Практикум по химии. Часть I (стр. 4 )

2.  Добавить в каждую пробирку по 2 мл. 0,02н. раствора Pb(CH3COO)2. Потереть внутреннюю поверхность пробирки стеклянной палочкой. Выпадает ли осадок?

3.  Заполнить табл. 11.

Таблица 11

№ пробирки	1	2	3	4	5	6
Выпадает ли осадок?
[Pb2+] до смешивания
[Br–] до смешивания
[Pb2+] в смеси
[Br–] в смеси
[Pb2+] · [Br–]2

4.  Сделать вывод. Сравнить полученный результат с табличным значением ПР PbBr2.

Опыт 5: Определение произведения растворимости малорастворимого электролита PbCl2

Порядок выполнения опыта

1.  В шести чистых пробирках приготовить по 2 мл растворов NaCl различных концентраций, для чего поместить в пробирки 0,5н. раствор NaCl и дистиллированную воду в количествах:

Таблица 12

№ пробирки	1	2	3	4	5	6
Количество раствора NaCl, мл	2	1,6	1,2	0,8	0,4	0,2
Количество Н2О, мл	0	0,4	0,8	1,2	1,6	1,8

Перед использованием пипетки не забывайте промывать ее соответствующим раствором.

2.  Добавить в каждую пробирку по 2 мл. 0,02-нормального раствора Pb(CH3COO)2. Потереть стеклянной палочкой внутреннюю поверхность пробирки. Отметить, выпадает ли осадок PbCl2.

3.  Заполнить табл. 13.

Таблица 13

№ пробирки	1	2	3	4	5	6
Выпадает ли осадок?
[Pb2+] до смешивания
[Сl–] до смешивания
[Pb2+] в смеси
[Cl–] в смеси
[Pb2+] · [Cl–]2

4.  Сделать вывод. Сравнить полученный результат с табличным значением ПР PbCl2.

Опыт 6: Свойства растворов электролитов

Порядок выполнения опыта

1.  Налить в две пробирки по 2−3 мл раствора СН3СООН и добавить по 2 капли метилового оранжевого. Какую окраску принимает раствор и почему? Составить уравнение электролитической диссоциации СН3СООН и уравнение константы диссоциации.

2.  В одну пробирку добавить несколько кристаллов СН3СООNa, перемешать. Сравнить окраску растворов и дать необходимые объяснения.

3.  Сделать вывод о смещении равновесия в растворах слабых электролитов.

Опыт 7: Свойства растворов электролитов

Порядок выполнения опыта

1.  Налить в две пробирки 2−3 мл раствора NH4OH и добавить по 2 капли фенолфталеина. Какую окраску принимает раствор? Почему? Составить уравнение диссоциации гидроокиси аммония.

2.  В одну пробирку добавить несколько кристаллов (NH4)2SO4 и перемешать.

Сравнить окраску растворов и дать необходимые объяснения.

3.  Сделать вывод о смещении равновесия в растворах слабых электролитов.

Опыт 8: Гидролиз солей

Порядок выполнения опыта

1.  Налить в четыре пробирки по 0,5–1 мл:

-  в 1-ю – дистиллированную воду;

-  во 2-ю – раствор Na2CO3;

-  в 3-ю – раствор Al2(SO4)3;

-  в 4-ю – раствор NaCl.

2.  Определить в каждой пробирке рН с помощью индикаторной бумажки (см. опыт 1.).

3.  Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций гидролиза соответствующих солей.

4.  Результаты свести в табл. 14.

Таблица 14

№ пробирки	Вещество	рН раствора	Реакция среды	Подвергается ли соль гидролизу?

5.  Сделать выводы.

Опыт 9: Совместный гидролиз солей

Порядок выполнения опыта

1.  Прилить к 1–2 мл раствора Al2(SO4)3 такой же объем раствора Na2CO3. Что происходит?

2.  Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения совместного гидролиза этих солей.

Контрольные вопросы

1.  Почему в растворе электролиты распадаются на ионы не одинаково?

