Методические указания к лабораторным работам для студентов всех форм обучения icon

Методические указания к лабораторным работам для студентов всех форм обучения



НазваниеМетодические указания к лабораторным работам для студентов всех форм обучения
Дата конвертации21.12.2012
Размер339.26 Kb.
ТипМетодические указания


Федеральное агентство по образованию


Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Санкт-Петербургский государственный

инженерно-экономический университет»


Кафедра современного естествознания и экологии





УТВЕРЖДАЮ

Проректор

по учебной работе

д.э.н., профессор

________________О.В. Гончарук

« 23 » ___октября__ 200_ г.

Рег. № __М-441____


ХИМИЯ




^

Методические указания к лабораторным работам


для студентов всех форм обучения


Специальности: 190603 – Сервис транспортных и технологических машин

и оборудования (автомобильный транспорт)
^

220701 – Менеджмент высоких технологий


230201 - Информационные системы и технологии


Санкт-Петербург

2008

Допущено

редакционно-издательским советом СПбГИЭУ

в качестве методического издания


Составитель

д-р пед. наук, доц. ^ В.Н. Давыдов


Рецензент

канд. хим. наук, доц. В.В. Фокин


Подготовлено на кафедре

современного естествознания и экологии


Одобрено научно-методическим советом

специальности 090603 – Сервис транспортных машин и оборудования (автомобильный транспорт)


Одобрено научно-методическим советом

специальности 080502/5 – Экономика и управление на предприятии химической промышленности


Одобрено научно-методическим советом

факультета информационных систем в экономике и управлении


Отпечатано в авторской редакции с оригинал-макета,

представленного составителем


© СПбГИЭУ, 2008

Представленные в методических указаниях лабораторные работы дают студентам возможность ознакомиться с рядом физико-химических процессов, изучение которых имеет важное значение для последующей учебной деятельности студентов и их последующей практической деятельности при работе по будущей специальности.

^

Правила работы в лаборатории


К выполнению лабораторных работ допускаются студенты прошедшие инструктаж по технике безопасности.
Прежде чем приступить к выполнению работы следует внимательно изучить ее описание по настоящему пособию. Все непонятные моменты должны быть прояснены в беседе с преподавателем.

При выполнении лабораторных работ следует соблюдать максимальную осторожность и аккуратность. Невнимательность и недостаточное знакомство с описанием работы, приборами и реактивами могут повлечь негативные последствия.

Все работы студентам рекомендуется проводить в халатах или фартуках, а также защитных очках. При наличии особой чувствительности кожи рекомендуется пользоваться резиновыми перчатками.

Работы с вредными и сильно пахнущими веществами должны проводится в вытяжном шкафу.

В помещении лаборатории категорически запрещается принимать пищу, а также пробовать любые вещества на вкус. Определять запах веществ необходимо с осторожностью, направляя к себе пары движением руки.

Перед использовании реактива необходимо внимательно прочитать надпись на банке или склянке (химическую формулу вещества и концентрацию его в растворе). При возникновении сомнений следует обратиться за справкой к преподавателю или лаборанту. Для проведения опыта следует использовать минимальные рекомендованные в описании количества веществ, что обусловлено не только экономией реактивов, но и экологическими соображениями. Во избежание загрязнения реактивов нельзя возвращать в банки и склянки случайно взятый избыток твердого вещества или раствора. Он должен быть удален в специальные емкости для сбора отходов. В эти же емкости следует удалить образовавшиеся после опытов жидкие и твердые отходы. Исключение представляют собой гранулы и пластинки металлов, кусочки мрамора они должны быть промыты на пластмассовом ситечке проточной водой из под крана и сданы лаборанту.

Отчет о проведенной работе должен быть оформлен в специальной (12-18 лист.) тетради. Он должен содержать название лабораторной работы, названия и описания выполненных опытов, выводы. Описание каждого опыта должно быть выполнено по схеме:

  1. Что делалось? (Краткое описание хода опыта).

  2. Что наблюдалось? (Описание наблюдаемых явлений, уравнения реакций, принципиальная схема установки, результаты измерений (оформляются в виде таблицы), используемые при обработке результатов формулы, расчеты, графические зависимости

  3. Выводы. (Обобщение результатов опыта).

