Сьогодні о 18:00
Вебінар:
«
Створюємо квести та вебквести для роботи у класі та дистанційно
»
Взяти участь Всі події

Хімія. Методичні вказівки до лабораторних робіт і практичних занять з дисципліни для студентів 1 курсу

Хімія

Для кого: Дорослі

20.10.2021

122

3

0

Опис документу:

Методичні вказівки до лабораторних робіт і практичних занять з дисципліни для студентів 1 курсу спеціальностей 5.05050401 «Зварювальне виробництво», 5.05070104 «Монтаж і експлуатація електроустаткування підприємств і цивільних споруд», 5.05050302 «Технологія обробки матеріалів на верстатах і автоматичних лініях»

Перегляд
матеріалу
Отримати код

111



МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ, МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ

Харківський машинобудівний коледж

Циклова комісія природничих дисциплін та металознавства











ХІМІЯ


МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ


до лабораторних робіт і практичних занять з дисципліни для студентів 1 курсу спеціальностей 5.05050401 «Зварювальне виробництво», 5.05070104 «Монтаж і експлуатація електроустаткування підприємств і цивільних споруд», 5.05050302 «Технологія обробки матеріалів на верстатах і авто­матич­них лініях»








Рекомендовано методичної Радою коледжу

протокол № 2 від 29.11.2012 р.



Погоджено цикловою комісією природничих дисциплін та металознавства

протокол № 4 від 01.11.2012 р.

Голова циклової комісії ______________ /Омелькіна Т.І./



Укладач: Євсеєв Р.С. –

викладач першої категорії



Харків – 2012

ББК 24.1я73


УДК 546(075.8)


Х – 46



Хімія. Методичні вказівки до лабораторних робіт і практичних занять з дисципліни для студентів 1 курсу спеціальностей 5.05050401 «Зварювальне виробництво», 5.05070104 «Монтаж і експлуатація електроустаткування підприємств і цивільних споруд», 5.05050302 «Технологія обробки матеріалів на верстатах і автоматичних лініях».


Укладач: викладач першої категорії Євсеєв Р.С.


Рекомендовано методичної Радою Харківського машинобудівного коледжу, протокол № 2 від 29.11.2012 р.


Рецензент: голова методичного об’єднання викладачів хімії вищих навчальних закладів І-ІІ рівня акредитації, кандидат хімічних наук, викладач-методист Коледжу Національного фармацевтичного університету Ісаєнко Ю.В.


























ЗМІСТ


с.


ПЕРЕДМОВА 4

ПРАВИЛА РОБОТИ В ХІМІЧНІЙ ЛАБОРАТОРІЇ 6

ХІМІЧНИЙ ПОСУД І ДОПОМІЖНІ ПРИСТРОЇ 9

ПЕРЕЛІК ЛАБОРАТОРНИХ РОБІТ ТА ПРАКТИЧНИХ ЗАНЯТЬ ЗА МОДУЛЬНОЮ СТРУКТУРОЮ 12

Практичне заняття № 1 14

Лабораторна робота № 1 20

Лабораторна робота № 2 32

Лабораторна робота № 3 41

Лабораторна робота № 4 49

Лабораторна робота № 5 59

Практичне заняття № 2 64

Лабораторна робота № 6 67

Лабораторна робота № 7 76

Лабораторна робота № 8 89

Лабораторна робота № 9 98

СПИСОК РЕКОМЕНДОВАНОЇ ЛІТЕРАТУРИ 106

ДОДАТОК 1 107

ДОДАТОК 2. 108

ДОДАТОК 3 109

ДОДАТОК 4 110


ПЕРЕДМОВА


Мета вивчення навчальної дисципліни «Хімія» полягає у формуванні у студентів системи ключових знань та способів діяльності з хімії як визначальної фундаментальної інженерної дисципліни.

Завданням є вивчення основних понять і законів хімії, властивостей хімічних елементів та їх сполук, закономірностей протікання хімічних процесів; набуття і вдосконалення навичок складання рівнянь хімічних реакцій та формул речовин, розв’язання розрахункових задач, навичок роботи з одержання та дослідження хімічних властивостей речовин.

Методичні вказівки призначені для використання студентами при самостійній підготовці до практичних занять і лабораторних робіт та під час їх безпосереднього виконання.

Головне завдання практичних занять і лабораторних робіт – вдосконалення і закріплення знань з дисципліни.

Метою лабораторних робіт і практичних занять є:

  • дослідження студентами основних закономірностей хімічних реакцій;

  • дослідження студентами властивостей хімічних елементів та їх сполук за допомогою проведення хімічного експерименту;

  • набуття студентами досвіду роботи з обладнанням хімічної лабораторії;

  • набуття студентами навичок обробки результатів досліджень, складання звітів з робіт.

Приступаючи до виконання практичних занять і лабораторних робіт, студент має вивчити правила техніки безпеки (що підтверджує його підпис в журналі реєстрації інструктажів з безпеки життєдіяльності), методику роботи з лабораторним обладнанням та хімічними реактивами. За серйозні порушення правил безпечного проведення дослідів студент відсторонюється від заняття до повторної повної і детальної перевірки його знань техніки безпеки.

Щоб перевірити свої знання, набуті під час вивчення відповідних тем, студент має відповісти на запитання і виконати завдання для самоконтролю, що містяться у вказівках до кожного з практичних занять та лабораторних робіт. Результатом є допуск до їх виконання.

Під час проведення дослідів необхідно уважно слідкувати за усіма змінами, що відбуваються в процесі реакцій (виділення аби поглинання тепла, випадання осаду, зміни кольорів, виділення газів, тощо).

Результати спостережень необхідно занести у звіт, який складає кожен студент після виконання дослідів.

При складанні звітів студент робить записи в такій послідовності:

  • назва теми практичного заняття або лабораторної роботи;

  • мета практичного заняття або лабораторної роботи;

  • перелік необхідних приладів, посуду, реактивів для проведення усіх дослідів;

  • відповіді на запитання і завдання для самоконтролю;

  • номер та назва досліду;

  • виконання досліду (послідовно занотувати хід виконання досліду, при наявності приладів – їх замалювати, вказати всі зовнішні зміни та записати хімічні реакції, що підтверджують дослід);

  • написати висновок (теоретичне обґрунтування досліду).

Допомогу успішному засвоєнні матеріалу нададуть таблиці та схеми, наведені у додатках.

Під час підготовки до занять слід користуватися рекомендованою літературою, список якої наведений наприкінці кожної роботи.

Бажаємо Вам успіхів!

ПРАВИЛА РОБОТИ В ХІМІЧНІЙ ЛАБОРАТОРІЇ


  1. Починати роботу слід тільки в присутності викладача або лаборанта, отримавши від них дозвіл.

  2. Під час роботи потрібно дотримуватися тиші, чистоти та порядку на своєму робочому місці та в лабораторії. Виконання експериментальної частини розпочинати лише після ретельного ознайомлення з приладами (хімічним посудом) та устаткуванням, які використовують у цій лабораторній роботі, технікою виконання дослідів, отримавши дозвіл викладача. На робочому місці повинні бути тільки необхідні реагенти, прилади, устаткування та звіти з робіт. Заборонено відволікатися від роботи та відволікати своїх товаришів. Поспішність та неохайність нерідко призводять до аварійних ситуацій та нещасних випадків з тяжкими наслідками.

  3. Категорично заборонено в лабораторії пити воду або напої, їсти, палити та жувати гумку.

  4. Заборонено куштувати хімічні речовини на смак, оскільки багато з них отруйні.

  5. Досліджуючи запах рідин, потрібно обережно направляти до себе їх пари легким рухом руки.

  6. Хімічні реактиви зберігають у окремому для кожної речовини місці, в закритих банках, склянках та інших товстостінних посудинах. На кожній банці має бути наклеєна етикетка з точною назвою і формулою речовини, докладною характеристикою (концентрація, густина, чистота і т.п.). Забороняється зберігати склянки з реактивами без пробок, без етикеток або в несправній чи непридатній тарі.

  7. Зі скляними приладами, пробірками та іншим посудом потрібно працювати обережно, уникаючи надмірних зусиль, які можуть викликати руйнування. Перш ніж використовувати скляний та фарфоровий посуд, необхідно перевірити його цілісність та чистоту. Категорично заборонено працювати з хімічним посудом, який має тріщини, глибокі подряпини.

  8. При роботі з реактивами слід виконувати правила:

  • склянки і банки з рідкими і сухими реактивами тримати завжди закритими; відкривати їх тільки при взятті і відразу ж закривати;

  • закривати склянки і банки треба їхніми ж пробками і кришками, ні в якому разі не можна закривати їх пробками або кришками від інших посудин, бо при цьому реактиви забруднюються і стають непридатними для використання;

  • якщо взято більше реактиву, ніж потрібно, не можна висипати чи виливати надлишок знову до посудини, в якій він зберігається, бо таким чином можна забруднити весь запас реактиву;

  • реактиви загального користування не слід забирати на свій робочий стіл; треба дотримуватися встановленого порядку в розташуванні посудин із реактивами як загального, так і індивідуального користування;

  • при роботі з рідкими реактивами склянку з рідиною тримають так, щоб етикетка завжди була зверху і рідина не потрапляла на неї;

  • пробку або кришку слід тримати в руці чи покласти на стіл так, щоб сторона пробки, яка входить у горло склянки, або внутрішня частина кришки не торкалися столу;

  • у всіх випадках (за винятком тих, коли вказана точна міра) брати мінімальну дозу реактивів (наприклад, розчину 1-2 краплі);

  • не дозволено брати хімічні речовини незахищеними руками: сипкі реактиви відбирати тільки чистим сухим шпателем або спеціальною ложкою;

  • склянки з речовинами або розчинами необхідно брати однією рукою за шийку, а іншою – знизу, підтримуючи за дно.

  1. Заборонено нагрівати пробірки або колби, якщо їх отвір направлений на людину, що перебуває поруч. Щоб уникнути викидання киплячої реакційної суміші або розчинників із приладів, нагрівання проводити рівномірно, в пробірках часто перемішуючи, а в колбах – заздалегідь помістивши на дно 1-2 шматочки пористого неорганічного матеріалу (неглазурованої облицювальної плитки, тарілок або інших кип’ятильних камінців).

  2. Папір, фільтри, битий посуд слід викидати до спеціального глиняного посуду чи відра.

  3. Заборонено виливати в раковини каналізації залишки кислот та лугів, вогненебезпечних та отруйних речовин, таких, що мають сильний запах та погано змиваються водою. Залишки реактивів виливають у спеціальні банки.

  4. Гарячі предмети треба ставити на азбестову сітку, але не прямо на стіл.

  5. При розведенні концентрованих кислот їх необхідно вливати у воду, а не навпаки.

  6. Забороняється кидати у раковину шматочки металів, кальцій карбіду, зливати кислоти, луги, естери. Їх вміщують у посудини, видані лаборантом і викладачем.

  7. Якщо займається спирт, естер чи бензол, терміново накрити полум’я азбестом або засипати піском.

  8. Після закінчення роботи потрібно ретельно прибрати робоче місце та вимити руки.

  9. Покинути робоче місце можна тільки після підписання викладачем звітів з виконаних дослідів.


ПЕРША МЕДИЧНА ДОПОМОГА У РАЗІ НЕЩАСНИХ ВИПАДКІВ


Кожен, хто працює в лабораторії, повинен уміти надавати першу медичну допомогу потерпілому.

  1. У разі хімічних опіків кислотами – необхідно швидко видалити з ураженого місця кислоту, промити великою кількістю проточної води, а потім – слабким розчином нейтралізуючої речовини (наприклад, 2-5 % розчином соди).

  2. У разі потрапляння кислот в очі – негайно промити проточною водою, а потім – 1‑3 % розчином гідрокарбонату натрію.

  3. У разі хімічних опіків лугами – швидко промити великою кількістю води, а потім слабким нейтралізуючим розчином (наприклад, 1-2 % розчином оцтової або 2 % розчином борної кислоти).

  4. У разі потрапляння лугів в очі – негайно промити їх проточною водою, а потім нейтралізуючим розчином (наприклад, 1-2 % розчином борної кислоти).

  5. У разі теплових опіків шкіри, – очистити місце опіку від обгорілого одягу, обробити обпечене місце спиртом або 5 % розчином таніну в 40 %-му спирті, змазати засобами від опіків або відповідним аерозолем, якщо їх немає – треба змочити опік розчином KMnO4 та накласти стерильний тампон.

  6. У разі отруєння газоподібними речовинами – забезпечити потерпілому свіже повітря і діяти у відповідності до правил детоксикації цих речовин.

  7. У разі враження електричним струмом – вимкнути силову електромережу або, якщо необхідно, звільнити потерпілого від дотикання до електропроводки чи електричних приладів, використовуючи електроізолювальні предмети, забезпечити потерпілому цілковитий спокій та доступ свіжого повітря, а у важких випадках (припинення дихання або серцевої діяльності) – застосувати штучне дихання або непрямий масаж серця.

  8. У разі порізів склом – видалити пінцетом відламки скла, промити рану 3 %-м розчином перекису водню, змазати навколо порізу 5 % розчином йоду, накласти стерильну пов’язку. Якщо сильна кровотеча – необхідно накласти джгут, прикріпивши записку із зазначенням часу його накладання.


Ці коротко викладені правила поведінки студента з точки зору техніки безпеки та протипожежної безпеки підсумовують, доповнюють, але не виключають виконання інструкції з охорони праці для студентів, виконуючих лабораторні роботи в лабораторії хімії (інструкція № 5, затверджена директором Харківського машинобудівного коледжу від 26.08.2008).

ХІМІЧНИЙ ПОСУД І ДОПОМІЖНІ ПРИСТРОЇ


У хімічній лабораторії використовують пробірки, колби, склянки, чашки, лійки вимірювальний посуд (мензурки, вимірювальні циліндри, піпетки та ін.) та пристрої для тримання та закріплення лабораторних приладів – штативи й тримачі для пробірок, лабораторні штативи із набором комплектуючих: затискачами, кільцями та тримачами.

Хімічний посуд найчастіше виготовляють зі скла або фарфору, для особливих цілей – із кварцу, тефлону та інших матеріалів.

Для виготовлення хімічного посуду використовують скло різних марок – термічно стійке, термохімічно стійке, хімічно стійке, які витримують коливання температури без руйнування (термостійкість) відповідно в 120, 190 та 265‑250°С. Скляний посуд стійкий до впливу більшості хімічних реагентів, легко миється і, що особливо цінне, є прозорим. Водночас скляний посуд не можна використовувати працюючи з фторидною (плавиковою) і фосфатною кислотами та розплавленим лугом, у ньому не можна нагрівати концентровані розчини лугів.

Для проведення дослідів використовують пробірки різної місткості (6 типів) та різного призначення. Часто пробірки і хімічні стакани мають позначки наближеного об’єму.


Мал. 1. Круглодонні колби


Хімічні реакції проводять у колбах, які залежно від їхнього призначення виготовлюють різної форми та місткості. Плоскодонні колби придатні тільки для роботи в умовах атмосферного тиску (для приготування розчинів, для зберігання рідких речовин, як приймачі під час перегонки за атмосферного тиску, під час перекристалізації та інших операцій). Їх не використовують під час роботи за високих температур. Круглодонні колби призначені для використання в складі різноманітних приладів (перегонки, перекристалізації, проведення хімічних реакцій) в умовах високої температури, для роботи за атмосферного тиску та для роботи під вакуумом. Конічні колби широко використовують для кристалізації, тому що їхня форма забезпечує мінімальну поверхню випаровування. Товстостінні конічні колби з тубусом (колби Бунзена) застосовують під час фільтрування у вакуумі для приймання фільтрату. Колби з кількома горловинами дають змогу в процесі реакції одночасно використовувати мішалку, термометр, краплинну лійку тощо.


Мал. 2. Плоскодонна колба


Хімічні стакани (склянки) призначені для підготовки розчинів у лабораторних умовах, фільтрування та випарювання (при температурі не більше +100°С) водних розчинів. Іноді в хімічних склянках можна провести хімічні реакції.

Чашки для хіміко-лабораторних робіт виготовлені зі скла або фарфору, використовують для випарювання, кристалізації з випарюванням, сушіння та деяких інших операцій.

Скляне лабораторне устаткування включає також лійки, крапельниці, спиртівки та ін.

Мал. 3. Фарфорова чашка


Хімічні лабораторні лійки призначені для наливання рідин у посуд з вузькою шийкою, а також для фільтрування за допомогою паперового фільтра.


Мал. 4. Штатив з пробірками


Для фіксації пробірок використовують штативи з нержавіючої сталі, сплавів алюмінію або пластмаси, а також тримачі ручні.



ПЕРЕЛІК ЛАБОРАТОРНИХ РОБІТ ТА ПРАКТИЧНИХ ЗАНЯТЬ ЗА МОДУЛЬНОЮ СТРУКТУРОЮ


спеціальність 5.05050401 «Зварювальне виробництво»


Модуль № 1 «Основні поняття хімії. Метали. Закономірності хімічних процесів»

Практичне заняття 1

«Визначення електронної будови атомів. Складання електронних формул»

Лабораторна робота 1

«Дослідження властивостей металів І та ІІ груп періодичної системи»

Лабораторна робота 2

«Дослідження властивостей металів ІІІ та ІV груп періодичної системи»

Лабораторна робота 3

«Дослідження властивостей металів VІ та VІІ груп періодичної системи»

Лабораторна робота 4

«Дослідження процесу корозії»

Лабораторна робота 5

«Дослідження змінення швидкості хімічної реакції в залежності від умов»

Модуль № 2 «Теорія розчинів та основи електрохімії»

Практичне заняття 2

«Розв’язання задач на визначення концентрації розчинів»

Лабораторна робота 6

«Дослідження умов перебігу іонних реакцій до кінця»

Лабораторна робота 7

«Дослідження процесу гідролізу солей та визначення рН їх розчинів»

Лабораторна робота 8

«Дослідження окисно-відновних реакцій»

Лабораторна робота 9

«Дослідження електрохімічних процесів»


спеціальність 5.05070104 «Монтаж і експлуатація електроустаткування підприємств і цивільних споруд»


Модуль № 1 «Основні поняття хімії. Метали. Закономірності хімічних процесів»

Лабораторна робота 1

«Дослідження властивостей металів І та ІІ груп періодичної системи»

Лабораторна робота 2

«Дослідження властивостей металів ІІІ та ІV груп періодичної системи»

Лабораторна робота 3

«Дослідження властивостей металів VІ та VІІ груп періодичної системи»

Лабораторна робота 4

«Дослідження процесу корозії»

Лабораторна робота 5

«Дослідження змінення швидкості хімічної реакції в залежності від умов»

Модуль № 2 «Теорія розчинів та основи електрохімії»

Лабораторна робота 6

«Дослідження умов перебігу іонних реакцій до кінця»

Лабораторна робота 7

«Дослідження процесу гідролізу солей та визначення рН їх розчинів»

Лабораторна робота 8

«Дослідження окисно-відновних реакцій»

Лабораторна робота 9

«Дослідження електрохімічних процесів»


спеціальність 5.05050302 «Технологія обробки матеріалів

на верстатах і автоматичних лініях»


Модуль № 1 «Основні поняття хімії. Метали. Хімія інструментальних матеріалів. Закономірності хімічних процесів»

Лабораторна робота 1

«Дослідження властивостей металів І та ІІ груп періодичної системи»

Лабораторна робота 2

«Дослідження властивостей металів ІІІ та ІV груп періодичної системи»

Лабораторна робота 3

«Дослідження властивостей металів VІ та VІІ груп періодичної системи»

Лабораторна робота 4

«Дослідження процесу корозії»

Лабораторна робота 5

«Дослідження змінення швидкості хімічної реакції в залежності від умов»

Модуль № 2 «Теорія розчинів та основи електрохімії»

Лабораторна робота 6

«Дослідження умов перебігу іонних реакцій до кінця»

Лабораторна робота 7

«Дослідження процесу гідролізу солей та визначення рН їх розчинів»

Лабораторна робота 8

«Дослідження окисно-відновних реакцій»

Лабораторна робота 9

«Дослідження електрохімічних процесів»



Практичне заняття № 1


Тема: ВИЗНАЧЕННЯ ЕЛЕКТРОННОЇ БУДОВИ АТОМІВ,

СКЛАДАННЯ ЕЛЕКТРОННИХ ФОРМУЛ


Мета: навчитися правильно відображати електронні формули елементів – розподіляти електрони за енергетичними рівнями і підрівнями, давати характеристику хімічному елементу за його розташуванням у періодичній системі елементів.


Обладнання і матеріали: періодична таблиця хімічних елементів Д.І.Менделєєва, комплект зав­дань за варіантами.


План


  1. Теоретична частина

  2. Практична частина


I. Теоретична частина


Хімічний елементвид атомів, що характеризується певним зарядом ядра. Головною характеристикою атому будь-якого елемента є його порядковий номер у періодичній системі. Він визначається позитивним зарядом ядра атома елемента, тобто кількістю протонів, і має назву протонне число.

Сучасне формулювання періодичного закону: властивості хімічних елементів, а також властивості і форми їх сполук перебувають у періодичній залежності від значення заряду їх атомних ядер або порядкового номера елемента в періодичній системі.

Атом – найменша частинка хімічного елемента, яка зберігає всі його хімічні властивості. Атом складається з щільного ядра з позитивно заряджених протонів та електрично нейтральних нейтронів, яке оточене набагато більшою хмарою негативно заряджених електронів. Коли число протонів відповідає числу електронів, атом електрично нейтральний; в іншому випадку це є іон, з певним електричним зарядом.

Характеристика складових частин атома

Назва

Символ

Маса

Заряд

Кількість в атомі

1. Ядро

Протон

1

+1

Z (порядковий номер)

Нейтрон

1

0

Aк – Z = N

2. Електронна оболонка

Електрон

ē

1/1836

–1

Z


Складові частинки ядра (протони і нейтрони) називаються нуклонами. Число нуклонів і ядрі атома елемента дорівнює відносній атомній масі, скороченій до цілого числа:

Aк – Z = N

І називається масовим числом ядра.

Ізотопи – різновиди атомів з однаковим зарядом ядра, але різними масами. Атоми, ядра яких містять однакову кількість протонів, але різну кількість нейтронів.

Рух електронів навколо ядра характеризується енергією і будовою атомних орбіта лей (АО). Стан електрона визначається значенням 4-х квантових чисел (КЧ), а розподіл електронів на енергетичних рівнях зазначається електронними формулами.

Назва та значення квантових чисел (КЧ)

Назва

Символ

Що визначає

Можливі

значення

Головне

n

Енергію орбіталі (енергетичний рівень)

Цілі числа

від 1 до ∞

Побічне (орбітальне)

l

Форму орбіталей (енергетичний підрівень)

Цілі числа

від 0 до n–1

Магнітне

ml

Орієнтацію у просторі

Від – l до +l

Спінове

ms

Власний магнітний момент електрона (обертання електрона навколо власної вісі)

½ і +½

Максимальне число електронів на атомних рівнях

та енергетичних рівнях і підрівнях

Енергетичний рівень

Енергетичний підрівень

Можливі значення магнітного квантового числа m

Число орбіталей

Максимальне число електронів

на підрівні

на рівні

на підрівні

на рівні

K (n = 1)

s (l = 0)

0

1

1

2

2

L (n = 2)

s (l = 0)

p (l = 1)

0

–1, 0, +1

1

3

}4

2

6

}8

M (n = 3)

s (l = 0)

p (l = 1)

d (l = 2)

0

–1, 0, +1

–2, –1, 0, +1, +2

1

3

5

}9

2

6

10

}18

N (n = 4)

s (l = 0)

p (l = 1)

d (l = 2)

f (l = 3)

0

–1, 0, +1

–2, –1, 0, +1, +2

–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3

1

3

5

7

}16

2

6

10

14

}32

Розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями визначається чотирма правилами: принципом мінімуму енергії, принципом Паулі, принципом Клечковського та правилом Хунда.