2.  Какие факты подтверждают, что электролитическая диссоциация – процесс обратимый?

3.  Перечислите известные вам сильные и слабые кислоты и основания.

4.  Объясните, почему соли слабых кислот являются, как правило, сильными электролитами?

5.  Почему КОН – это сильное основание, Al(OH)3 – амфотерный гидроксид, H2SO4 – сильная кислота?

6.  Составьте уравнения диссоциации следующих гидроксидов: Ba(OH)2; HNO3; H4P2O7; RbOH. Поясните тип диссоциации каждого из них.

7.  Воспользуйтесь периодической системой и определите какое из приведенных оснований наиболее сильное: LiOH; Mg(OH)2; Sr(OH)2; Ca(OH)2; Ba(OH)2. Составьте уравнения диссоциации каждого основания.

8.  Какая из приведенных бескислородных кислот наиболее сильная: H2S; H2Se; HCl; HJ? Пользуясь периодической системой элементов , поясните свой ответ. Составьте уравнения диссоциации каждой кислоты.

9.  Какая связь между константой равновесия, константой диссоциации и законом действующих масс?

10.  Ионное произведение воды – величина постоянная, почему?

11.  Какова реакция среды при значениях рН = 3; 14; 6; 9? В каком растворе больше выражена кислотность и в каком – щелочность среды?

12.  Почему для определения реакции среды можно использовать индикатор?

13.  Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу: Al2(SO4)3; FeCl3; K2CO3; K2S?

14.  Какие из перечисленных солей AlCl3; K2CO3; Na2SO4; NaNO3; FeCl2; ZnSO4; K2S подвергаются гидролизу: а) только по катиону; б) только по аниону? Составьте ионные уравнения. Укажите реакцию среды в растворах.

15.  Напишите молекулярное и ионное уравнение гидролиза FeCl3. Какая реакция среды в этом растворе?

Раздел VI. Окислительно-восстановительные и электрохимические процессы

Лабораторная работа № 6

ИССЛЕДОВАНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ И ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ.

Цель работы: изучить характерные особенности влияния среды на механизм протекания окислительно-восстановительных реакций, реакций вытеснения одних металлов другими, механизма образования гальванической пары, электролиза водных растворов, механизма возникновения электрохимической коррозии и характера ее протекания в зависимости от контактирующих металлов. Ознакомление с основными методами защиты металлов от коррозии.

Реакции окисления-восстановления

Опыт 1: Взаимодействие цинка с серной кислотой

Порядок выполнения опыта

1.  Налить в пробирку 3−4 мл раствора серной кислоты и опустить в нее кусочек цинка. Наблюдать выделение водорода.

2.  Составить электронные уравнения, указать окислитель и восстановитель.

3.  Составить уравнение реакции.

Опыт 2: Влияние pH на окислительную способность перманганата калия

Порядок выполнения опыта

1.  В три пробирки поместить по 2 мл 0,05-нормального раствора KMnO4.

2.  В одну из пробирок добавить 1 мл 0,2-нормального раствора H2SO4, в другую1мл H2O, в третью 1 мл 0,2-нормального раствора KOH.

3.  Во все три пробирки внести по 2 мл 0,1-нормального раствора Na2SO3. Опишите изменения, происходящие во всех пробирках.

4.  Составьте уравнения реакций.

5.  Повторите предыдущий опыт, взяв вместо 0,1-нормального раствора Na2SO3 0,2-нормальный раствор KI.

6.  Добавьте в каждую пробирку по 2 капли раствора крахмала. Опишите процессы.

7.  Как влияет pH среды на окислительную способность перманганата калия?

8.  К 2 мл 0,05-нормального раствора KMnO4 добавить 2 мл раствора MnSO4. Опишите процессы, происходящие в пробирке. Составьте уравнение реакции.