Отчет предоставляется преподавателю в конце занятия, в крайнем случае, через неделю после занятия.


^ Первая помощь при несчастном случае

Перед началом работы в лаборатории каждый студент должен ознакомиться с местом нахождения аптечки, нейтрализующих средств, а также первичных средств пожаротушения.


  1. В случае попадания на кожу или в глаза кислоты или щелочи необходимо немедленно промыть пораженное место большим количеством проточной воды. После этого, при ожоге кислотами, промыть обожженное место 2%-ным раствором питьевой соды, а при ожоге щелочами – 1%-ным раствором борной кислоты. При поражении глаз обязательно обратиться к врачу.

  2. При термическом ожоге поместить обожженное место под струю холодной воды для снятия боли. При необходимости, наложить на пораженное место компресс из слабого раствора перманганата калия (раствор должен иметь малиновый цвет) или смазать мазью от ожогов.

  3. При ранении стеклом следует убедиться в том, что в ранке не осталось кусочков стекла (извлечь пинцетом!), затем быстро обтереть края ранки ваткой, смоченной спиртом или раствором йода.

  4. При отравлении парами брома необходимо вдыхать пары разбавленного раствора аммиака, а затем выйти на свежий воздух.

  5. При возгорании одежды – не бежать, изолировать очаг горения, набросив на него халат, полотенце или воспользовавшись другими подсобными средствами.



^

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1


Химическая кинетика


Химической кинетикой называют раздел химии, посвященный изучению скоростей химических реакций и их зависимости от различных условий — природы и концентрации реагирую­щих веществ, температуры, присутствия катализаторов и др.

Скоростью гомогенной химической реакции по веществу B называется величина изменения концентрации этого вещества в единицу времени.



Факторы, воздействующие на скорость химических реакций:

  • природа реагирующих веществ;

  • концентрации реагирующих веществ;

  • площадь поверхности раздела фаз реагентов для гетерогенных реакций;

  • температура;

  • наличие катализаторов или ингибиторов;

  • наличие перемешивания, воздействия ударных волн, ультразвука, облучения видимым или ультрафиолетовым светом радиоактивного облучения и др.;


Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется законом действующих масс.

Современная его формулировка: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для химической реакции, протекающей в одну стадию:

,

математическое выражение закона действующих масс имеет вид:

, (1.1)

где ^ V – скорость реакции;

k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости химической реакции;

СА и СВ – концентрации реагентов А и В, соответственно;

a и b – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Для многостадийных химических реакций порядки реакции по различным веществам (степени, в которые возводят концентрации реагирующих веществ в уравнении закона действующих масс), как правило, не совпадают с коэффициентами химического уравнения. Они находятся экспериментальным путем и могут принимать дробные или нулевые значения.

С повышением температуры скорость химических реакций возрастает. Согласно эмпирическому правилу Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2÷4 раза.

Математически это правило может быть представлено следующим образом:

(1.2)

где - скорости реакции при температурах Т1 и Т2, соответственно;

γ – температурный коэффициент скорости реакции, численное значение которого для большинства реакций лежит в интервале от 2 до 4.

Сильное влияние на скорость протекания химических реакций оказывает присутствие в реакционной системе катализаторов и ингибиторов.

Катализаторами называются вещества, повышающие скорость химических реакций; ингибиторами – вещества, понижающие скорость химических реакций. Катализаторы и ингибиторы обладают определенной селективностью (избирательностью) действия. Они оказывают влияние на скорость одних и не оказывают воздействия на скорость других реакций, одновременно протекающих в системе. Особенно велика селективность биологических катализаторов – ферментов. Они способны избирательно ускорять лишь одну из нескольких десятков тысяч протекающих в живом организме реакций.

Свои специфические особенности имеет протекание гетерогенных химических реакций, то есть реакций происходящих в системах, состоящих из двух или более фаз (гетерогенных системах).

Гетерогенные реакции протекают на поверхность раздела фаз и включают, по меньшей мере, три последовательные стадии:

1. Подвод реагирующего вещества к поверхности раздела фаз;

2. Химическое взаимодействие на поверхности раздела фаз;

3. Отвод продуктов реакции от поверхности.