Принцип мінімуму енергії: найбільш стійкому стану електронів в атомі відповідає мінімальна енергія, або заповнення електронами рівнів та підрівнів відбувається у порядку зростання сумарної енергії електронів. Застосування принципу: електрон займає АО з найнижчою енергією.

Принцип Паулі: в атомі не може бути двох електронів, всі чотири квантові числа яких були б однаковими. Застосування принципу: N = 2n2 (число електронів на енергетичному рівні); максимальне число електронів на рівнях: s = 2; p = 6; d = 10, f = 14.

Правило Клечковського: послідовне заповнення електронних орбіталей відбувається від орбіталей з меншим значеннями суми (n + l) до орбіталей з великим значенням цієї суми. В разі, якщо суми (n + l) є рівними, заповнення відбувається послідовно в напрямку зростання головного квантового числа. Застосування правила: вказую на послідовність заповнення рівноцінних АО.

Вірно:

Невірно:

↓↑

 

Правила складання електронних формул:

  1. Заряд ядра атома дорівнює порядковому номеру елемента у періодичній системі.

  2. Загальна кількість електронів в атомі дорівнює заряду ядра.

  3. Номер періоду дорівнює числу рівнів.

  4. Кількість електронів на останньому енергетичному рівні елементів головних підгруп визначається номером групи елемента у періодичній системі.

  5. У елементів побічних підгруп відбувається заповнення передостаннього рівня, а на останньому рівні завжди розміщено два електрони, крім 24Cr, 42Mo, 74W, 29Cu, 47Ag, 79Au, 44Ru, 45Rh, 46Pd.

Приклади розв’язання завдань:

Завдання 1. Визначити А) положення елемента у періодичній системі – вказати номер групи, підгрупу та номер періоду; Б) склад атома; В) електронну формулу елемента, номери яких 20 і 26.

Розв’язання:

A) Елемент, порядковий номер якого у періодичній системі 20 – є Кальцієм. Він розташований у ІІ групі головній підгрупі 4-го періоду періодичної системи, тому кількість енергетичних рівнів дорівнює чотирьом, а на останньому рівні перебуває два електрони.

Σ = порядковий номер Ca = 20

Σ = Ar(Ca) – Σ = 40 – 20 = 20

Σ ē = Z = 20

Ca +20 ) ) ) ) 1s22s22p63s23p64s2

2 8 8 2

Б) Елемент, порядковий номер якого в періодичній системі 26 – Ферум. Він розташований у VІІІ групі побічній підгрупі 4-го періоду періодичної системи, тому кількість енергетичних рівнів дорівнює чотирьом, а на останньому перебуває два електрони. Відбувається заповнення передостаннього рівня d‑електронами 3d6.

Σ = порядковий номер Fe = 26

Σ = Ar(Ca) – Σ = 56 – 26 = 30

Σ ē = Z = 26

Ca +20 ) ) ) ) 1s22s22p63s23p63d64s2

2 8 14 2


Завдання 2. За приведеними нижче електронними формулами вкажіть, в якому стані - нормальному чи збудженому перебувають атома хімічних елементів? Назвіть ці елементи.

А) 1s22s22p2; Б) 1s22s22p63s13p3

Розв’язання:

А) У атома цього елемента 6 електронів – це означає, що заряд ядра цього елемента дорівнює 6, тобто цей елемент – Карбон 6С. Атом перебуває у нормальному стані, оскільки відбувається послідовне заповнення всіх енергетичних рівнів.

Б) У атома цього елемента 14 електронів – це означає, що заряд ядра цього елемента дорівнює 14, тобто цей елемент – Силіцій 14Si. Атом перебуває у збудженому стані, оскільки на третьому енергетичному рівні відбувається перехід електрона з s-підрівня на p-підрівень.


Завдання 3. Наведіть електронні формули іонів А) Cl та Б) Cu2+.

Розв’язання:

Електронні формули атомів Хлору та Купруму мають вигляд:

Cl +17 ) ) ) 1s22s22p63s23p5

2 8 7

Cu +29 ) ) ) ) 1s22s22p63s23p63d104s1

2 8 18 1

Іон Clбуде мати на один електрон більше, ніж атом Cl, тобто:

Cl +17 ) ) ) 1s22s22p63s23p6

2 8 8

Іон Cu2+ буде мати на два електрони менше, ніж атом Cu, тобто:

Cu +29 ) ) ) ) 1s22s22p63s23p63d94s0

2 8 18 0

Завдання 4. Вказати квантові числа (n, l, m, s) електрона, який є останнім за порядком заповнення в атомі Натрію 11Na.

Розв’язання:

Електронна формула Натрію має вигляд 1s22s22p63s1. Останній за порядком заповнення електрон розташований на третьому енергетичному рівні, для якого l = 0. Магнітне квантове число приймає значення –l ≤ m ≤ l, тому у цьому випадку m = 0. Спінове квантове число –½. Тобто: n = 3, l = 0, m = 0, ms = –½.


Контрольні запитання:


  1. Що таке хімічний елемент?

  2. Яка частинка називається протоном?

  3. Який заряд має нейтрон?

  4. Що таке ізотопи?

  5. Чи всі елементи мають ізотопи?

  6. Що таке протонне число?

  7. Яким чином можна визначити загальну кількість електронів в атомі?

  8. Яка величина визначає число енергетичних рівнів?

  9. Яка максимальна кількість підрівнів?

  10. Внаслідок чого в межах енергетичних рівнів виділяють підрівні?

  11. Які електрони називають валентними?

  12. Як впливає на властивості елементів будова зовнішнього електронного рівня?

  13. Як визначити валентність, знаючи будову зовнішнього електронного рівня?


II. Практична частина


Хід роботи:


Робота зі завданнями за варіантами.


Визначте:

Завдання 1. Для елементів, номера яких наведені у завданні:

А) положення елемента у періодичній системі;

Б) склад атома;

В) електронну формулу.

Завдання 2. Навести електронну формулу йона.

Завдання 3. Вказати квантові числа електрона відповідного положення.


Варіант

Завдання 1

Завдання 2

Завдання 3

№ 1

5; 22; 34

Li+

1s2

№ 2

6; 21; 53

Na+

2s1

№ 3

7; 23; 31

N–3

2s2

№ 4

8; 24; 51

O–2

3p6

№ 5

9; 26; 33

S+4

3p5

№ 6

10; 30; 49

P+3

3p4

№ 7

11; 25; 86

Mg+2

3p3

№ 8

12; 27; 35

S–2

3p2

№ 9

13; 28; 50

F

1s1

№ 10

14; 40; 52

Br

3p1

№ 11

15; 41; 82

I

3d5

№ 12

16; 47; 36

Zn+2

3d4

№ 13

17; 32; 79

Al+3

3d10

№ 14

18; 23; 33

C–4

4s2

№ 15

1; 35; 80

C+4

2p1

№ 16

2; 15; 88

N+3

2p3

№ 17

3; 14; 42

K+

4p6

№ 18

4; 17; 43

S+6

2p3

№ 19

19; 36; 76

H+

4f7

№ 20

20; 28; 53

Be+2

5d2

№ 21

9; 37; 51

Si+2

4d8

№ 22

7; 36; 46

P+5

5f14


Складіть загальний висновок до роботи.


Література:


  1. Глинка М.Л. Загальна хімія: навч. посіб. для вищ. навч. закладів. – М.: Інтеграл-Прес, 2004. – С. 83-101.

  2. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. Посіб. – К.: Вища школа, 2005. – С. 21-39.

  3. Основи загальної хімії: Підручник / В.С. Телегус, О.І. Бодак, О. Заречнюк, В. Кінжибало. – Львів: вид. «Світ», 2000. – С. 196-219.

  4. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – С. 12-63.


Завдання для самостійної роботи студентів


Підготовка до виконання КЗЗ № 1.

Лабораторна робота № 1


Тема: ДОСЛІДЖЕННЯ ВЛАСТИВОСТЕЙ МЕТАЛІВ

І ТА ІІ ГРУП ПЕРІОДИЧНОЇ СИСТЕМИ


Мета: дослідити властивості натрію, сполук Кальцію, Натрію, Калію, Барію, Стронцію.


Прилади та матеріали: штатив, пробірки, фарфорова чашка, пінцет, ніж, пробка з газовідвідною трубкою, фільтрувальний папір; металічний натрій Na у гасі, вапняна вода Ca(OH)2, вода, фенолфталеїн, шматочки мармуру; розчини калій гідроксиду КOH, кальцій хлориду CaCl2, стронцій хлориду SrCl2, барій хлориду BaCl2; водний розчин амоніаку NH4OH.


План


  1. Теоретична частина

1.1 Елементи ІА підгрупи

1.2 Елементи ІІА підгрупи

  1. Експериментальна частина

Дослід 1. Дослідження фізичних властивостей металічного натрію

Дослід 2. Добування гідроксидів лужноземельних металів

Дослід 3. Утворення карбонату та гідрокарбонату кальцію


I. Теоретична частина


s-Елементи розміщуються в ІА- і ІІА-підгрупах періодичної системи Д.І. Менделєєва. Всі вони, за винятком Гідрогену H і Гелію He, належать до металів.

Висока хімічна активність s-металів і найсильніші серед відомих відновні властивості призводять до того, що у природі вони ніколи не трапляються у вільному стані (як прості речовини), а знаходяться у численних сполуках у вигляді позитивно заряджених іонів. Завдяки великим негативним значенням електродних потенціалів добування s-металів неможливо здійснити із водних розчинів, оскільки вони бурхливо реагують з водою, утворюючи розчини гідроксидів – луги. Звідси і виникла назва s-металів ІА-підгрупи – лужні, а s-метали ІІА-підгрупи (крім Берилію Be та Магнію Mg) одержали назву лужноземельні, тому що розчинність їх гідроксидів у воді є значно меншою.

1.1 Елементи І-А підгрупи

Загальна характеристика. До головної підгрупи І групи елементів періодичної системи належать (у порядку збільшення атомного номера): літій Lі, натрій Na, калій K, рубідій Rb, цезій Cs, францій Fr.


Елемент

Порядковий

номер

Радіус

атома, нм

Відносна

атомна маса

Електро-

негативність

Тпл, °С

Стандартний

потенціал

Густина,

кг/м3

Літій

3

0,155

6,490

1,0

180,5

2,04

530

Натрій

11

0,189

29,991

0,9

97,8

2,71

970

Калій

19

0,236

39,100

0,8

63,7

2,92

860

Рубідій

37

0,248

85,48

0,8

38,9

2,90

1530

Цезій

55

0,262

132,91

0,7

28,7

3,01

1870

Францій

87

0,37

223

0,8

8,0

2480


Загальна електронна формула s-металів ІА-підгрупи ns1, де n – номер періоду і одночасно номер зовнішнього енергетичного рівня атома. Попередній електронний шар містить 8 електронів, за винятком атомів Літію Li, у яких є тільки два електрони на передзовнішньому шарі. Починаючи з четвертого періоду атоми Калію K, Рубідію Rb, Цезію Cs мають вільні d-, f- і g-підрівні, які заповнюються лише у наступних періодах.

Низькі значення перших потенціалів іонізації та навпаки, дуже високі – других потенціалів іонізації є причиною того, що лужні метали у складних сполуках виявляють постійний ступінь окиснення +1.

Фізичні властивості. Лужні метали – сріблясто-білі речовини, крім Цезію Cs, у якого золотаве забарвлення. На свіжому повітрі s-метали у розрізі мають блискучу поверхню, але при контакті з киснем повітря дуже швидко тьмяніють, тому їх зберігають під шаром гасу.

Хімічні властивості. Хімічний аналіз лужних металів проводять за допомогою метода пламеневої фотометрії, оскільки їх пари інтенсивно забарвлені: Літію Li – у червоний колір, Натрію Na – у жовтий, Калію K – у фіолетовий, Рубідію Rb – у фіолетово-рожевий, Цезію Cs – у блакитний.

У хімічних реакціях атоми лужних металів виявляють сильні відновні властивості, вони легко втрачають валентні електрони, перетворюючись на позитивно заряджені йони – катіони:

0 – ē → Mе+

Завдяки великій відновній активності лужні метали взаємодіють з більшістю елементів, утворюючи бінарні сполуки, в яких неметали виявляють негативні ступені окиснення, найчастіше – мінімальні.

Рубідій Rb і цезій Cs у кисні здатні самозайматися.

Відео «Самозаймання рубідію»


Мал. 5. Забарвлення полум’я іонами цезію (блакитний), літію (червоний), барію (зелений), кальцію (жовтий)

Мал. 6. Забарвлення полум’я іонами натрію


Взаємодія з кислотами-неокисниками (розведена сульфатна H2SO4, галогеноводневі HF, HCl, HBr, HI, фосфатна H3PO4, оцтова CH3COOH та інші слабкі кислоти), в яких окисником завжди є йон Гідрогену Н+ (чи, точніше, гідроксоній-катіон Н3О+) супроводжується виділенням водню та утворенням солі та проходить за загальною схемою:

2Mе + 2HАn → 2MеAn + H2.

Взаємодія з кислотами-окисниками (нітратна HNO3, концентрована сульфатна H2SO4 та ін.), окисні властивості яких зумовлені не наявністю йона Гідрогену, а властивостями недисоційованих молекул самих кислот чи їх кислотних залишків – аніонів. Особливість дії цих кислот полягає в тому, що вони окиснюють метал без виділення водню. Однак у випадку реакції лужних металів (Li, Na, K) з дуже розведеними розчинами окиснювальних кислот, яка проходить надзвичайно бурхливо, разом з основними продуктами реакції може виділятися і водень, але це є результатом побічної реакції, тобто взаємодії металу не з кислотою, а з водою, наявною у розчині кислоти.

Гідроксиди лужних металів – луги. Луги є сильними електролітами, вони майже повністю дисоціюють у водних розчинах, утворюючи незв’язані йони

MeOH → Me+ + OH.

Відео «Взаємодія натрію з водою»

Лужні метали утворюють солі з усіма оксигеновмісними і неоксигенними кислотами. Майже всі солі лужних металів добре розчиняються у воді. Солі лужних металів і слабких кислот гідролізуються у водних розчинах з утворенням лужного середовища, в якому рН >7. Якщо у складі солі є багатозарядний аніон слабкої кислоти, то така сіль гідролізується ступінчасто, наприклад, гідроліз натрій карбонату:

I ступінь: Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH,

2Na+ + CO32– + H2O ↔ Na+ + HCO3 + Na+ + OH,

CO32– + H2O ↔ HCO3 + OH;

ІІ ступінь: NaНCO3 + H2O ↔ H2CO3 + NaOH,

Na+ + НCO3 + H2O ↔ H2CO3 + Na+ + OH,

НСО3 + Н2О ↔ Н2СО3 + ОН.

Літій істотно відрізняється від інших елементів своєї підгрупи. За деякими властивостями Літій більше подібний до Магнію, ніж до своїх аналогів. Іонний радіус Li+ майже однаковий з радіусом Mg2+. Цим і визначається дяка подібність властивостей цих металів.

Відео «Взаємодія літію з водою»

Відео «Взаємодія калію з водою» 1

Відео «Взаємодія калію з водою» 2

Відео «Взаємодія калію з водою» 3

1.2 Елементи ІІ-А підгрупи

Загальна характеристика. Головна підгрупа ІІ групи періодичної системи елементів містить Берилій Be, Магній Mg і лужноземельні метали: Кальцій Ca, Стронцій Sr, Барій Ba. Шостий елемент – Радій Rа – є штучним радіоактивним елементом, одержаним під час ядерних реакцій. Берилій Be та Магній Mg не належать до лужноземельних металів, оскільки за своїми властивостями вони помітно відрізняються від лужноземельних металів: Берилій за реакційною здатністю більше походить на Алюміній, а Магній окремими властивостями нагадує Літій, а деякими іншими – Цинк.


Елемент

Хімічний

знак

Порядковий

номер

Відносна

атомна маса

Електронна

конфігурація

Тпл,

°С

Стандартний

потенціал

Густина,

кг/м3

Берилій

Be

4

9,013

[Не] 2s2

1278

–1,97

1850

Магній

Mg

12

24,320

[Ne] 3 s2

650

–2,37

1740

Кальцій

Са

20

40,080

[Аr] 4s2

850

–2,79

1550

Стронцій

Sr

38

87,630

[Кr] 5 s2

770

–2,89

2600

Барій

Ва

56

137,360

[Хе] 6s2

725

–2,91

3510

Радій

Ra

88

226,050

[Rn] 7s2

700

–2,92

5000


Електронна структура s-металів ІІ групи – ns2. Найбільш характерний ступень окиснення дорівнює +2. Метали ІІА-підгрупи – це речовини, що мають більшу твердість і меншу активність, ніж лужні метали.

Фізичні властивості. У вільному стані всі метали ІІА-підгрупи – сріблясто-білі речовини, за винятком Берилію Be, який має світло-сірий колір.

Берилій Be та Магній Mg вкриті оксидною плівкою і не змінюються на повітрі. Завдяки хімічній активності та для запобігання взаємодії з киснем повітря лужноземельні метали зберігають у запаяних ампулах, під шаром гасу чи вазелінового масла.

Хімічні властивості. При взаємодії з вогнем деякі лужноземельні метали дають характерне забарвлення: Кальцій – темнопомаранчевий, Барій та Радій – темночервоне, Стронцій – блідо-зелене.

Відео «Горіння магнію»

З водою Be і Mg завдяки наявності на їх поверхні інертної оксидної плівки взаємодіють дуже помірно тільки при нагріванні, а лужноземельні метали – вже за звичайних температур, причому Са реагує досить повільно, Sr – енергійно, а Ва – бурхливо. Реакція проходить згідно із загальною схемою:

Ме + 2Н2О → Me(OH)2 + H2.

Взаємодія з елементарними окисниками лужноземельних металів проходить подібно до реакцій лужних металів, але менш енергійно. При прямому окисненні киснем всі ІІА-метали дають оксиди, а Барій – пероксид.

З іншими окисниками s-метали ІІ групи утворюють бінарні сполуки. Взаємодія з сіркою, азотом, фосфором, вуглецем проходить при нагріванні, з галогенами – за звичайних температур, за винятком берилію, який реагує при кімнатній температурі лише з фтором, а з рештою галогенів – при нагріванні.

Взаємодія з кислотами. Всі метали ІІА-підгрупи з різною мірою енергійності взаємодіють з неокиснювальними кислотами, утворюючи сіль і вільний водень:

Mе + 2HАn → MеАn2 + H2

Мал. 7. Забарвлення полум’я іонами кальцію


Взаємодія з окиснювальними кислотами проходить досить бурхливо, причому окисники, що містяться в нітратній HNO3 чи концентрованій сульфатній H2SO4 кислотах, відновлюються до мінімального ступеня окиснення, наприклад:

4Mg + 10HNO3 (дуже розв.) → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O,

4Ca + 5H2SO4 (конц.) → 4CaSO4 + H2S + 4H2O.

Відео «Взаємодія магнію с концентрованою нітратною кислотою»

Відео «Взаємодія магнію с розбавленою нітратною кислотою»

Перші два елементи підгрупи – Берилій Be і Магній Mg – відрізняються від інших своїх аналогів. Берилій за своїми властивостями подібний до Алюмінію («діагональна подібність»). Магній дещо подібний до Літію. А Кальцій Ca, Стронцій Sr, Барій Ba і Радій Ra – дуже подібні між собою (їх виділяють в окрему групу лужноземельних металів).

Твердість води. Природні води містять хлориди, сульфати, гідрокарбонати кальцію, магнію та інші домішки.

Вода, що містить іони Mg2+ і Са2+. називається твердою. Вода, в якій немає іонів Mg2– і Са2+ або їх зовсім мало, називається м'якою.

Тверда вода не придатна для застосування у техніці та побуті. Внаслідок використання твердої води у парових котлах їх стінки вкриваються шаром накипу, що містить карбонати кальцію та магнію, а також інші солі. Накип уповільнює нагрівання води, призводить до збільшення витрат палива, прискорює зношування стінок котла. У твердій воді мило погано милиться, не дає піни, тому що солі магнію та кальцію утворюють з милом нерозчинні сполуки, погано розварюються м'ясо, овочі, крупи, заварюється чай.


Контрольні запитання:


  1. Напишіть електронні формули атомів елементів-металів І та ІІ груп головних підгруп. Яка валентність цих елементів у збудженому та не збудженому станах?

  2. Як змінюються відновні властивості елементів-металів І та ІІ груп головних підгруп в періодах (зліва направо) та у підгрупі (зверху вниз)? З чим це пов’язано?

  3. Складіть рівняння реакції утворення гідроксидів Барію, Кальцію та Стронцію. Підвередіть відповідними рівняннями реакцій їх властивості.

  4. Поясніть, чому Літій і Берилій відрізняються від інших елементів-металів відповідних підгруп, і наведіть по два приклади таких відмінностей.

  5. Порівняй електронні формули атомів Кальцію і Магнію.

  6. Чим відрізняються електронні структури атомів лужних металів від електронних структур елементів підгрупи Купруму? Як впливають електронні структури цих атомів елементів підгруп на властивості їх гідроксидів?

  7. Згадайте, у якому стані перебувають у природі лужні, лужноземельні метали, метали підгрупи Купруму.

  8. Закінчіть рівняння реакцій:

А) Na2O2 + KI + H2SO4

Б) Na2O2 + KMnO4 + H2SO4

В) Na2O2 + Fe(OH)2 + H2O →

Окисником чи відновником є натрій пероксид в цих реакціях?

  1. Поясніть, чому палаючий Магній не можна тушити за допомогою води. Наведіть відповідні рівняння реакції.

  2. Наявністю яких іонів обумовлена твердість води? Як її усунути?

Тестові завдання:


Варіант 1


  1. У якому випадку наведено електронну конфігурацію атома Кальцію?

А) 1s22s22p63s2

Б) 1s22s2

В) 1s22s22p63s23p64s2

Г) 1s22s22p63s1

Д) 1s22s22p63s23p64s1

  1. Оберіть речовину, яка необхідна для виконання реакції:

NaOH + … → Na2SO4 + H2O?

А) SO2

Б) H2SO4

В) MgSO4

Г) H2SO4

Д) SO3

  1. Який з цих металів витісняє водень тільки з гарячої води?

А) Rb

Б) Sr

В) Mg

Г) Ca

Д) Na

  1. Яка з перелічених реакцій не можлива?

А) Na + H2O →

Б) Na + CO2

В) NaO + CaO →

Г) NaOH + HCl →

Д) Na2CO3 + CH3COOH →

  1. Вкажіть умови зберігання лужних металів:

А) на повітрі;

Б) під водою;

В) під шаром гасу;

Г) у спирті;

Д) у бензині.


Варіант 2


    1. У якому випадку наведено електронну конфігурацію атому Натрію?

