WWW.DISSERS.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА

   Добро пожаловать!


Pages:     || 2 | 3 | 4 | 5 |   ...   | 6 |
Министерство Образования Российской Федерации Воронежский государственный университет ХИМИЧЕСКИЙ ФАКУЛЬТЕТ Кафедра общей химии ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ ПО ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ (Для студентов 1 курса дневного и вечернего отделений биолого-почвенного факультета) Составители:

Ю. П. Афиногенов Е. Г. Гончаров Л. А. Малевская Т. П. Сушкова Л. Я. Твердохлебова Воронеж – 2002 2 СОДЕРЖАНИЕ 1 Правила работы в химической лаборатории ………………………………. 3 2 Атомно-молекулярное учение и стехиометрические законы …………….. 4 Работа 1. Определение эквивалентной массы активного металла ……….. 4 Работа 2. Определение молярной массы газа (кислорода) ……………….. 6 3 Учение о химических процессах …………………………………………… 7 Работа 3. Скорость химических реакций. Химическое равновесие ……… 7 4 Растворы, электролитическая ионизация ………………………………….. 11 Работа 4. Общие свойства растворов ………………………………………. 11 Работа 5. Гидролиз солей …………………………………………………… 12 Работа 6. Окислительно-восстановительные реакции ……………………. 15 5 Неорганическая химия ……………………………………………………… 19 Работа 7. Общие свойства металлов ………………………………………. 20 Работа 8. Общие свойства неметаллов ……………………………………. 23 Работа 9. Комплексные соединения ……………………………………….. 31 Приложение …………………………………………………………………. 35 3 1. ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ 1. Прежде чем приступить к выполнению практических работ, необходимо ознакомиться с инструкцией по технике безопасности, которая имеется в каждой лаборатории, и в дальнейшем строго следовать предписаниям инструкции.

2. Работать в химической лаборатории надо в халате, аккуратно, соблюдая тишину, желательно всегда на одном и том же месте.

3. Перед началом работы по конкретной теме внимательно прочтите ее описание в методическом указании, чтобы спланировать эксперимент. Убедитесь в наличии необходимых реактивов, приборов и химической посуды.

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

5. Расходуйте реактивы экономно. Если же случайно количество препарата окажется большим, чем необходимо, то излишки выбрасывайте, а не возвращайте в склянку, во избежание загрязнения реактивов. По этой же причине нельзя путать пробки от реактивных склянок. Для взятия необходимого количества реагента используйте чистые сухие шпатели или стеклянные лопаточки, для жидкостей - чистые пипетки.

6. Работы с вредными веществами проводите только под тягой.

Концентрированные кислоты и щелочи наливайте осторожно под вытяжным шкафом; не уносите их на свои рабочие места.

7. Эксперименты, в результате которых возможно образование едких летучих веществ, также нужно проводить под тягой. Для идентификации вещества по запаху следует осторожно направить ладонью поток газа от отверстия пробирки в сторону носа.

8. Для проведения химических процессов часто требуется нагревание, при этом должна использоваться только термостойкая посуда! Стаканы и колбы нагревайте, поместив их на асбестированную сетку, а пробирки - закрепив в специальном держателе. Отверстие пробирки должно быть направлено в сторону от самого экспериментатора и от тех, кто работает рядом.

9. После окончания работы вымойте использованную посуду, приведите в порядок свое рабочее место, убедитесь, что закрыты газовые и водопроводные краны.

10. Практическая работа должна быть полностью оформлена во время занятия.

ВНИМАНИЕ! • При всех несчастных случаях необходимо немедленно обратиться к преподавателю или лаборанту.

• Без указания и разрешения преподавателя не проводить никаких дополнительных опытов.

• Запрещается принимать пищу в лаборатории.

2. АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ.

СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ РАБОТА ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭКВИВАЛЕНТНОЙ МАССЫ АКТИВНОГО МЕТАЛЛА Эквивалент. Закон эквивалентов Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Эквивалентной массой называется масса 1 эквивалента вещества.