Ряд напряжения металлов

Опыт 3: Вытеснение водорода из кислоты металлами

Порядок выполнения опыта

В пять пробирок налить по 3−4 мл раствора соляной кислоты и поместить в них порознь по кусочку магния, алюминия, цинка, железа и меди.

Какие из взятых металлов вытесняют водород из кислоты?

Написать уравнения реакций.

Опыт 4: Качественное определение различной химической активности

металлов

Порядок выполнения опыта

1.  В четыре пробирки поместить по 5−7 мл следующих растворов: 0,5-нормального CuSO4; 0,5-нормального FeSO4; 0,5-нормального Pb(CH3COO)2; 0,5-нормального ZnSO4.

2.  Во все растворы кроме раствора CuSO4 поместить на 3−5 минут медную проволоку. Отметить, в каком растворе проволока покрылась налетом другого металла. После каждого раствора проволоку необходимо промыть и, при необходимости, очистить от налета.

3.  Во все растворы кроме раствора FeSO4 поместить железную проволоку. Отметить металлы, вытесненные из солей железа.

4.  Провести аналогичные опыты с полосками свинца и цинка. Наблюдать каждый раз, в каких растворах происходит вытеснение металла из его соли.

5.  Написать уравнения протекающих реакций.

6.  Результаты наблюдений сведите в табл. 15:

Таблица 15

Металл	Ионы металла раствора
Cu2+	Fe2+	Pb2+	Zn2+
Cu	0
Fe		0
Pb			0
Zn				0

Примечание 1. Знаком «+» обозначить вытеснение металла из раствора своей соли, а знаком «–» случай, когда вытеснения не происходит.

Примечание 2. Расположить металлы в порядке убывающей восстановительной активности.

Гальванический элемент

Опыт 5: Образование гальванопары (рис. 5)

Порядок выполнения опыта

1.  Опустить медную пластину в 1,0 М раствор CuSO4, а цинковую пластину – в 0,1 М раствор ZnSO4.

2.  Соединить оба раствора изогнутой стеклянной трубкой, заполненной раствором хлористого калия с примесью агар-агара или клея.

Рис. 5. Прибор для наблюдения образования гальванической пары

1 – сосуд с 1М раствором CuSO4; 2 – сосуд с 0,1М раствором ZnSO4; 3 – стеклянная трубка с раствором хлористого калия; 4 – U-образная трубка с раствором сернокислого натрия.

3.  К обеим металлическим пластинкам прикрепить медные проволочки, и свободные концы их опустить в U-образную трубку с раствором сернокислого натрия, к которому прибавлено несколько капель раствора фенолфталеина.

4.  Наблюдать окрашивание в малиновый цвет раствора около проволоки, прикрепленной к цинковой пластинке.

5.  Какие окислительно-восстановительные процессы происходят на аноде и на катоде гальванического элемента? Какие процессы происходят на электродах в стакане с раствором сернокислого натрия?

Электролиз

Опыт 6: Электролиз раствора йодистого калия (рис. 6)

Порядок выполнения опыта

1.  U-образную стеклянную трубку укрепить в зажиме штатива.

Рис. 6. Прибор для электролиза:

1 – U-образная стеклянная трубка; 2 – угольные электроды.

2.  Налить в трубку до половины раствор йодистого калия, к которому прибавлено несколько капель крахмального клейстера и 2−3 капли раствора фенолфталеина.

3.  Вставить в оба колена трубки угольные электроды и включить постоянный электрический ток.

4.  Наблюдать окрашивание раствора у катода и у анода.

5.  Составить схему электролиза водного раствора KI.

Какова реакция растворов у катода и у анода?

Опыт 7: Электролиз раствора сернокислого натрия

Порядок выполнения опыта

1.  В U-образную трубку для электролиза налить раствор сернокислого натрия, к которому добавлен раствор нейтрального (фиолетового) лакмуса.

2.  Включить ток и наблюдать изменение (через 1−2 мин) окраски раствора у электродов. Составить схему электролиза водного раствора сернокислого натрия.

Какова реакция растворов у катода и у анода?