А) 1s22s2

Б) 1s22s22p63s1

В) 1s22s1

Г) 1s22s22p1

Д) 1s22s22p63s2

    1. Оберіть речовину, яка необхідна для виконання реакції:

Na2O2 + … → Na2CO3 + O2?

А) H2O

Б) CaCO3

В) CO2

Г) K2CO3

Д) H2CO3

    1. Оберіть загальну формулу оксидів елементів ІІ групи періодичної системи:

А) R2O

Б) RO2

В) RO

Г) R2O3

Д) R2O5

    1. Яка з перелічених реакцій не можлива:

А) Ca(OH)2 + HCl →

Б) Mg(OH)2 + Ca(OH)2

В) HCl + Ba(OH)2

Г) MgO + CO2

Д) CaO + H2O →

    1. Оберіть метал, який самозаймається на повітрі:

А) K

Б) Na

В) Fe

Г) Li

Д) Cs


II. Експериментальна частина


Відео «Взаємодія натрію з водою» 1

Відео «Взаємодія натрію з водою» 2

Відео «Взаємодія натрію з водою» 3



Хід роботи:


Дослід 1. Дослідження фізичних властивостей металічного натрію


Мал. 8. Металічний натрій


Мал. 9. Металічний натрій вкривається на повітрі плівкою з суміші

пероксиду, оксиду та карбонату натрію


Вийняти пінцетом зі склянки з гасом шматок металічного натрію, покласти на фільтрувальній папір і відрізати від нього ножем шматочок величиною з горошину. Добре обсушіть папером і внесіть до фарфорової чашки, наповненої водою. Випробуйте фенолфталеїном утворений розчин.


Мал. 10. Взаємодія металічного натрію з водою


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Запишіть спостереження і зробіть висновок щодо фізичних властивостей металічного натрію.

  2. Як змінюється колір індикатора фенолфталеїну при додаванні до розчину? Як це пояснити? (див. додаток 2)

  3. Складіть рівняння взаємодії натрію з киснем і водою, назвіть сполуки, що утворилися.


Дослід 2. Добування гідроксидів лужноземельних металів


До 2 мл розчинів кальцій хлориду CaCl2, стронцій хлориду SrCl2, барій хлориду BaCl2 в окремих пробірках прилити 5 крапель розведеного розчину калій гідроксиду KOH, без домішок карбонату. Звернути увагу на об’єм осаду, що випадає в кожній пробірці.

Повторити дослід, взявши замість KOH водний розчин (2 н) аміаку, який не містить домішок карбонату.

Порівняти отримані результати з попереднім дослідженням.


Виконайте завдання:

  1. Дайте пояснення спостереженням.

  2. Напишіть рівняння реакцій в молекулярній та іонній формах.


Дослід 3. Утворення карбонату та гідрокарбонату кальцію


Налити в пробірку на ½ об’єму Ca(OH)2 вапняної води і пропустити крізь неї карбон(ІV) оксид.

Відмітити появу осаду кальцій карбонату CaCO3. Продовжувати пропускати карбон(ІV) оксид до розчинення осаду внаслідок утворення розчинного кальцій гідрокарбонату Ca(HCO3)2.

Відео «Взаємодія карбон(ІV) оксиду з вапняною водою»


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Як називається вода, що містить сіль кальцій гідрокарбонат?

  2. Які властивості надають воді утворені солі?

  3. Напишіть рівняння проведених реакцій в молекулярній та іонній формах.


Складіть загальний висновок до проведеної лабораторної роботи.


Література:


  1. Глинка М.Л. Загальна хімія: навч. посіб. для вищ. навч. закладів. – М.: Інтеграл-Прес, 2004. – С. 543-562, 587-607.

  2. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. посіб. – К.: Вища шк., 2005. – С. 405‑418.

  3. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – С. 324-341.


Завдання для самостійної роботи студентів


Підготовка до виконання лабораторної роботи № 2 «Дослідження властивостей металів ІІІ та ІV груп періодичної системи», підготовка до виконання КЗЗ № 1:

  1. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – С. 342-352.

Лабораторна робота № 2


Тема: ДОСЛІДЖЕННЯ ВЛАСТИВОСТЕЙ МЕТАЛІВ

ІІІ ТА ІV ГРУП ПЕРІОДИЧНОЇ СИСТЕМИ


Мета: дослідити властивості алюмінію, сполук Алюмінію та Стануму.


Прилади та матеріали: пробірки, пальник, тримач, скляна паличка, гранули (шматочки) металічного алюмінію Al, порошок алюміній оксиду Al2O3, дистильована вода Н2О, розчини лугу KOH, хлоридної кислоти HCl (1:1), солі алюміній сульфат Al2(SO4)3, станум(ІІ) хлорид SnCl2, калій гексаціаноферат(III) K3[Fe(CN)6].


План


  1. Теоретична частина

1.1 Алюміній

1.2 Станум

  1. Експериментальна частина

Дослід 1. Дослідження властивостей Алюмінію, його оксиду і гідроксиду

Дослід 2. Відновні властивості сполук Стануму(ІІ)


I. Теоретична частина


Алюміній. Основна його маса входить до складу алюмосилікатів – речовин, головними компонентами яких є оксиди кремнію та алюмінію. Алюмосилікати входять до складу багатьох гірських порід і глин.

Мал. 11. Алюміній

Алюміній – сріблясто-білий метал, який кристалізується у кубічній гранецентрованій решітці. Він легкоплавкий та мас високу електропровідність, теплопровідність. Хімічно активний метал.

1. Взаємодія з неметалами

За звичайних умов реагує з хлором і бромом. Наприклад:

2Аl + 3Сl2 = 2АlСl3

При нагріванні взаємодій з багатьма неметалами:

4Аl + 3O2 = 2Аl2O3 2Аl + 3І2 = 2АlI3

2Аl + N2 = 2AlN 4Аl + 3С = Аl4С3

2. Взаємодія з водою

2Аl + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + 3Н2

3. Взаємодія з кислотами

2Аl + 6НСІ = 2АlСІ3 + 3Н2 2Аl + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3Н2

Азотна і концентрована сірчана кислоти пасивують алюміній: під дією цих кислот збільшується товщина захисної плівки на металі і він не розчиняється.

4. Взаємодія з лугами

2Аl + 6NaOH + 6Н2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3Н2

натирій гексагідроксоалюмінат

5. Відновлення оксидів металів

Алюміній є хорошим відновником багатьох оксидів металів:

2Аl + Сr2O3 = Аl2O3 + 2Cr

8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe

Оксид і гідроксид алюмінію. Оксид алюмінію, або глинозем Аl2О3 – білий порошок. Він практично не розчиняється у воді. Відповідний цьому оксиду гідроксид алюмінію Аl(ОН)з добувають непрямим шляхом – дією гідроксиду амонію або розчинів лугів, узятих в недостатній кількості – на розчини солей алюмінію:

АlСl3 + 3NH3·H2О = Аl(ОН)3↓ + 3NH4Cl

Оксид і гідроксид алюмінію є амфотерними сполуками, тобто виявляють як основні, так і кислотні властивості. Основні властивості цих сполук виявляються у реакціях з кислотами:

АlО3 + 6НСl = 2АlСl3 + 3Н2О

2Аl(ОН)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6Н2O

Кислотні властивості оксид і гідроксид алюмінію виявляють у реакціях з лугами в розчинах:

Аl2O3 + 6КОН + 3Н2O = 2К3[Аl(ОН)6]

Аl(ОН)3 + 3КОН = К3[Аl(ОН)6]

або при спалюванні оксиду з лугом:

Аl2О3 + NaOH = 2NaAlO2 + Н2O

Солі алюмінію. Алюміній утворює солі з усіма неорганічними кислотами. Алюмінієві солі сильних кислот, такі як АlСl3, Al2(SO4)3, Аl(NO3)3. Солі алюмінію і слабких кислот, такі як сульфід Al2S3, карбонат Аl2(СO3)3. Алюміній утворює подвійні солі, наприклад KAl(SO4)3·12H2O – алюмокалієві галуни.

Металічний алюміній широко використовується у промисловості. Основна маса алюмінію йде на виготовлення алюмінієвих сплавів. Найважливіші з них: дуралюмін, магналій, силумін.

Дуралюмін – сплав алюмінію, що містить мідь і невеликі кількості магнію, марганцю та інших компонентів. Він генкий. міцний та корозійностійкий. Використовують як конструкційний матеріал в авіа- та машинобудуванні.

Магналій – сплав алюмінію з магнієм. Він стійкий проти корозії в морській воді, тому його застосовують у судно будуванні. Використовують як конструкційний матеріал в авіа- та машинобудуванні, у будівництві.

Силумін – сплав алюмінію, що містить кремній. Добре піддається литтю, з нього можна виготовляти тонкостінні і складні за формою вироби. Його використовують в автомобіле-, авіа- та машинобудуванні, виробництві точних приладів.

Алюміній – пластичний метал, тому з нього виготовляють тонку фольгу, яка використовується у виробництві радіотехнічних виробів (конденсаторів) і для упаковки товарів. З алюмінію виготовляють дроти, фарби «під срібло», а з алюмінієвих сплавів виробляють багато предметів побуту.

Станум не належить до числа поширених елементів-металів (вміст його в земній корі становить 0,04%), але він легко виплавляється з руд і тому став відомий людині у вигляді сплавів з купрумом (бронзи) ще в глибоку давнину. Станум звичайно трапляється у вигляді оксиду SnO2, з якого його добувають відновлення ву­гіллям.

У вільному стані олово – сріблястобілий м'який метал. При зги­нанні палички олова чути характерний тріск, зумовлений тертям окремих кристалів між собою. Олово м'яке, тягуче, його можна легко прокатати в тонкі листи, що називаються олов'яною фольгою або станіолем.

Крім звичайного білого олова, що кристалізується в тетрагональній системі, існує друга видозміна стануму – сіре олово, – що кристалізу­ється в кубічній системі і має меншу густину. Біле олово стійке при температурах вище за 14° С, а сіре — при температурах нижче за 14° С. Тому при охолодженні біле олово перетворюється на сіре. У зв'яз­ку із значною зміною густини метал при цьому розсипається на сірий порошок. Це явище дістало назву олов’яної чуми. Найшвид­ше біле олово перетворюється в сіре при температурі близько –30° С; цей процес прискорюється при наявності зародків кристалів сірого олова.


Мал. 12. Гранули білого олова


Мал. 13. Гранули сірого олова


Сплави стануму з сурмою і купрумом застосовують для виготовлення під­шипників. Ці сплави (бабіти стануму) мають високі антифрикційні властивості. Сплави стануму з плюмбумом — припої – широко застосову­ються для паяння. Як легуючий компонент станум входить у деякі сплави купруму.

На повітрі станум при кімнатній температурі не окислюється, але нагріте вище від температури плавлення поступово перетворюється в діоксид стануму SnO2.

Вода не діє на станум. Розбавлені хлоридна і сульфатна кислоти діють на нього дуже повільно, що пояснюється великим перенапруженням виділення гідрогену на цьому металі. Концентровані розчини цих кис­лот, особливо при нагріванні, розчиняють станум. При цьому в хлоридній кислоті утворюється хлорид стануму (ІІ), а в сірчаній – сульфат стануму (IV):

Sn + 2НС1 = SnCl2 + H2

Sn + 4H2SO4 = Sn(SO4)2 + 2SO2↑ + 4H2O.

З нітратною кислотою станум взаємодіє тим інтенсивніше, чим вищі концентрація кислоти і температура. В розбавленій кислоті утворю­ється розчинний нітрат стануму (ІІ):

4Sn + 10HNO3 = 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O,

а в концентрованій – сполуки стануму (IV), головним чином, нерозчин­на ‑станатна кислота, склад якої приблизно відповідає формулі H2SnO3:

Sn + 4HNO3 = H2SnO3↓ + 4NO2↑ + H2O

Відео «Взаємодія стануму з концентрованою нітратною кислотою»


Концентровані луги також розчиняють станум. При цьому утво­рюються станіти — солі станистої кислоти H2SnО2:

Sn + 2NaOH = Na2SnO2 + H2

У розчинах станіти існують в гідратованих формах, утворюючи гідроксостаніти, наприклад:

Na2SnO2 + 2Н2О = Na2[Sn(OH)4]

На повітрі стануму вкривається тонкою оксидною плівкою, що має захисну дію. Тому в умовах несильного корозійного впливу воно є хімічно стійким металом. Близько 40% всього стануму, яке виплавляють, витрачається на покриття ним виробів із заліза, які контактують з продуктами харчування, насамперед консервних банок. Це пояснюєть­ся зазначеною хімічною стійкістю стануму, а також тим, що його легко наносити на залізо і що продукти його корозії нешкідливі.

Контрольні запитання:


  1. Визначте положення атомів елементів Алюмінію та Стануму у періодичній системі та їх валентність.

  2. Яке значення в техніці має алюміній? Назвіть галузі його застосування.

  3. Як взаємодіє алюміній з киснем, водою, лугами? Напишіть відповідні рівняння реакцій.

  4. Як взаємодіє алюміній з розбавленою та концентрованою сульфатними кислотами? Напишіть відповідні рівняння реакції, вказавши окисник в кожній з них.

  5. Який з розчинів неможна кип’ятити у алюмінієвому посуді: натрій нітрат, меркурій нітрат, натрій карбонат, калій хлорид? Відповідь обґрунтуйте, написавши відповідне рівняння реакцій

  6. Напишіть електронні формули Стануму та Плюмбуму. Який з цих елементів має більш виражені металеві властивості? Чому?

  7. Наведіть електронні формули двох- та чотиривалентних іонів Стануму. Які властивості можуть виявляти ці йони – окисні чи відновні? Відповідь обґрунтуйте та напишіть відповідні рівняння реакцій.

  8. Охарактеризуйте властивості і галузі застосування олова.

  9. Згадайте склад припою – сплаву Стануму, який використовується для припаювання залізних предметів.


Тестові завдання:


Варіант 1


  1. Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня атому Плюмбуму:

А) ...6s26p2

Б) …5s25p2

В) …6s26p4

Г) …6s26p6

Д) …4d105s25p6

  1. Вкажіть речовини для добування терміту, який використовується для зварювання стальних виробів (трубопроводів, рейок):

А) Fe3O4

Б) Fe

В)Al

Г) Al2O3

Д) Fe2O3

  1. Визначте реакцію, яка неможлива:

А) Al2(SO4)3 + Cu →

Б) CuSO4 + Al →

В) Al + H2SO4

Г) Al(OH)3 + NH4OH →

Д) Al(OH)3 + H2SO4

  1. Яка сполука використовується для виготовлення емалі та глазурі:

А) SnO

Б) SnCl2

В) PbO

Г) SnO2

Д) Al2O3

  1. Основою якої фарби є тонкий порошок алюмінію?

А) сусальне золото

Б) срібна фарба

В) сурик

Г) кіновар

Д) білила


Варіант 2


  1. Оберіть електронну конфігурацію, яка відповідає атому Алюмінію:

А) 1s22s22p1

Б) 1s22s22p63s1

В) 1s22s22p63s23p1

Г) 1s22s22p3

Д) 1s22s23s23p3

  1. Вкажіть мінерал, який за твердістю поступається тільки алмазу:

А) NaAlF6

Б) HAlO2

В) AlCl3

Г) Al2O3

Д) SnO2

  1. Визначте рівняння реакції, внаслідок якої утворюється натрій станат:

А) Sn(OH)2 + 2NaOH → Na2SnO2 + 2H2O

Б) SnCl2 + 4H2O → Sn(OH)4 + 4HCl

В) SnO2 + 2NaOH → SnO2 + 2NaOH + H2O

Г) Sn(OH)2 + 2HCl → SnCl2 + H2O

Д) H2SnO3 + 2KOH → K2SnO3 + 2H2O

  1. Процес антикорозійного покриття металічних виробів алюмінієм називається:

А) плакирування;

Б) азотування;

В) гальваностегія;

Г) гальванопластика.

  1. Звичайна бронза – це сплав:

А) Cu та Fe;

Б) Cu та Al;

В) Sn та Pb;

Г) Cu та Sn;

Д) Cu та Zn.


II. Експериментальна частина


Відео «Взаємодія алюмінію з хлоридною кислотою»

Відео «Взаємодія алюмінію з калій гідроксидом»


Хід роботи:


Дослід 1. Дослідження властивостей Алюмінію, його оксиду і гідроксиду

А) До двох пробірок покласти по шматочку алюмінію. До першої пробірки прилити 2 мл розчину хлоридної кислоти HCl, до другої – 2 мл лугу KOH.

Б) У дві пробірки насипати порошку алюміній оксиду Al2O3 і додати до першої – розчин хлоридної кислоти HCl, до другої – розчин лугу KOH. Якщо реакції відбуватимуться повільно, обережно нагрійте суміш.

В) У дві пробірки налити по 1 мл розчину солі Al2(SO4)3, краплями додати невелику кількість розчину лугу KOH до утворення осаду. Потім до осаду долити у першу пробірку надлишок взятого лугу, до другої – розчин хлоридної кислоти HCl до його розчинення.


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Які зміни відбуваються у пробірках?

  2. Чому утворився осад у частині В) досліду? Чому у надлишку лугу він зник?

  3. Напишіть молекулярні та іонні рівняння реакцій і назвати сполуки Алюмінію, його оксиду і гідроксиду.


Мал. 14. Олово


Дослід 2. Відновні властивості сполук Стануму (ІІ)


У дві пробірки налити по 1 мл розчинів ферум(ІІІ) хлориду FeCl3 та калій гексаціаноферату (III) K3[Fe(CN)6] – реактиву на ферум(ІІ)-катіон. Додати 3-5 мл дистильованої води. Відмітити колір отриманих розчинів. Одну пробірку залишити для порівняння, а до іншої – додати 1 мл розчину станум(ІІ) хлориду SnCl2.

Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Як змінився колір при обробці суміші розчином станум(ІІ) хлориду SnCl2? Як це пояснити?

  2. Складіть рівняння реакції у молекулярній та іоннній формах. Вкажіть окисник та відновник.


Складіть загальний висновок до проведеної лабораторної роботи.


Література:


  1. Глинка М.Л. Загальна хімія: навч. посіб. для вищ. навч. закладів. – М.: Інтеграл-Прес, 2004. – С. 505-512, 608-618.

  2. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. посіб. – К.: Вища шк., 2005. – С. 430-438.

  3. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – С. 342-354.


Завдання для самостійної роботи студентів


Підготовка до лабораторної роботи № 3 «Дослідження властивостей металів VІ та VІІ груп періодичної системи», підготовка до виконання КЗЗ № 1:

  1. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – С. 421-426, 432-437.

Лабораторна робота № 3


Тема: ДОСЛІДЖЕННЯ ВЛАСТИВОСТЕЙ МЕТАЛІВ

VІ ТА VІІ ГРУП ПЕРІОДИЧНОЇ СИСТЕМИ


Мета: дослідити властивості сполук Хрому та Мангану.


Прилади та матеріали: пробірки, пальник, тримач, ложка, скіпка; кристалічний калію перманганат KMnO4, розчини калій дихромату K2Cr2O7, калій хромату K2CrO4, натрій сульфіту Na2SO3, манган(ІІ) хлориду MnCl2, лугу KOH, розведеної сульфатної кислоти H2SO4.


План


  1. Теоретична частина

    1. Хром

    2. Манган

  2. Експериментальна частина

Дослід 1. Окисні властивості дихроматів

Дослід 2. Перехід дихроматів у хромати і навпаки

Дослід 3. Добування манган(ІІ) гідроксиду та дослідження його властивостей

Дослід 4. Термічне розкладання калій перманганату


I. Теоретична частина


Хром. Масова частка хрому в земній корі становить 0,02 %. Найважливішими матеріалами, що входять до складу хромових руд, є хроміт, або хромистий залізняк та його різновиди, в яких залізо частково заміщене на магній, а хром на алюміній.

Хром – сріблясто-білий метал. Температура плавлення його становить 1890 °С. густина 7,19 г/см3. Чистий хром досить пластичний, а технічний – найтвердіший з усіх металів.

Хром хімічно малоактивний. За звичайних умов він реагує тільки з фтором, утворюючи суміш фторидів. В нітратній і концентрованій сульфатній кислотах він пасивується, вкриваючись захисною оксидною плівкою. У хлоридній та розбавленій сульфатній кислотах розчиняється, при цьому, якщо кислота повністю звільнена від розчиненого кисню, утворюються солі Хрому(II), а якщо реакція відбувається на повітрі – солі Хрому(III):

Cr + 2НСl → СrСl2 + Н2

4Сr + 12НСl + O2 → 4СrСl3 + 4Н2 + 2N2O

Хром утворює такі оксиди і гідроксиди: СrО і Сr(ОН)2, Сr2O3 і Сr(ОН)з, СrОз і Н2СrO4.

Солі Хрому(III) різноманітні за забарвленням, наприклад: СrСl3 – фіолетове забарвлення, CrF3 – зелене, Cr(NO3)3·Н2O – пурпурове.

Оксид хрому(ІІІ) Сr2O3 – належить до амфотерних. Хром(VI) оксид СrO3 – кислотний оксид. Його можна добути дією концентрованої сульфатної кислоти на насичений розчин калій дихромату К2Cr2O7:

К2Сr2O7 + H2SO4 → 2CrO3 + K2SO4 + Н2O

Гідроксидами Хрому(VI) є дві кислоти: хромова Н2СlО4 і дихромова Н2Сl2О7. Обидві кислоти існують тільки у водних розчинах. Вони утворюються при розчиненні у воді хром(VI) оксиду.

Солі хромової кислоти називаються хроматами(VI) (часто ступінь окислення хрому не зазначають), наприклад: К2СrO4 – калій хромат. Солі дихромової кислоти називаються дихроматами. Наприклад: К2Cr2O7 – калій дихромат.

Хромати утворюються при взаємодії СrО3 або розчинів хромових кислот з лугами:

CrO3 + 2NaOH → Na2CrO4 + Н2O.

Дихромати утворюються при дії на хромати кислот:

2Na2CrO4 + H2SO4 → Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O.

Можливий і зворотній перехід при додаванні лугів до розчинів дихроматів:

Na2Cr2O7 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + Н2O.

Рівноваги в системі хромат-дихромат можна подати такими рівняннями в і іонній формі:

2CrO42– + 2Н+ → Cr2O72– + Н2O

Cr2O72– + 2OН → 2CrO42– + Н2O.

Отже, в кислих розчинах існують переважно дихромати (вони забарвлюють розчини в оранжевий колір), а в лужних – хромати (розчини жовтого кольору).

Для сполук хрому характерні окислювально-відновні реакції. Сполуки Хрому(II) – сильні відновники. Вони легко окислюються навіть киснем повітря. Для сполук Хрому(III) також характерне виявлення відновних властивостей. Під дією окислювачів вони переходять у сполуки Хрому(VI) – хромати (у лужному середовищі) і дихромати (у кислому середовищі).

Хром широко використовується у промисловості. Він є компонентом нержавіючих сталей (для легування сталей застосовують сплав хрому з залізом – ферохром). Сталі, що містять хром, жароміцні і мають високу стійкість проти корозії. Також використовують як покриття металевих поверхонь різних виробів (годинники, деталі автомобілів, посуд). Такі покриття звичайно наносять електрохімічним способом.

Манган. Досить широко поширений у природі: його масова частка становить 0,09%. Він утворює кілька мінералів, з яких найбільше практичне значення має піролюзит МnO2.

