Химия (стр. 4 )

3. Охарактеризуйте типичные химические свойства металлов.

4. Сделайте вывод об отношении меди к концентри­рованным и разбавленным кислотам в связи с ее по­ложением в электрохимическом ряду напряжений.

5. Можно ли гидро­ксокарбонат меди (II) перевести снова в сульфат меди (II), напишите уравнение этой реакции.

6. Напишите уравнения реакции, характеризующих химические свойства щелочных металлов.

7.Сравните строение и химическую активность магния, кальция, алюминия.

8.Охарактеризуйте химические свойства магния.

9.Охарактеризуйте химические свойства кальция.

10.Какие соединения называются амфотерными? Как доказать их амфотерность?

11. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие

превращения:

Na → NaOH → NaCl → NaOH → Na.

12. Почему для получения карбоната цинка реакцией обмена используют не карбонат натрия, а гидро­карбонат?

Расчетные задачи:

13. Серебро, массой 5,4 г, растворили в концентрированной азотной кислоте. К

полученному раствору прилили избыток раствора бромида натрия. Рассчитайте

массу образовавшегося осадка.

14. Вычислите объем соляной кислоты (массовая доля HCl 20%, плотность 1,1 г/мл),

которая потребуется для растворения смеси цинка и никеля, массой 9,8 г (массовая

доля никеля в смеси 60,2%).

Задания для самостоятельной работы:

1. Напишите уравнения реакций, протекающих при электролизе водного раствора и расплава бромида калия. Какие вещества можно получить при этом?

2. Допишите схемы тех реакций, которые протекают практически до конца:

а) Li + H2O →

б) NaOH (изб.) + H3PO4 →

в) Na2O + SO2 →

г) NaOH + BaCl2 →

д) LiOH + CuSO4 →

3. С помощью каких реакций можно осуществить следующие превращения:

KCl → KOH → KHS → K2S → KNO3.

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

4. Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия, а для получения чистого

железа используют электролиз водного раствора сульфата железа (II). Напишите

уравнения реакций, протекающих при этих процессах.

5. При взаимодействии щелочного металла, массой 4,6 г, с йодом образуется иодид,

массой 30 г. Какой щелочной металл был взят для реакции?

6. Сколько технического цинка, содержащего 4% примесей, и сколько 30% соляной кислоты потребуется для приготовления 50 кг 45% раствора хлорида цинка?

7. Сколько цинка и серной кислоты можно получить из 1 т цинковой обманки, содержащей 85% сульфида цинка?

8. Какой должна быть реакция среды в растворе нитрата меди (II)?

9. Как осуществить следующие превращения, напишите уравнения реакций:

А)

В)

10. Осуществите превращения:

Литература

С, и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии.- М.: Академия,1999.-360с. Ахметов и неорганическая химия: учебник для химико-технол. Спец. Вузов.- 4-е изд., - М.: Высшая школа, 2001.-743с. Глинка и упражнения по общей химии.- Ленинград: Химия, 1988. Глинка химия.- Л.: Химия, 1973. Мень к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- М.: МГПУ, 2004.

Модуль 3 «Аналитическая химия»

Практическое занятие № 9 (2 ч.)

Тема: Качественный анализ.

План:

Введение в анализ Предмет, методы, задачи, аналитической химии Частные и групповые качественные реакции Кислотно-щелочной анализ катионов. Уравнения реакций.

Вопросы для обсуждения:

По какому принципу делят катионы на шесть аналитических групп? Как окрашивают пламя горелки катионы К+, Са+, Ва+, Na+ ? Что такое маскировка ионов? Дробный анализ анионов (Cl-, SO42-, CO32-, NO3-, CH3COO-, Br-, I-)

Задания для самостоятельной работы:

Описать ход и порядок разделения и определения катионов в заданных смесях Привести необходимые уравнения реакций;

Смеси типа:

NH4+, Hg2+, Fe2+ K+, NH4+, Li+ Ag+, Pb2+, Ba2+, Sb3+ Ba2+, Mn2+, Bi3+ Na+, Ag+, Pb2+, Co2+ Pb2+, Cr3+, Co2+, Cd2+ K+, Pb2+, Mg2+, Co2+

Литература:

1.  и др., Аналитическая химия. – М.: ВШ, 1986

2.  и др., Сборник задач по аналитической химии. – М.: ВШ, 1986

3.  Крешков аналитической химии. – В 3 т. – М.: ВШ, 1982.

4.  , Мень химия. Качественный анализ катионов и анионов. Мурманск: МГПИ, 2001.