Опыт 8: Электролиз раствора сернокислой меди

Порядок выполнения опыта

1.  Налить в U-образную трубку раствор сернокислой меди.

2.  Пользуясь угольными электродами, пропускать ток в течение 4–5 минут.

Что выделяется на электродах?

Составить схему электролиза раствора сернокислой меди.

Коррозия металлов

Опыт 9: Влияние образования гальванической пары

на процесс растворения металла в кислоте

Порядок выполнения опыта

1.  В согнутую под углом стеклянную трубку налить 1,0-нормальный раствор соляной кислоты и погрузить в него узкую полоску цинка.

Написать уравнение реакции. Коррозию можно наблюдать по выделению пузырьков водорода.

2.  Поместить в этот же раствор, но в другое колено трубки медную проволоку, не дотрагиваясь до цинковой пластинки. Убедиться, что выделение водорода на меди не происходит.

3.  Ввести медную пластинку глубже, до соприкосновения с цинком. На поверхности меди появляются пузырьки водорода.

Объяснить процессы, происходящие в данной гальванической паре.

Что при этом является катодом, что – анодом?

Опыт 10: Роль защитной пленки в ослаблении коррозии

Порядок выполнения опыта

Тщательно очищенный кусочек алюминия опустить на 1−2 минуты в раствор азотнокислой ртути Hg(NO3)2, после чего промыть водой и оставить лежать на воздухе. Через некоторое время можно наблюдать образование продукта коррозии – рыхлых хлопьев гидроокиси алюминия.

Алюминий, как более активный металл, вытесняет ртуть. Алюминий и ртуть образуют амальгаму, препятствующую образованию защитной пленки на поверхности алюминия.

Опыт 11: Защитные свойства металлических покрытий

Порядок выполнения опыта

1.  Налить в пробирку 2−3 мл раствора сернокислого железа FeSO4 и прибавить несколько капель красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Что наблюдается? Составить уравнение реакции.

2.  В две пробирки налить по 4−5 мл раствора серной кислоты и по две капли раствора красной кровяной соли.

3.  В одну из пробирок опустить полоску оцинкованного железа, а в другую – луженого железа. В какой пробирке через несколько минут наблюдается интенсивное синее окрашивание? Дать объяснение происходящим процессам.

Опыт 12: Протекторная защита

Порядок выполнения опыта

1.  В два стакана налить по 15–20 мл 0,2-нормального раствора серной кислоты и по две капли раствора красной кровяной соли.

2.  В один стакан поместить несоединенные между собой пластинку луженого железа и цинковую пластинку, в другой стакан – такие же пластинки, но соединенные между собой внешней цепью (проволочкой).

В каком стакане происходит коррозия железа?

Чем объясняется отсутствие коррозии железа в другом стакане?

Что является во втором случае катодом, что – анодом?

Опыт 13: Действие ингибитора

Порядок выполнения опыта

1.  В трех стаканах провести параллельно три испытания.

2.  В первый стакан налить 15−20 мл 0,2-нормального раствора серной кислоты. Добавить 1−2 капли раствора красной кровяной соли и опустить предварительно протравленную (обработанную соляной кислотой) железную пластинку.

3.  Во второй стакан налить 15−20 мл 0,1-нормального раствора серной кислоты, добавить две капли раствора красной кровяной соли и две капли раствора ингибитора. Опустить протравленную железную пластинку.

4.  В третий стакан поместить то же, что и во второй, только вместо протравленной железной пластинки взять пластинку с ржавчиной. Отметить время появления и интенсивность синей окраски в каждом стакане.

5.  Написать уравнения происходящих реакций. Дать объяснение.

Контрольные вопросы

1.  Почему все металлы проявляют только восстановительные свойства, а многие неметаллы могут быть окислителями и восстановителями?

2.  Какие из следующих реакций являются окислительно-восстановительными:

а) H3PO4 + 3NaOH = 3H2O + Na3PO4;

б) K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2Cr2O4 + H2O;

в) 2Ba + PbF4 = Pb + 2BaF2;

г) 3H2SO3 + HClO3 = 3H2SO4 + HCl.