Марганець – світло-сірий твердий і крихкий метал. Температура плавлення його 1245 °С. Має досить високу хімічну активність. Реагує з соляною і розбавленими сірчаною і азотною кислотами. У концентрованій сірчаній і азотній кислотах марганець не розчиняється (пасивується).

Він утворює кілька оксидів. Найбільш стійкими є: МnО, МnО3, MnO2, Мn2О7.

Солі мангану(II) (MnCl2, MnSO4, Мn(NО3)2) добре розчинні у воді, забарвлюють водні розчини у слабко-рожевий колір. Вони виявляють властивості слабких відновників. Сильними окислювачами вони можуть бути окислені до сполук Мангану з більш високими ступенями окислення. Наприклад:

2Mn+2(NO3)2 + 5РbO2 + 6HNO3 → 2HMn+7O4 + 5Pb(NO3)2 + 2Н2O

Манган(VI) оксид МпO2чорно-коричнева речовина, практично нерозчинна у воді. Він залежно від речовин, з якими реагує, може виявляти властивості як окислювача, так і відновника. Наприклад:

4НСl + Мn+4О2 → Мn+2Сl2 + Сl2 + 2Н2O

2Мn+4О2 + 3РbO2 + 6HNO3 → 2НМn+7O4 + 3Pb(NO3)2 + 2Н2O

У першій реакції МnО2 виступає як окислювач, у другій – як відновник.

Манган(VII) оксид Мn2О7виявляє кислотні властивості. Під час взаємодії з водою утворюється сильна марганцева кислота НМnO4, яка існує тільки в розчинах. Оксид Мn2О7 і кислота НМnO4 є сильними окислювачами.

Сильні окислювальні властивості виявляють і солі марганцевої кислоти – перманганати або манганати(VII). Найбільш поширений перманганат калію КМnО4 – темно-фіолетова кристалічна речовина.

Термічне розкладання калій перманганату відбувається за рівнянням:

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2

Відновлення перманганату калію в середовищах різної кислотності відбувається на прикладі наступних рівнянь:

5K2SO3 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 → 2Mn+2SO4 + 6K2SO4 + 3H2O – кисле середовище.

3K2SO3 + 2КМn+7O4 + Н2O → 2Мn+4O2 + 3K2SO4 + 2КOН – нейтральне середовище.

K2SO3 + 2KMn+7O4 + 2КОН → 2К2Мn+6O4 + K2SO4 + Н2O – лужне середовище.

Ці приклади показують залежність продуктів відновлення сполук Мангану(VII) від кислотності середовища.

Марганець відіграє важливу роль у металургії. Він входить до складу чавуну. На його основі виробляють багато сплавів, наприклад: манганін (сплав з міддю і нікелем), марганцеву бронзу (сплав з міддю), феромарганець (сплав з залізом).


Контрольні запитання:


  1. Користуючись періодичною системою, охарактеризуйте елементи Хром та Манган і їхні сполуки.

  2. Які ступені окиснення характерні для Хрому та Мангану?

  3. За якого ступеню окиснення Манган виявляє властивості лише окисника?

  4. Яка існує певна закономірність між ступенем окиснення елемента та властивостями його сполук?

  5. Доведіть амфотерність хром(ІІІ) гідроксиду, навівши відповідні рівняння реакцій.

  6. Яке значення в техніці має хром? Назвіть галузі його застосування.

  7. Охарактеризуйте властивості та застосування Мангану та його сполук.


Тестові завдання:


Варіант 1


  1. Зазначити число електронів на рівні n = 3 атома Мангану:

А) 7

Б) 10

В) 8

Г) 13

Д) 18

  1. Чому дорівнює коефіцієнт біля формули сульфатної кислоти в реакції:

KMnO4 + CaS + H2SO4 → MnSO4 + CaSO4 + S + H2O + K2SO4

А) 2

Б) 8

В) 16

Г) 13

Д) 36

  1. Яка формула відповідає назві аквапентаамінохрому(ІІІ) хлорид?

А) [Cr(NH3)6]Cl3;

Б) [Cr(NH3)4(H2O)2]Cl3;

В) [Cr(NH3)5H2O]Cl3;

Г) [Cr(NH3)4H2OCl]Cl3;

Д) [Cr(NH3)4(H2O)4]Cl3.

  1. Солі кислоти, формула якої HMnO4, називають:

А) манганіти

Б) сульфати

В) перманганати

Г) хлориди

Д) манганати

  1. Найбільшу температуру плавлення має:

А) хром;

Б) молібден;

В) титан;

Г) вольфрам;

Д) манган.


Варіант 2


  1. Яка електронна конфігурація відповідає атому хрому зі ступенем окислення +6?

А) …3d44s2;

Б) …3d54s1;
В) …3d
54s0;

Г) …3d34s0;

Д) …3d64s0.

  1. Чому дорівнює коефіцієнт біля сульфатної кислоти в реакції:

NaI + Na2Cr2O7 + H2SO4 → I2 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O

А) 3

Б) 10

В) 7

Г) 13

Д) 18

  1. Оберіть оксид хрому, який виявляє амфотерні властивості:

А) CrO

Б) Cr2O3

В) CrO3

Г) CaO

Д) CuO

  1. Який ступінь окиснення Молібдену в сполуці MoOSO4?

А) +2

Б) +3

В) +4

Г) +5

Д) +6

  1. Оберіть речовини, які утворюються під час термічного розкладання калій перманганату:

А) K2O, MnO2, O2

Б) K2MnO3, O2

В) K2MnO4, MnO2, O2

Г) K2O, Mn2O7

Д) MnO3, K2MnO4


II. Експериментальна частина


Відео «Окисні властивості дихроматів»

Відео «Перехід дихроматів у хромати і навпаки»


Хід роботи:


Дослід 1. Окисні властивості дихроматів


До пробірки внести 5-6 крапель розчину калій дихромату K2Cr2O7, підкисленого трьома краплями розведеної сульфатної кислоти H2SO4, і додати декілька крапель розчину натрій сульфіту Na2SO3.


Мал. 15. Калій дихромат K2Cr2O7


Мал. 16. Калій хромат К2СrO4


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Як змінився колір розчину? Чому?

  2. Складіть рівняння проведеної реакції в молекулярній і іонній формі. Назвати окисник, відновник. Назвати продукти реакції.

  3. Який колір мають розчини сполук хрому (VІ) і хрому (ІІІ)?


Дослід 2. Перехід дихроматів у хромати і навпаки


У пробірки внести 5-6 крапель розчину калій дихромату K2Cr2O7 і додати 2-3 краплі розчину лугу KOH. До отриманого розчину прилити 2-3 краплі розведеної сульфатної кислоти H2SO4.


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Як змінюється колір розчину при додаванні лугу? Кислоти?

  2. Який колір мають розчини хроматів і дихроматів?

  3. Напишіть рівняння проведених реакцій.

  4. Зробіть висновок, як впливає реакція середовища на характер розчину.


Дослід 3. Добування манган(ІІ) гідроксиду та дослідження його властивостей


Реакцією обміну між розчинами манган(ІІ) хлориду MnCl2 і лугом KOH добути манган(ІІ) гідроксид Mn(OH)2. Спостерігати утворення безбарвного осаду і швидку зміну кольору до бурого.


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Яка речовина утворилася під час реакції обміну?

  2. Чому осад став бурим?

  3. Напишіть рівняння проведених реакцій в молекулярній і іонній формах.


Мал. 17. Калій перманганат KMnO4

Дослід 4. Термічне розкладання калій перманганату


У суху пробірку внести трохи кристалічного калій перманганату KMnO4 і обережно нагріти у полум’ї пальника. Виділення кисню перевірити скіпкою, яка тліє.


Виконайте завдання:

  1. Складіть рівняння термохімічного розкладання калій перманганату в молекулярній і іонній формах.

  2. Вкажіть окисник, відновник.

  3. Зробіть висновок відносно властивостей KMnO4.


Складіть загальний висновок до проведеної лабораторної роботи.


Література:


  1. Глинка М.Л. Загальна хімія: навч. посіб. для вищ. навч. закладів. – М.: Інтеграл-Прес, 2004. – С. 633-638, 641-645.

  2. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. посіб. – К.: Вища шк., 2005. – С. 439-449.

  3. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – С. 420-440.


Завдання для самостійної роботи студентів


Підготовка до виконання лабораторної роботи № 4 «Дослідження процесу корозії», підготовка до виконання КЗЗ № 1:

  1. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – С. 316-319.


Лабораторна робота № 4


Тема: ДОСЛІДЖЕННЯ ПРОЦЕСУ КОРОЗІЇ


Мета: дослідити вплив різних металів на динаміку процесу корозії заліза у кислому середовищі; вдосконалити навички в складанні схем гальванічних елементів, у користуванні рядом стандартних електродних потенціалів; добути гідроксиди Феруму(ІІ) і Феруму(ІІІ), дослідити їхні властивості.


Прилади та матеріали: пробірки, дві скляні палички, шматочки залізного (стального) дроту довжиною 15-20 см кожен або стальні канцелярські закріпки для паперу; шматочки (гранули) цинку та олова; залізні гвіздки; смужка наждачного паперу; розчини лугу KOH, калій гексаціаноферату(ІІІ) K3[Fe(CN)6], купрум(ІІ) сульфату CuSO4, ферум(ІІ) сульфату FeSO4, розведена сульфатна кислота H2SO4 (2 н.), дистильована вода H2O.


План


1. Теоретична частина

2. Експериментальна частина

Дослід 1. Дослідження корозії при контакті з оловом та цинком

Дослід 2. Взаємодія заліза з сульфатною кислотою у відсутності та присутності міді

Дослід 3. Окисно-відновні властивості сполук Феруму(ІІ) та Феруму(ІІІ)

I. Теоретична частина


Під дією факторів навколишнього середовища (повітря, води, розчинів електролітів тощо) метали окислюються, утворюючи хімічні сполуки (оксиди, гідроксиди, солі) – зазнають корозії.

Корозія (від лат. corrodere – роз’їдати) це хімічне руйнування металів під впливом навколишнього середовища. Внаслідок корозії метал переходить в окиснений стан і втрачає характерні для нього механічні властивості. Корозія – це хімічний окисно-відновний процес. Корозійне руйнування може охоплювати всю поверхню металу – суцільна (загальна) корозія або окремі ділянки – місцева (локальна) корозія.

Розрізняють кілька видів корозії, головні з них хімічна (або газова) корозія, яку викликають агресивні гази, і електрохімічну корозію – корозію в розчинах електролітів.

Хімічна корозіяце руйнування металу внаслідок взаємодії з середовищем, яке не проводить електричний струм. Газова корозія трапляється досить часто. З нею ми стикаємося при корозії металів у печах, вихлопних трубах тощо. Вона обумовлена дією на метали неелектролітів (спирту, бензину, мінеральних масел тощо) і сухих газів (кисню O2, оксидів азоту NO2, хлору Cl2, хлороводню HCl, сірководню H2S і ін.).


Мал. 18. Хімічна корозія

Мал. 19. Хімічна корозія


У результаті взаємодії металів із зовнішнім середовищем їх поверхня вкривається тонким шаром (плівкою) різних хімічних сполук (продуктів корозії): оксидів, хлоридів, сульфідів і т. д. Інколи цей шар такий щільний, що крізь нього не може проникати агресивне середовище. В таких випадках з часом швидкість корозії зменшується, а то й зовсім припиняється. Наприклад, алюміній Al в атмосфері повітря кородує значно повільніше від заліза Fe, хоч за своїми хімічними властивостями він активніший від заліза. Це пояснюється тим, що поверхня алюмінію вкривається суцільною, досить щільною і міцною оксидною плівкою Al2O3, яка ізолює метал від доступу кисню, а оксидна плівка заліза, навпаки, є крихкою і ламкою, містить багато пор і тріщин, через що кисень повітря крізь неї легко проникає до поверхні заліза, і тим обумовлюється безперервне його руйнування.

Найбезпечнішими для металів компонентами газового середовища є кисень О2, пара води H2O, оксид карбону(ІV) СО2, оксид сульфуру(ІV) SО2. Корозійне руйнування заліза і його сплавів на повітрі зумовлено окисненням його киснем:

4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

З підвищенням температури швидкість газової корозії зростає.

Корозія посилюється за наявності розчинника, зокрема води. Корозія в розчинах – це електрохімічна корозія.

Електрохімічна корозіяце руйнування металу, що знаходиться в контакті з іншим металом і електролітом або водою.

Електрохімічна корозія більш поширена і завдає значно більшої шкоди, ніж хімічна. Вона виникає при контакті двох металів у середовищі водних розчинів електролітів. На відміну від хімічної, електрохімічна корозія супроводжується переміщенням валентних електронів з одної ділянки металу на іншу, тобто виникненням місцевих електричних струмів внаслідок утворення на кородуючій поверхні так званих гальванічних пар.

У цьому випадку поряд з хімічними процесами (відщеплення електронів) відбуваються й електричні (перенесення електронів від однієї ділянки до іншої). При цьому в результаті взаємодії металу з молекулами води з корозійного середовища на ньому відбуваються два процеси: окиснення металу Me (анодний процес):

Me – 2е → Ме2+

і відновлення окисників – компонентів середовища (катодний процес). Як правило, окисниками виступають іони гідрогену Н+ (корозія з водневою деполяризацією) або розчинений у воді кисень О2 (корозія з кисневою деполяризацією). У першому випадку під час катодного процесу виділяється водень:

+ + 2е → Н2

а у другому – утворюються гідроксид-іони:

О2 + 2H2O + 4e → 4ОH

Ділянки поверхні металу, на яких відбуваються процеси окиснення і відновлення, називають відповідно анодними й катодними,

Розглянемо як приклад електрохімічної корозії реакції під час електрохімічної корозії заліза. Якщо корозія відбувається в розчині кислоти, то йдуть такі реакції:

Fe - 2e → Fe2+ | 1

2H+ + 2e → H2 | 1

Fe + 2H+ → Fe2+ + H2

Корозія заліза в нейтральному або лужному середовищі характеризується такими реакціями:

Fe - 2e → Fe2+ | 1

О2 + 2H2O + 4e → 4ОH | 1

2Fe + О2 + 2H2O → 2Fe(OH)2

Гідроксид феруму(ІІ), що утворився, легко окиснюється киснем повітря:

4Fe(OH)2 + О2 + 2H2O → 4Fe(OH)3

Продукт корозії заліза – бура іржа – це суміш гідроксидів феруму(ІІ) і феруму(ІІІ), продуктів їх розкладу і взаємодії з вуглекислим газом та іншими речовинами з навколишнього середовища.

Електрохімічна корозія може бути посилена, якщо метал містить домішки інших речовин або неметалічні включення. Наприклад, залізо забруднене домішками міді. При цьому виникають гальванічні мікроелементи (пари):


Fe


H2


Cu

H+


H+




·

Fe2+

Мал. 20. Схема дії гальванічної пари

Метал з більш негативним потенціалом руйнується – його іони переходять у розчин, а електрони переходять до менш активного металу, на якому відбувається відновлення іонів гідрогену (воднева деполяризація) або відновлення розчиненого у воді кисню (киснева деполяризація).

Отже, при електрохімічній корозії (як у випадку контакту різнорідних металів, так і в разі утворення мікрогальванічних елементів на поверхні одного металу) потік електронів направлений від більш активного металу до менш активного (провідника), і більш активний метал кородує. Швидкість корозії тим більша, чим далі розташовані один від одного в ряду стандартних електродних потенціалів ті, метали, з яких утворився гальванічний елемент(гальванічна пара).

На швидкість корозії впливає і характер розчину електроліту. Чим вища його кислотність (тобто менший pH), а також чим більший вміст в ньому окисників, тим швидше відбувається корозія. Значно зростає корозія при підвищенні температури.

Деякі метали при контакті з киснем повітря в агресивному середовищі переходять у пасивний стан, при якому різко уповільнюється корозія. Наприклад, концентрована нітратна кислота легко робить пасивним залізо, і воно практично не реагує з концентрованою нітратною кислотою. У таких випадках на поверхні металу утворюється щільна захисна оксидна плівка, яка перешкоджає контакту металу із середовищем.

Захисна плівка завжди є на поверхні алюмінію. Подібні плівки в сухому повітрі утворюються також на Be, Cr, Zn, Ta, Ni, Сu та інших металах . Кисень є найпоширенішим пасиватором.

Пасивуванням пояснюється корозійна стійкість нержавіючих сталей та сплавів.

Швидкість електрохімічної корозії залежить також від різниці активності металів, що утворюють гальванічні пари. Чим більш віддалені ці метали один від одного в електрохімічному ряді напруг, тим більша швидкість корозії. На швидкість корозії впливає також електроліт і температура. Чим сильніший електроліт, тобто чим більше міститься в ньому іонів, зокрема іонів водню, і чим вища температура, тим більша швидкість електрохімічної корозії.

Чисті метали не зазнають електрохімічної корозії. Корозія завдає великих збитків народному господарству.

Захист металів від корозії. Способів боротьби з корозією багато і вони досить різноманітні. Їх можна поділити на групи:

1. Захист поверхні металу від впливу факторів навколишнього середовища за допомогою покриттів: металічних (нікелю Ni, цинку Zn, хрому Cr, алюмінію Al, золота Au, срібла Ag) або неметалічних (лаків, фарб, смол, гуми, емалей), плівки оксиду (оксидування), плівки солей (фосфатування).

Одним з найбільш поширених способів боротьби з корозією є покриття металу (головним чином заліза) масляними фарбами. Захисна дія фарби основується на тому, що оліфа, піддаючись полімеризації, утворює на поверхні металу суцільну еластичну плівку, яка ізолює метал від дії атмосферних хімічних агентів. Інколи для захисту металу від корозії (наприклад, алюмінію і деяких стальних виробів) штучно створюють оксидну плівку обробкою їх поверхні сильними окисниками.

Значного поширення одержав також спосіб покриття одного металу іншим. Наприклад, дахове залізо покривають тонким шаром цинку. З цією метою залізні листи занурюють на короткий час у розплавлений цинк. Сам по собі цинк в атмосфері повітря не піддається корозії, оскільки на його поверхні утворюється досить стійка захисна оксидна плівка ZnO. При пошкодженні цинкового шару (тріщини, подряпини тощо) цинк з залізом у присутності вологи повітря утворює гальванічну пару. При цьому електрохімічному корозійному руйнуванню піддається цинк як активніший метал, а залізо не руйнується доти, поки не буде зруйнований весь захисний шар цинку.

Інколи металеві вироби вкривають захисним шаром менш активного металу. Прикладом цього може служити біла жерсть, з якої виробляють консервні банки. Її одержують зануренням на короткий час залізних листів у розплавлене олово. Олово дуже добре захищає залізо доти, поки його шар суцільний. Але коли захисний шар пошкоджується і залізо приходить у дотик з агресивним середовищем, воно з оловом утворює гальванічну пару і залізо як активніший метал піддається корозійному руйнуванню. При цьому залізо кородує значно скоріше, ніж у тому випадку, коли воно не вкрите шаром олова.

Досить поширеним є гальванічний спосіб покриття одного металу іншим (шляхом електролізу). Цим способом покривають нікелем Ni (нікелювання), хромом Cr (хромування), міддю Cu (міднення), сріблом Ag (сріблення), золотом Au (золочення) і іншими металами. Гальванічним способом можна наносити дуже тонкий і рівномірний захисний шар металу. Гальванічні покриття не тільки захищають металічні вироби від корозії, а й надають їм гарного зовнішнього вигляду.

2. Електрохімічні методикатодний і протекторний захисти. Їх використовують у середовищах, які добре проводять електричний струм.

Суть цього способу полягає в тому, що металеву конструкцію, яка потребує захисту (труби, парові котли, корпуса кораблів), сполучають металічним провідником з активнішим металом, який піддається корозійному руйнуванню. Цей метал є катодом, а анодом є лист заліза. За певної сили струму окисник відновлюється на катоді, анод окислюється, що забезпечує стійкість виробу до корозії.

Наприклад, у парові котли інколи вводять листи цинку, які сполучають залізними стержнями з стінками котла. При цьому утворюється в середовищі води гальванічна пара, внаслідок чого цинк, як активніший метал руйнується, а залізні стінки котла не піддаються корозії. Так само можна захищати і підземні трубопроводи.

3. Обробка корозійного середовища. З середовища, де знаходяться метали, видаляють речовини, які викликають корозію (наприклад, кисень з відповідного розчину), або додають такі, що уповільнюють корозію – інгібітори.

Інгібіторами можуть бути різні речовини: хромат натрію Na2CrO4, дихромат калію K2Cr2O7, фосфат натрію Na3PO4 тощо, а також желатин, клей та інші органічні речовини. Інгібітори сприяють утворенню на кородуючій поверхні металу міцної захисної плівки, внаслідок чого швидкість корозії може зменшуватись у десятки і сотні разів. Особливо важливу роль відіграють інгібітори при взаємодії металів з кислотами. Так, наприклад, коли додати деякі інгібітори до хлоридної кислоти HCl, то її можна зберігати в стальній тарі, хоч хлоридна кислота з залізом взагалі реагує досить енергійно. Крім того, останнім часом стали широко застосовувати сплави з високими антикорозійними властивостями. Такі сплави одержують шляхом добавок до основного металу інших металів – нікелю, кобальту, хрому і ін. Прикладом антикорозійних сплавів може служити сталь із вмістом 1520% Nі. Така сталь цілком стійка до дії кислот. З неї виготовляють різну хімічну апаратуру.


Контрольні запитання:


  1. Дайте визначення поняття «корозія». Що спричиняє корозію металів?

  2. Які види корозії ви знаєте? Охарактеризуйте їх.

  3. Що таке мікрогальванічні елементи? В яких випадках вони виникають?

  4. Які метали на повітрі практично не іржавіють? Чому?

  5. Які ви знаєте засоби, щоб запобігти корозії?


Тестові завдання:


Варіант 1


  1. Вказати різновиди хімічної корозії:

А) контакт металу з розчинами електролітів;
Б) атмосферна корозія, що відбувається на поверхні металу під дією сконденсованої вологи;
В) корозія з газами за високих температур;
Г) ґрунтова корозія, що відбувається при контакті металів з ґрунтовими водами;

Д) морська корозія, що відбувається при контакті металів з морською водою.

  1. З яких на півелементів слід скласти гальванічний елемент з метою одержання максимальної електрорушійної сили:

А) Cu2+/Cu та Pb2+/Pb;
Б) Cr
3+/Cr та ;
В) Pb
2+/Pb та Cr3+/Cr;
Г) Cr
3+/Cr та Cu2+/Cu;

Д) Pb2+/Pb та Fe3+/Fe.

  1. Вибрати кислоти, в яких залізо пасивується:

А) хлоридна концентрована;
Б) нітратна концентрована;
В) хлоридна розведена;
Г) сульфатна безводна;

Д) нітратна розведена.

  1. Вибрати речовину, яка добре розчиняє оксиди Феруму:

А) розчин кислоти;
Б) бензин;
В) вода;
Г) слабкий розчин лугу;

Д) гас.

  1. Вибрати конфігурацію зовнішнього електронного шару Феруму:

А) …3d84s2;
Б) …2d
64s2;
В) …3d
54s2;
Г) …3d
54s2;

Д) …3d74s1.