Скорость гетерогенной реакции определяется скоростью наименее быстрой ее стадии. Часто самыми медленными стадиями реакции оказываются подвод реагирующего вещества к поверхности раздела фаз или отвод продуктов реакции. В этом случае скорость реакции определяется скоростью переноса веществ к поверхности раздела фаз и при возрастании поверхности раздела фаз увеличивается и скорость химической реакции.

По признаку полноты протекания химические реакции можно разбить на две группы: необратимые и обратимые реакции. Необратимые реакции протекают до конца – то есть до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца - ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Необратимыми являются химические реакции, при протекании которых одно или несколько образующихся веществ (продуктов реакции), покидает сферу реакции. Например, выпадает в осадок или выделяется в виде газа. Необратимыми являются также химические реакции, в которых одним из продуктов является малодиссоциирующее соединение (например, вода).

В первый момент скорость прямой реакции, определяемая начальными концентрациями исходных веществ, максимальна, а скорость обратной реакции, определяемая концентрациями продуктов, равна нулю. По мере расходования исходных веществ и накопления продуктов реакции скорость прямой реакции уменьшается, а обратной увеличивается. Спустя некоторое время скорости прямой и обратной реакции становятся равными - в системе устанавливается химическое равновесие. В условиях равновесия в системе сохраняются постоянными концентрации всех входящих в ее состав веществ: как исходных, так и образовавшихся. Состояние равновесия будет сохраняться, пока все параметры системы остаются неизменными. Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие, то положение химического равновесия может смещается.

Направление смещения положения химического равновесия под действием внешнего воздействия определяется принципом Ле-Шателье – Брауна: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывают воздействие путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет эффект произведенного воздействия. Так, повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении той реакции, которая сопровождается поглощением тепла, а понижение температуры вызывает смещение равновесия в направлении реакции, сопровождающейся выделением тепла.

Повышение давления смещает равновесие в направлении реакции, сопровождающейся уменьшением количества вещества газообразных веществ, а понижение давления действует в противоположном направлении. Например, в равновесной системе, состоящей из водорода, азота и аммиака:

2 + N2  2NН3 + Q

прямая реакция сопровождается выделением тепла и повышение температуры приводит к смещению равновесия влево. Повышение давления смещает равновесие вправо, так как при этом уменьшается суммарное количество вещества в системе.

При введении в равновесную систему дополнительного количества какого-либо из исходных веществ, в первый момент увеличивается скорость прямой реакции, и равновесие смещается вправо, в сторону образования продуктов (конечных веществ). Добавление продукта, наоборот, вызовет первоначальное повышение скорости обратной реакции, и смещение равновесия влево. Постепенно скорости прямой и обратной реакций снова уравниваются, и система вновь приходит в состояние равновесия. В этом новом состоянии равновесные концентрации всех веществ, присутствующих в системе, будут отличаться от первоначальных равновесных концентраций, но соотношение между ними останется прежним. Таким образом, в системе, находящейся в состоянии равновесия, нельзя изменить концентрацию одного из веществ, не вызвав изменения концентраций всех остальных.

Целью настоящей работы является исследование влияния различных факторов на скорость необратимых химических реакций, а также изучение поведения равновесных систем при изменении внешних условий.


^ Опыт 1. Зависимость скорости химической реакции от концентраций реагирующих веществ

Зависимость скорости химической реакции от концентраций реагирующих веществ выражается законом действующих масс.

Рассмотрим реакцию взаимодействия соляной кислоты и тиосульфата натрия Na2S2O3:



В том случае, если бы реакция шла в одну стадию, описываемую приведенным уравнением, ее скорость выражалась бы уравнением:

.

Тиосерная кислота нестойка, она практически сразу распадается с выделением серы по реакции:



Чем быстрее в системе образуется тиосерная кислота, тем раньше становится заметным появление частиц серы. Длительность реакции оценивается по промежутку времени от момента сливания растворов реагирующих веществ до момента появления голубоватой дымки (частиц серы).