Практическое занятие № 10(2 ч.) Тема: Титриметрические методы анализа.

План:

1.  Общие сведения о титриметрии.

2.  Кислотно-основное титрование.

3.  Окислительно-восстановительное титрование.

4.  Титрование методом осаждения.

5.  Комплексометрическое титрование.

Вопросы для обсуждения:

1. Охарактеризуйте прямые и косвенные методы титрования.

2. Охарактеризуйте метод остатков (обратное титрование).

3. Сформулируйте закон эквивалентов в анализе.

4. Точка эквивалентности и методы ее установления?

5. Какие индикаторы применяют при титриметрическом анализе?

6. Охарактеризуйте кислотно-основное титрование.

7. Охарактеризуйте методы перманганато - и иодометрии.

8. Назовите примеры использования перманганато - и иодометрии в определении железа, нитратов, активного хлора.

9. 0,3326 г частично выветрившегося магния сульфата гептагидрата растворили в воде и оттитровали 17,29 мл раствора ЭДТА с молярной концентрацией 0,1000 моль/л. Рассчитать сколько молекул воды приходится на 1 молекулу магния сульфата в анализируемом кристаллогидрате и массовую долю магния в образце в %.

10. Вычислить молярную концентрацию эквивалента раствора нитрата серебра, если на титрование 36,48 мл его затрачено 25,63 мл раствора хлорида натрия, содержащего 58,00 г NaCl в 500 мл раствора. Рассчитать рAg и pCl в момент эквивалентности.

Задания для самостоятельной работы:

1. Сколько надо добавить раствора азотной кислоты с титром 0,006497 г · мл-1 к 500 мл раствора этой же кислоты с титром 0,005601 г · мл-1, чтобы получить точно 0,1000 н. раствор?

2. К пробе, содержащей уксусную кислоту, прибавлено 40,00 мл раствора гидроксида натрия (Т(NaOH) = 0,003901 г · мл^-1). Избыток щелочи оттитрован 19,98 мл раствора серной кислоты (Т(H2SO4) = 0,004903 г · мл^-1). Рассчитать количество граммов CH3COOH в пробе.

3. Постройте кривую титрования 25 мл 0,2 н раствора бензойной кислоты 0,2 н. раствором гидроксида калия, если прибавлено 24,95; 25,05; 25,00 мл щелочи. Подберите индикатор.

4. Сколько % железа содержится в сидерите, если навеска его равна 2,000 г. После растворения в кислоте раствор разбавлен в мерной колбе до 200 мл. На титрование железа (II) на 50,00 мл этого раствора затрачивается 22,50 мл 0,1 н. раствора перманганата калия с Кн = 1,922. (Кн - поправочный коэффициент).

5. Сколько мл 0,05 н. раствора Na2S2O3 потребуется на титрование йода, выделившегося после прибавления избытка KI к 50 мл раствора, взятого из мерной колбы на 500 мл, где было растворено 2 г сплава, содержащего 60 % меди?

6. К раствору арсенита натрия добавлен NaHCO3 до рН = 9 и 25,00 мл 0,0500 н. раствора йода. Остаток йода после тщательного перемешивания оттитрован 10,20 мл раствора тиосульфата с титром по дихромату 0,002496г · мл-1 Какое количество граммов мышьяка находилось в исследуемом растворе?

7. Рассчитать область скачка на кривой титрования Fe3+ раствором Sn2+ при недостатке и избытке рабочего раствора в 0,1 %. Молярные концентрации эквивалента растворов солей железа и олова равны между собой и составляют 0,1.

8. Для определения титра раствора KMnO4 навеску оксалата натрия Na2C2O4 массой 1,3444 г поместили в мерную колбу на 200,0 мл. На титрование 20,00 мл этого раствора затрачено 20,04 мл раствора KMnO4. Рассчитайте: а) молярную концентрацию эквивалента KMnO44; б) титр KMnO4; в) титр KMnO4 по Na2C2O4; г) поправочный коэффициент раствора KMnO4.

9. 0,3326 г частично выветрившегося магния сульфата гептагидрата растворили в воде и оттитровали 17,29 мл раствора ЭДТА с молярной концентрацией 0,1000 моль/л.

10. Рассчитать сколько молекул воды приходится на 1 молекулу магния сульфата в анализируемом кристаллогидрате и массовую долю магния в образце в %.

Литература

1.. Курс аналитической химии, т. 1-2. М:
Химия, 1975.

2.Крешков АЛ. Основы аналитической химии, т. 1-3. М.: Химия, 1976.