Варіант 2


  1. Користуючись рядом стандартних електродних потенціалів, оберіть метали, які не витискують водень із розчинів кислоти (за винятком нітратної і концентрованої сульфатної кислот):

А) Купрум;
Б) Натрій;

В) Цинк;
Г) Агрентум;
Д) Ферум;

Е) Платина.

  1. З яких на півелементів слід скласти гальванічний елемент, щоб його електрорушійна сила була максимальною:

А) Ca2+/Ca та Au3+/Au;
Б) Zn
2+/Zn та Fe2+/Fe;
В) Ni
2+/Ni та Pb2+/Pb;
Г) Mg
2+/Mg та Cd2+/Cd;

Д) Fe2+/Fe та Ni2+/Ni.

  1. В якому випадку корозія заліза при ушкодженні покриття буде відбуватися швидше?

А) коли залізо вкрите оловом;
Б) коли залізо вкрите цинком;
В) хромове покриття;
Г) покриття свинцем;

Д) коли залізо вкрите кадмієм.

  1. За яких умов залізо добре взаємодіє з водою?

А) на холоді;
Б) під тиском;
В) за нормальних умов;
Г) за високих температур, менше 700°С;

Д) за високих температур, понад 700°С.

  1. Визначити електронну конфігурацію атому Феруму:

А) 1s22s22p63s23p63d54s2;
Б) 1s
22s22p63s23p63d64s2;
В) 1s
22s22p63s23p63d74s2;
Г) 1s
22s22p63s23p63d84s2;

Д) 1s22s22p63s23p63d54s1.


II. Експериментальна частина


Хід роботи:


Дослід 1. Дослідження корозії при контакті з оловом та цинком


А) Налити до чистої пробірки на ½ її об’єму дистильованої води і додати по 1 мл розведеної сульфатної кислоти H2SO4 та розчину калій гексаціаноферату (ІІІ) K3[Fe(CN)6] (реактив на Ферум(ІІІ)-катіон). Розчин розмішати скляною паличкою і розділити на дві пробірки для частини Б досліду.

Б) Зачистити два шматочка стального дроту наждачним папером. Кінцем одного дроту щільно обмотати гранулу металічного цинку Zn, а іншого – олова Sn. Або в стальну канцелярську закріпку для паперу вставити тоненький шматочок металічного цинку, а в іншу закріпку – такий самий шматочок олова. Опустити кожен дріт (закріпку) з металами до однієї з пробірок у розчин, який приготували в частині досліду А).


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. В якій з пробірок утворюється газ? Чому? На поверхні якого металу він виділяється?

  2. Яке забарвлення набуває розчин, в який занурено дріт (закріпку) з оловом, через декілька хвилин? На що це вказує?

  3. Чому не з’являється синє забарвлення у розчині, в який було занурено дріт (закріпку) з цинком? Катіони якого металу переходять у розчин в даному випадку?

  4. Використовуючи електрохімічний ряд напруг металів, запишіть схеми гальванічних кіл (елементів), вкажіть анод.

  5. Запишіть рівняння реакцій, які відбулися в пробірках, в молекулярній та іонній формах. Вкажіть окисник, відновник.

  6. Зробіть висновок щодо динаміки корозії заліза у контакті з оловом та цинком.


Дослід 2. Взаємодія заліза з сульфатною кислотою у відсутності та присутності міді


У дві пробірки внести по 5-6 крапель 2 н. сульфатної кислоти H2SO4. В одну з них добавити 2 краплі розчину купрум(ІІ) сульфату CuSO4 і в обидві пробірки опустити по маленькому залізному гвіздку. Спостерігати різну інтенсивність виділення водню в пробірках.


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. В якій з пробірок водень виділяється більш інтенсивно? Чому?

  2. Що з’явилось на поверхні гвіздка у присутності купрум(ІІ) сульфату?

  3. Складіть схему гальванопари Ферум-Купрум. Вкажіть напрями переходи електронів. Який з металів матиме негативний заряд і буде катодом для Гідроген-іонів, що присутні у розчині?

  4. Яка роль солі Купруму, в присутності якої водень виділяється більш активно?


Дослід 3. Окисно-відновні властивості сполук Феруму(ІІ) і Феруму(ІІІ)


Реакцією обміну між розчинами ферум(ІІ) сульфату FeSO4 і лугом KOH добути ферум(ІІ) гідроксид Fe(OH)2. Розмішати осад скляною паличкою.

Спостерігати за зміною кольору осаду.


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Чим пояснити зміни у пробірці? Яка речовина утворилась?

  2. Складіть рівняння реакцій добування ферум(ІІ) гідроксиду в молекулярній та іонній формах.

  3. Напишіть рівняння окислення ферум(ІІ) гідроксиду до ферум(ІІІ) гідроксиду, зазначивши окисник і відновник.


Складіть загальний висновок до проведеної лабораторної роботи.


Література:


  1. Глинка М.Л. Загальна хімія: навч. посіб. для вищ. навч. закладів. – М.: Інтеграл-Прес, 2004. – С. 536-543.

  2. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. посіб. – К.: Вища шк., 2005. – С. 500-514.

  3. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – С. 316-318.


Лабораторна робота № 5


Тема: ДОСЛІДЖЕННЯ ЗМІНЕННЯ ШВИДКОСТІ ХІМІЧНОЇ РЕАКЦІЇ

В ЗАЛЕЖНОСТІ ВІД УМОВ


Мета: дослідити вплив концентрації тіосульфату натрію Na2S2O3 на швидкість реакції.


Прилади і матеріали: штатив з пробірками, скляні палички, секундомір, натрій тіосульфат Na2S2O3, розчин сульфатної кислоти H2SO4, дистильована вода Н2О.


План


  1. Теоретична частина

  2. Експериментальна частина


І. Теоретична частина


Хімічна кінетика вивчає вплив різних факторів на швидкість хімічної реакції та механізм її протікання.

Реакції можуть відбуватися у гомогенних і гетерогенних системах. Гомогенна система складається з однієї фази, реакційним простором є весь об’єм, заповнений реагентами. Гетерогенні системи складаються з декількох фаз, тому гетерогенні хімічні реакції проходять на межі розподілу контактуючих фаз. Прикладом гетерогенної реакції може бути реакція між речовиною в газовій фазі та поверхнею рідини або твердого тіла.

Швидкість хімічної реакції – це число елементарних актів взаємодії, що відбуваються в одиниці об’єму (для гомогенних реакцій) або на одиниці площі поверхні поділу фаз (для гетерогенних реакцій) за одиницю часу.

Швидкість хімічної реакції (v) найчастіше характеризують зміною концентрації реагуючої речовини або продукту реакції за одиницю часу і виражають у моль/л с–1.

Ця похідна береться зі знаком «–», якщо с(х) – молярна концентрація реагенту, та зі знаком «+», якщо с(х) – молярна концентрація продукту реакції.

Швидкість хімічної реакції залежить від природи реагентів та їх концентрації, температури, тиску (для газів); від наявності каталізатора та площі поверхні контакту реагуючих речовин.

Згідно з законом діючих мас швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин у степенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам у рівнянні реакції:

aA + bB = eE + dD,

v = k сAa сBb

Рівняння залежності швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин називається кінетичним рівнянням реакції. Для досліджуваної хімічної реакції кінетичне рівняння має вигляд:

v = k с(Na2S2O3) с(H2SO4)

Коефіцієнт пропорційності k у кінетичному рівнянні називають константою швидкості реакції. Вона чисельно дорівнює швидкості реакції, якщо концентрації реагентів дорівнюють 1 моль/л.

Константа швидкості реакції залежить від природи реагентів, температури та наявності каталізатора, але на відміну від швидкості хімічної реакції, не залежить від концентрації реагентів.

Для початку хімічної реакції реагенти повинні мати певний запас енергії. Ця енергія називається енергією активації Еа, тобто це енергія, яку повинні мати молекули, що зіштовхуються, щоб зіткнення привело до хімічного перетворення. Вона необхідна для подолання енергетичного бар’єра. Наявність енергетичного бар’єра приводить до того, що багато реакцій, перебіг яких повністю можливий, самочинно не починається.


Контрольні запитання:


  1. Яка система називається гомогенною, а яка – гетерогенною? Наведіть приклади.

  2. Дайте визначення швидкості хімічної реакції.

  3. Від яких факторів і як саме залежить швидкість хімічної реакції?

  4. Чому дорівнює константа швидкості хімічної реакції? Який зміст цієї речовини?

  5. Що таке енергія активації хімічної реакції?


Тестові завдання:


Варіант 1


  1. Швидкість хімічної реакції вимірюється в:

А) моль/л;
Б) г/л;
В) ;
Г ) %;
Д) .

  1. Для обчислення швидкості хімічної реакції 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 використовується формула:

А) V = k·C2(Fe)·C3(Cl2);

Б) V = k·3C(Cl2);

В) V = k·C3(Cl2).

  1. Розведена хлоридна кислота з найбільшою швидкістю реагуватиме з:

А) залізом;
Б) магнієм;

В) оловом;
Г) цинком.

  1. Перебіг більшості хімічних реакцій прискорює:

А) збільшення концентрації реагуючих речовин;

Б) зменшення концентрації реагуючих речовин;

В) нагрівання реакційної системи;
Г) охолодження реакційної системи.

  1. Константа швидкості реакції А + 2В = АВ2 дорівнює 2·10–3 . Обчисліть швидкість V2 цієї реакції через деякий час t, якщо до цього моменту утвориться 0,4 моль/л речовини АВ?


Варіант 2


  1. При обчисленні швидкості хімічної реакції концентрація речовин вимірюється в :

А) г/л;

Б) %;

В) моль/л;

Г) г/дм3;

Д) .

  1. Чому каталізатор впливає на швидкість хімічної реакці?

А) він зменшує енергію активації і полегшує хід реакції;
Б) не впливає на енергію активації;
В) він збільшує енергію активації і полегшує хід реакції.

  1. З цинком із найбільшою швидкістю реагує:

А) оцтова кислота;

Б) розведена сульфатна кислота;

В) силікатна кислота;
Г) ортофосфатна кислота;
Д) вугільна кислота.

  1. Перебіг більшості хімічних реакцій прискорює:

А) збільшення поверхні стикання в гетерогенних системах;
Б) зменшення поверхні стикання в гетерогенних системах;
В) наявність інгібітора;

Г) наявність каталізатора.

  1. Константа швидкості реакції А + 2В = АВ2 дорівнює 2·10–3 (моль·с). Обчисліть швидкість V1 наведеної реакції в початковий момент, якщо концентрація речовини А дорівнювала концентрації речовини В і складає 0,4 моль/л?

ІІ. Експериментальна частина


В даному експерименті вивчається залежність швидкості реакції:

Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SO3 + S↓

від концентрації тіосульфату натрію Na2S2O3.

Реакція супроводжується утворенням білої суспензії сірки.

Необхідно провести не менше трьох дослідів при постійній температурі, в яких концентрацію натрій тіосульфату Na2S2O3 змінюють шляхом розбавлення вихідного розчину цієї речовини водою, а концентрацію сульфатної кислоти H2SO4 залишають постійною.

Суспензія сірки стає помітною для ока спостерігача після накопичення за якийсь час dt певної її концентрації . Хоча ця концентрація невідома, вона постійна від досліду до досліду, якщо спостерігач фіксує час від початку реакції (зливання розчинів) до моменту, коли він помічає однаковий ступінь «помутніння» розчину. Тому середня початкова швидкість реакції зворотно пропорційна цьому часу dt:

,

де const при розрахунках зручно прийняти рівною 100.


Хід роботи:


  1. Приготуйте три розчини натрій тіосульфату Na2S2O3 різної концентрації. Для цього в три сухі пробірки внесіть: в першу – 5 крапель розчину натрій тіосульфату та 10 крапель води, у другу – 10 крапель розчину натрій тіосульфату та 5 крапель води, в третю – 15 крапель розчину натрій тіосульфату. Першу та другу пробірки обережно струснути. Таким чином, концентрація становитиме у першій пробірці С, у другій пробірці – 2С, у третій пробірці 3С. Пробірки пронумерувати.

  2. Увімкнувши секундомір, у пробірку № 1 додайте 3 краплі сульфатної кислоти H2SO4, струсіть пробірку (додавати сульфатну кислоту потрібно так, щоб її краплі одразу потрапили в розчин натрій тіосульфату, а не стікали по стінках пробірки). За секундоміром заміряти час від миті додавання кислоти до появи помітного помутніння розчину. Так само проведіть досліди у пробірках №2 і №3.

Швидкість реакції визначають за величиною, що обернена до часу, який пройшов з моменту зливання розчинів натрій тіосульфату Na2S2O3 та сульфатної кислоти H2SO4 до появи помутніння розчину з причини утворення сірки (у колоїдному стані).

  1. Дані досліду занести у таблицю:



Номер

завдання


Об’єм, число крапель

Умовна концентрація розчину

Час до

початку

помутніння, сек.

Швидкість реакції ,

ум. од.

Розчин Na2S2O3

H2O

Загальний об’єм

1

5

10

15

С



2

10

5

15



3

15

0

15




  1. Ті ж самі результати відобразіть графічно: на осі абсцис відкладіть умовні концентрації, на осі ординат – час перебігу реакції у секундах.


Дайте відповіді на запитання:

  1. У якому випадку швидкість реакції була найбільшою? Чому?

  2. Напишіть рівняння реакції взаємодії натрій тіосульфату з сульфатною кислотою в молекулярній та іонній формах.

  3. Напишіть рівняння швидкості даної реакції. Які фактори впливають на швидкість реакції?


Складіть загальний висновок до проведеної лабораторної роботи про характер залежності швидкості хімічної реакції від концентрації реагентів та поясніть фізичний зміст константи швидкості.


Література:


  1. Глинка М.Л. Загальна хімія: навч. посіб. для вищ. навч. закладів. – М.: Інтеграл-Прес, 2004. – С. 163-187.

  2. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. посіб. – К.: Вища школа, 2005. – С. 139-171.

  3. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – С. 121-133.


Завдання для самостійної роботи студентів


Підготовка до виконання КЗЗ №1.


Практичне заняття № 2


Тема: РОЗВ’ЯЗАННЯ ЗАДАЧ НА ВИЗНАЧЕННЯ КОНЦЕНТРАЦІЇ РОЗЧИНІВ


Мета: навчитися правильно визначати масову частку речовини в розчині, молярну, моляльну та еквівалентну концентрації розчинів.


Кількість годин: 2


План


1. Теоретична частина

2. Експериментальна частина


І. Теоретична частина


Найчастіше застосовуються такі способи вираження концентрації розчинів, як масова, молярна, моляльна і нормальна.

Масова концентрація або масова частка розчиненої речовини (%) виражається числом грамів розчиненої речовини, що знаходиться в 100 г розчину:

де m(реч) – маса розчиненої речовини; m(р-ну) – маса розчину.

Молярна концентрація (молярність) виражається числом молів розчиненої речовини, що міститься в 1л розчину (моль/л). Молярність позначається літерою СМ або М. Наприклад, двохмолярний розчин 2М H2SO4 містить 2 моль кислоти безводної в 1 л розчину. Розчин, який містить в 1 л розчину 0,1 моль/л і 0,01 моль/л речовини, називаються відповідно децимолярним і сантимолярним.

Моляльна концентрація (моляльність) визначається числом молів розчиненої речовини, що міститься в 1 кг розчинника (моль/кг). Наприклад, якщо в 1000 г води розчинено 98 г H2SO4, то такий розчин одномоляльний. Моляльність позначається Сm:

Молярна концентрація еквівалентів (нормальна концентрація, нормальність) визначається числом молів-еквівалентів розчиненої речовини, яка міститься в 1 л розчину. По аналогії з молярною концентрацією молярну концентрацію еквівалентів, або нормальність виражають в моль/л і позначають Сf, н. або N.

.

Молярність і нормальність розчинів співпадають для одноосновних кислот і однокислотних основ. Якщо кислота, наприклад, трьохосновна, то нормальність її втричі більша за молярність. 1 М розчину H3РO4 відповідає нормальність цієї кислоти, що дорівнює 3, тобто 1 моль Н3РО4 = 3 моль еквівалентів Н3РО4.

Особливістю еквінормальних розчинів (еквінормальні – це розчини однакової нормальності) є те, що однакові об’єми їх взаємодіють без залишку. Так 20 мл 1 н. розчину КОН взаємодіє без залишку з 20 мл 1 н. розчину будь-якої кислоти. Це і зрозуміло, оскільки, у відповідності із законом еквівалентів, розчини взаємодіють між собою в кількостях, пропорційних їх еквівалентам. У разі неоднакових нормальностей реагуючих розчинів останні взаємодіють в об’ємних співвідношеннях, обернено пропорційних їх нормальностям.

Знаючи нормальність і об’єм розчину однієї речовини, а також об’єм розчину іншої речовини, яка вступає в реакцію з першим, можна розрахувати нормальність другого розчину


Контрольні запитання:


  1. Що таке концентрація розчиненої речовини, як її виражають?

  2. Поясніть, в чому особливості масової, молярної, моляльної і нормальної концентрацій розчинів?


ІІ. Практична частина


Розв’язання задач за варіантами.


Варіант 1


Задача 1. Визначте масову частку NaCl в розчині, який містить 53,5 г NаСl в 500 см3 розчину. Густина розчину дорівнює 1,07 г/см3.

Задача 2. Визначте еквівалентну концентрацію розчину FеСl3, якщо в 300 см3 розчину міститься 16,2 г FеСl3.

Задача 3. Скільки грамів розчину КОН з масовою часткою 20% треба додати до 250 г розчину КОН з масовою часткою 90%, щоб отримати розчин з масовою часткою КОН 50 %?

Задача 4. Яка маса Nа2СО3, що міститься в 0,2 дм3 0,3 молярного розчину.

Задача 5. Визначити молярну і нормальну концентрації розчину сульфатної кислоти, якщо 100 мл розчину містить 9,8 г кислоти.


Варіант 2


Задача 1. Масова частка розчину магній сульфату – 20%. Скільки грамів солі міститься в 200 мл розчину, густина якого 1,22 г/мл?

Задача 2. Визначте еквівалентну концентрацію розчину КОН, якщо на нейтралізацію 0,035 дм3 розчину Н3РО4 з витратилося 0,02 дм3 КОН.

Задача 3. До розчину калій хлориду масою 200 г, масова частка KCl в якому – 20%, прилили розчин цієї ж солі масою 300 г, з масовою часткою KCl 15%. Розрахувати масову частку утвореного розчину.

Задача 4. Визначте мольну частку глюкози в водному розчині глюкози з масовою часткою 36%.

Задача 5. Визначте молекулярну, еквівалентну і молярну концентрації розчину СuSО4 з масовою часткою СuSО4 10% (ρ = 1,107 г/см3)


Скласти загальний висновок до практичної роботи.


Література:


  1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – 25-е изд., исправленное / Под ред. В.А.Рабиновича. – Л.: Химия, 1986. – С. 205-208.

  2. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. посіб. – К.: Вища шк., 2005. – С. 224-235.

  3. Основи загальної хімії: підручник / В.С. Телегус, О.І. Бодак, О. Заречнюк, В. Кінжибало. – Львів: вид. «Світ», 2000. – С. 84-90.

  4. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – С. 151-155.



Лабораторна робота № 6


Тема: ВИЯВЛЕННЯ УМОВ ПЕРЕБІГУ ІОННИХ РЕАКЦІЙ ДО КІНЦЯ


Мета: дослідити основні типи іонних реакцій, які перебігають до кінця.


Прилади та матеріали: штатив з пробірками, скляні палички, газовивідна трубка; розчини: алюміній сульфату Al(SO4)3, лугу KOH, купрум(ІІ) сульфату CuSO4, хлоридної кислоти HCl, кальцій гідроксиду Ca(OH)2, метилового оранжевого, кальцій карбонату CaCO3.


План


  1. Теоретична частина

  2. Експериментальна частина

Дослід 1. Реакції, в результаті яких утворюється осад

Дослід 2. Реакції, в результаті яких виділяється газ

Дослід 3. Реакції, в результаті яких утворюється малодисоційована сполука


І. Теоретична частина


У 1887 р. шведський учений Арреніус запропонував теорію електролітичної дисоціації, суть якої зводиться до наступного: речовини, розчини яких є електролітами, при розчиненні розпадаються на частинки (іони), що несуть позитивні і негативні заряди.

В основі теорії електролітичної дисоціації лежать два допущення:

1) розчинення електроліту супроводжується розпадом його молекул на іони;

2) електролітична дисоціація є оборотним процесом.

Розчини є провідниками електричного струму тоді, коли вони містять іони. Чим більше розчинених частинок розпадається на іони, тим краще вони проводять електричний струм, тобто тим краще їх електропровідність.

В результаті утворення іонів розчини багатьох речовин, які називаються електролітами (солі, кислоти, основи), проводять електричний струм. Теж саме можна сказати і про розплави солей (наприклад, KCl, NaCl, CaCl2), основ (KOH, NaOH) і деяких кислот. При дисоціації утворюються позитивно і негативно заряджені іони, які називають катіонами і аніонами. Наявність в розчині іонів, які безперервно рухаються, зумовлює електропровідність розчинів електролітів.

Катіонами є позитивні іони металів, іон гідрогену, а аніонами – гідроксид-іон і кислотні залишки. Величина заряду іона співпадає з валентністю атома або кислотного залишку, а кількість позитивних зарядів дорівнює кількості негативних зарядів. Тому в цілому розчин електронейтральний.


Дисоціація кислот. При розгляді рівнянь електролітичної дисоціації різних кислот

HCl H+ + Cl

HNO3 H+ + NO3

H2SO4 2H+ + SO42–

видно, що в розчинах кислот обов’язково присутні іони Гідрогену, наявністю яких можна пояснити ряд характерних для кислот властивостей: їх розбавлені розчини мають кислий смак; при взаємодії з основами вони утворюють солі.

З погляду теорії електролітичної дисоціації, кислотами називають електроліти, які утворюють у водних розчинах позитивно заряджені іони Гідрогену і не дають ніяких інших позитивних іонів.

NaHSO4 Na+ + H+ + SO42-

Кисла сіль зберігає в якійсь мірі властивості кислоти, оскільки окрім іонів металу в розчині присутні іони Гідрогену.


Дисоціація основ. При розгляді рівнянь електролітичної дисоціації розчинних у воді основ

NaOH Na+ + OH

KOH → K+ + OH

Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH

видно, що в розчині присутні негативно заряджені гідроксид-іони, які зумовлюють спільні для основ властивості. Вони взаємодіють з кислотами, утворюють солі.

Як і кислотам, основам можна дати визначення, виходячи з характеру електролітичної дисоціації.

Основами називаються електроліти, які у водних розчинах утворюють негативно заряджені гідроксид-іони і не дають ніяких інших негативних іонів.

У тому випадку, коли в розчині речовини, окрім негативно заряджених гідроксид-іонів присутні і негативно заряджені іони кислотного залишку, електролітичній дисоціації піддається не основа, а основна сіль.


Дисоціація солей. Нормальні солі (середні) при розчиненні у воді утворюють позитивно заряджені іони металу і негативно заряджені іони кислотного залишку

NaCl Na+ + Cl

Al(NO3)3 Al3+ + 3NO3

K3PO4 3K+ + PO43–

З погляду теорії електролітичної дисоціації середньою сіллю називається електроліт, який у водних розчинах утворює позитивно заряджені іони металу і негативно заряджені іони кислотного залишку.


