4427
.pdfМинистерство образования и науки Российской Федерации Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования
«Хабаровская государственная академия экономики и права»
Кафедра естественнонаучных дисциплин
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Методические указания по выполнению лабораторных работ для студентов 1-го курса специальности 080401 «Товароведение и экспертиза товаров» и
260501 «Технология продуктов общественного питания»
Хабаровск 2010
ББК Г 4
Х 12
Неорганическая химия : методические указания для проведения лабораторных работ для студентов 1-го курса специальности 080401 «Товароведение и экспертиза товаров» и 260501 «Технология продуктов общественного питания» / сост. Л. П. Павлюченкова. – Хабаровск : РИЦ ХГАЭП,
2010. – 32 с.
Рецензент завкафедрой фармацевтической и аналитической химии Дальневосточного государственного медицинского университета канд.фарм.наук, доцент Г.С. Сим.
Утверждено издательско-библиотечным советом академии в качестве методических указаний для студентов
© Хабаровская государственная академия экономики и права, 2010
3
|
СОДЕРЖАНИЕ |
|
Предисловие |
4 |
|
Тема 1. Кинетика химических реакций |
5 |
|
Тема 2. Химическое равновесие и его смещение |
8 |
|
Тема 3. Кислотно-основное равновесие |
11 |
|
Тема 4. |
Малорастворимые электролиты |
14 |
Тема 5. |
Окислительно-восстановительные реакции |
15 |
Тема 6. |
Комплексные соединения |
18 |
Тема 7. |
Свойство олова и свинца |
21 |
Приложения |
24 |
|
Библиографический список |
30 |
4
ПРЕДИСЛОВИЕ
Освоение студентами дисциплины «Неорганическая химия» основано на изучении общетеоретических вопросов и выполнении экспериментальных работ.
Задания, приведённые в данном учебно-методическом издании, касаются только некоторых, но довольно значимых теоретических тем общей химии, необходимых для дальнейшего изучения химии элементов и аналитической химии.
Для осознанного выполнения лабораторных работ и составления правильного вывода студентам необходимо предварительно прослушать курс лекций, изучить теоретический материал по учебнику и выполнить домашнее задание. В некоторых опытах наблюдаемый эффект предлагается подтвердить теоретическими расчётами, поэтому в методичке даны приложения.
При выполнении экспериментальной работы предусмотрено использование полумикрометода, который позволяет быстрее выполнять химические операции, что очень важно при минимальном количестве часов, отводимых по учебному плану.
5
ТЕМА Ι. Кинетика химических реакций
Кзанятию необходимо знать:
-скорость химической реакции;
-факторы, влияющие на скорость;
-закон действующих масс;
-правило Вант-Гоффа;
-катализаторы.
На занятии необходимо научиться:
-тщательно выполнять эксперимент;
-проводить наблюдения;
-делать правильные выводы.
ОПЫТ 1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ
Эту зависимость легко проследить, пользуясь реакцией взаимодействия раствора тиосульфат натрия с раствором серной кислоты:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2S2O3
H2S2O3 = ↓S + H2SO3 (H2O + SO2↑)
Первая реакция протекает мгновенно. Скорость второй реакции зависит при постоянной температуре от концентрации тиосерной кислоты H2S2O3 (концентрация которой, в свою очередь, зависит от концентрации Na2S2O3). Скорость второй реакции измеряется временем (∆t, с) от начала сливания растворов до появления коллоидной серы (помутнение раствора).
Достаточно провести 3 опыта, изменяя концентрацию раствора Na2S2O3. Для выражения скорости реакции в каждом опыте используйте формулу υ = 1/∆t. Найдите соотношение скоростей реакции, где минимальная скорость принимается за 1, а все другие скорости выражаются в кратных ей значениях. Пример такого расчёта приведён в таблице 1.1.
6
Таблица 1.1 − Нахождение соотношения скоростей
Номер опыта |
Время t, с |
Скорость реакции |
Соотношение |
|
|
(υ=1/Δt) в усл. ед. |
скоростей |
|
|
|
|
1 |
8 |
1/8 |
1/8 : 1/25 = 3 |
|
|
|
|
2 |
12 |
1/12 |
1/12 : 1/25 = 2 |
|
|
|
|
3 |
25 |
1/25 |
1/25 : 1/25 = 1 |
|
|
|
|
Количество миллилитров 0,5н раствора Na2S2O3, 0,5н раствора H2SO4 и дистиллированной воды, которое нужно взять для каждого варианта, приведены в таблице 1.2.
