: метилового оранжевого (метилоранжа), лакмуса, фенолфталеина, универсального индикатора. Отметьте их окраску в водной (нейтральной) среде. ИНДИКАТОР

ЦВЕТ ИНДИКАТОРА в кислой среде в нейтральной в щелочной среде среде

1. Метилоранж 2. Лакмус 3. Фенолфталеин 4.Универсальный В каждую пробирку прилейте по 1 мл 1 М раствора HCl. Отметьте изменение окраски. Повторите эксперимент, заменив кислоту на 1 М раствор NaOH. 19

Результаты занесите в таблицу. ОПЫТ 2. pH растворов солей С помощью универсального индикатора оцените pH среды в 1 М растворах следующих солей: хлорид калия KCl, сульфид натрия Na2S, хлорид аммония NH4Cl, ацетат натрия CH3COONa, ацетат аммония CH3COONH4, сульфат магния MgSO4, сульфат цинка ZnSO4. Объясните реакцию среды, пользуясь уравнениями гидролиза солей по аниону и катиону (в молекулярной и ионной формах). Укажите смещение равновесия. Свяжите гидролиз соли с силой отвечающих ей основания и кислоты. Как рассчитать константу гидролиза для солей хорошо растворимых кислот и оснований? Найдите в таблице (Приложение Е) константы гидролиза (Кг) катионов Mg2+, Zn2+. Рассчитайте Кг для ионов NH4+, CO32–, S2–, SO42–, CH3COO– по данным приложения Г. Оцените ожидаемое значение pH взятых растворов. Сравните с экспериментом. Как поляризующее действие катиона связано с его гидролизом и с силой соответствующего основания? ОПЫТ 3. Влияние температуры на гидролиз солей Налейте в пробирку 2 мл 0,5 М раствора ацетата натрия и добавьте 2–3 капли раствора фенолфталеина. Нагрейте раствор. Объясните изменение окраски раствора. Запишите уравнение гидролиза в молекулярном и ионном виде. Охладите раствор, наблюдая за окраской. Как влияет температура на степень гидролиза соли? Пользуясь принципом Ле-Шателье, свяжите это влияние с тепловым эффектом гидролиза. ОПЫТ 4. Влияние разбавления на гидролиз, обратимость гидролиза Запишите уравнение гидролиза иона Al3+. Как изменяется число частиц в этом процессе? (Растворитель принято не учитывать – его концентрация почти постоянна).

20

Как влияет разбавление на процессы, идущие с увеличением числа частиц? Какие процессы этого рода вам ещё известны? В растворе хлорида сурьмы “SbCl3” (иначе, HSbCl4 – для подавления гидролиза раствор готовят на соляной кислоте) устанавливается равновесие: HSbCl4 + HOH SbOCl↓ + 3HCl. HSbCl4 – сильная кислота, а сложный ион SbCl4– в водном растворе лишь частично распадается на простые ионы Sb3+ и Cl–. Поэтому данному молекулярному уравнению можно сопоставить несколько ионных уравнений, например – 1) нет диссоциации SbCl4–: SbCl4– + HOH SbOCl↓ + 2H+ + 3Cl–; 2) отщепляется половина ионов хлора: SbCl2+ + HOH SbOCl↓ + 2H+ + Cl–; 3) отщепляются все ионы хлора: Sb3+ + Cl– + HOH SbOCl↓ + 2H+ .

Как изменяется число частиц в этих процессах? (Осадок, как и растворитель, не считают, концентрация вещества в осадке постоянна). Как должно влиять разбавление на смещение равновесий 1)-3)? Как можно подавить гидролиз HSbCl4? Налейте в пробирку 3 мл раствора “SbCl3”. Добавляйте по каплям дистиллированную воду, взбалтывая раствор. Возникший осадок разделите на 3 равные части. К одной из них приливайте по каплям 5 М раствор HСl (ω=16,9%), к другой – 5 М раствор HNO3 (ω=27,0%). Сравните моменты растворения осадка, объясните на основе ионного уравнения реакции. Для проверки индивидуального влияния ионов хлора насыпьте в третью пробирку 1–2 ложки сухого NaCl (или KCl). Что наблюдаете? Какие ионные уравнения диссоциации SbCl4– согласуются с экспериментом, а какие ему противоречат? ОПЫТ 5. Взаимное усиление гидролиза (полный гидролиз) К 2 мл раствора хлорида алюминия AlCl3 прилейте 2–3 капли универсального индикатора или лакмуса. Какова его окраска? На что она указывает? Запишите уравнения первой ступени гидролиза и полного гидролиза катиона алюминия. Во вторую пробирку налейте 2 мл раствора карбоната натрия Na2CO3 и 2-3 21