Здатність електроліту дисоціювати на іоні кількісно оцінюється за допомогою ступеня дисоціації .

Ступінь дисоціації - це відношення числа молів електроліту, який розпався на іони, до його загальної концентрації в розчині.

Якщо позначити число молів продисоційованого електроліту через Сдис(моль/л), а загальну концентрацію – Сзаг(моль/л), то ступінь електролітичної дисоціації дорівнює:

З цього виразу видно, що може змінюватися від нуля до одиниці, тобто 0.Ступінь дисоціації виражають і у відсотках. Для цього відповідне значення в частках від одиниці необхідно помножити на 100.

За величиною ступеня дисоціації 0,01–0,1 н. розчинів всі електроліти діляться на сильні і слабкі.

До сильних електролітів відносяться речовини, які в розчинах дисоціюють практично повністю. Це – більшість солей (у таблиці розчинності – розчинні); кислоти: H2SO4, HNO3, HClO4, HSCN, HMnO4, H2MnO4, H2Cr2O7, H2CrO4, HCl, HBr, HI; гідроксиди лужних і лужноземельних металів. Ступінь дисоціації сильних електролітів практично не залежить від концентрації розчину, а відхилення значення від 1 або 100% пояснюється для них утворенням так званих асоціатів.

Слабкі електроліти в розчинах дисоціюють частково. До них належать більшість органічних кислот і основ, неорганічні кислоти H2CO3, H2S, H2SiO3, H3AsO3, HCN, HF, HClO, HNO2 і NH4OH.

Характерною особливістю слабких електролітів є встановлення в розчині динамічної рівноваги між іонами і молекулами розчиненої речовини:

СH3COOH ↔ CH3COO + H+

Із зменшенням концентрації розчину рівновага зміщується праворуч, тобто дисоціація кислоти посилюється і таким чином збільшується ступінь електролітичної дисоціації.

Величина ступеня дисоціації електроліту окрім хімічної природи речовини і концентрації розчину залежить і від природи розчинника. Так, розчин HCl у воді є сильним електролітом, а бензоловий розчин HCl практично не проводить електричний струм.

Ступінь електролітичної дисоціації визначають експериментально за величиною ізотонічного коефіцієнта або вимірюванням електропроводності розчинів різних концентрацій.

Позначивши через С загальну концентрацію електроліту (моль/л), - ступінь його дисоціації, а n – число іонів, на яке дисоціює молекула електроліту, одержимо:

або

За цією формулою розраховують , коли відомі величини tзам, tкип, Росм, р розчину електроліту.


Іонні реакції та умови їх перебігу. Відповідно до теорії електролітичної дисоціації, реакції в розчинах електролітів відбуваються між іонами.

Реакції між іонами перебігають тільки тоді, коли в результаті їх взаємодії утворюється малорозчинна або летка сполука чи слабкий електроліт.

Запис рівнянь хімічних реакцій в іонному вигляді дозволяє встановити, в яких випадках реакції йдуть тільки в одному напрямі а коли вони є оборотними.


Оборотні реакції. Якщо змішати розчини натрій хлориду і калій нітрату, то ніяких змін не відбудеться. Натрій хлорид в розчині дисоціює на іони натрію і хлору, а калій нітрат – на іони калію і нітрат-іони. Рівняння реакції, що відбувається між цими речовинами, в молекулярному вигляді буде:

NaCl + KNO3 NaNO3 + KCl.

Речовини, що утворюються, добре розчинні у воді, є сильними електролітами і тому в розчині перебувають у вигляді іонів. Отже, в іонному вигляді передбачувана реакція може бути зображена таким чином:

Na+ + Cl + K+ + NO3 Na+ + NO3 + K+ + Cl

Видно, що як в лівій, так і в правій частинах рівняння в розчині знаходяться одні й ті самі іони. Таким чином, реакція фактично не відбувається.

Розглянемо іншу реакцію:

2NaOH + H2CO3 Na2CO3 + 2H2O.

Запишемо її в іонно-молекулярному вигляді (всі речовини, що є сильними електролітами записуються у вигляді іонів, всі інші – у вигляді молекул):

2Na+ + 2OH + H2CO3 ↔ 2Na+ + CO32– +2H2O

Після скорочення однакових іонів отримуємо:

2OH + H2CO3 CO32– + H2O

Ця реакція є оборотною, оскільки і в лівій, і в правій частинах рівняння є недисоційовані молекули. Таким чином, ця реакція до кінця не протікає.


Необоротні реакції. Серед практично необоротних реакцій можна виділити декілька типів. Відповідно до правила Бертолле: реакції обміну протікають тільки тоді, коли утворюється малорозчинна сполука (осад), летка речовина (газ), або малодисоціююча сполука (дуже слабкий електроліт, у тому числі і вода). У таких випадках реакції будуть практично не оборотними.

1. Реакції подвійного обміну з утворенням малорозчинної речовини

Розглянемо приклади утворення малорозчинних продуктів реакції. Якщо до розчину барій нітрату додати розчин калій сульфату або іншої солі, яка має в своєму складі сульфат-іон, то випадає білий осад барій сульфату. Замість розчину солі можна додати сульфатну кислоту. Запишемо декілька рівнянь реакцій утворення барій сульфату:

Ba(NO3)2 + K2SO4 → BaSO4 + 2KNO3

Ba(NO3)2 + Ag2SO4 → BaSO4 + 2AgNO3

Ba(NO3)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HNO3

Наведені рівняння свідчать про те, що утворення малорозчинного у воді барій сульфату є результатом взаємодії тільки двох іонів Ba2+ і SO42–. Насправді, якщо записати сильні електроліти цих рівнянь у вигляді іонів і скоротити однакові іони, то можна побачити, що фактично реакція відбувається між іонами Ba2+ і SO42–, а всі інші іони ніяких змін не зазнали. Наприклад:

Ba2+ + 2NO3+ 2K+ + SO42- →BaSO4 + 2K+ + 2NO3;

Ba2+ + SO42– → BaSO4.

В цьому випадку, коли з іонів виходить недисоційована молекула, замість знаку оборотності ставиться стрілка.

Таким чином, реакції, що відбуваються з утворенням малорозчинних речовин, направлені тільки в одну сторону, тобто протікають практично до кінця.

2. Реакції з утворенням газоподібних речовин

Прикладом таких реакцій може служити взаємодія натрій карбонату з сильною кислотою:

Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2

2Na+ + CO32– + 2H+ + 2Cl → 2Na+ + 2Cl + H2O + CO2

CO32– + 2H+ → H2O + CO2

Якщо цю реакцію проводити у відкритій посудині, то вуглекислий газ видаляється з сфери реакції і не може брати участь у зворотному процесі. Тому практично дана реакція йде до кінця.

Відео «Реакція з утворенням газоподібної речовини»

3. Реакції з утворенням малодисоційованих речовин

(вода, оцтова кислота, амоній гідроксид, ціанистоводнева кислота тощо).

а) реакції нейтралізації з утворенням води:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

H+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + H2O

H+ + OH- → H2O

б) реакції з утворенням малодисоційованих основ (наприклад, амоній гідроксиду Кд = 1,810-5)

NH4Cl + NaOH → NH4OH + NaCl

NH4+ + Cl- + Na+ + OH- → NH4OH + Na+ + Cl-

NH4+ + OH- → NH4OH

в) реакції з утворенням малодисоційованої кислоти

2СН3COONa + H2SO4 → Na2SO4 + 2CH3COOH

2CH3COO- + Na+ + 2H+ + SO42- → 2Na+ + SO42- + 2CH3COOH

CH3COO- + H+ → CH3COOH

При утворенні малодисоційованих сполук відбувається об’єднання іонів реагуючих речовин, тому розчини стають слабкими провідниками електричного струму.

Відео «Реакція з утворенням малодисоційованої речовини»


Контрольні запитання:


  1. Дайте визначення понять «електроліти» та «неелектроліти»?

  2. Що таке електролітична дисоціація?

  3. Що називається ступенем дисоціації? Які фактори впливають на нього?

  4. Поясніть зміст понять «сильний електроліт» і «слабкий електроліт». Наведіть приклади.

  5. Поясніть правило Бертолле (випадки, у яких реакції відбуваються практично до кінця).

  6. Чи можуть одночасно перебувати у розчині речовини: А) Sn(NOs)2 та FeCl3; Б) SnCl2 та FeCl3; В) SnCl2 та Cu; Г) Pb(NO3)2 та FeCl2; Д) Pb(CH3COO)2 та Cd? Відповідь обґрунтуйте. Наведіть приклади можливих реакцій.


Тестові завдання:


Варіант 1


  1. Вкажіть іони, які зумовлюють лужне середовище:

А) H+;

Б) Cl;

В) Na+;

Г) OH;

Д) SO42–.

  1. Який вираз відповідає константі дисоціації електроліту Al2(SO4)3:

А) ;

Б) ;

В) ;

Г) ;

Д) .

  1. Виберіть сполуки, які належать до сильних електролітів:

А) AlCl3;

Б) NH4OH;

В) Ba(OH)2;

Г) HF;

Д) H3PO4;

Ж) CuSO4.

  1. В яких випадках реакції відбуваються до кінця:

А) H2SO4 + FeCl2 → …;

Б) NaNO3 + KOH → …;

В) Zn(NO3)3 + H2SO4 → …;

Г) BaCl2 + H2SO4 → …;

Д) K2SiO3 + HCl → ….

  1. Якими з наведених речовин можна скористатися, щоб отримати цинк нітрат:

А) ZnCl2 ;

Б) NaNO3;

В) KNO3;

Г) Cu(NO3)2;

Д) AgNO3.


Варіант 2


  1. Вкажіть іони, які зумовлюють кислотність розчину:

А) NH4+;

Б) SO42–;

В) OH;

Г) H+;

Д) Cl.

  1. Який вираз відповідає константі дисоціації електроліту Ba(OH)2:

А) ;

Б) ;

В) ;

Г) ;

Д) .

  1. Виберіть сполуки, які належать до слабких електролітів:

А) HCl;

Б) NaOH;

В) Mg(OH)2;

Г) H2SO4;

Д) AlCl3;

Е) H2S.

  1. Визначте речовини, які можуть знаходитись одночасно в розчині:

А) Al(NO3)3 та Ba(OH)2;

Б) FeCl3 та AgNO3;

В) Al2(SO4)3 та Ba(NO3)2;

Г) Na2SO4 та KNO3;

Д) BaCl2 та H2SO4.

  1. Якими з наведених речовин можна скористатись, щоб отримати магній нітрат:

А) MgSO4;

Б) KNO3;

В) NaCl;

Г) Ba(NO3)2;

Д) KCl.


ІІ. Експериментальна частина


Хід роботи:


Дослід 1. Реакції, в результаті яких утворюється осад


В одну пробірку внести 5 крапель розчину алюміній сульфату і добавити до нього розчин лугу до утворення осаду. В другу пробірку внести 5 крапель купрум(ІІ) сульфату і 10 крапель розчину лугу. Спостерігати за утворенням осаду купрум(ІІ) гідроксиду.


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Напишіть рівняння реакції взаємодії алюміній сульфату з лугом в молекулярній та іонній формах. Який колір має осад?

  2. Напишіть рівняння реакції взаємодії купрум(ІІ) сульфату з лугом в молекулярній та іонній формах. Який колір має осад?


Дослід 2. Реакції, в результаті яких виділяється газ


В пробірку з кальцій карбонатом додати хлоридну кислоту. Пробірку закрити пробкою з газовивідною трубкою, яку опустити в іншу пробірку з розчином кальцій гідроксиду.


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Напишіть рівняння реакції взаємодії кальцій карбонату з хлоридною кислотою в молекулярній та іонній формах.

  2. Що спостерігається в пробірці з кальцій гідроксидом при пропусканні крізь нього карбон(ІV) оксиду? Напишіть рівняння реакції в молекулярній та іонній формах.


Дослід 3. Реакції, в результаті яких утворюється малодисоційована сполука


В пробірку внести 5 крапель розчину хлоридної кислоти. Додати 1 краплю кислотно-основного індикатору метилового оранжевого. До отриманого розчину добавити 5 крапель лугу.


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Що спостерігається при добавленні метилового оранжевого до хлоридної кислоти? Що відбувається при добавленні лугу?

  2. Написати рівняння реакції взаємодії хлоридної кислоти з лугом в молекулярній та іонній формах.


Складіть загальний висновок до проведеної лабораторної роботи.


Література:


  1. Глинка М.Л. Загальна хімія: навч. посіб. для вищ. навч. закладів. – М.: Інтеграл-Прес, 2004. – С. 237-249.

  2. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. посіб. – К.: Вища шк., 2005. – С. 250-260.

  3. Основи загальної хімії: Підручник / В.С.Телегус, О.І.Бодак, О.Заречнюк, В.Кінжибало. – Львів: вид. «Світ», 2000. – С. 110-120.

  4. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – С. 164-173.


Завдання для самостійної роботи студентів


Підготовка до виконання лабораторної роботи № 7 «Дослідження процесу гідролізу солей та визначення рН їх розчинів», виконання КЗЗ № 2:

  1. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. посіб. – К.: Вища шк., 2005. – С. 256-260.

Лабораторна робота № 7


Тема: ВИЯВЛЕННЯ ПРОЦЕСУ ГІДРОЛІЗУ СОЛЕЙ

ТА ВИЗНАЧЕННЯ рН ЇХ РОЗЧИНІВ


Мета: розглянути основні типи солей, які можуть гідролізуватись у водному розчині; навчитись визначати середовище в розчинах цих солей і користуватись шкалою рН.


Прилади та матеріали: штатив з пробірками, предметне скло, скляні палички, крапельниці з розчинами: натрій карбонату Na2CO3, натрій ацетату CH3COONa, алюміній сульфату Al2(SO4)3, купрум(ІІ) сульфату CuSO4, натрій хлориду NaCl, ферум(ІІІ) хлориду FeCl3, натрій нітрату NaNO3, індикатор – універсальний лакмусовий папір.


План


  1. Теоретична частина

  2. Експериментальна частина

Дослід 1. Випробування розчинів солей індикатором і визначення рН

Дослід 2. Випадок повного (необоротного) гідролізу солі


І. Теоретична частина


Водневий показник рН. Чиста вода є слабким електролітом, який в незначній мірі проводить електричний струм. При 22С її ступінь електролітичної дисоціації дорівнює 1,810–9, тобто дисоціює тільки одна молекула з 555 000 000 молекул води. Однією з причин такої незначної дисоціації води є те, що дисоціація пригнічується дією водневих зв’язків, які типові для води. Дисоціацію води можна записати таким чином:

2О ↔ Н3О+ + ОН-.

Для спрощення і зручності рівняння записують у такому вигляді:

Н2О ↔ Н+ + ОН-.

Застосувавши до цієї рівноваги закон діючих мас, маємо:

або [H+] [OH-] = K [H2O],

де К – константа електролітичної дисоціації води, яка дорівнює 1,810-16.

Оскільки ступінь дисоціації води дуже маленька величина, то практично [H2O] = const (кількість дисоційованих молекул не враховують) і тоді

[H+] [OH-] = KН2О.

Константа KН2О називається іонним добутком води.

Оскільки [H2O] = 1000 г / 18 = 55,56 моль/л, то при 22С KН2О = 10-14. Таким чином [H+][OH] =10–14.

Значення KН2О є сталою величиною при даній температурі.

При кімнатній температурі нейтральні розчини мають однакову концентрацію:

[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л и KН2О = 10–14.

Таке ж саме значення KН2О мають при такій же температурі і водні розчини кислот і основ. Тому, якою б не була концентрація іонів гідрогену, концентрація гідроксид-іонів не матиме нульового значення або навпаки. Це дає можливість розраховувати концентрацію [H+] або [OH], якщо одна з цих величин відома:

та

Наприклад, концентрація іонів гідрогену в 510-3 М розчині натрій гідроксиду дорівнює:

Проте записувати концентрації іонів H+ і OH через негативний ступінь не зовсім зручно. Тому кислотні властивості розчинів датський біохімік Серенса запропонував характеризувати величиною водневого показника рН, який визначається співвідношенням

pH = – lg [H+]

через те, що експериментально в розчині визначають не концентрацію іонів Гідрогену, а їх активність.

Оскільки концентрація іонів гідрогену може змінюватися в межах іонного добутку, то рН змінюється в інтервалі від 0 до 14.

У нейтральному розчині [H+] = 10-7 моль/л; рН = - lg 10-7 = 7.

У кислому розчині [H+] 10-7 моль/л; рН 7. Так, для 10–3 н. розчині НСl [H+] = 10-3 моль/л; рН = 3.

Для розчину КОН такої ж концентрації

; рН = 11

Таким чином: нейтральний розчин рН = 7

кислий розчин рН 7

лужний розчин рН 7

Розчини, значення рН яких знаходяться в інтервалі від 0 до 3, належать до сильнокислих; при рН = 4…6 – слабокисле середовище. Слаболужні розчини мають рН = 8…10, а сильнолужні – рН = 11…14.

Розчини, в яких [H+] 1 моль/л, мають негативні значення рН. Так, якщо [H+] = 2, то рН = - 0,3.

При [H+] 10-14 моль/л рН 14. Так, якщо [H+] = 0,510-14, то рН = 14,3.

Вивчення рН розчинів має велике практичне значення в хімії, біології, медицині, харчовій промисловості, сільському господарстві тощо. Так, ґрунтознавцям обов’язково необхідно знати рН ґрунтів, щоб правильно здійснювати комплекс агрохімічних прийомів для вирощування високих урожаїв. У медицині дуже важливо знати рН, наприклад, крові, шлункового соку, оскільки відхилення рН від норми свідчить про хвороботворні процеси в організмі людини. Так, рН крові здорової людини приблизно дорівнює 7,4, а хворого – 5,9. Дуже важливим є контроль рН хімічних і біологічних процесів за участю ферментів.


Кислотно-основні індикатори (рН-індикатори) – речовини, які змінюють забарвлення залежно від рН середовища. Застосовуються для фіксування кінця реакції між кислотами та основами (в основному в кислотно-основному титруванні) та інших реакцій, що супроводжуються зміною концентрації Н+-іонів, а також для вимірювання рН середовища колориметрично. Кислотно-основні індикатори мають відповідати таким вимогам:

1) забарвлення індикатора при різних значеннях рН повинно чітко розрізнятися;

2) зміна забарвлення індикатора має відбуватися у чітко визначеному вузькому інтервалі значень рН;

3) забарвлення індикатора повинно бути інтенсивним;

4) кількість титранту, необхідного для зміни забарвлення індикатора, має бути настільки малою, щоб не спотворювати результати титрування;

5) зміна забарвлення індикатора повинна мати оборотний характер.

Відео «Забарвлення індикаторів в нейтральному середовищі»

Відео «Забарвлення індикаторів в кислому середовищі»

Відео «Забарвлення індикаторів в лужному середовищі»

Відео «Забарвлення індикаторів в різних середовищах»

Найважливіші кислотно-основні індикатори

Індикатори

pKIn

Інтервал переходу рН

Забарвлення

pT

у кислому середовищі

у лужному середовищі

Метиловий оранжевий

3,7

3,1-4,0

Червоне

Жовте

4

Метиловий червоний

5,1

4,2-6,2

Червоне

Жовте

5

Феноловий червоний

8,0

6,8-8,4

Жовте

Червоне

7

Фенолфталеїн

9,2

8,2-10,0

Безбарвне

Червоне

9

Тимолфталеїн

9,7

9,3-10,5

Безбарвне

Синє

10

Алізариновий жовтий

10,7

10,0-12,1

Жовте

Бузкове

11

Кислотно-основні індикатори – слабкі органічні кислоти або основи, що становлять супряжену пару, кислотна та основна форма яких розрізняється за кольором. Вони – більш слабкі кислоти чи основи, ніж речовини, що титруються, тому вступають у реакцію з титрантом після того, як основна маса аналізованої речовини вже прореагує. Зміна забарвлення індикаторів пов’язана зі зміною структури їх молекул у зв’язку з віддачею чи приєднанням Н+-іонів – появою нових хромоформних груп або їх заміною. У водному розчині індикатора існує рухома рівновага:

Ina + Н2O ↔ Inв + Н3O+,

де Ina, Inв – кисла та основна форма індикаторів, забарвлених по-різному. Константа рівноваги процесу дисоціації

називається константою кислотно-основного індикатора. Забарвлення розчину визначається співвідношенням .

Вважають, що колір однієї форми індикатора превалює, якщо її концентрація в 10 разів вища, ніж іншої форми, тобто відношення становить 0,1 чи 10 або при значенні рН = KIn ± 1.

Значення рН, при якому відбувається зміна забарвлення індикатора, називається інтервалом переходу кислотно-основного індикатора. Значення рН, при якому перехід забарвлення найбільш виразний, тобто той момент, коли титрування закінчується, називається показником титрування рТ, який не є точною характеристикою індикатора, а його величина близька до рKIn і знаходиться приблизно посередині інтервалу переходу індикатора.

Для кислотно-основного титрування вибирають індикатор, у якого інтервал переходу включає значення рН у точці еквівалентності. Якщо це значення відрізняється від рТ, то виникає індикаторна помилка, тобто індикатор змінює забарвлення дещо раніше чи пізніше за точку еквівалентності.

Кислотно-основні індикатори підрозділяють на:

  • чутливі до кислот: інтервал переходу знаходиться в лужному середовищі (фенолфталеїн, алізариновий жовтий, тимолфталеїн);

  • чутливі до основ: інтервал переходу – у кислому середовищі (метиловий оранжевий, бром­феноловий синій);

  • чутливі до кислот і основ або нейтральні індикатори: інтервал переходу – в нейтральному середовищі (бромтимоловий синій, нейтральний червоний).

При визначенні сильних кислот або основ використовуються практично будь-які кислотно-основні індикатори, слабких кислот – індикатори, чутливі до кислот; слабких основ – індикатори, чутливі до основ. Для збільшення чіткості переходу забарвлення кислотно-основних індикаторів застосовують змішані індикатори – суміші двох індикаторів, кольори яких доповнюють один одного (тимоловий синій, фенолфталеїн) або суміші індикатора і нейтрального барвника, що не змінює свого забарвлення при різних значеннях рН (нейтральний червоний, метиленовий синій).

Для визначення рН розчинів використовують універсальні кислотно-основні індикатори (суміші індикаторів), які змінюють своє забарвлення у межах 1–14 одиниць рН.


Мал. 21. Забарвлення індикатора фенолфталеїну в лужному середовищі

Мал. 22. Універсальний індикатор



Забарвлення індикатора залежить від його концентрації, концентрації СО2 у розчині, природи розчинника, температури, присутності індиферентних електролітів, колоїдних часток тощо.


Гідроліз солей. При розчиненні деяких солей у воді відбувається порушення рівноваги дисоціації води. Так, наприклад, якщо дослідити за допомогою індикаторів лакмусу, фенолфталеїну або метилового оранжевого розчини натрій карбонату Na2CO3 і алюміній сульфату Al(SO4)3 у воді, то виявиться, що розчин натрій карбонату має лужне середовище, а розчин алюміній сульфату – кисле. Розчини ж таких солей як натрій хлорид NaCl або калій нітрат KNO3 мають нейтральне середовище. Зміна рН деяких розчинів солей, порівняно з рН розчинника – води, – пояснюється, тим, що вони реагують з в одою. Це явище одержало назву гідролізу.