Таблица 1.2 − Зависимость скорости реакции от концентрации
Номер |
Объём |
Объём |
Объём |
Соотноше |
Время |
Скорос |
Соотно |
опыта |
раствора |
H2O, |
раствора |
ние |
t, с |
ть |
шение |
|
Na2S2O3, |
мл |
H2SO4, |
начальных |
|
реакции |
скорос |
|
мл |
|
мл |
концентра |
|
(υ=1/Δt) |
тей |
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
ций |
|
|
|
|
|
|
|
Na2S2O3 и |
|
|
|
|
|
|
|
H2SO4 |
|
|
|
1 |
2 |
4 |
2 |
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
4 |
2 |
2 |
2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3 |
6 |
- |
2 |
3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Опыт проведите в следующем порядке.
В три градуированные пробирки поместите последовательно 2, 4, 6 мл раствора тиосульфата натрия, добавьте указанный объём воды. В отдельную пробирку поместите 2 мл H2SO4 и быстро добавьте в первую пробирку, одновременно включите секундомер. Лёгким движением перемешайте содержимое пробирки и наблюдайте сверху появление помутнения раствора (выпадение S).
Повторите эти операции во второй и третьей пробирках. Измеренное время занесите в таблицу 1.2.
7
Полученные данные используйте для расчёта скорости реакции и соотношение скоростей.
По полученным данным начертите график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. На оси абсцисс отложите соотношение концентраций, на оси ординат – соотношение скоростей. Рекомендуемый масштаб – 2 см.
Сделайте вывод, подтверждает ли проведённый опыт закон действующих масс.
ОПЫТ 2. Влияние температуры на скорость реакции
Вопыте используется та же реакция, что и в предыдущем опыте.
В4 градуированные и пронумерованные пробирки поместите по 4 мл раствора тиосульфата натрия, в другие (неградуированные) 4 пробирки с помощью цилиндра налейте по 4 мл раствора серной кислоты.
Все пробирки поместите в стакан с водой и поставьте на электрическую плитку, через 5 минут, измерив и отметив термометром температуру воды в стакане, в пробирку 1 с тиосульфатом натрия добавьте из другой пробирки 4 мл H2SO4, измерьте время (∆t, с) с момента сливания растворов до появления мути. Стакан с остальными пробирками нагревайте на 10º выше первоначальной температуры и проведите подобный опыт с пробиркой 2.
Далее, последовательно нагревая воду в стакане, каждый раз на 10º выше, проведите опыты с пробирками 3 и 4. Данные опыта занесите в таблицу 1.3.
Таблица 1.3 − Влияние температуры на скорость реакции
Номер |
Температура |
Время |
Скорость |
Соотношение |
пробирки |
опыта, ºС |
∆t, с |
реакции |
скоростей |
|
|
|
υ=1/∆t, в |
|
|
|
|
усл.ед. |
|
|
|
|
|
|
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
4 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
8
Выразите графически влияние температуры на скорость реакции, откладывая на оси абсцисс температуру, а на оси ординат – соотношение скоростей.
Сделайте соответствующий вывод.
ОПЫТ 3. Влияние катализатора на скорость реакции. Гомогенный катализ
Опыт основан на взаимодействующии тиоцианата железа (ΙΙΙ) с тиосульфатом натрия. Тиосульфат натрия восстанавливает трехвалентное железо в двухвалентное, образуя при этом тетратионат натрия Na2S4O6. Образующийся тиоцианат железа (ΙΙ) окраски не имеет, в отличие от кроваво-красного тиоцианата железа (ΙΙΙ):
FeCl3 + 3NH4NCS = Fе(NCS)3 + 3NH4Cl
2Fe(NCS)3 + 2Na2S2O3 = 2Fe(NCS)2 + 2NaNCS + Na2S4O6
В 2 пробирки налейте по 3 мл раствора 0,5н. NH4NCS и по 3 капли 0,5н. FeCl3. В одну из пробирок добавьте 2 капли раствора CuSO4 (катализатор), после чего добавьте в обе пробирки по 3 мл 0,5н. Na2S2O3. Сравните скорость обесцвечивания растворов в обеих пробирках.