При проведении опыта используются растворы тиосульфата натрия (концентрация 0,1 моль/л); соляной кислоты (концентрация 0,1 моль/л) и дистиллированная вода. Объемы растворов каждого из реагентов отмеряются мерными пробирками с указанииями их формул. Наливать раствор реагента в пробирку с формулой другого вещества запрещается.

Проведение работы:

возьмите три цилиндрические пробирки и налейте:

  • в первую 5 мл раствора тиосульфата натрия;

  • во вторую 5 мл раствора тиосульфата натрия и 5 мл воды;

  • в третью 4 мл раствора тиосульфата натрия и 8 мл воды;

  • в четвертую 2 мл раствора тиосульфата натрия и 10 мл воды.

В первую пробирку быстро добавьте при перемешивании 5 мл соляной кислоты и одновременно включите секундомер. При появлении в пробирке голубоватой мути образующихся частиц серы выключите секундомер и запишите результаты измерения времени реакции в таблицу:


п/п

Объем (V0), мл

Концентрация (С), моль/л

Время реакции (τ), с

Относительная скорость (=1/τ), с-1

Na2S2O3

HCl

H2O

Na2S2O3

HCl


























Повторите опыт, добавив во вторую пробирку 5 мл соляной кислоты, в третью 4 мл соляной кислоты, а в четвертую 2 мл соляной кислоты. Помните о том, что соляную кислоту следует приливать в последнюю очередь.

Расчет начальных концентраций реагентов (С) (в момент их смешивания в пробирке) следует вести по формуле:

,

где ^ С0 – исходная концентрация реагента (0,1 моль/л);

V0 и V – объемы реагента и смеси соответственно, мл.

Заполните таблицу и на основании ее данных постройте график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Отвечает ли форма полученной кривой приведенному ранее уравнению скорости и почему? На основании полученных результатов сделайте вывод о влиянии концентрации реагентов на скорость химической реакции.


^ Опыт 2. Влияние катализатора на скорость химической реакции

Для изучения влияния катализатора на протекание химической реакции используем окислительно-восстановительную реакцию металлического цинка с раствором перманганата калия KMnO4. Судить о скорости этой реакции можно по изменению интенсивности окраски раствора, определяемой концентрацией перманганата калия.



Для проведения опыта возьмите две пробирки. В одну налейте примерно половину объема 2 н раствора серной кислоты и добавьте 2-3 капли раствора перманганата калия (до появления малиновой окраски раствора). После тщательного перемешивания отлейте примерно половину объема раствора из первой пробирки во вторую. Опустите в обе пробирки по грануле цинка, а в одну из них добавьте также 2-3 капли раствора нитрата калия (KNO3). Наблюдайте, в какой из пробирок обесцвечивание раствора происходит быстрее. (Не выбрасывайте гранулы цинка в сливной стакан! Отделите их с помощью пластмассового ситечка, промойте проточной водой и сдайте лаборанту).

Подберите коэффициенты в уравнении реакции и сделайте вывод о влиянии нитрата калия на скорость реакции.


^ Опыт 3. Скорость реакции в гетерогенной системе

Налейте в две пробирки на ¼ объема (каждой) 2 н раствор соляной кислоты (HCl). В две другие пробирки поместите, соответственно, кусочек мрамора (СаСО3) и примерно такой же объем измельченного мрамора. Быстро перелейте растворы соляной кислоты из первых пробирок в пробирки с кусочком и порошком мрамора. (Осторожно! При интенсивном вспенивании содержимое пробирок может быть выброшено на стол. Уберите все лишние предметы!). Наблюдайте, в какой из пробирок реакция идет быстрее. Приведите уравнение реакции. Объясните наблюдаемые явления и сделайте вывод о зависимости скорости данной гетерогенной реакции от величины площади поверхности раздела фаз.


^ Опыт 4. Влияние концентрации реагирующих веществ на равновесие обратимой химической реакции

При проведении в растворе обратимой реакции между хлоридом железа (III) (FeCl3) и роданидом аммония (NH4CNS) устанавливается равновесие:



В отличие от других компонентов системы роданид железа (III) имеет кроваво-красную окраску. Поэтому по переменам интенсивности окраски раствора можно судить о изменениях концентрации Fe(CNS)3.