3.  Используя метод полуреакций, подобрать коэффициенты в следующих уравнениях реакций:

а) K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;

б) PbO2 + MnSO4 + HNO3 ® PbSO4¯ + HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O.

4.  Как согласуется положение металлов в электрохимическом ряду напряжений с их положением в периодической системе элементов ?

5.  Определите, какой из металлов, кальций или никель, будет активнее взаимодействовать с разбавленной соляной кислотой. Написать уравнения реакций.

6.  Гальванический элемент состоит из цинковой и железной пластин, погруженных в нормальные растворы их солей. Напишите уравнения происходящих в нем реакций.

7.  Какая связь между электрохимическим рядом напряжений и электролизом?

8.  В чем разница между электролизом расплавов и растворов солей?

9.  Рассмотреть электролиз расплава и раствора хлорида калия, сульфата магния, нитрата серебра.

10.  Раскрыть содержание понятий: коррозия, химическая коррозия, электрохимическая коррозия, протекторная защита, ингибитор.

11.  Можно ли считать коррозией окисление алюминия в процессе алюминотермии, окисление железа при электросварке, взаимодействие цинка с соляной кислотой при получении «травленой кислоты» для паяния?

Раздел VII. Коллоидные растворы

Лабораторная работа № 6

ПОЛУЧЕНИЕ КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ И ОЗНАКОМЛЕНИЕ С ИХ СВОЙСТВАМИ

Цель работы: ознакомление с методами получения коллоидных растворов и их свойствами.

Коллоидными называют растворы, в которых линейные размеры частиц дисперсной фазы лежат в пределах от 1 до 100 нм.

Коллоидная дисперсность вещества является промежуточной между грубой дисперсностью, характерной для взвесей, и молекулярной, характерной для истинных растворов. Поэтому коллоидные растворы получают либо из истинных растворов путем укрупнения частиц молекулярной дисперсности до определенного предела (максимум до 100 нм), либо из взвесей путем дробления грубодисперсных частиц также до определенного предела (минимум до 1 нм). В этой связи различают конденсационные методы (укрупнение частиц) и методы диспергирования (дробление частиц).

Коллоидные растворы (или золи) относятся к числу гетерогенных дисперсных систем, характеризующихся высокой степенью раздробленности дисперсной фазы.

Дисперсная фаза в коллоидном растворе (или золе) представлена коллоидными частицами, в состав которых входят ядро, зарядообразующие ионы и противоионы. Зарядообразующие ионы могут быть положительно или отрицательно заряженными. Поэтому и коллоидные частицы имеют либо положительный, либо отрицательный заряд. Заряженная коллоидная частица притягивает к себе молекулы Н2О из дисперсионной среды; так создается гидратная оболочка, окружающая коллоидную частицу.

Примерный состав коллоидных частиц золя Fe(OH)3 можно выразить следующей формулой:

[(mFe(OH)3)·nFe3+·3(n-x)Clˉ·yH2O]3x+

Противоионы Clˉ, которые входят в состав коллоидных частиц, называют связанными. Свободные противоионы остаются в дисперсионной среде.

Коллоидную частицу и эквивалентную ей часть дисперсионной среды (гидратированных свободных противоионов) называют мицеллой. Мицеллу считают структурной единицей коллоидного раствора. Формула

{[(mFe(OH)3)·nFe3+·3(n-x)Clˉ·yH2O]3x++3xClˉ·zH2O}0

выражает примерный состав мицеллы золя гидроксида железа.

Коллоидные растворы обладают специфическими оптическими, кинетическими и электрическими свойствами (специфика связана с размерами и зарядом коллоидных частиц) и характеризуются высокой кинетической и агрегативной устойчивостью. Первая является следствием кинетических свойств золей и проявляется в том, что концентрация коллоидных растворов одинакова по всему объему системы и при правильном хранении не изменяется во времени, а вторая – в том, что частицы дисперсной фазы в коллоидном растворе не укрупняются, не слипаются. Сохранение коллоидной степени дисперсности во времени обусловлено прежде всего наличием одноименного электрического заряда частиц дисперсной фазы, вызывающего их взаимное отталкивание.