капли индикатора. Обсудите его окраску. Запишите уравнения первой ступени гидролиза и полного гидролиза аниона карбоната. Соедините два раствора. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции. Убедитесь, что осадок является гидроксидом алюминия, а не карбонатом. Для этого отделите его от раствора, промойте подогретой водой и обработайте разбавленной соляной кислотой. Что наблюдаете? Объясните, почему полный гидролиз хлорида алюминия и карбоната натрия происходит только при их совместном нахождении в растворе. ОПЫТ 6. Равновесие в растворах кислых солей При растворении кислой соли, например, гидрокарбоната натрия NaHCO3, с анионом могут происходить 2 процесса: а) гидролиз этого аниона (поставляет ионы OH–): HCO3– + HOH “H2CO3“ + OH– ; данному равновесию отвечает Кг= Кw / К1 (H2CO3) =10–14 / 4,3·10–7 = 2,2·10–8. б) диссоциация этого аниона (поставляет ионы H+): HCO3– H+ + CO32– ; данному равновесию отвечает Кд= К2(H2CO3) = 5,6·10–11. Кислотность среды определяется преобладающим процессом. В данном случае Кг>Кд, преобладает гидролиз, и среда будет щелочная.

С помощью универсального индикатора оцените pH 1 М растворов фосфата натрия Na3PO4, гидрофосфата натрия Na2HPO4 и дигидрофосфата натрия NaH2PO4. Запишите уравнения диссоциации этих солей, а также гидролиза и диссоциации их анионов. Объясните реакцию среды с учётом Кг и Кд, по предложенной выше схеме. Используйте данные Приложения Г.

Лабораторная работа 6 ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ

22

Какие процессы называют электрохимическими? Какие из них протекают самопроизвольно, а какие только при подаче энергии от внешнего источника? ОПЫТ 1. Сравнение электрохимической активности металлов Сравним активности пяти металлов: меди, железа, олова, свинца и цинка. Возьмите пять пробирок, налейте в них по 2–3 мл растворов солей меди(+2), железа(+2), олова(+2), свинца(+2) и цинка. Опустите в каждую пробирку узкую медную пластину (или проволочку). Через 2–3 минуты осмотрите пластины. Произошли ли изменения с ними? О чём это говорит? Выньте медные пластины из пробирок и опустите во все растворы железные пластины (проволочки, гвозди). Осмотрите их через 2–3 минуты. Какие металлы вытесняются железом из растворов солей? Напишите уравнения реакции железа с ионами этих металлов. Укажите переход электронов, восстановитель и окислитель. Аналогично поступите, опустив в растворы полоски свинца, олова и цинка. Результаты наблюдений обобщите в виде таблицы. Знаком “+” покажите вытеснение опускаемым металлом, при отсутствии реакции ставьте “–”. Опускаемый металл

Ионы металла в растворе

ϕ0 (Me2+/Me), Вольт

Cu2+ Fe2+ Pb2+ Sn2+ Zn2+ Cu Fe Pb Sn Zn Выпишите из Приложения Е стандартные электродные потенциалы ϕ0. По результатам эксперимента расположите металлы в порядке убывания активности. Согласуется ли этот ряд с величинами ϕ0? Что называют стандартным электродным потенциалом? Какие из исследованных металлов могут вытеснять водород из кислот? ОПЫТ 2. Гальванический элемент 23