3.Алексеев качественного химического полумикроанализа.
М.:Химия. 1972.

4., ВоскресенскийЛ. Г., Солодкин химия,
М.: Высшая школа, 1976.

5., Методика решения задач по аналитической химии.
Минск: Высшая школа, 1985.

6., Мень в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ, 2000.

Модуль 4 «Органическая химия»

Практическое занятие №ч.)

ТЕМА: Теория строения органических соединений.

План:

1. Классификация органических соединений. Особенности строения атома углерода, основные функциональные группы.

2. Типы гибридизации атома углерода, возможные степени окисления. Валентность.

3. Номенклатура органических соединений: историческая, рациональная, ИЮПАК. Основные правила составления названий органических веществ.

Вопросы для обсуждения:

1. Как изменяется агрегатное состояние алканов в гомологическом ряду?

2. Напишите структурные формулы всех возможных изомеров ароматических соединений общей формулы С10Н14. Назовите их по рациональной номенклатуре и номенклатуре ИЮПАК

3. Охарактеризуйте состав природных источников углеводородов (нефть, природный газ, уголь)

Напишите структурные формулы всех непредельных углеводо­родов состава C6H12.

Напишите структурную формулу простейшего алкана, в молекуле которого есть только первичные и четвертичные атомы углерода.

Назовите следующие углеводороды:

4. Назовите области применения метана, этилена, ацетилена.

При пропускании 11,2 л смеси метана, оксида углерода (IV) и ок­сида углерода (И) через раствор гидроксида натрия, взятый в избытке, объём исходной смеси уменьшился на 4,48 л (н. у.). Для полного сгорания оставшейся смеси потребовалось 6,72 л (н. у.) кислорода. Определите состав исходной смеси (в % по объёму).

Задание 6. Этиленовый углеводород массой 7,0 г присоединяет 22,4 л (н. у.) бромоводорода. Определите формулу и строение этого углеводорода, если известно, что он является цис-изомером.

Задание 7. Назовите следующий углеводород по систематической номенклатуре:

Задание 8. Напишите уравнения взаимодействия 2-метилпентадиена-1,3:

а) с бромом; б) с бромоводородом.

Задание 9. Напишите структурные формулы всех алкинов состава С6Н10,

имеющих в своём составе один третичный атом и назовите их по систематической номенклатуре.

Задание 10. При пропускании смеси пропана и ацетилена через склянку с

бромной водой масса склянки увеличилась на 1,3 г. При полном сгорании

такого же количества исходной смеси углеводородов выделилось 14 л (н. у.)

углекислого газа. Определите массовую долю пропана в исходной смеси.

Задания для самостоятельной работы:

1. Напишите структурные формулы изомеров гептана и назовите их по систематической номенклатуре.

2. Из каких галогенопроизводных можно получить 2,4-диметилпентан по реакции Вюрца?

3. Приведите механизм галогенирования бензола.

4. Как обнаружить акриловую кислоту в смеси с уксусной кислотой?

5. Какой необходимо взять кетон, чтобы при его окислении получить

первые четыре члена гомологического ряда одноосновных

насыщенных карбоновых кислот?

6. Какой объем оксида углерода (IV) (при н. у.) образуется при сжигании 2 моль этана?

7. При сжигании 4,4 г углеводорода образовалось 13,2 г оксида углерода (IV) и 7,2 г воды. Плотность вещества по водороду равна 22. Найдите молекулярную формулу этого углеводорода.

8. Вычислите объём этилена, необходимый для получения 30 г этанола.

9. Какой объём CO2 выделится при окислении муравьиной кислоты 10 г перманганата калия?

10. Установите молекулярную форм моль которого присоединяет 26 г брома.

Литература:

И. и др. Практикум по органической химии. - М.: Высшая школа, 2001. Артёменко химия. - М.: Высшая школа, 2000. Грандберг химия. - М.: Дрофа, 2001. Грандберг работы и семинарские занятия по органической химии. - М.: Дрофа, 2001. Цепочки превращений и примеры синтезов по органической химии.- Мурманск: МГПИ, 2001. – 50 с. Приложение к учебному пособию «Цепочки превращений и примеры синтезов по органической химии».- Мурманск: МГПИ, 2001. – 31 с.

Практическое занятие № 12(2 ч.)

ТЕМА: Основные классы органических соединений.