Для проведения опыта используются разбавленные и концентрированные растворы FeCl3 и NH4CNS, а также кристаллический хлорид аммония NH4Cl.

В две пробирки прилейте равные объемы (по 1/3 пробирки) разбавленных растворов роданида аммония и хлорида железа (III), затем слейте их вместе. Полученную смесь примерно поровну разделите на четыре пробирки. Первую пробирку оставьте для сравнения. Во вторую добавьте 1-2 капли концентрированного раствора хлорида железа (III) , в третью 1-2 капли концентрированного раствора роданида аммония, в четвертую – немного кристаллов хлорида аммония. Содержимое пробирок тщательно перемешайте. Затем сравните окраску растворов во второй, третьей и четвертой пробирках с окраской раствора в первой пробирке.

На основании наблюдений сделайте вывод о влиянии изменения концентраций реагирующих веществ на состояние равновесия.

^ ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2

Основы теории растворов. Приготовление растворов заданных концентраций. Дисперсные системы


Многокомпонентные корпускулярно-дисперсные системы, к которым принадлежат как дисперсные системы, так и истинные растворы, могут быть классифицированы по степени раздробленности вещества дисперсной фазы.

Таблица 2.1.

^ Классификация корпускулярно- дисперсных систем по степени дисперсности


Системы

Раздробленность вещества

Поперечник частиц, см

^ Число атомов в одной частице

Грубодисперсные

Макроскопическая

1—10-2

≥1018




Микроскопическая

10-2—10-5

≥109

Предельно-высокодисперсные

Коллоидная

10-5—10-7

109—103

Молекулярные и ионные

Молекулярная и ионная

10-7—10-8

≤103


Корпускулярно-дисперсные системы, где имеет место молекулярная или ионная раздробленность дисперсной фазы носят название растворов (истинных растворов). В таких системах нет поверхностей раздела фаз, поэтому они являются гомогенными.

^ Растворы – это гомогенные (однофазные) системы переменного состава, состоящие из двух или более веществ (компонентов).

Способность вещества растворяться в том или ином растворителе называется растворимостью. Вещества могут быть неограниченно и ограниченно растворимы. Неограниченной растворимостью в воде, например, обладают серная кислота. Вещества с ограниченной растворимостью могут образовывать ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы.

Ненасыщенные растворы способны при контакте с дополнительным количеством растворенного вещества растворять его и т.о. увеличивать его концентрацию в растворе. Насыщенные растворы при добавлении дополнительного количества растворенного вещества не изменяют его концентрации в растворе.

Количественно растворимость вещества часто выражается массой вещества, образующего насыщенный раствор в 100 г растворителя. Вещества с растворимостью более 10 г считаются хорошо растворимыми, от 1 до 10 г растворимыми, меньше 1г малорастворимыми и меньше 0,01 г практически нерастворимыми. Данные о растворимости различных солей собирают в т.н. таблицы растворимости.

Растворимость большинства твердых веществ увеличивается при повышении температуры. Поэтому при охлаждении горячих растворов избыток растворенного вещества обычно выделяется. Однако если проводить охлаждение медленно, защитив раствор от возможности попадания в него частиц растворенного вещества извне, то выделения избытка вещества из раствора может и не произойти. В этом случае получится т.н. пересыщенный раствор, содержащий значительно больше растворенного вещества, чем его требуется для насыщения при данной температуре. В спокойном состоянии пересыщенные растворы могут длительное время оставаться без изменения. Но при попадании в такой раствор избыточного кристаллика растворенного вещества или сотрясении начинается быстрая кристаллизация. Т.о. пересыщенные растворы являются неустойчивыми системами.

Очень часто состав раствора характеризуется с помощью массовой доли или молярной концентрации растворенного вещества:

Массовая доля растворенного вещества - это безразмерная (или выраженная в процентах) физическая величина, равная отношению массы растворенного вещества к массе всего раствора:

,

где: w(B) и w(B)%, - соответственно массовая доля компонента B, выраженная в долях единицы (безразмерная величина) или процентах,

m(B) - масса растворенного вещества B, кг, г,

m(B,..) - масса раствора, кг, г и др.