Сделайте вывод о влиянии CuSO4 на скорость реакции.
ТЕМА 2. Химическое равновесие и его смещение.
Кзанятию необходимо знать:
-состояние равновесия;
-константу химического равновесия;
-принцип смещения равновесия Ле-Шателье;
-факторы, влияющие на смещение равновесия.
9
ОПЫТ 4. Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ
Опыт основан на реакции взаимодействия хлорида железа (ΙΙΙ) и тиоцианата аммония (или натрия), сопровождающейся получением тиоцианата железа (ΙΙΙ) кроваво-красного цвета:
FeCl3 + 3NH4NCS = Fe(NCS)3 + 3NH4Cl .
В стаканчик налейте 20 мл воды и по 1−2 капли насыщенных растворов хлорида железа (ΙΙΙ) и тиоцианата аммония. Окрашенный раствор разлейте поровну в 4 пробирки. В одну пробирку добавьте 2−3 капли насыщенного раствора FeCl3, в другую − NH4NCS. В третью пробирку добавьте немного сухого хлорида аммония и сильно взболтайте. Четвёртая пробирка остаётся в качестве контрольной. Наблюдайте, что происходит в 1, 2 и 3 пробирке по сравнению с контрольной.
Дайте объяснение изменению интенсивности окраски. Сделайте соответствующий вывод.
ОПЫТ 5. Смещение химического равновесия при изменении рН раствора
Опыт основан на изменении ионного состояния хрома (VΙ) в зависимости от рН среды.
В щелочном растворе ионы хрома (VΙ) существует в виде окрашенного в жёлтый цвет хромат-иона CrO42-. По мере понижения рН происходит протонизация хромат-иона с образованием HCrО4- и последующая димеризация, в результате образуется дихромат-ион оранжевого цвета:
CrO42- + H+ = HCrO4- ;
2HCrO4- = Cr2O72- + H2O .
Суммарное уравнение
2CrO42- + 2H+ <=> Cr2O72- + H2O .
В 2 пробирки поместите по 10 капель раствора K2CrO4, одну пробирку оставьте для сравнения. Во вторую пробирку добавьте раствор HCl (H2SO4) до
10
перехода жёлтой окраски в оранжевую. Отлейте часть этого раствора в третью пробирку и добавьте раствор NaOH до перехода оранжевой окраски в жёлтую.
Объясните, в какую сторону смещается равновесие в кислой среде и в щелочной. Сделайте вывод: в какой среде существует хромат-ион, в какой – дихромат.
ОПЫТ 6. Влияние температуры на смещение равновесия
Опыт основан на отщеплении кристаллизационной воды в кристаллогидрате при нагревании.
Впробирку поместите несколько кристаллов CH3COONa ∙ 2H2O и 1−2 капли раствора индикатора фенолфталеина, перемешайте слегка нагрейте.
Впробирке появляется малиновое окрашивание, так как при отщеплении воды в пробирке происходит реакция гидролиза и образуется щёлочь:
CH3COONa ∙ 2H2O <=> CH3COOH + NaOH + H2O .
При последующем охлаждении пробирки в стакане со льдом окраска исчезает.
Объясните, в какую сторону смещается равновесие нагревании и при охлаждении.
ОПЫТ 7. Влияние органических растворителей, смешивающихся с водой
Опыт основан на реакции взаимодействия растворов CoCl2 и NH4NCS. Водный раствор соли кобальта можно представить в виде аквакомплекса:
[Co(H2O)6]2+ + 4NCS- <=> [Co(NCS)4]2- + 6H2O .
Аквакомплексу кобальта присуща розовая окраска, а тиоционатному – голубая.
В пробирку поместите 4−5 капель разбавленного раствора CoCl2, 2 капли раствора H2SO4 , 1 мл воды и 1 мл 20 % раствора NH4NCS. Раствор остаётся розовым, то есть равновесие вправо не смещается. Добавьте равный объём ацетона или этанола и перемешайте. Раствор приобретает ярко-голубую окраску.
11