Для определения эквивалента (эквивалентной массы ) элемента необязательно исходить из его соединения с водородом. Эквивалент (эквивалентную массу) можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент которого известен.

На основе закона эквивалентов можно вывести следующие формулы для вычисления эквивалентных масс сложных веществ:

Моксида Эоксида = Числоатомовэлемента валентностьэлемента Мкислоты Экислоты = Основностькислоты Моснования Эоснования = Кислотностьоснования Мсоли Эсоли =, Числоатомовметаллавалентностьметалла где М – молярная масса соединений.

Число отщепляемых от молекулы кислоты протонов называется основностью кислоты, число отщепляемых от молекулы основания гидроксогрупп - кислотностью основания.

При решении некоторых задач, содержащих сведения об объемах газообразных участников реакции, целесообразно пользоваться значением эквивалентного объема.

Эквивалентным объемом называется объем, занимаемый при данных условиях 1 эквивалентом вещества. Значение эквивалентного объема вещества, находящегося в газообразном состоянии, можно найти, зная, что в молярном объеме любого газа, состоящего из двухатомных молекул, содержится 2 моль атомов и т.д. Так, в 22,4 л Н2 содержится 2 эквивалента водорода; значит, эквивалентный объем водорода равен 22,4/2 = 11,2 л/моль.

Определение эквивалентных масс активных металлов Химические эквиваленты металлов, стоящих в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, представляется возможным определить методом вытеснения водорода из кислот.



Для этой цели используется прибор, изображенный на рис. 1. Навеска металла, способного вытеснять водород из кислот, рассчитывается на основании уравнения реакции с учетом того, чтобы объем выделившегося водорода не превышал 150 - 180 мл (н.у.), и берется на аналитических весах. Навеска помещается в шаровое утолщение (2) на горлышке реактора (1), который укреплен в штативе в положении, близком к горизонтальному. Предварительно в реактор до половины его объема заливается разбавленная соляная кислота с помощью воронки с длинным горлышком таким образом, чтобы стенки шарового утолщения реактора не оказались смоченными кислотой во избежание неконтролируемой реакции до герметизации системы.

Рис.1. Реактор. 2. Навеска металла. 3. Мерный цилиндр.

4. Кристаллизатор. 5. Газоотводная трубка.

Система для сбора выделяющегося водорода, состоящая из стеклянного цилиндра (3) емкостью 250 мл (отсюда и ограниченность навески металла) и кристаллизатора (4), заполняется водой. Затем реактор плотно закрывается пробкой, а кончик газоотводной трубки (5) проталкивается под мерный цилиндр с водой. Если не наблюдается равномерного и постоянного выделения пузырьков воздуха, то система считается герметичной. Убедившись в этом, переверните реактор в вертикальное положение. Навеска металла падает в кислоту, а выделяющийся водород собирается в цилиндре.

По окончании реакции нужно измерить объем выделившегося газа V (мл), высоту оставшегося столба воды h (мм), отметить температуру окружающей среды Т (К) и атмосферное давление в период опыта Н (мм. рт. ст.).

Необходимо привести объем газа к нормальным условиям (Р0 = мм.рт.ст. и Т0 = 273 К), воспользовавшись уравнением объединенного газового PV закона PV/T = P0V0/T0. Очевидно, что V0 =.

760 T Наибольшую трудность представляет в данном случае оценка реального давления, под которым находится водород, собранный в мерном цилиндре над слоем воды.

Из рассмотрения рис. 1 ясно, что атмосферное давление (Н) уравновешивается давлением водорода (Р), давлением водяного столба в цилиндре (h, мм. вод. ст. или h/13.6, мм. рт. ст.)) и давлением насыщенного пара воды (hв, мм. рт. ст.), которое приводится в справочных таблицах для различных значений температуры:

Н = Р + h/13,6 + hв.