Для опыта необходимы 1 М растворы солей никеля, железа, меди, цинка и пластины из этих металлов. Используют также солевой (электролитный) мостик (стеклянная трубочка с раствором KCl и желатина), а также провода и вольтметр (желательно, с большим внутренним сопротивлением). Каждый студент должен делать измерение с одной парой металлов (в примере с медью и цинком). Налейте в один стаканчик раствор соли меди (почти доверху) и опустите туда медную пластину. В другой стаканчик налейте раствор соли цинка и опустите цинковую пластину. Поставьте оба стакана рядом на подставку и соедините растворы в них солевым мостиком. С помощью вольтметра определите напряжение между пластинами. Какие процессы происходят на пластинах, какая из них является катодом, какая – анодом? В каком направлении перемещаются электроны на внешней цепи? Почему? По значениям стандартных электродных потенциалов (Приложениеи Е) вычислите стандартную ЭДС данного элемента и сравните её с измеренным напряжением. Объясните различие. Сопоставьте результаты с аналогичными измерениями других студентов. ОПЫТ 3. Образование гальванопар и микрогальванопар Для опыта нужны три кусочка цинка, очищенная толстая медная проволока, раствор сульфата меди и серная кислота. В три пробирки налейте немного 1 М H2SO4 и бросьте по кусочку цинка. Что наблюдаете? Одну пробирку оставьте в качестве контрольной. Во вторую пробирку внесите медную проволочку и коснитесь ею цинка. Как изменилась скорость взаимодействия цинка с кислотой? Почему? Обратите внимание, где выделяется водород. Объясните. Запишите уравнения анодного и катодного процессов. В третью пробирку добавьте 2–3 капли раствора сульфата меди CuSO4. Что произошло? Имейте в виду, что цинк может вытеснять медь из раствора. Напишите уравнения процессов. Какой металл будет анодом, какой – катодом?

24

ОПЫТ 4. Направление реакции в растворах в зависимости от ЭДС В три пробирки налейте по 2 мл раствора хлорида железа (+3) FeCl3. Добавьте в первую пробирку 2 мл раствора хлорида калия KCl, во вторую – бромида калия KBr, в третью – иодида калия KI. Что наблюдаете? В пробирки желательно добавить несмешивающийся с водой органический растворитель (хлороформ, бензол, толуол, CCl4). Используя значения стандартных потенциалов Cl2/Cl–, Br2/Br–, I2/I– и Fe3+/Fe2+, рассчитайте ЭДС каждого из трёх процессов: 2FeCl2 + X2 + 2KCl, 2FeCl3 + 2KX 2Fe2+ + X2, X = Cl, Br, I. 2Fe3+ + 2X– Объясните, в какую сторону смещено равновесие. ОПЫТ 5. Электролиз растворов с инертным анодом Электролизёр представляет собой U-образную трубку, в каждый конец которой опущен электрод. В качестве инертных электродов применим угольные (графитовые). а) Электролиз раствора сульфата натрия В стаканчик налейте раствор сульфата натрия Na2SO4, добавьте 2–3 капли индикатора (лакмуса или универсального), перемешайте и вылейте в электролизёр. Опустите электроды в раствор, подключите их к источнику постоянного тока. Что наблюдаете? Какие газы выделяются на электродах и почему скорость их выделения различается? Какие ионы способствуют изменению окраски индикатора? Напишите уравнения анодного и катодного процессов. б) Электролиз раствора иодида калия Налейте в стаканчик раствор иодида калия KI, добавьте 3–4 капли фенолфталеина, перемешайте и вылейте в электролизёр. Введите угольные электроды и подключите их к источнику постоянного тока. Что наблюдаете на электродах? Напишите уравнения анодного и катодного процессов. Почему на катоде не выделяется калий, а на аноде не выделяется кислород? ОПЫТ 6. Электролиз с растворимым анодом В электролизёр налейте разбавленной (1 М) серной кислоты. Угольный электрод подключите к (+) источника тока (это будет анод), 25

медный электрод подключите к (−) источника тока (это будет катод). Пропускайте ток в течение 1–2 минут. Что наблюдаете? Осмотрите электроды и отметьте их вид. Подключите медную пластину к (+), графит – к (−) и снова включите ток. Что происходит на электродах? Как изменяется раствор? Обратите внимание, что на угольном электроде через некоторое время процесс выделения газа прекращается. Почему? Запишите реакции, происходящие на аноде и катоде. ОПЫТ 7. Коррозия лужёного и оцинкованного железа При коррозии чистого железа в растворах кислот образуются соли железа(+2), которые легко обнаружить следующей качественной реакцией. В пробирку насыпьте ложечку сухого сульфата железа(+2) FeSO4. Растворите его в воде. Добавьте 2 капли раствора красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Что наблюдаете? Цвет жидкости придаёт соединение K[Fe2(CN)6]·H2O в виде коллоидного раствора. Составьте уравнение реакции железа с разбавленной серной кислотой. Чем покрыто лужёное железо? Какой заряд приобретает железо в контакте с покрывающим металлом: а) в оцинкованном железе; б) в лужёном железе? Как это связано со стандартными потенциалами металлов? В 2 небольших стакана налейте раствор серной кислоты (0,1 М) и добавьте по 2–3 капли раствора K3[Fe(CN)6]. Опустите в один стаканчик пластину оцинкованного железа, в другой – лужёного. Предварительно на пластинах сделайте глубокие царапины ножом. Обратите внимание на изменение окраски в стаканах. В каком стакане образец подвержен коррозии сильнее? Составьте схему перехода электронов. Запишите для каждого вида повреждённого покрытия уравнения анодных и катодных процессов. Объясните, что такое анодное и катодное покрытие. В каких случаях применяют каждое из них?

