- •В.И. Гребенькова, н.Г. Осипенкова, Голубская и.Э., Козлова е.Е. Методические указания к лабораторному практикуму по курсу «Химия»
- •Работа № 1 свойства неорганических соединений различных классов
- •Названия кислотных остатков различных кислот
- •Опыт 1. Изучение окраски индикаторов в различных средах
- •Опыт 2. Оксиды и гидроксиды активных металлов
- •Опыт 3. Оксиды и гидроксиды неметаллов
- •Опыт 3. Изучение свойств оксидов и гидроксидов металлов
- •Опыт 3а). Изучение свойств оксида меди.
- •Опыт 3б. Получение и разложение гидроксида меди
- •Опыт 4. Изучение свойств гидроксидов металлов
- •Опыт 5. Изучение химической активности кислот
- •Опыт 6. Получение малорастворимых кислот и оснований
- •Опыт 7. Получение слабодиссоциирующих оснований и кислот
- •Примеры сильных и слабых оснований
- •Опыт 8. Реакция нейтрализации
- •Опыт 9. Свойства солей
- •Опыт 9а) Взаимодействие солей с кислотами
- •Опыт 10а). Получение солей методом нейтрализации и их взаимодействия
- •Опыт 10б). Получение малорастворимых солей
- •Опыт 11. Качественные реакции на хлорид-, сульфат- и фосфат-ионы
- •Опыт 12. Исследование окраски некоторых катионов и анионов
- •Работа № 2 скорость химических реакций.
- •Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
- •Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции
- •Опыт 3. Влияние катализатора на скорость химической реакции
- •Работа № 3 Химическое равновесие
- •Опыт 1. Равновесие в растворе хлорида меди
- •Смещение химического равновесия
- •Опыт 2. Влияние концентрации веществ на смещение равновесия обратимой реакции
- •Опыт 3. Влияние температуры на химическое равновесие
- •Опыт 4. Влияние реакции среды на смещение химического равновесия.
- •Бихромат-ион (оранжевый)
- •Работа № 4 Процессы, протекающие при образовании растворов
- •Опыт 1. Изменение температуры при растворении
- •Опыт 2. Изменение объема при растворении
- •Опыт 3. Изменение окраски при растворении
- •Опыт 4.Влияние типа растворителя на процесс растворения.
- •Опыт 5. Зависимость растворимости солей от температуры. Получение пересыщенных растворов
- •При сдаче лабораторной работы ответьте на следующие вопросы
- •Работа № 5 Приготовление растворов заданной концентрации
- •Опыт 1. Приготовление раствора бихромата калия k2Cr2o7 с определенной массовой долей
- •Опыт 2. Приготовление растворов серной кислоты заданной молярной и нормальной концентраций
- •Опыт 3. Определение концентрации кислоты методом титрования
- •Работа № 6 Свойства растворов электролитов
- •Опыт 1. Исследование электропроводности растворов различных веществ
- •Опыт 2. Изучение зависимости степени диссоциации веществ в растворах от их концентрации
- •При сдаче лабораторной работы ответить на следующие вопросы
- •Работа №7 гидролиз
- •Опыт 1. Гидролиз солей, образованных различными по силе основанием и кислотой
- •Опыт 2. Ступенчатый гидролиз солей, образованных различными по силе основанием и кислотой
- •Опыт 3. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой летучей кислотой. Полный необратимый гидролиз
- •Количественные характеристики процесса гидролиза
- •Факторы, влияющие на степень гидролиза
- •Работа № 8 окислительно–восстановительные процессы
- •Опыт 1. Сравнительная характеристика окислительных свойств галогенов и восстановительной способности галогенидов
- •Опыт 2. Окислительно–восстановительные свойства соединений, содержащих элементы в различных степенях окисления.
- •Опыт 3. Окислительно–восстановительные свойства пероксида водорода.
- •Опыт 4б. Влияние концентрации кислоты на процесс окисления цинка серной кислотой
- •Опыт 5. Окисление меди разбавленной и концентрированной азотной кислотой
- •Опыт 6. Влияние среды на протекание окислительно–восстановительных реакций.
- •Типы овр
- •Опыт 8. Каталитическое диспропорционирование пероксида водорода.
- •Опыт 9. Реакция внутримолекулярного окисления–восстановления перманганата калия.
- •Опыт 10. Реакция межмолекулярного окисления восстановления между иодидом и иодатом калия.
- •Контрольные задания
- •Работа № 9 электрохимические процессы Химические источники тока. Опыт 1. Изготовление гальванического элемента и расчет его эдс.
- •Коррозия металлов.
- •Опыт 2. Влияние образования гальванических пар на течение химических процессов.
- •Опыт 3. Коррозия оцинкованного и луженого железа.
- •Электролиз водных растворов солей
- •Опыт 4. Электролиз раствора сульфата натрия.
- •Опыт 5. Электролиз раствора иодида калия.