Гідроліз (гідро – вода, ліз – розкладання) – розкладання речовини водою. В даному випадку нас цікавить гідроліз солей.

Гідролізом солі називається оборотна взаємодія іонів солі з іонами води, що приводить до зміни співвідношення між іонами гідрогену і гідроксид-іонів у розчині.

Розглянемо типи реакцій гідролізу залежно від природи основ і кислот, що утворюють сіль.

Перш за все потрібно відзначити, що гідролізу можуть піддаватися тільки розчинні солі. І як вже було відмічено вище такі солі як натрій хлорид і калій нітрат гідролізу не піддаються.

Насправді сіль NaCl утворена сильною кислотою (HCl) і сильною основою (NaOH). Якщо записати реакцію її з водою, то отримаємо

NaCl + HOH → NaOH + HCl

HOH OH + H+

Суть даної реакції зводиться до дисоціації води, таким чином немає порушення співвідношення між іонами гідрогену і гідроксид-іонами в розчині.

Гідроліз солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою

Прикладом такої солі може бути калій ацетат KCH3COOH.

Калій ацетат у водному розчині дисоціює як сильний електроліт:

CH3COOК K+ + CH3COOH

KOH с. CH3COOH сл.

Таким чином гідроліз відбувається за аніоном:

CH3COO + HOH CH3COOH + OH

середовище визначається сильним компонентом – лужне. Повне іонно-молекулярне рівняння:

K+ + CH3COO + HOH → CH3COOH + K+ + OH

І молекулярне рівняння:

CH3COOK + H2O → CH3COOH + KOH.

Гідроліз солей, утворених слабкою основою і сильною кислотою

Прикладом такої солі може бути амоній хлорид NH4Cl.

Амоній хлорид утворений слабкою основою NH4OH і сильною кислотою HCl.

Сіль розчинна, значить може дисоціювати у водному розчині:

NH4Cl → NH4+ + Cl

NH4OH сл. HCl c.

Гідроліз протікає по катіону, середовище визначається сильним компонентом – кисле.

NH4+ + HOH → NH4OH + H+;

NH4+ + Cl- + HOH → NH4OH + H+ + Cl-;

NH4Cl + HOH → NH4OH + HCl.

Гідроліз солей, утворених слабкою основою і слабкою кислотою.

Залежно від сили основи і кислоти, якими утворені ці солі, можливі три випадки гідролізу.

Сіль, що утворена слабкою основою і слабкою кислотою різної сили

Прикладом такої солі служить амоній ціанід NH4CN (KNH4OH = 1,810-5, KHCN=5,010-10).

Гідроліз NH4CN можна зобразити таким чином:

NH4CN → NH4+ + CN-

NH4OH сл HCN сл

NH4+ + CN- + H2O ↔ NH4OH + HCN

NH4CN + H2O ↔ NH4OH + HCN

Оскільки гідролізу піддається як аніон, так і катіон, то реакція зміщена в праву сторону значно сильніше, ніж це було б для солей NH4Cl і NaCN. У цій реакції катіони солі зв’язують гідроксид-іони, а аніони – іони гідрогену. Таким чином, гідроліз катіона сприяє гідролізу аніона. Оскільки при гідролізі NH4CN іони СN- зв’язують іони гідрогену міцніше, ніж іони NH4+ гідроксид-іони, концентрація вільних іонів ОН- в розчині буде вища, ніж концентрація іонів Н+, і середовище стане слабо-лужним.

Сіль, що утворена слабкою основою і слабкою кислотою однакової сили

Прикладом такої солі може служити амоній ацетат NH4CH3COOH. Константа дисоціації NH4OH і CH3COOH практично однакові і рівні 1,810-5. Реакція гідролізу в іонно- молекулярному вигляді буде:

NH4+ + CH3COO- + H2O ↔ NH4OH + CH3COOH

Оскільки концентрації ацетат-іонів і іонів амонію в розчині однакові, а відповідні кислота і основа рівні по силі, то реакція середовища буде нейтральною.

Реакція середовища в результаті гідролізу солі, що утворена слабкою основою і слабкою кислотою, визначається відносною силою цих основи і кислоти. При однаковій силі основи і кислоти середовище буде нейтральним.

Сіль, що утворена слабкою багатокислотною основою

і слабкою багатоосновною кислотою

Прикладом такої солі може служити алюміній сульфід Al2S3, одержаний в процесі спікання алюмінію з сіркою. У таблиці розчинності солей цієї солі немає, оскільки при розчиненні відбувається її повний гідроліз. В результаті цього випадає драглистий осад алюміній гідроксиду і розчин пахне сірководнем.

Унаслідок гідролізу іон алюмінію зв’язує гідроксид-іони

Al3+ + H2O ↔ AlOH2+ + H+

Сульфід-іон, навпаки, зв’язує іони гідрогену

S2- + H2O ↔ HS- + OH-.

В результаті в розчині не накопичуються в надлишку ні іони Н+, ні іони ОН-, і гідроліз не зупиняється на перших стадіях, а протікає далі, аж до утворення кінцевих продуктів – Al(OH)3 і H2S. Рівняння реакції гідролізу цієї солі має вигляд:

2Al3+ + 3S2- + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S

Солі, утворені слабкими багатокислотними основами і слабкими багатоосновними кислотами, у водних розчинах піддаються глибокому гідролізу, який часто протікає до кінця.


Кількісно, як і процес дисоціації електроліту, гідроліз солі оцінюється за ступенем гідролізу і константою гідролізу.

Ступінь гідролізу солі h – це відношення концентрації гидролізаванної солі до її загальній концентраії. Як і ступінь дисоціації, ступінь гідролізу h змінюється в межах від 0 до 1 або від 0 до 100%.

Оскільки гідроліз соли оборотний процес, то до нього можна застосувати закон діючих мас і його можна охарактеризувати константою гідролізу Кг. Як приклад запишемо рівняння гідролізу солі, утвореної слабкою кислотою і сильною основою

CN+ H2О ↔ HCN + OH

У розбавлених розчинах концентрація води постійна величина і тому рівняння константи гідролізу цієї солі має вигляд:

Помноживши чисельник і знаменник на [H+] одержимо:

Таким чином, константа гідролізу солі, яка утворена сильною основою і слабкою кислотою, дорівнює відношенню іонного добутку води до константи дисоціації кислоти:

Чим менше значення константи гідролізу солі, тим менше вона гідролізується, і навпаки.

Аналогічно з попереднім випадком можна показати, що константа гідролізу солі, яка утворена слабкою основою і сильною кислотою, дорівнює:

А для солі, утвореної слабкою основою і слабкою кислотою:

Для того, щоб визначити зв’язок між Кг і h, наприклад, для солі сильної основи і слабкої кислоти KCN, запишемо іонне рівняння її гідролізу

CN- + H2О ↔ HCN + OH

Якщо початкову концентрацію солі в розчині позначити через С(моль/л), а ступінь гідролізу солі – h, то рівняння для константи гідролізу можна записати так:

або

При h << 1 рівняння спрощується:

Кг Ch2 та

Оскільки , то

З останнього рівняння випливає декілька важливих висновків:

1) ступінь гідролізу тим більший, чим менша концентрація розчину солі;

2) гідроліз солі посилюється з підвищенням температури розчину, оскільки при цьому збільшується концентрація іонів Н+ і ОН- (при підвищенні температури К(Н2О) збільшується);

3) чим слабкіша кислота, аніон якої утворює сіль (чим менша Kд.к-ти), тим повніше гідролізується сама сіль.


Контрольні запитання:


  1. Що називають гідролізом солі? Які солі можуть гідролізуватися?

  2. Поясніть зміст понять «сильний електроліт» і «слабкий електроліт». Наведіть приклади.

  3. Як найпростіше встановити явище гідролізу даної солі?

  4. Наявність яких іонів вказує на кислотність, лужність середовища?

  5. Що таке водневий показник рН? В чому полягає його фізичний зміст? Яка математична залежність між рН і концентрацією водневих іонів Н+ ?

  6. Що називається індикатором? Що називається інтервалом переходу індикатора?

  7. Які причини зміни забарвлення кислотно-основних індикаторів зі зміною рН розчину?

  8. Наведіть значення концентрації водневих іонів та рН в нейтральному, кислому і лужному середовищі.

  9. Обчислити концентрацію іонів водню гідроксид-іонів, якщо рН розчину дорівнює 12,05.

  10. Обчислити концентрацію іонів водно та гідроксид-іонів, якщо рН розчину дорівнює 0,3.

  11. Як і де теоретичні знання про гідроліз солей ви можете використати?


Тестові завдання:


Варіант 1


  1. Органічні речовини, які змінюють своє забарвлення в залежності від концентрації іонів Гідрогену Н+, називаються:

А) каталізатори;

Б) інгібітори;

В) ферменти;

Г) індикатори;

Д) гідрати.

  1. Вкажіть, в розчинах яких солей рН більше, ніж 7:

А) Ca(CN)2;

Б) Zn(NO3)2;

В) NH4Cl;

Г) KCl;

Д) Na2CO3.

  1. До гідролізу якої солі належить рівняння:

PO43– + H2O → HPO42– + OH

А) K2HPO4;

Б) KH2PO4;

В) Na3PO4;

Г) Na3PO3;

Д) Ca(H2PO4).

  1. У водному розчині концентрація гідроксид-аніонів ОН дорівнює 10–12 моль/л. Яке значення рН в цьому розчині?

А) 5;

Б) 6;

В) 11;

Г) 12;

Д) 13.

  1. Вкажіть правильне твердження. Ступінь гідролізу солі при збільшенні концентрації розчину:

А) збільшується;

Б) зменшується;

В) залишається без змін.


Варіант 2


  1. Електроліти, які утворюють під час дисоціації в розчині катіони металу (а також катіон амонію NH4+) й аніон кислотного залишку – це:

А) кислоти;

Б) основи;

В) солі;

Г) амфотерні гідроксиди;

Д) оксиди.

  1. Розчини яких солей мають нейтральну реакцію?

А) NaBr;

Б) Na2CO3;

В) NH4Cl;

Г) AlCl3;

Д) KCl.

  1. Продуктом гідролізу яких солей будуть являтися основні солі:

А) Na2PO4;

Б) K2CO3;

В) ZnCl2;

Г) Al2(SO4)3;

Д) KCl.

  1. Яка концентрація гідроксид-аніонів ОН (в моль/л) у розчині, рН якого дорівнює 9.

А) 10–1;

Б) 10–3;

В) 10–5;

Г) 10–6;

Д) 10–7.

  1. Вкажіть правильне твердження. Ступінь гідролізу солі при підвищенні температуру розчину:

А) збільшується;

Б) зменшується;

В) залишається без змін


ІІ. Експериментальна частина


Хід роботи:


Дослід 1. Випробування розчинів солей індикатором і визначення рН


На предметне скло покладіть невеличку смужку універсального лакмусового паперу. За допомогою скляної палички або крапельниці нанесіть на папір краплю розчину солі. Спостерігайте за зміною забарвлення індикатора. Порівняйте забарвлення ще вологої плями, отриманої на папері, з кольоровою шкалою і виберіть на ній відтінок, найбільш близький до кольору отриманої плями. На кольоровій шкалі наводяться барви, які відповідають цілим значенням рН. Зробіть висновок стосовно рН розчину солі, який досліджували. Вкажіть реакцію середовища. Отримані результати занесіть у таблицю.


з/п

Формула солі

Забарвлення індикатора

Реакція середовища

рН розчину

Якими основами та кислотами (сильними чи слабкими) утворена сіль

Na2CO3





CH3COONa





Al2(SO4)3





CuSO4





NaCl





FeCl3





NaNO3






Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Які з досліджений солей гідролізуються? Які – ні, і чому?

  2. Напишіть іонні та молекулярні рівняння реакцій гідролізу солей та вказати вид гідролізу кожної солі (простий або ступінчастий).


Дослід 2. Випадок повного (необоротного) гідролізу солі


До 1 мл розчину сульфату алюмінію у пробірці прилити рівний об’єм розчину натрій карбонату. Спостерігайте за утворенням білого аморфного осаду та виділення бульбашок газу.


Мал. 23. Виділення бульбашок газу


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Напишіть рівняння взаємодії:

  • алюміній сульфату та натрій карбонату;

  • алюміній карбонату з водою.

  1. Чому не утворився алюміній карбонат?

  2. Об’єднайте перше і друге рівняння реакцій до одного готового рівняння. Напишіть це рівняння в іонній формі.


Складіть загальний висновок до проведеної лабораторної роботи.


Література:


  1. Глинка М.Л. Загальна хімія: навч. посіб. для вищ. навч. закладів. – М.: Інтеграл-Прес, 2004. – С. 237-249.

  2. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. посіб. – К.: Вища шк., 2005. – С. 250-260.

  3. Основи загальної хімії: Підручник / В.С.Телегус, О.І.Бодак, О.Заречнюк, В.Кінжибало. – Львів: вид. «Світ», 2000. – С. 110-120.

  4. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – С. 164-173.


Лабораторна робота № 8


Тема: ДОСЛІДЖЕННЯ ОКИСНО-ВІДНОВНИХ РЕАКЦІЙ


Мета: дослідити основні типи ОВР, дослідним шляхом закріпити теоретичні знання з даної теми.


Прилади та матеріали: розчини нітратної кислоти HNO3 (розведено і концентрованої), сульфатної кислоти H2SO4, калій перманганату, натрій сульфіту Na2SO3, калій гідроксиду KOH, амоній біхромату (NH4)2Cr2O7 (кристалічний), шматочки міді, магнієва стрічка Mg, фарфорова стрічка, пальник.


План


  1. Теоретична частина

  2. Експериментальна частина

Дослід 1. Взаємодія купруму з нітратною кислотою

Дослід 2. Відновлення калій перманганату в різних середовищах

Дослід 3. Розкладання біхромату амонію


І. Теоретична частина


Всі хімічні реакції можна розділити на 2 види:

  1. 1. Реакції, які проходять без зміни ступенів окиснення атомів, що входять до складу реагентів:

Са+2О–2 + Н2+О–2 → Са+2–2Н+)2

Ступені окиснення Кальцію, Гідрогену та Оксигену не змінилися, а залишились без змін в кальцій гідроксиді.

  1. 2. Реакції, які відбуваються зі зміною ступенів окиснення окремих атомів або іонів реагуючих сполук:

Н20 + І20 → 2H+І

Окисно-відновними (або редокс) називають хімічні реакції, які відбуваються із зміною ступенів окислення елементів, що входять до складу реагуючих речовин.

Окислювально-відновні реакції мають важливе значення в повсякденному житті та техніці. В організмах тварин та рослин відбуваються доволі складні окислювально-відновні процеси, в результаті яких вивільняється енергія, яка необхідна для життєдіяльності. Такі реакції можна спостерігати під час згорання різних видів палива, в процесах корозії металів, в процесі електролізу. Вони лежать в основі добування металів із руд. Їх широко застосовують в промисловості в процесі добування багатьох речовин: аміаку, лугів, солей, нітратної, сульфатної, соляної кислот. Завдяки окислювально-відновним реакціям відбувається перетворення хімічної енергії в електричну в гальванічних елементах та акумуляторах. Окислювально-відновні реакції застосовуються в харчовій промисловості, особливо в титрометричному аналізі для визначення якості харчової сировини та продуктів. Окисно-відновні реакції є дуже важливими в технології виробництва чавуну, сталей, багатьох як чистих металів, так і їх сплавів.

Ступенем окислення називають умовний заряд атома в сполуці, обчислений на основі припущення, що сполука складається лише з іонів.

Для ковалентних сполук приймають, що електронні пари, які зв’язують даний атом з іншим, повністю зміщені до більш електронегативного атома. Значення ступеня окислення визначають числом зміщених електронів, а знак – за співвідношенням електронегативностей сполучних атомів: ступінь окислення елемента з більшою електронегативністю позначають знаком «мінус».

Ступінь окислення в хімічній сполуці визначають за такими правилами:

1. Ступінь окиснення атомів у простих речовинах дорівнює нулю.

2. Ступінь окиснення простого іона дорівнює його заряду.

3. Алгебраїчна сума ступенів окиснення атомів у хімічній сполуці завжди дорівнює нулю, а в складному іоні – заряду іона.

4. Гідроген у неіонних сполуках з неметалами має ступінь окиснення +1, а в іонних гідридах металів –1.

5. Ступінь окиснення Оксигену приймають рівним –2, за винятком пероксидів (–1), надпероксидів (–½), озонідів (–1/3), фторидів ( +2, +1).

6. Найвищий ступінь окиснення відповідає номеру групи, до якої належить даний елемент. Винятком є Флуор, Оксиген, елементи VШ групи (крім Ксенону, Осмію, Рутенію), найвищий ступінь окиснення яких нижчий за номер групи. Для елементів підгрупи Купруму найвищий ступінь окиснення вищий за номер групи.


Ступінь окиснення не можна ототожнювати з валентністю елемента, навіть якщо їхні абсолютні значення збігаються. Валентність визначають за числом хімічних зв’язків, якими даний атом сполучений з іншими атомами. Вона не враховує електронегативності атомів, в’язаних з даним атомом, і не має знаків (+ або –).

Класифікація ОВР. Окисно-відновні реакції являють собою єдність двох протилежних процесів – окиснення і відновлення. Під час окиснення відновник віддає електрони і збільшує свій ступінь окиснення, а під час відновлення окисник приєднує електрони і зменшує свій ступінь окислення.

Розрізняють такі типи окисно-відновних реакцій:

1. Міжмолекулярні (або міжатомні). Це реакції, в яких окисником і відновником є елементи різних речовин.

2. Внутрішньомолекулярні (або внутрішньокристалічні). Це реакції, в яких окисником і відновником є елементи однієї сполуки.

3. Самоокислення-самовідновлення (ці реакції поділяються на реакції диспропорціонування, або дисмутації, і конпропорціонування, або комутації) .

В цих реакціях один і той же елемент є і окисником, і відновником (при диспропорціонуванні елемент з проміжним ступенем окислення одночасно змінює його на вищий і нижчий; при конпропорціонуванні різні ступені окислення того ж елемента набувають проміжного значення).

Окисником та відновником є атоми одного і того ж самого елементу, який перебуває в однаковому (обов‘язково проміжному) ступеню окиснення. При цьому утворюються нові сполуки, в яких атоми цього елементу мають різний ступінь окиснення.


Окисники. Відновники. Якщо атом віддає електрони, кількість протонів стає більшою за кількість електронів, і атом перетворюється на позитивно заряджений іон:

Na0 – 1e → Na+

Атом, який віддає електрони, називається відновником. Процес віддачі електронів називається процесом окиснення. Атом, який приймає електрони, набуває негативного заряду, тому що кількість електронів стає більшою за кількість протонів:

Cl20 + 2e → 2Cl

Атом або молекула, які приймають електрони, називаються окисником. Процес приєднання електронів називають процесом відновлення.

Обидва процеси проходять одночасно – окисник відновлюється а відновник окислюється. Число електронів, які віддає відновник, дорівнює числу електронів, які приймає окисник. Відбувається лише перерозподіл електронів.

Окисниками можуть бути, перед усім, сполуки вищих, а відновниками – нижчих ступенів окиснення, притаманних даному елементу.

Найважливішими відновниками є метали. Якщо метал може проявляти декілька ступенів окиснення, то відновниками являються ті його сполуки, в яких цей метал проявляє найнижчий ступінь окиснення (це сполуки Феруму (ІІ), Стануму (ІІ), Хрому (ІІ), Купруму (І)).

Неметали проявляють і позитивний, і негативний ступінь окиснення. Сполуки, в яких містяться неметали в вищих позитивних ступенях окислення, можуть бути окисниками, а сполуки, в яких неметал проявляє негативний ступінь окиснення – відновниками.

До сильних окисників належать неметали верхньої частини VІ та VІІ груп періодичної системи.

В якості окисників також застосовують кислоти. Найбільше практичне значення мають сульфатна, хлоридна та нітратна кислоти.


Складання рівнянь ОВР методом електронного балансу. Метод базується на законах збереження атомів і числа електронів (доцільно застосовувати для реакцій, що відбуваються між газами та твердими тілами). За цим методом алгоритм складання рівнянь реакцій такий:

  1. Записують схеми рівняння реакції (на першому місці – відновник, на другому – окисник).

  2. Позначають над символами атомів ступенів окиснення, які змінюються в реакції.

  3. Для розрахунку коефіцієнтів перед відновником і окисником складають рівняння електронного балансу, в яких кількість електронів, що приєднується або втрачається, визначають за різницею між ступенями окиснення відновника і окисника до реакції і після неї. Якщо числа втрачених і набутих електронів не однакові, то їх зрівнюють, водячи додаткові множники (вони підбираються за правилом знаходження найменшого спільного кратного і є стехіометричними коефіцієнтами при відновнику та окиснику).

  4. Проставляють коефіцієнти при окисненій формі відновника та при відновленій формі окисника.

  5. Визначають коефіцієнти перед формулами сполук елементів, які не змінюють своїх ступенів окиснення (спочатку дорівнюють метали, потім кислотні залишки, іони водню).

  6. Проводять перевірку знайдених коефіцієнтів.


Контрольні запитання:


  1. Дайте визначення окисно-відновним реакціям.

  2. Охарактеризуйте процеси окиснення і відновлення.

  3. Які сполуки називають окисниками і відновниками?

  4. Вкажіть основні типи окисно-відновних реакцій.

  5. Наведіть приклади окисно-відновних реакцій, які відбуваються в природі і використовуються у промислових процесах.

  6. Визначити окисник і відновник та підібрати коефіцієнти в рівнянні окисно-відновних реакцій:

H2O2 + KI + HCl → I2 + KCl + H2O

CrCl3 + H2O2 + NaOH → Na2CrO4 + Na2CrO4 + NaCl + H2O

  1. Закінчіть рівняння окисно-відновних реакцій:

a) MnSO4 + H2O2 + KOH

б) FeSO4 + H2O2 + H2SO4


Тестові завдання:


Варіант 1


  1. До якого типу окисно-відновних реакцій належить наведена реакція:

KOH + Cl2 → KClO3 + KCl + H2O

А) реакція міжмолекулярного окислення-відновлення;

Б) реакція внутрішньо молекулярного окислення-відновлення;

В) реакція самоокислення-самовідновлення (диспропорціювання).

  1. Вказати окисник у реакції, яка відбувається за схемою:

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O

А) H2S;

Б) H+;

В) SO42–;

Г) Cr2O72–;

Д) K+.

  1. Скільки електронів віддає іон Cr3+ в реакції:

Cr3+ + Br2 + OH → CrO42– + Br + H2O

А) 1;

Б) 2;

В) 3;

Г) 4;

Д) 5.

  1. Яка ступінь окислення атомів елемента у лівій частині рівняння реакції?

FeS + KMnO4 + H2SO4 → Fe(SO4)2 + MnSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

А) 10;

Б) 13;

В) 18;

Г) 20;

Д) 26.

  1. Вкажіть середовище реакції, що відбувається за схемою:

MnO2 + KClO3 + … → KMnO4 + KCl + …

А) кислотне;

Б) нейтральне;

В) лужне.


Варіант 2


  1. Яка речовина здатна в окисно-відновний реакціях бути як окисником, так і відновником?

А) KMnO4;

Б) KCl;

В) MnO2;

Г) KCl;

Д) H2S.