Из этой формулы можно найти давление водорода в условиях опыта:

P = H h/13,6 hв.

Полученную величину и следует использовать при приведении объема водорода к нормальным условиям.

Зная, что эквивалент водорода при н.у. занимает объем 11,2 л, найдите ЭМе, используя формулу Эме / Vэ(H2) = m(Ме) /V0(Н2), где Эме эквивалентная масса Ме, г/моль, Vэ(H2) - эквивалентный объем H2 (н.у.), m(Ме) масса навески Ме, V0(Н2) объем Н2, выделившегося в ходе эксперимента, приведенный к н.у.

Рассчитав теоретическое значение эквивалентной массы металла, найдите абсолютную ошибку определения эквивалентной массы металла ЭЭ -= Ээксп теор и относительную ошибку в % - ЭЭ Э теор эксп Э = 100% = 100% Этеор Этеор РАБОТА ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ КИСЛОРОДА Молекулярная масса газа (кислорода) может быть относительно легко определена следующим образом. Соберите прибор, представленный на рис. 1 с той лишь разницей, что реактор 1 заменяется пробиркой из тугоплавкого стекла.

Порядок выполнения работы следующий. Система, предназначенная для сбора газа, заполняется водой. В сухую пробирку из тугоплавкого стекла ) 13.6 – плотность ртути – для перевода мм. вод. ст. в мм. рт. ст.

помещаются вещества, которые при нагревании разлагаются с выделением кислорода. Ими могут служить перманганат или хлорат калия. Заметим, что в случае KСlO3 добавка диоксида марганца в качестве катализатора способствует более быстрому и равномерному выделению кислорода.

После заполнения пробирки веществом (примерно 1/10 ее объема), в ее верхнюю часть вставляется ватный тампон, который служит фильтром, свободно пропускающим газ, но препятствующим попаданию твердых продуктов разложения в систему для сбора газа. В таком виде (пробирка с навеской и ватным тампоном) реактор взвешивается с точностью 0,01 г, закрепляется в штативе в положении, близком к горизонтальному, закрывается пробкой с газоотводной трубкой. Конец трубки проталкивается под мерный цилиндр до половины его высоты. Проверяется герметичность системы. Затем пробирка равномерно прогревается пламенем газовой горелки. Выделяющийся кислород собирается в цилиндре, вытесняя воду. По окончании реакции разложения дают системе остыть до температуры окружающей среды. При этом кончик газоотводной трубки должен находиться в цилиндре над поверхностью воды.

Затем измеряют объем V (мл) собранного кислорода, высоту водяного столба h (мм), отмечают температуру и атмосферное давление в период опыта.

Воспользовавшись объединенным газовым законом, находят объем, приведенный к нормальным условиям :

PV V0 =.

760 T Затем взвешивают реактор с остатком вещества и тампоном. По разнице в массе реактора с веществом до и после эксперимента находят массу выделившегося газа mO.

Дальнейший расчет выполняется в соответствии со следствием из закона Авогадро:

mO.

МO =.

Vo Рассчитайте абсолютную и относительную ошибку определения молярной массы газа.





3. УЧЕНИЕ О ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССАХ РАБОТА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Всякая химическая реакция протекает с определенной скоростью. Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени. При этом концентрация выражается, как правило, числом молей вещества в 1 литре раствора (моль/литр), а время – в минутах или секундах. Время протекания химических реакций меняется в очень широких пределах – от долей секунды (взрыв) до миллионов лет (образование природных ископаемых). Это объясняется тем, что скорость химических реакций зависит как от свойств самих реагирующих веществ, так и от условий, в которых она протекает.

Важнейшими из таких условий являются концентрация реагирующих веществ, температура и для гетерогенных реакций – площадь поверхности реагирующих веществ.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается основным законом химической кинетики – законом действия масс:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, отвечающих их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Математически эту зависимость для реакции n A + m B p C можно выразить следующим образом:

V1 = k1 [A] n · [B] m V2 = k2[C] p, где V1 и V2 – скорость прямой и обратной реакций, [A], [B], [C] – молярные концентрации участников реакции, k1 и k2 – константы скорости, зависящие от природы реагирующих веществ и температуры.