26

ПРИЛОЖЕНИЯ А. Стандартные энтальпии образования при 25 OC, кДж/моль H2O H+ OH– Al(OH)3 Al3+

ж. водн. водн. тв. водн.

–285,8 0 –230,0 –1315,0 –530,0

Б. Связь между концентрацией и плотностью растворов при 20 ОС Плотность, г/см3

ω,%

HCl

HNO3

H2SO4

Плотность, г/см3

KOH

Na2CO3

ω,%

HNO3

H2SO4

4 8 12 16 20 24 28 32 36 40 44 48

1,018 1,020 1,025 1,035 1,040 52 1,322 1,415 1,038 1,043 1,052 1,072 1,082 56 1,345 1,456 1,057 1,066 1,080 1,109 1,125 60 1,367 1,498 1,078 1,090 1,109 1,148 1,170 64 1,387 1,542 1,098 1,115 1,139 1,186 – 68 1,405 1,587 1,119 1,140 1,170 1,226 – 72 1,422 1,634 1,139 1,167 1,202 1,267 – 76 1,438 1,681 1,159 1,193 1,235 1,309 – 80 1,452 1,727 1,179 1,220 1,268 1,352 – 84 1,466 1,769 1,198 1,246 1,303 1,396 – 88 1,477 1,802 – 1,272 1,338 1,441 – 92 1,487 1,824 – 1,298 1,376 1,487 – 96 1,495 1,836 * Плотность чистой воды (ω = 0) при 20 ОС составляет 0,998 г/см3. * * В узком температурном интервале плотность ρ можно пересчитать для новой температуры t по формуле ρ=ρ0·[1–α·(t–t0)]. Здесь ρ0 – плотность при температуре t0, α – коэффициент, учитывающий тепловое расширение. У воды и разбавленных водных растворов α=0,000256 K–1. В. Зависимость растворимости от температуры NaCl

T,OC ω, %

0 20 25 40 60 80 100 26,21 26,47 26,54 26,81 27,14 27,65 28,38 27

Г. Константы диссоциации в воде при 25 ОС CH3COOH " NH4OH" (NH3·H2O) H3PO4

K1 K2 K3

HNO3

1,8·10—5 1,8·10—5 7,5·10—3 6,3·10—8 1,3·10—12 44

H2CO3 H2S H2SO4

K1 4,5·10—7 K2 4,7·10—11 K1 5,5·10—8 K2 1,0·10—14 K1 1000 K2 1,2·10—2

Д. Произведения растворимости в воде при 25 ОС 5,0·10—9 1,3·10—4 14 38 8,8 2,0·10—5

CaCO3 CaSO4 KCl KI Na2SO4 PbCl2

1,8·10—14 8,0·10—9 11 1,6·10—8 200 370

PbCrO4 PbI2 Pb(NO3)2 PbSO4 KOH NaOH

Е. Константы гидролиза катионов при 25ОС Fe3+

6,8·10—3

Mg2+

3,8·10—12

Al3+

9,5·10—6

Na+

6,6·10—15

Zn2+

2,0·10—8

K+

3,5·10—15

Ж. Стандартные электродные потенциалы в воде при 25ОС

ϕ О, В Процесс K+ + e– → K –2,92 – – 2H2O + 2e → H2 + 2OH –0,82 Zn2+ + 2e– → Zn –0,76 Fe2+ + 2e– → Fe –0,44 Ni2+ + 2e– → Ni –0,25 Sn2+ + 2e– → Sn –0,14 2+ – Pb + 2e → Pb –0,13 + – 2H + 2e → H2 0 Cu2+ + 2e– → Cu +0,34

Процесс Cl2 + 2e– → 2ClBr2 + 2e– → 2BrI2 + 2e– → 2I– O2 + 2H2O+4e– → 4OH– O2 + 4H++4e– → 2H2O "Fe(OH)3" + e– → "Fe(OH)2" + OH– Fe3+ + e– → Fe2+ S2O82- + 2e– → 2SO42S + 2H++2e– → H2S