План:

1.Общая классификация углеводородов (УВ)

2. Химические свойства углеводородов:

-  реакции замещения (галогенирование, нитрование, сульфирование);

-  реакции окисления;

-  термические превращения (крекинг, дегидрирование, дегидроциклизация, изомеризация);

-  реакции присоединения Н2, галогенов + Hal, галогеноводородов + Hal, гидратация + Н2О;

-  реакции полимеризации

3. Ароматические углеводороды. Бензол и толуол, сравнение их реакционной способности;

4. Кислородсодержащие органические соединения как производные углеводородов, содержащие кислород в функциональных группах:

а) спирты R- (OH)m; одно - и многоатомные;

б) фенолы;

в) альдегиды;

г) карбоновые кислоты R – COOH;

д) сложные эфиры;

е) углеводы (Сn (H2O)m), альдозы, кетозы.

5. Химические свойства этих классов органических соединений.

6. Качественные реакции на их функциональные группы (уравнения реакций)

Вопросы для обсуждения:

1. Охарактеризуйте химические свойства, способы получения предельных углеводородов.

2. Охарактеризуйте химические свойства, способы получения непредельных углеводородов.

3. Охарактеризуйте химические свойства, способы получения и применение бензола и его производных.

4. Чем различаются способы получения хлористого бензила и хлорбензола?

5. Охарактеризуйте физические и химические свойства отдельных представителей кислородсодержащих органических соединений и их применение (этиловый спирт, формальдегид, фенол, глицерин, уксусная кислота, эфиры, жиры).

6. Как влияют водородные связи на физические свойства спиртов?

7. Охарактеризуйте различия в реакциях полимеризации и поликонденсации у альдегидов.

8. Как можно классифицировать жиры? Функции жиров в организме?

9. Биологическая роль углеводов?

10. Напишите структурные формулы всех изомеров гексилового спирта.

11. Напишите уравнения реакций гидролиза водным раствором гидроксида натрия следующих соединений: а) 2-хлорбутана; б) 2-хлор-2-метилпентана;

в) 1-хлорпропана.

12. Каким способом можно получить 2-метилпропанол-1 из ацетилена?

13. Приведите уравнения реакций, описывающих превращения:

гексан → бензол → циклогексан → гексан → гексен → гексанол → гексаналь

1.7.2 Тематика и планы лабораторных работ по изученному материалу.

Модуль «Общая химия»

Лабораторная работа № 1(2 ч.)

ТЕМА: ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Цель работы — изучить некоторые химические свойства оксидов, гидроксидов, кислот, солей и условия необратимости реакции между растворами двух веществ.

ТБ в химической лаборатории.

Приемы работы с химическим оборудованием и реактивами.

Опыт 1. Взаимодействие основных оксидов с водой.

Опыт 2. Взаимодействие кислотных оксидов с водой.

Опыт 3. Взаимодействие солей с основаниями. Получение нерастворимых в воде гидроксидов металлов и определение их характера.

Опыт 4. Взаимодействие кислот с солями.

Опыт 5. Получение средних и кислых солей.

Опыт 6. Получение гидроксида меди (II) и основной соли меди.

Опыт 7. Взаимодействие солей друг с другом.

Контрольные вопросы

1. Какие вещества называются оксидами? Приведите примеры основных, кислотных и амфотерных оксидов.

2. Как образуются гидроксиды? Какие вещества называются основаниями? кислотами?

3. На примере оксидов и гидроксидов элементов третьего периода объясните изменения их характера при увеличении порядкового номера элемента.

4. Как определяют кислотность основания? Как определяют основность кислоты?

5. Какие вещества называются солями? Назовите различные способы получения солей и составьте соответствующие уравнения.

6. В чем сходство диссоциации оснований? кислот? Докажите, что оно имеется.

7. Как образуются нерастворимые в воде основания? Составьте соответствующие уравнения.

8. Какие гидроксиды называются амфотерными? Как доказать их амфотерность?

9. Назовите условие необратимости реакции между растворами двух солей.

10. Составьте уравнения реакций:

а) Р2О5+ Са(ОН)2 → з) FeCI3 + NaOH→

б) ZnO + H3PO4 → н)СаО + СО2 →

в) Sn(OH)2 + NaOH → к) SО3 + Са(ОН)2 →

г) Sn(OH)2 + НС1 → л) Pb(NO3)2 + KCI →

д) NaHCO3 + HC1 → м) SO2 + Н2О →

е) NaHCO3 + NaOH → н) MnO + Н2О→

ж) Са(НСО3)2+ NaOH → о) Mg(OH)2 + СО2 →

11. При помощи каких реакций можно осуществить следующие переходы от одного вещества к другому?