Особенно велика агрегативная устойчивость гидрофильных золей. При длительном хранении они переходят в "студнеобразное" коллоидное состояние.

Примером гидрофильного золя может служить золь желатина. Твердый коллоид желатина при набухании в воде образует гель.

При нагревании геля ("студня") образуется золь. Все процессы протекают обратимо:

золь D гель D твёрдый коллоид

Устойчивость коллоидного раствора можно нарушить. Потеря агрегативной устойчивости золя приводит к укрупнению частиц дисперсной фазы, их слипанию. Этот процесс называют коагуляцией. Коагуляция вызывает нарушение кинетической устойчивости системы, которое приводит к образованию осадка (коагулята). Этот процесс называют седиментацией.

Примерный состав коагулята золя гидроксида железа выражают формулой

[(mFe(OH)3)·nFe3+·3nClˉ]0p

где "р" в индексе — некоторое число частиц в коагулянте.

Опыт 1: Получение золя гидроксида железа (III)

методом конденсации и изучение его оптических свойств

Конденсация частиц молекулярной дисперсности может происходить в процессе гидролиза солей некоторых поливалентных металлов, например FeCl3. Гидролиз иона Fe3+ протекает по ступеням:

Fe3+ + H2ODFeOH2+ + H+; (I)

FeOH2+ + H2ODFe(OH)+2 + H+; (II)

Fe(OH)+2 + H2ODFe(OH)3 + H+. (III)

Гидроксид железа Fe(OH)3 не выпадает в осадок, так как степень гидролиза FeCl3 по третьей ступени мала.

Зарядообразующими ионами в процессе образования золя могут быть: Fe3+, FeOH2+ и Fe(OH)2+, а противоионами – Сlˉ.

Порядок выполнения опыта

Пробирку заполните водой (примерно до 1/2 ее объема) и поставьте в горячую водяную баню. Через 5–7 мин внесите в пробирку 2–3 капли концентрированного раствора FеСl3. Наблюдайте образование красно-оранжевого золя Fe(OH)3.

Пользуясь осветительной установкой, убедитесь в том, что получен коллоидный раствор.

Раствор сохраните для проведения опыта 3. При оформлении результатов опыта укажите:

1.  Состав ядра коллоидной частицы полученного золя.

2.  Состав коллоидной частицы полученного золя.

3.  Состав мицеллы полученного золя.

Объясните наблюдаемый оптический эффект (эффект Тиндаля) и причину агрегативной устойчивости золя.

Опыт 2: Получение золя гидроксида железа (III) методом

диспергирования осадка Fe(OH)3

Примером получения золей методом диспергирования может служить получение коллоидного раствора Fe(OH)3 путем химического дробления осадка гидроксида железа (III), называемого пептизацией. Пептизатором может быть электролит с одноименным ионом, входящим в состав осадка, например FeCl3 (Fe3+ – одноименный ион).

Добавление пептизатора к небольшому количеству осадка в водной среде приводит к тому, что ионы Fe3+ проникают в глубь осадка и разрыхляют его, постепенно дробя до коллоидной дисперсности. Дробление называют химическим потому, что ионы не просто проникают в осадок, а, взаимодействуя с его частицами, образуют дисперсную фазу положительного заряда. Ионы Fe3+ являются зарядообразующими в составе коллоидных частиц получающегося золя, а ионы С1- – противоионами.

Порядок выполнения опыта

В стакане объемом 50 мл к 25 мл воды добавьте 10 капель раствора, в котором массовая доля хлорида железа FeCl3 составляет 20 %. Перемешайте содержимое стакана и после этого добавьте по каплям (!) раствор гидроксида аммония NH4OH до полного осаждения гидроксида Fe(OH)3.