^ Молярная концентрация растворенного вещества – величина, равная отношению количества растворенного вещества к объёму раствора.

,

где: c(B) – молярная концентрация вещества B, моль/л, моль/м3;

n(B) – количество растворенного вещества B, моль;

v(B) – объём раствора, л, м3.


Если разделить мембраной, через которую способны проходить только молекулы растворителя, два раствора, в которых различны концентрации растворенного вещества, то возникнет процесс перехода через мембрану растворителя из того раствора, где концентрация растворенного вещества ниже в тот раствор, где концентрация растворенного вещества выше.

Переход растворителя через полупроницаемую мембрану из менее концентрированного раствора в более концентрированный называется осмосом.

Дисперсные системы (грубодисперсные и предельно-высокодисперсные корпускулярно- дисперсные системы) являются гетерогенными системами, состоящими из нескольких фаз, в простейшем случае из двух. Одна из фаз находится в сильно измельченном (диспергированном) состоянии в виде мельчайших твердых частиц, капелек жидкости, пузырьков газа и называется дисперсной фазой.

Вторая составная часть дисперсной системы – среда, в которой распределены частицы диспергированного вещества, называется дисперсионной средой.

Сочетания агрегатных состояний фаз дисперсной системы является одним из оснований их классификации. Агрегатное состояние фаз обычно обозначают символами: Т (твердое), Ж (жидкое), Г (газообразное). Большинство типов дисперсных систем имеют и специальные названия: суспензии, пены, эмульсии, аэрозоли.


Таблица 2.2.

^ Классификация дисперсных систем по агрегатному состоянию фаз

Дисперсионная среда

Дисперсная фаза

^ Условное обозначение системы

Название системы и примеры

Твердая

Твердая

Т/Т

Твердые гетерогенные системы: минералы, сплавы, ситаллы, бетон, композиционные материалы

Жидкая

Ж/Т

Капиллярные системы: жидкость в пористых телах, в адсорбентах, почвы, грунты

Газообразная

Г/Т

Пористые тела: адсорбенты и катализаторы в газах

Жидкая

Твердая

Т/Ж

Суспензии и золи: промышленные суспензии, пульпы, взвеси, пасты, илы

Жидкая

Ж/Ж

Эмульсии: природная нефть, кремы, молоко

Газообразная

Г/Ж

Газовые эмульсии и пены: флотационные, противопожарные, мыльные пены

Газообразная

Твердая

Т/Г

Аэрозоли (пыли, дымы), порошки

Жидкая

Ж/Г

Аэрозоли: туманы в том числе промышленные, облака

Газообразная

Г/Г

Дисперсная система не образуется


Дисперсные системы могут быть получены двумя путями: конденсацией ионов, молекул и дроблением более крупных частиц до нужной степени дисперсности.

^ Химическая конденсация. Если при химической реакции образуется трудно растворимое соединение, то оно при определенных условиях может быть получено в виде коллоидного раствора. Для этого нужно, во-первых, вести реакцию в разбавленном растворе, чтобы скорость роста кристаллических частиц была невелика, тогда частицы получатся мелкие (10-7 – 10-9 м) и системе будет обеспечена седиментационная устойчивость; во-вторых, одно из реагирующих веществ взять в избытке, чтобы на поверхности кристалла мог образоваться ДЭС – основной фактор агрегативной устойчивости.

^ Физико-химическое дробление осадков (пептизация). Пептизацией называют дробление рыхлых осадков, в которых имеются отдельные частицы дисперсной фазы, разделенные прослойками дисперсионной среды. Их непосредственному соприкосновению мешают либо двойные электрические слои, либо сольватные оболочки на поверхности частиц. Они обеспечивают отталкивание частиц на близких расстояниях, тогда как на более далеких преобладают силы межмолекулярного притяжения, не дающие частицам разойтись за счет теплового движения.

Перевести такой осадок в коллоидный раствор (пептизировать его) можно тремя способами:

  1. промыванием осадка;

  2. добавлением в систему веществ, приводящих к дополнительному образованию и, следовательно, увеличению толщины двойных электрических слоев;

  3. добавлением веществ, способствующих дополнительному утолщению адсорбционно-сольватных слоев на поверхности частиц.