а) Zn → ZnS → ZnO → (ZnOH)2SO4 → ZnO

б) Cu(OH)2 → CuCl2 → ZnCl2→ ZnOHCl→ ZnSO4

в) CO2 → MgCO3 → Mg(HCO3)2 → MgCO3 → MgO

г) С →CО2 → H2CO3 → BaCO3 → BaCl2

д) MgO → MgCl2→ Mg(OH)2 → MgOHNО3 → Mg(NO3)2

Лабораторная работа № 2 (2ч.)

ТЕМА: Определение теплоты нейтрализации

Цели работы — изучить лабораторные способы определения теплового эффекта химической реакции на примере реакции нейтрализации.

Оборудование и материалы:

1. Калориметрическая ячейка (см. рис.1).

2. Термометр с ценой дел. 0,01°.

3. Мешалка.

4. Весы аналитические.

5. Мерный цилиндр на 100 мл.

Реактивы:

1. NaOH, 1 н р-р;

2. НСl, 1 н р - р; H2SO4; HNO3 ( кислота выбирается по заданию преподавателя).

3. КС1, кристаллич.

1 - стакан

2 – ячейка (300 мл)

3 - термометр

4 - мешалка

5 – деревянная подставка

Ход определения:

1. Определение постоянной калориметра.

Постоянная калориметра характеризует теплоемкость системы данной конструкции с учетом размеров, массы и материала используемой установки.

Для определения постоянной ячейки в нее заливают 200 мл воды и выдерживают ее до установления температуры окружающей среды. Готовят навеску хлорида калия около 0,05 моль и всыпают соль в воду при перемешивании, следя за изменениями температуры. Определяют максимальную установившуюся температуру с точностью до 0,01°. Расчет постоянной калориметра производят по формуле:

К - постоянная калориметра;

Q - теплота растворения KCl для соответствующей концентрации, кДж/моль (берут из справочника);

vKCl - навеска KCl, моль.

tMAX - максимальная температура раствора после растворения соли;

tНАЧ - температура воды в начале опыта.

2. Определение теплоты нейтрализации.

В стакан калориметра заливают 100 мл NaOH, опускают термометр и мешалку. После установления постоянной температуры при перемешивании вливают 100 мл 1н НС1 и следят за подъемом температуры до максимальной. После того как температура начнет снижаться записывают значение.

Расчет проводят по уравнению:

mЖ - масса жидкости в стакане, г

mЩ, mК - массы взятых щелочи и кислоты соответственно, г

ρЩ, ρК - плотности растворов щелочи и кислоты соответственно (берут из справочника)

tЩ, tK - температура щелочи и кислоты перед сливанием растворов (из опыта).

Сж - теплоемкость жидкости после сливания, принимаемая равной 4,18 • 10-3 кДж/г - град. К - постоянная ячейки, определенная в п.1., кДж/град.

Задание:

1. Рассчитать теплоту нейтрализации в кДж/моль.

2. Оформить отчет о работе.

3. Сделать расчет ошибки определения:

Лабораторная работа № 3 (2ч.)

ТЕМА: ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ

Цели работы — приготовление растворов кислот и солей различной концентрации.

Приборы и реактивы: весы, ареометр для жидкостей тяжелее воды, ступка с пестиком, мерная колба емкостью 250мл, мерные цилиндры 50 и 250мл, цилиндр высокий узкий, стаканы 100мл (2 шт.) и 300мл (1шт.), воронка, стеклянная палочка, ложки (2шт), банки для сливания растворов; хлорид бария (тв.), карбонат натрия (кристалл.), растворы: сер­ная кислота (пл. 1,84), соляная кислота (пл. 1,19), гидроксид натрия (40%).

Опыт 1. Приготовление растворов процентной концентрации.

Задание. Приготовить 200г 5-%- ного раствора карбоната натрия из кристаллической соды Na2CO3 . 10 Н2О и воды.

Вычислить, какое количество Na2СОз . 10 Н2О требуется для приготовления 200г 5-%-ного раствора в расчете на безводную соль Nа2СОз.

Отвесить это количество измельченной соды в предварительно взвешенном стаканчике на технохимических весах с точностью до 0,01г.

Рассчитать, какой объем воды необходим для растворения взятой навески. Отмерить мер­ным цилиндром этот объем воды.

Вылить воду в стакан и растворить в ней отвешенную соль.

* Вылить раствор в сухой высокий узкий цилиндр и опустить в него ареометр так, чтобы он не касался стенок сосуда. Отметить то деление шкалы, которое совпадает с уровнем жидкости в цилиндре, произведя расчет по шкале сверху вниз. ( Ареометр промыть водой, осторожно выте­реть досуха и сдать лаборанту).