При повышении температуры увеличивается скорость химической реакции, так как возрастает количество активных частиц и число их столкновений в единицу времени.

Согласно правилу Вант-Гоффа, при увеличении температуры на каждые градусов скорость химической реакции увеличивается примерно в 2 - 4 раза:

t( -t1 /) Vt = Vt, 2 где Vt скорость реакции после повышения температуры до t2, Vt 2 скорость реакции при температуре t1, температурный коэффициент скорости реакции ( = 2 4).

Подавляющее большинство химических реакций являются обратимыми, т. е.

протекают при данных условиях во взаимно противоположных направлениях. В уравнениях таких реакций вместо знака равенства ставится знак обратимости.

Для реакции n A + m B p C + q D cкорости прямой и обратной реакций будут выражаться:

V1 = k1 [A] n [B] m V2 = k2[C] p [D] q.

Когда скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, наступает химическое равновесие, при котором прямая и обратная реакции не прекращаются, а продолжают протекать в противоположных направлениях с равными скоростями. Химическое равновесие характеризуется константой равновесия, которая не зависит от концентрации реагирующих веществ, но зависит от температуры и определяется как p [C] [D]q К =.

[A]n · [B]m Здесь [A], [B], [C], [D] – равновесные концентрации реагентов.

Изменение условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия, приводит к нарушению равновесия или, как принято говорить, к смещению равновесия, что позволяет управлять процессом в желательном направлении.

Смещение химического равновесия подчиняется правилу, известному под названием принципа Ле-Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать какоелибо воздействие, то равновесие начнет смещаться в таком направлении, которое уменьшает это воздействие.

В общем виде можно сформулировать следующие закономерности смещения равновесия:

1. При увеличении концентрации одного из реагентов в системе развивается процесс, в ходе которого этот реагент расходуется. При удалении какого-либо реагента из сферы реакции в системе развивается процесс, в ходе которого этот реагент образуется.

2. При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции. При уменьшении температуры равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.

3. Если реакция не сопровождается изменением числа молей газообразных веществ, участвующих в реакции, то давление не влияет на состояние равновесия.

При увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения объема, при уменьшении давления равновесие смещается в сторону увеличения объема.

4. В случае обратимых реакций катализатор не смещает равновесие, а лишь ускоряет (или замедляет в случае ингибиторов) процесс достижения равновесного состояния.

ОПЫТ 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции в гомогенной системе Реакция тиосульфата натрия с серной кислотой протекает по уравнению Na2S2O3 + H2SO4 Na2SO4 + SO2 + S + H2O и сопровождается помутнением раствора от выпавшей серы.

Приготовить в трех пробирках растворы тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в первую пробирку налить 5 мл раствора Na2S2O3 и мл воды, во вторую – 10 мл раствора Na2S2O3 и 5 мл воды, в третью – 15 мл раствора Na2S2O3.

Таким образом, концентрация тиосульфата натрия в первой пробирке будет С, во второй – 2С, в третьей – 3С. В каждую пробирку прилить при помешивании по 5 мл 4%-ного раствора H2SO4. Отметить время (по секундомеру), прошедшее с момента добавления кислоты до помутнения раствора. Результаты занести в таблицу 1.

Таблица 1.

Время до № Число мл Число мл Число мл помутнения v = 1/t, c-пробирки Na2S2O3 Н2О H2SOt, c 1 5 10 2 10 5 3 15 0 Построить график зависимости скорости реакции от концентрации раствора.

Сделать вывод.

Pages:     || 2 | 3 | 4 | 5 |   ...   | 6 |










© 2011 www.dissers.ru - «Бесплатная электронная библиотека»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.