28

ϕ О, В +1,36 +1,07 +0,54 +0,40 +1,23 –0,69 +0,77 +2,01 +0,17

З. Растворимость солей, кислот и оснований в воде Ag+ Al3+ Ba 2+ Be2+ Bi 3+ Ca 2+ Cd 2+ Co 2+ Cr 3+ Cu 2+ Fe 2+ Fe 3+ H

Ион Br– CH3COO –

–

+

Hg 2+ K+ Li + Mg2+ Mn2+ NH 4 + Na + Ni2+ Pb 2+ Sn2+ Sr 2 + Zn2+

Н

Р

Р

Р

+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

+

Р

Р

М

+

Р

+

+

Р

Р

Р

+

Р

Р

–

∞

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

+

Р

Р

Н

?

Р

?

–

Р

М

Н

Н

Н

Н

Н

∞

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Н

Н

–

Р

Н

CO32–

Н

–

Н

Н*

–

Н

Н*

Н*

–

Н*

Н

–

М

–

Р

Р

М

Н*

Р

Р

Н*

Н*

–

Н

Н*

Cl–

Н

Р

Р

Р

+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

+

Р

Р

–

F

Р

М

М

Р

Н

Н

Р

Р

М

Р

М

Н

Р

+

Р

Н

М

Р

Р

Р

Р

М

Р

Н

М

I–

Н

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Н

–

Р

–

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

М

Р

Р

NO3–

Р

Р

Р

Р

+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

∞

+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

+

Р

Р

OH–

–

Н

Р

Н

Н

М

Н

Н

Н

Н

Н

Н

∞

–

Р

Р

Н

Н

Р

Р

Н

Н

Н

М

Н

PO43–

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Р

Н

Р

М

Н

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

+

Р

+

Н

Р

Н

Н

Н*

Н

Н

+

М

Н

Р

Р

Н

Н

+

Р

Н

Н

Н

Р

Н

М

Р

Н

Р

+

М

Р

Р

Р

Р

Р

Р

∞

+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

+

Н

Р

CN

2–

S

SO42–

Р – хорошо растворимо, М – малорастворимо, Н – практически нерастворимо, ∞ – неограниченно растворимо, – – не существует, + – полностью реагирует с водой, * – осадок этого состава не образуется вследствие полного гидролиза, ? - нет данных по растворимости. Жирным курсивом выделены основания (строка OH–) и кислоты (столбец H+).

ЛИТЕРАТУРА ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ Рекомендованы следующие издания: 1. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1985. 704 с. 2. Коровин Н.В., Масленникова Г.Н., Мингулина Э.И., Филиппов Э.Л. Курс общей химии. М.: Высшая школа, 1990. 446 с. 3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. Л.: Химия, 1988. 272 с. Работа 1

Работа 2

Работа 3

Работа 4

Работа 5

Работа 6

[1], пп.54–56 (с.158–163), пп.65–67 (с.182–192) [2], §§ IV.1–IV.5, с.84–106 [3], гл.V.1, с.74–84 задачи: дома – 283, 285, 298, в классе – 286, 299, 300, 582 [1], пп.57–64 (с.163–182) [2], гл.V, с.107–143 [3], гл.V.2, с.90–100 задачи: дома – 325, 326, 335, 352, 386, 309, в классе – 330, 334, 355, 383, 311 [1], пп.73–80 (с.205–222) [2], §§ VI.1–VI.2, с.145–152 [3], гл.VI.1–VI.3, с.108–112, 117–118, 119–121 задачи: дома – 391, 414, 463, 473, 477, в классе – 392, 418, 427, 464, 474, 479, 485 [1], пп.81–89 (с.223–243) [2], §§ VI.3–VI.6, с.153–172 [3], гл.VII.1, VII.4, с.125–131, 141–145 задачи: дома – 503, 509, 522, 559, 568, 580, в классе – 507, 513, 520, 560, 567, 570, 576, 581 [1], пп.90–92 (с.243–255) [2], §§ VI.5–VI.6, с.163–172 [3], гл.VII.3, VII.5, с.136–139, 147–155 задачи: дома – 538, 541, 585, 588, 597, в классе – 543, 544, 586, 589, 596, 598 [1], пп.93–104 (с.255–295), 196 (с.536–542) [2], гл.VII, VIII, с.185–243 [3], гл.VIII, с.158–198 задачи: дома – 608, 613(а,б), 621, 650, 652, 678, 690, в классе – 609, 613(в,г), 631, 651, 654, 682, 691, 692