Раствор вылить в приготовленную склянку.

Задание. Рассчитать молярность приготовленного раствора, используя найденную плотность.

Опыт 2. Приготовление молярных растворов.

Задание. Приготовить 250мл 1М раствора соляной (серной) кислоты из раствора, имеющегося в лаборатории.

Определить ареометром плотность раствора кислоты.

По найденной плотности, определить процентную концентрацию данного раствора, вычислить навеску, а затем объем этого раствора, необходимый для приготовления заданного раство­ра.

Налить в мерную колбу 250мл около половины её объема воды и влить в неё ( в случае серной кислоты - тонкой струей, осторожно!) через воронку вычисленный объём раствора кислоты, отмеренный цилиндром. Осторожно перемешать полученный раствор и охладить его до ком­натной температуры. Долить колбу водой до метки, закрыть пробкой и хорошо перемешать.

* Вылить полученный раствор в сухой высокий цилиндр, определить ареометром его плотность и затем вылить в приготовленную склянку.

Задание. Вычислить процентную и молярную концентрации, сравнить вычисленную молярность с заданной, установить точность выполнения опыта.

Лабораторная работа № 4 (2ч.)

Тема: Свойства растворов сильных и слабых электролитов.

Цели работы — сравнить химическую активность кислот; изу­чить влияние одноименных ионов на направление диссоциации сла­бых электролитов; изучить свойства амфотерных электролитов; осу­ществить ионообменные реакции образования труднорастворимых и малодиссоциирующих веществ.

Опыт 1. Сравнение химической активности кислот.

а) Взаимодействие соляной и уксусной кислот с мрамором.

б) Взаимодействие соляной и уксусной кислоты с цинком.

Опыт 2. Смещение равновесия диссоциации слабого электролита.

а) Влияние соли слабой кислоты на степень диссоциации кислоты.

б) Влияние соли слабого основания на степень диссоциации этого основания.

Опыт 3. Влияние соли слабой кислоты на степень диссоциа­ции сильных кислот.

Опыт 4. Амфотерные электролиты.

Контрольные вопросы

1. Какие вещества называют электролитами? Чем отличаются их водные растворы от растворов неэлектролитов?

2. Какими условиями определяется возможность электролити­ческой диссоциации вещества? Какая величина характеризует иони­зирующую способность растворителя? Покажите механизм распа­да частиц растворенного вещества на ионы.

3. Какие величины являются количественной характеристикой процесса электролитической диссоциации? Дайте их определения. Какую из них называют постоянной величиной и почему?

4. На какие группы условно разделяются электролиты по сте­пени диссоциации? Приведите примеры представителей этих групп.

5. Как и почему на степень диссоциации слабого электролита влияют введение в его раствор одноименного иона и разбавление раствора?

6. Как способность электролитов к диссоциации зависит от вида химической связи?

7. По какому признаку согласно теории электролитической диссоциации вещества классифицируются на кислоты, основания и соли? Почему гидросоли и гидроксосоли можно назвать проме­жуточными соединениями?

8. Что называется ступенчатой диссоциацией? Чем определя­ется число ступеней для многоосновных кислот и многокислотных оснований? Как и почему изменяются значения α и Кд, от первой ступени к последней? Напишите уравнение ступенчатой диссоциа­ции мышьяковой кислоты H3AsО4.

9. Как вычислить степень диссоциации бинарного электроли­та, если известны константа диссоциации и молярная концентра­ция раствора?

10. Концентрация каких ионов в растворах солей KHSO3 и КН2РО4 больше и каких меньше?

11. Какой из растворов при одинаковой молярной концентра­ции содержит больше ионов СН3СОО-: СН3СООН или CH3COONa?

12. Какие гидроксиды называются амфотерными?

13. Составьте ионно-молекулярные уравнения следующих ре­акций:

a) AI2(SO4)3 + Pb(NO3)2 → г) HCN + NaOH →

6) ZnS + HCl → д) Сu (ОН)2 +Na2S→

в) Fe(OH)3+ HNO3 → e) Cu(OH)2 + H2S →

14. Составьте молекулярные уравнения к следующим ионно-молекулярным уравнениям:

а) Рb2+ + 2I-→ г) HCN + ОН-→

б) Са2+ + СО3 2-→ д) Сu2+ + 2ОН-→

в) NH4OH + Н+ → е) CN - + Н+ →

Модуль «Неорганическая химия»

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5(2 ч.)