После того как осадок уплотнится на дне стакана, осторожно слейте с него избыток жидкости. Осадок промойте 2–3 раза, добавляя к нему небольшие порции воды и сливая эту воду после того, как между ней и осадком четко обозначится граница раздела.

К осадку гидроксида железа (Ш) прилейте 25 мл Н2O и 3 капли раствора, в котором массовая доля FeCl3 равна 20 %. Смесь хорошо перемешайте. Для ускорения процесса пептизации нагрейте раствор на водяной бане. Прекратите нагревание тогда, когда раствор приобретет устойчивую красно-оранжевую окраску.

Пользуясь осветительной установкой, убедитесь в том, что получен коллоидный раствор.

Сохраните полученный коллоидный раствор для проведения следующего опыта.

При оформлении результатов опыта укажите:

1.  Состав ядра коллоидной частицы полученного золя.

2.  Состав коллоидной частицы полученного золя.

3.  Состав мицеллы полученного золя.

Объясните роль пептизатора в процессе получения золя и причину наблюдаемого оптического эффекта.

Опыт 3: Коагуляция золя действием электролита

Нарушение агрегативной и кинетической устойчивости золей может происходить при добавлении электролита.

Порядок выполнения опыта

К коллоидным растворам, полученным в опытах 1 и 2, добавьте по нескольку капель концентрированного раствора сульфата алюминия Al2(SO4)3. Через 2—3 мин наблюдайте укрупнение частиц и образование осадка.

При оформлении результатов опыта укажите:

1.  Состав частицы дисперсной фазы коллоидной системы: а) до введения Al2(SO4)3; б) после введения Al2(SO4)3.

2.  Состав образовавшегося осадка.

Объясните роль Al2(SO4)3 в процессе коагуляции золя. Какими процессами сопровождаются нарушения агрегативной и кинетической устойчивости золей?

Контрольные вопросы

1.  Являются ли коллоидные растворы гомогенными системами?

2.  Какова дисперсность коллоидных растворов?

3.  Каков состав ядра коллоидной частицы в растворе гидроксида железа(III)?

4.  Какие ионы могут быть зарядообразующими в коллоидной частице золя: гидроксида железа(III)?

5.  Опишите оптические, кинетические и электрические свойства коллоидных растворов. С чем связаны особенности этих свойств?

6.  Что называют эффектом Тиндаля? Как используется этот эффект для идентификации коллоидных растворов?

7.  Перечислите известные вам методы получения коллоидных растворов и опишите кратко их суть.

8.  В чем проявляется кинетическая и агрегативная устойчивость золей?

9.  Опишите механизм коагуляции и седиментации коллоидных растворов.

10.  Запишите формулу, отражающую состав осадка после коагуляции золя Fe(OH)3.

Список использованной литературы

1.  Коровин, химия / . – М. : Высшая школа, 2003. – 558 с.

2.  Глинка, химия / . – М. : Химия, 1991. – 621 с.

3.  Лабораторные работы по химии / Под ред. . – М. : Высшая школа, 2001. – 256 c.

4.  Макаров, занятия и лабораторные работы по общей химии: учеб. пособие / . ВолгГТУ, Волгоград, 2002. – 160 с.

Учебное издание

Михаил Семенович Гаврилов

Валентин Максимилианович Макаров.

Практикум по химии Часть I

Учебное пособие

Редактор

Компьютерная верстка

Темплан 2009 г., поз. № 19 К.

Лицензия ИД № 000 от 01.01.01 г.

Подписано в печать г. Формат 60×84 1/16.

Бумага листовая. Печать офсетная.

Усл. печ. л. 3,0. Усл. авт. л. 2,81.

Тираж 50 экз. Заказ №

Волгоградский государственный технический университет

400131 Волгоград, просп. им. , 28.

РПК «Политехник»

Волгоградского государственного технического университета

400131 Волгоград, ул. Советская, 35.