  1. Атоми якого елементу, змінюючи ступінь окислення, окислюються у реакції:

Pb(NO3)2 → PbO + NO2 + O2

А) Pb;

Б) N;

В) O;

Г) Pb та N;

Д) N та O.

  1. Якій частині моль дорівнює еквівалент окисника в реакції:

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O

А) 1 моль;

Б) моль;

В) моль;

Г) моль;

Д) моль.

  1. Скільки молекул нітратної кислоти є окисником у реакції:

FeS + HNO3 → Fe(NO3)3 + S + NO + H2O

А) 1;

Б) 2;

В) 3;

Г) 4;

Д) 5.

  1. Чому дорівнює сума коефіцієнтів у лівій частині рівняння реакції?

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

А) 10;

Б) 13;

В) 18;

Г) 20;

Д) 26.


ІІ. Експериментальна частина


Відео «Взаємодія купруму з розведеною нітратною кислотою»

Відео «Взаємодія купруму з концентрованою нітратною кислотою»

Відео «Розкладання біхромату амонію»


Хід роботи:


Дослід 1. Взаємодія купруму з нітратною кислотою


В пробірки положити по шматочку купруму Cu. В одну налити розбавлену, а в другу – концентровану нітратну кислоту HNO3.


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Що спостерігається при взаємодії купруму з розведеною і з концентрованою нітратною кислотами?

  2. Напишіть рівняння окисно-відновних реакцій. Методом електронного балансу підберіть необхідні коефіцієнти. Вкажіть окисник і відновник.


Дослід 2. Відновлення калій перманганату в різних середовищах


В три пробірки внести по 3-4 краплини розчину калій перманганату KMnO4. В одну пробірку добавити 2-3 краплі розчину сульфатної кислоти H2SO4, в іншу – стільки ж води, а в третю – таку ж кількість розчину лугу KOH. В усі три пробірки внести по 4 краплі розчину натрій сульфіту Na2SO3.


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Що спостерігається при взаємодії розчинів калій перманганату з розчином натрій сульфіту? Як впливає середовище на хід реакції?

  2. Напишіть рівняння ОВР. Підберіть коефіцієнти методом електронного балансу. Вкажіть окисник та відновник.


Дослід 3. Розкладання біхромату амонію


На фарфорову чашку помістити декілька мікрошпателей кристалічного амоній біхромату. У вершину купки вставити маленький шматочок стрічки магнію і запалити її. Спостерігати бурне розкладання солі.



Мал. 24. Розкладання біхромату амонію


Мал. 25. Розкладання біхромату амонію

Мал. 26. Розкладання біхромату амонію

Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Що спостерігається при розкладі солі?

  2. Напишіть рівняння ОВР, підберіть коефіцієнти методом електронного балансу. Вказати окисник та відновник.


Складіть загальний висновок до проведеної лабораторної роботи.


Література:


  1. Глинка М.Л. Загальна хімія: навч. посіб. для вищ. навч. закладів. – М.: Інтеграл-Прес, 2004. – С. 255-293.

  2. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. посіб. – К.: Вища шк., 2005. – С. 285-331.

  3. Основи загальної хімії: підручник / В.С. Телегус, О.І. Бодак, О. Заречнюк, В. Кінжибало. – Львів: вид. «Світ», 2000. – С. 129-145, 147-154.

  4. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – С. 182-203.


Завдання для самостійної роботи студентів


Підготовка до виконання лабораторної роботи № 9 «Дослідження електрохімічних процесів», виконання КЗЗ № 2:

  1. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – С. 198-204.



Лабораторна робота № 9


Тема: ДОСЛІДЖЕННЯ ЕЛЕКТРОХІМІЧНИХ ПРОЦЕСІВ


Мета: дослідити електрохімічні процеси; отримати практичний дослід роботи з електролізером.


Прилади та матеріали: електролізер, графітові та мідні електроди, випрямляч, штатив з пробірками, гранули цинку Zn, мідний дріт Cu, розведена сульфатна кислота H2SO4, розчин купрум(ІІ) сульфату CuSO4.


План


  1. Теоретична частина

  2. Експериментальна частина

Дослід 1. Утворення гальванічних пар під час хімічних процесів.

Дослід 2. Електроліз водних розчинів

А) з інертними електродами;

Б) з розчинним анодом.


І. Теоретична частина


Електрохімія вивчає процеси, які виникають на межі двох фаз за участю іонів і електронів. Ці процеси або супроводжуються появою електричного струму за рахунок хімічних реакцій, або зумовлені електричним струмом. Прикладом першого є гальванічні елементи.

Гальванічним елементом називають пристрій для безпосереднього перетворення хімічної енергії окисно-відновної реакції в електричну. Найбільш розповсюджені гальванічні елементи Вольта, Даніеля – Якобі, Лекланше.

Так, гальванічний елемент Даніеля – Якобі складається з мідного електрода, зануреного у розчин CuSO4, та цинкового електрода, зануреного у розчин ZnSO4; для попередження змішування розчинів вони розділені перетинкою з пористого матеріалу. При роботі елемента, тобто при замкненому колі, цинк окиснюється: на поверхні його контакту з розчином атоми цинку перетворюються на іони і, гідратуючись, переходять у розчин. Електрони, що вивільнились при цьому, переміщуються по зовнішньому колу до мідного електрода. Електрохімічне рівняння цієї напівреакції:

Zn0 – 2e- → Zn2+.

На мідному електроді відбувається відновлення іонів купруму. Електрони, що приходять з цинкового електрода, сполучуються з дегідратованими іонами купруму, які виходять з розчину; утворюються атоми міді, які виділяються у вигляді металу. Електрохімічне рівняння цієї напівреакції:

Cu2+ + 2e- → Cu0.

Підсумкове рівняння реакції:

Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0.

Схематично гальванічний елемент Даніеля–Якобі можна зобразити схемою:

А ( – ) Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu ( + ) K,

де А – анод, К – катод, у дужках – знаки електродів, одна риска означає межу між електродом і розчином, дві риски – межу між розчинами.

За сталих температури і тиску максимальна робота, яку може виконати реакція, дорівнює зміні енергії Гіббса цієї реакції ΔG, взятій з протилежним знаком (а це означає, що процес може відбуватися самочинно). Тому електрони будуть переміщуватись в такому напрямку, який відповідає від’ємному знаку ΔG.

Робота електричного струму, який виникає в гальванічному елементі, що має різницю потенціалів Е = (φox – φred) внаслідок відновлення та окислення n еквівалентів речовини, дорівнюватиме:

ΔG = nFE,

де F – число Фарадея (96 500 Кл/моль); Е – електрорушійна сила (Е.Р.С.) гальванічного елемента.

Електрорушійною силою гальванічного елемента називається максимальне значення напруги гальванічного елемента, що відповідає перебігу реакції в прямому і зворотному напрямках. Е.Р.С. гальванічного елемента дорівнює різниці потенціалів між його електродами.

Робота хімічної реакції, яка відбувається в гальванічному елементі за стандартних умов:

ΔG = nFE0,

де Е0 – Е.Р.С. гальванічного елемента за умови, що всі реагенти перебувають у стандартному стані, тобто це стандартна Е.Р.С.

Тоді , виходячи з того, що стандартна зміна енергії Гіббса хімічної реакції пов’язана з константою її рівноваги :

ΔG = – RT lnK,

можна дістати рівняння:

RT lnK → nFE0

Величину Е0 можна обчислити за різницею стандартних електродних (окисно-відновних) потенціалів φ0. Для реакції в гальванічному елементі Даніеля–Якобі

Е0 = φ0Сu – φ0Zn

Виміряти абсолютні значення φ неможливо, тому на практиці користуються відносними електродними потенціалами; електродом порівняння є стандартний водневий електрод, потенціал якого умовно прийнято таким, що дорівнює нулю.

Окисно-відновним електродним потенціалом (або редокс-потенціалом) системи називають різницю потенціалів між електродом, зануреним у дану хімічну систему, і стандартним водневим електродом.

Стандартний електродний потенціал – це значення потенціалу за стандартних умов і концентрацій окисленої та відновленої форм елемента, який бере участь у реакції, які дорівнюють одиниці.

Якщо концентрації речовин у розчині не дорівнюють одиниці, е.р.с. гальванічного елемента, який складатиметься з водневого і досліджуваного електродів, обчислюються за рівнянням Нернста:

де φ0 – стандартний електродний потенціал; R – універсальна газова стала (8,31441 Дж/(моль·К)); Т – абсолютна температура; n – число електронів, що беруть участь у процесі; F – число Фарадея; [Ох], [Red] – концентрації відповідно окисненої і відновленої форм елементів, що беруть участь у процесі.

При вимірюванні напруги опір зовнішнього кола (тобто вимірювального пристрою) дуже великий. Реакція в гальванічному елементі при цьому практично не проходить. Таким чином, електродні потенціали відповідають оборотному перебігу процесів, або стану хімічної рівноваги на електродах. Тому електродні потенціали часто називають рівноважними електродними потенціалами, або просто рівноважними потенціалами.

Якщо розмістити метали у порядку зростання алгебраїчного значення їх стандартних електродних потенціалів, то утворюється електрохімічний ряд напруг металів, або ряд стандартних електродних потенціалів.

Вперше такий ряд було запропоновано М.М.Бекетовим (1865 р.), він назвав його витискувальним рядом. Положення кожного металу в такому ряді точно визначається за величиною стандартного електродного потенціалу процесів:

Men+ + ne → Me

В електрохімічному ряді напруг кожний попередній метал активніший за наступний і може витискувати його з розчину солі.


Ряд напруг (активності) металів →

K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, [H2], Cu, Hg, Ag, Pt, Au


Електроліз – це окисно-відновні процеси, які відбуваються на електродах при пропусканні постійного електричного струму через розчин або розплав електроліту (через електрохімічну систему, що складається з двох електродів і розчину або розплаву електроліту). У цьому випадку на катоді відновлюються позитивно заряджені іони – катіони, а на аноді окислюються негативно заряджені іони – аніони, тобто катод є окисником, а анод – відновником. Таким чином, процес електролізу є зворотним щодо процесу роботи гальванічного елемента: анодом є позитивний електрод, катодом – негативний.

Електроліз широко використовується в промисловості для одержання різних речовин, тому що електричний струм – найсильніший з окисників і відновників. Катод і анод виготовляють або з графіту (інертні електроди), або з металів (активні електроди), які можуть брати участь у процесі електролізу. При проведенні електролізу визначають місце катіону металу в ряду напруг.

Якщо метал знаходиться за воднем, його можна одержувати з водних розчинів солей в чистому вигляді на катоді. Якщо метал розташований до водню в ряду напруг, при електролізі розчинів його солей на катоді буде відновлюватись водень Н2 з води. Одержання таких металів можна вести тільки з розплавів солей.

Анодні процеси залежать від типу кислотного залишку в солях. Якщо аніон – залишок безкисневої кислоти (Cl, Br, F та ін.), то на аноді утворюється чистий неметал (Cl2, Br2, F2). Якщо кислотні залишки від кисневмісних кислот ( SO42-, NO3-, CO32-), на аноді окислюються не ці іони, а іони ОН з води і виділяється кисень О2. Розглянемо типові приклади електролізу.

Як було зазначено, розрізняють електроліз з інертним та активним анодом. У першому випадку анод виготовлений з матеріалу, який не окислюється під час електролізу (наприклад, з графіту, вугілля, платини). У другому – анод виготовлено з матеріалу, який здатний окиснюватись під час електролізу.

При електролізі розплавів електролітів катіони відновлюються на катоді, аніони окиснюються на аноді. Наприклад, електроліз розплаву хлориду Натрію зі застосуванням графітових електродів:

NaCl

↑↓

K ( – ) ← Na+ + Cl- → ( + ) A

Na+ + e → Na0, Cl- – e → Cl0, 2Cl0 → Cl2

При електролізі водних розчинів електролітів крім іонів електроліту присутні і іони води Н+ і ОН (утворюються внаслідок дисоціації води). Отже, при електролізі до катоду підходять два катіони: металу та Гідрогену. До аноду підходять два аніони: кислотного залишку та гідроксид-іони. Іони Гідрогену відновлюються на катоді лише при електролізі солей дуже активних металів ( Li …Al). При електролізі солей безкисневих кислот легше розряджаються аніони кислот (S2-, I-, Br-, Cl-) і, навпаки, при електролізі солей кисневмісних кислот легше розряджаються гідроксид-іони, ніж аніони кислот (NO3-, CO32-, SO42-). Наприклад, електроліз водного розчину сульфату калію з інертним анодом:

2K2SO4

↓↑

K ( – ) ← 4K+ + 2SO42- → (+) A

4K+ 2SO42-

4H2O + 4e → 4OH- + 2H2↑ 2H2O → 4H+ + O2↑ + 4e

Якщо анодом є розчинний електрод, то йому віддають електрони не аніони розчину, а атоми самого металу. Прикладом може бути електроліз розчину хлориду Купруму з мідними електродами, при якому на катоді виділяється мідь, а на аноді замість виділення хлору, як і при інертному електроді, розчиняється метал електрода. Процес зводиться до переносу міді з анода на катод, а кількість солі в розчині лишається сталою:

CuCl2

↑↓

K ( – ) ← Cu2+ + 2Cl- → ( + ) A

Cu2+ + 2e → Cu0↓ Cu0 – 2e → Cu2+

Анодне розчинення металів застосовується для одержання чистих металів (рафінування) і нанесення захисного покриття на інші метали (гальваностегія).


Контрольні запитання:


  1. Що таке електродний потенціал?

  2. Яким чином залежить електродний потенціал від концентрації іонів металу в розчині?

  3. Що в електрохімії називається електродом?

  4. Який електрод називається катодом? Анодом?

  5. Що таке гальванічний елемент?

  6. Як обчислити Е.Р.С. гальванічного елементу?

  7. Дайте визначення електролізу.

  8. Які фактори впливають на катодні і анодні процеси?


Тестові завдання:


Варіант 1


  1. З яких на півелементів слід складати гальванічних елемент, щоб його Е.Р.С. була максимальною?

А) Сa2+/Ca та Au3+/Au;

Б) Ni2+/Ni та Pb2+/Pb

В) Ni2+/Ni та Pb2+/Pb;

Г) Mg2+/Mg та Cd2+/Cd;

Д) Fe2+/Fe та Ni2+/Ni.

  1. Чи можливий за стандартних умов наведений окисно-відновний процес? Якщо можливий, то в якому напрямку?

KMnO4 + Br2 + H2SO4 → KBr2O3 + MnSO4 + H2O

А) можливий у прямому напрямі;

Б) можливий у зворотному напрямі;

В) процес неможливий.

  1. Знайти серед наведених окисно-відновних пар відновник, здатний відновити Ферум(ІІІ) до Ферума(ІІ):

А) IO3/I

Б) PbO2/Pb2+

В) Co3+/Co2+

Г) I2/2I

  1. Що практично виділятиметься на катоді під час електролізу водного розчину суміші солей CrCl2 та NaBr.

А) Na;

Б) H2;

В) Cl2;

Г) Cr;

Д) O2.

  1. Що практично виділяється на аноді під час електролізу водного розчину солі KNO3 з інертним анодом?

А) H2;

Б) O2;

В) Н2О;

Г) HNO3;

Д) K.


Варіант 2


  1. Користуючись рядом стандартних електродних потенціалів металів, вкажіть вірну величину Е.Р.С.1 гальванічного елемента з електродами Fe2+/ Fe та Ni2+/Ni:

А) –0,19;

Б) +0,19;

В) –0,69;

Г) +0,69;

Д) –0,47

  1. Чи можливий за стандартних умов наведений окисно-відновний процес? Якщо можливий, то в якому напрямку?

NaI + Na2SO4 + H2O → I2 + Na2SO3 + NaOH

А) можливий у прямому напрямі;

Б) можливий у зворотному напрямі;

В) процес неможливий.

  1. Знайти серед наведених окисно-відновних пар відновник, здатний окислити Ферум(ІІІ) до Ферума(ІІ):

А) KMnO4 і нейтральному середовищі;

Б) KMnO4 в кислому середовищі;

В) Br2, відновлюючись до Br-іонів;

Г) Cl2, відновлюючись до Cl-іонів;

Д) I2, відновлюючись до I-іонів.

  1. Які продукти утворюються на катоді під час електролізу водного розчину натрій гідроксиду з інертним анодом?

А) Na;

Б) O2;

В) H2O;

Г) HNO3;

Д) H2.

  1. Що практично окислюватиметься на аноді під час електролізу водного розчину NiCl2 з нікелевим анодом?

А) Cl;

Б) Ni2+;

В) Ni;

Г) H2O;

Д) H2.


ІІ. Експериментальна частина


Хід роботи:


Дослід 1. Утворення гальванічних пар під час хімічних процесів


Внести до пробірки 5-6 крапель 2 н. розчину сульфатної кислоти і гранулу чистого цинку. Чи спостерігається виділення водню з сульфатної кислоти? [Так] Доторкнутися мідним дротом до гранули цинку в пробірці. Як змінюється інтенсивність виділення водню в пробірці? [Стає більш інтенсивним] На якому з металів він виділяється? [На цинку] Прибрати мідний дріт і впевнитись, що інтенсивність виділення знов зміниться [Стає менш інтенсивним].


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Який з металів матиме від’ємний заряд і буде катодом для гідроген-іонів, які містяться в розчині?

  2. Складіть схему гальванічної пари і написати рівняння реакцій, що відбуваються під час хімічних процесів


Дослід 2. Електроліз водних розчинів А) з інертними електродами та Б) розчинним анодом


А) Налити в електролізер 0,5 н. розчин купрум(ІІ) сульфату, занурити графітові електроди та пропустити крізь розчин електричний струм. Через кілька хвилин припинити електроліз.


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Що спостерігається на катоді і на аноді?

  2. Напишіть рівняння катодного та анодного процесів електролізу водного розчину купрум(ІІ) сульфату з графітовими електродами.

  3. Який газ в невеликій кількості виділяється на аноді?


Б) Не вимикаючи електролізеру з джерела струму, поміняти електроди у колінах електролізера, внаслідок чого електрод, на якому спочатку відкладалася мідь, стане анодом. Знову пропустіть електричний струм.


Дайте відповіді на запитання, виконайте завдання:

  1. Що відбувається з міддю на аноді?

  2. Яка речовина виділяється на катоді?

  3. Напишіть рівняння катодного і анодного процесів, що відбувається під час електролізу розчину купрум(ІІ) сульфату з мідним анодом.


Складіть загальний висновок до проведеної лабораторної роботи.


Література:


  1. Глинка М.Л. Загальна хімія: навч. посіб. для вищ. навч. закладів. – М.: Інтеграл-Прес, 2004. – С. 255-293.

  2. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. посіб. – К.: Вища шк., 2005. – С. 285-331.

  3. Основи загальної хімії: підручник / В.С. Телегус, О.І. Бодак, О. Заречнюк, В. Кінжибало. – Львів: вид. «Світ», 2000. – С. 129-145, 147-154.

  4. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – С. 182-203.


Завдання для самостійної роботи студентів


Підготовка до виконання КЗЗ № 2.


СПИСОК РЕКОМЕНДОВАНОЇ ЛІТЕРАТУРИ


Базова

  1. Глинка М.Л. Загальна хімія: навч. посіб. для вищ. навч. закладів. – М.: Інтеграл-Прес, 2004. – 728 с.

  2. Загальна та неорганічна хімія: Практикум / Слободяник М.С., Улько Н.В., Бойко К.М., Самойленко В.М. – Київ: Либідь, 2004. – 336 с.

  3. Кириченко В. І. Загальна хімія: навч. посіб. – Київ: Вища школа, 2005. – 639 с.

  4. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів –Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – 480 с.

  5. Основи загальної хімії / В.С.Телегус, О.І.Бодак, О.С.Заречнюк, В.В.Кінджибало; за ред. В.С. Телегуса. – Львів: Світ, 1998. – 424 с.

  6. Попович В.В. Технологія конструкційних матеріалів і матеріалознавство: підручник для студ. вищ. навч. закл. / В. В. Попович, В. В. Попович. – Львів: Світ, 2006. – 624 с.

  7. Рейтер Л.Г. Теоретичні розділи загальної хімії: підручник / Л.Г.Рейтер, В.П.Степаненко, О.М.Басов. – Київ: Каравела, 2006. – 304 с.

  8. Чумак М.Г. Матеріали та технологія машинобудування: Підручних. – Київ: Либідь, 2000. – 368 с.

Допоміжна

  1. Тести. Хімія / І.М.Курмакова, Т.С.Куратова, С.В.Грузнова та ін. – Київ: Вид-во «Академія», 2007. – 278 с.

  2. Хомченко Г.П. Посібник з хімії для вступників до вищих навчальних закладів; Пер. з рос. – Київ : Арій, 2008. – 480 с.

  3. Хомченко Г. П. Збірник задач з хімії для вступників до вищих навчальних закладів: пер. з рос. / Г.П.Хомченко, І.Г.Хомченко. – К. : Арій, 2009. – 320 с.






ДОДАТОК 1


ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ Д.І.МЕНДЕЛЄЄВА (КОРОТКА ФОРМА)


ДОДАТОК 2


РОЗЧИННІСТЬ КИСЛОТ, ОСНОВ І СОЛЕЙ У ВОДІ.

РЯД АКТИВНОСТІ МЕТАЛІВ.

ЗАБАРВЛЕННЯ ІНДИКАТОРІВ У РОЗЧИНАХ КИСЛОТ І ЛУГІВ



ДОДАТОК 3


ШКАЛА рН



Концентрація йонів Гідрогену

+], моль/л

Значення рН

Колір універсального індикатора

Середовище

Приклади розчинів

10–14

14


Сильнолужне

Засоби для чищення

10–13

13


Відбілювачі

10–12

12


Мильний розчин

10–11

11


Лужне

Розчин амоніаку

10–10

10


Розчин магнезії

10–9

9


Слабколужне

Зубна паста

10–8

8


Морська вода

10–7

7


Нейтральне

Дистильована вода

10–6

6


Слабокисле

Сеча, молоко

10–5

5


Чорна кава

10–4

4


Кисле

Томатний сік

10–3

3


Апельсиновий сік

10–2

2


Сильнокисле

Лимонний сік

10–1

1


Шлунковий сік

10

0


Кислота в батарейках






ДОДАТОК 4


РЯД СТАНДАРТНИХ ЕЛЕКТРОДНИХ ПОТЕНЦІАЛІВ



Електрод

Е0, В

Електрод

Е0, В

Окисна форма

Відновлена форма

Окисна форма

Відновлена форма

Li+

Li

– 3,05

Cd2+

Cd

– 0,40

K+

K

– 2,93

Co2+

Co

– 0,28

Ba2+

Ba

– 2,91

Ni2+

Ni

– 0,25

Ca2+

Ca

– 2,87

Sn2+

Sn

– 0,14

Na+

Na

– 2,71

Pb2+

Pb

– 0,13

Mg2+

Mg

– 2,36

2H+

H2

0

Al3+

Al

– 1,66

Cu2+

Cu

+ 0,34

Mn2+

Mn

– 1,18

Hg2+

Hg

+ 0,79

Zn2+

Zn

– 0,76

Ag+

Ag

+ 0,80

Cr3+

Cr

– 0,74

Pt2+

Pt

+ 1,20





1 Електрорушійна сила (вимірюється у В)


Відображення документу є орієнтовним і призначене для ознайомлення із змістом, та може відрізнятися від вигляду завантаженого документу.