Тема: Углерод и его соединения.

1. а) Свойства активированного угля.

1) В пробирке нагревают Pb(NO3)2. При появлении бурого газа в пробирку вносят активированный уголь и наблюдают за изменением окраски газа.

2) В пробирку со светло-розовым раствором фуксина вносят на кончике шпателя активированный уголь. Наблюдают за изменением окраски.

3) К 10 каплям 0,01 н раствора Pb(NO3)2 добавляют 1 каплю 0,1 н KI.

В другой пробирке к 10 каплям 0,01 н раствора нитрата свинца добавляют несколько кусочков активированного угля, перемешивают стеклянной палочкой и оставляют на 2-3 минуты. Жидкую фазу отбирают пипеткой, переносят в другую пробирку и добавляют 1 каплю 0,1 н раствора KI. Сравнивают количество осадка в первой и во второй пробирках. Почему во второй пробирке осадка меньше?

4) В пробирку помещают немного оксида свинца (II), вносят несколько кусочков угля и подогревают на спиртовке. Выделяется свободный свинец.

1. б) Свойства диоксида углерода.

Наполняют три цилиндра диоксидом углерода, проверяя полноту заполнения горящей лучи­ной.

1) Поджигают ленту магния и быстро вносят в один из цилиндров.

2) Во второй цилиндр вносят горящий фосфор в ложечке для сжигания.

3) В фарфоровой чашке поджигают горючую жидкость (спирт, ацетон, бензин) и на пламя

«выливают» диоксид углерода из третьего цилиндра.

4) В пробирку с газоотводной трубкой вносят 3 мл муравьиной кислоты и добавляют 1 мл концентрированной серной кислоты под тягой), закрывают пробкой и пропускают выделяющийся оксид углерода через подогретую на спиртовке трубку с помещенным внутри оксидом меди (II). Наблюдают за покраснением черного порошка оксида меди.

5) Оксид углерода, полученный в п.4, пропускают через 0,1 н раствор KMnO4 в кислой среде. Наблюдают за изменением окраски раствора.

2. Растворимость карбонатов.В пробирке с газоотводной трубкой получают СО2, действуя на кусочек мрамора соляной ки­слотой. Трубку помещают в стаканчик с известковой водой и пропускают СО2 до тех пор, пока выпавший вначале осадок не растворится.

3. Гидролиз карбонатов.Исследуют характер среды в 5 %-ых растворах Na2CO3, NaНСО3 и (NН4)2СОз.

4. Термическая устойчивость карбонатов.В двух пробирках с газоотводными трубками нагревают СаСО3 и Nа2СОз. Наблюдают за появлением ионов СОз 2- в известковой воде, в которую погружают газоотводную трубку.

5. Растворимость карбонатов. К 5 пробиркам, содержащим соли А1 3+, Са 2+, Ва 2+, Рb 2+, Zn 2+ добавляют по 1 мл 10 %-го раствора карбоната аммония. Проверяют отношение выпавших осадков к разбавленной со­ляной кислоте.

6. Гидролиз силикатов.

а) проверяют на лакмус раствор силиката натрия.

б) к силикату натрия добавляют равный объем раствора хлорида аммония. Какие вещества
образуются?

в) в пробирку помещают немного SiO2 и порошок Mg. Нагревают на спиртовке. После охлаждения добавляют несколько капель концентрированной соляной кислоты. Наблюдают за горением. На дне собрался кремний.

г) к кремниюдобавляют 30%-ую щелочь. Проверяют выделение водорода.

д) в трёх пробирках к раствору NaSiO3 добавляют по 2 капли растворов солей Co2+, Ni2+, и Cu2+. Наблюдают образование нитей силикатов.

Сравнение силы угольной и кремниевой кислот. Через раствор силиката натрия пропускают углекислый газ. Наблюдают за помутнением рас­твора.

Вопросы и задания:

1. Объясните сущность гидролиза силиката натрия. Составьте уравнение реакции в молекулярной и ион­ных формах.

2. Сравнить гидролиз силикатов с гид­ролизом карбонатов, если обнаружится сходство, объ­яснить его.

3. Почему карбонаты и силикаты легко гидролизуются?

4. Какой объем оксида углерода (IV) израсходуется на реак­цию с 20 мл 10% раствора едкого натра при условии образова­ния кислой соли.

5. Какая соль и в каком количестве образуется при пропус­кании 5,6 л СО2 через 200 г 5% раствора едкого натра?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6 (4 ч.)