- •Опыт 6. Электролиз раствора хлорида олова.
- •Опыт 7. Электролиз раствора сульфата меди.
- •Опыт 8. Электролиз раствора сульфата меди с активным (медным) анодом.
- •Работа № 10 получение комплексных соединений, изучение их свойств и методов разрушения
- •Опыт 1. Зависимость окраски аквакомплексов от типа комплексообразователя
- •Опыт 2. Зависимость окраски комплексов кобальта от типа лигандов
- •Опыт з. Ступенчатая диссоциация бромидных комплексов меди(II)
- •Получение комплексных соединений. Написание уравнений комплексообразования. Названия.
- •Опыт 4. Получение аммиаката никеля
- •Опыт 6. Получение соединения, содержащего комплексные катион и анион
- •Опыт 7. Влияние природы d–элемента на комплексообразование
- •Устойчивость комплексных соединений
- •Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •Опыт 8. Влияние концентрации раствора на устойчивость комплексных соединений
- •Опыт 9. Сравнительная устойчивость хлоридных комплексов цинка и кобальта
- •Опыт 10. Сравнительная устойчивость роданидного и фторидного комплексов железа
- •Опыт 11. Разрушение комплексов
- •При сдаче лабораторной работы ответить на следующие вопросы
- •Плотность водных растворов k2Cr2o7
- •Константы диссоциации воды и некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах при 18 c
- •Области перехода некоторых индикаторов
- •Степень гидролиза солей (в 0,1 м растворах при 25c)
- •Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •Растворимость некоторых солей и оснований в воде
- •Приборы и реактивы
- •Содержание
Опыт 10. Сравнительная устойчивость роданидного и фторидного комплексов железа
Фторидный комплекс железа(III) устойчивее роданидного комплекса. Это можно продемонстрировать, используя различную окраску комплексов:
[Fe(SCN)n](3-n)+ + mF- ⇄ [FeFm](3-m)+ + nNCS-
Красный бесцветный
Выполнение опыта. В цилиндр поместить 2-3 капли раствора хлорида железа(III), 10капель воды и 2 – 3 капли серной кислоты. Добавить по каплям раствор роданида аммония до появлеия интенсивной красной окраски. Добавить 3 – 5 капель раствора фторида аммония. Окраска исчезает.
Опыт 11. Разрушение комплексов
а) Осаждением комплексообразователя.
Выполнение опыта. В две пробирки внести по 3 – 4 капли раствора сульфата меди. Испытать действие оксалата аммония (NH4)2C2O4 и сульфида аммония (NH4)2S на ион меди. Для этого в обе пробирки добавить по 4 – 5 капель растворов в первую оксалата аммония, а во вторую– такой же объем раствора сульфида аммония. Отметить образование осадков и их цвет. Написать уравнения соответствующих реакций. Сравнить величины произведений растворимости оксалата (ПРCuC2O4 = 10–8) и сульфида меди (ПРCuS = 10‑36).
В две другие пробирки внести по 3 – 4 капли раствора сульфата меди добавить по каплям 1 н. раствор аммиака до растворения выпадающего вначале осадка основной соли меди. Отметить цвет полученного комплексного соединения. Написать уравнение реакции взаимодействия сульфата меди с избытком аммиака, учитывая, что координационное число меди равно 4.
Испытать действие оксалата аммония (NH4)2C2O4 и сульфида аммония (NH4)2S на ион меди в полученном растворе комплексного соединения. Для этого в обе пробирки добавить по 4 – 5 капель растворов в первую оксалата аммония, а во вторую– такой же объем раствора сульфида аммония. Отметить образование осадка сульфида меди и отсутствие осадка при добавлении оксалата аммония.
Написать уравнение реакции разрушения комплексного соединения при добавлении к нему сульфида аммония.
Учитывая величину константы нестойкости комплексного иона и величины произведений растворимости оксалата (ПРCuC2O4 = 10–8) и сульфида меди (ПРCuS = 10‑36), объяснить полученные результаты. Рассчитать минимальную концентрацию ионов меди, необходимую для образования осадков сульфида и оксалата меди.
б) Окислительно–восстановительные реакции разрушения комплексных соединений.
Выполнение опыта. В пробирку внести 8 – 10 капель 0,1 н. раствора иодида калия, 6 – 8 капель 2 н. раствора соляной кислоты и 5 – 6 капель бензола. Отметить, что бензол остается бесцветным. К содержимому пробирки добавить 1 микрошпатель кристаллов гексациано–II–феррата калия K3[Fe(CN)6] и перемешать стеклянной палочкой. Дать раствору отстояться. По изменению окраски бензола убедиться в выделении свободного йода. Написать уравнение соответствующей реакции, учитывая, что K3[Fe(CN)6] переходит в K4[Fe(CN)6]. Соляную кислоту в уравнении не учитывать. Составить схему ионно–электронного баланса, указать окислитель и восстановитель.