Тема: МЕТАЛЛЫ

Цель работы - изучить химические свойства металлов и их соединений.

Опыт 1. Амфотерные свойства алюминия.

Налейте в первую пробирку разбавленную серную кислоту, во вторую — соляную, в третью — азотную. Опустите в каждую пробирку по грануле алюминия.

Вопросы и задания:

1. Есть ли разница в протекании реакции в этих трех пробирках? В чем она заключается?

2. Чем объясняется такая разница в ходе реакции?

3. Можно ли сказать на основании этого опыта, что алюминий обладает металлическими свойствами и более активен, чем водород?

4. Напишите уравнение протекающих ре­акций.

Налейте в пробирку концентрированный (30%) раствор едкого натра и опустите туда алюминиевую гранулу.

Вопросы и задания:

5. Что вы можете сказать о выделяющемся газе?

6. Какими свойствами алюминия можно объяснить вытеснение им водорода из кислоты и из щелочи?

7. Напишите уравнение протекающей реакции.

Опыт 2. Амфотерные свойства гидроксида алюминия.

Налейте в пробирку 10 капель какой-нибудь раст­воримой соли алюминия и добавьте 1—2 капли раз­бавленной щелочи до образования легкого студенисто­го осадка гидроксида алюминия. Разделите содержи­мое пробирки с осадком пополам и добавьте к одной половине избыток соляной кислоты, а к другой — из­быток едкого натра.

Вопросы и задания:

1. Напишите уравнение реакции получения гидрок­сида алюминия.

2. Что происходит с осадком в обеих пробирках при добавлении щелочи и кислоты?

3. Почему осадок растворяется в щелочи? Напи­шите уравнение реакции.

4. Почему осадок растворяется в кислоте? Напи­шите уравнение реакции.

5. Сделайте вывод о характере свойств гидроксида алюминия, исходя из проделанного опыта?

Опыт 3. Отношение меди к кислотам.

Цель опыта — проанализировать и сравнить по­ведение металлической меди в разных кислотах и объ­яснить причины различия. Прежде чем выполнять опыт, вспомните, какое по­ложение занимает медь в ряду напряжений. Может ли она вытеснять водород из кислот?

Возьмите кусочек медной стружки, слегка нагрей­те ее и нанесите на нее в трех разных местах по капле разбавленной серной, разбавленной соляной и разбав­ленной азотной кислоты. Внимательно наблюдайте не­которое время за поведением капель.

Проделайте тот же опыт, но вместо разбавленных кислот возьмите концентрированные. Сравните полу­ченные результаты с предыдущим вариантом опыта.

Вопросы и задания:

1. В каком случае наблюдаются изменения? Поче­му?

2. Отмечается ли выделение газов? Если да, то где оно наиболее интенсивное?

3. Составьте уравнение протекающих реакций и объясните, являются ли они окислительно-восстанови­тельными?

4. Сделайте вывод об отношении меди к концентри­рованным и разбавленным кислотам в связи с ее по­ложением в электрохимическом ряду напряжений.

5. 40,625 г смеси опилок меди и цинка обработали соляной кислотой, в результате чего выделилось 5,6 л водорода. Каков процентный состав смеси?

6. Сколько 5 н. азотной кислоты израсходуется на реакцию с 16 г меди, если в процессе реакции выделяется оксид азота(II).

Опыт 4. Восстановление оксида меди (II) углем.

Поместите в пробирку 1 микрошпатель порошка оксида меди (II) и 1 микрошпатель мелко растертого древесного угля, хорошо перемешайте. Обратите внимание на цвет смеси. Сильно нагрейте в пробирке приготовленную смесь.

Вопросы и задания:

1. Меняется ли окраска? Объясните причину.

2. Со­ставьте химическое уравнение.

3. Как экспериментально доказать, что оксид меди (II) —основной оксид.

3. Предложите способ полу­чения из оксида меди (II) гидроксида меди (II).

Опыт 5. Гидролиз солей меди.

Цель опыта — изучить тип гидролиза раствори­мых солей меди и его особенности.

На синюю лакмусовую бумажку нанесите каплю сильно разбавленного раствора хлорида меди (II).

Вопросы и задания:

1. Изменяется ли окраска лакмуса? Почему?

2. Со­ставьте уравнение реакции, объясняющее это явление.

В пробирку поместите 3—4 капли раствора суль­фата меди (II) и добавьте 2—3 капли раствора кар­боната натрия. Выпавший зеленый осадок представ­ляет собой гидроксокарбонат меди (СuОН)2СО3.