Наиболее характерным оптическим свойством дисперсных систем в диапазоне видимой части электромагнитного излучения (световой диапазон) является рассеяние света на коллоидных частицах. Оно возникает в том случае, если размеры частиц дисперсной фазы намного превышают длину волны светового излучения.

Рассеяние света наблюдается при прохождении узкого пучка света через кювету с дисперсной системой в виде светящегося конуса (конуса Тиндаля).

Целью настоящей работы является овладение навыками приготовления истинных растворов и дисперсных систем и знакомство с их характерными свойствами.


^ Опыт 1. Приготовление раствора карбоната натрия заданной концентрации

Получите у преподавателя задание на приготовление 50 мл раствора карбоната натрия с указанной концентрацией растворенного вещества. Сделайте необходимые расчеты.

Для приготовления раствора возьмите расчетную навеску растворенного вещества и перенесите ее в мерную колбу объемом 50 мл. Добавляйте дистиллированную воду в колбу мелкими порциями, взбалтывая содержимое, чтобы добиться полного растворения соли. На заключительном этапе опыта доведите уровень раствора до метки на шейки колбы. Проверьте правильность приготовления раствора путем измерения его плотности и сопоставления полученного результата со справочными данными.


^ Опыт 2. Получение и кристаллизация пересыщенного раствора

Для приготовления пересыщенного раствора поместите в пробирку на четверть ее объема кристаллики пентагидрата тиосульфата натрия Na2S2O3∙5H2O и нагрейте ее в водяной бане до образования однородного раствора. Закрыв пробирку ватой или кусочком фильтровальной бумаги, дайте ей охладиться в штативе. В охладившуюся до комнатной температуры пробирку бросьте маленький кристаллик пентагидрата тиосульфата натрия. Опишите и объясните наблюдаемые явления.
Напишите уравнение химической реакции разрушения пентагидрата тиосульфата натрии при нагревании и его образования при кристаллизации раствора. Как изменяется растворимость тиосульфата натрия в зависимости от температуры? Сделайте вывод о принадлежности полученного раствора к насыщенным и пересыщенным на разных стадиях опыта.


^ Опыт 3. Наблюдение осмоса в процессе роста «силикатных растений»

При взаимодействии в растворе силиката натрия (жидкое стекло, канцелярский клей) с солями кобальта или никеля образуются нерастворимые силикаты кобальта или никеля. Тонкие пленки этих соединений являются полупроницаемыми мембранами, через которые свободно проходят молекулы воды, но не могут пройти ионы солей.

В цилиндрическую пробирку налейте раствор силиката натрия примерно на пятую часть ее объема. После этого долейте в пробирку воду так, чтобы общий объем раствора составил примерно две третьих объема пробирки. С помощью стеклянной палочки тщательно перемешайте раствор до достижения его однородности. Поставьте пробирку в штатив и бросьте в нее кусочек (размером с четверть горошины) растворимой соли кобальта или никеля (можно бросить кусочки обеих солей).

Наблюдайте образование и рост «побегов силикатных растений». Объясните причины наблюдаемого процесса и сделайте несколько рисунков поясняющих его стадии.


^ Опыт 4. Получение золя серы в результате реакции распада серной кислоты

При взаимодействии сильных кислот с тиосульфатом натрия в растворе образуется свободная тиосерная кислота (см. лабораторную работу №1, опыт 1), распадающаяся с выделением элементарной серы:







К 5 мл раствора (0.1 М) тиосульфата натрия прибавьте равный объем соляной кислоты той же концентрации. Наблюдайте образование золя серы. Для того чтобы установить, дает ли гидрозоль серы явление опалесценции, перелейте его в кювету (сосуд с прозрачными плоскопараллельными стенками) и наблюдайте его свечение при прохождении сквозь кювету светового луча фонаря. Сделайте вывод о принадлежности полученного объекта исследования к дисперсным системам.


^ Опыт 5. Получение золя берлинской лазури методом пептизации (физико-химического дробления)

К 1,5 мл 20%-го раствора желтой кровяной соли K4[Fe (CN)6] прибавьте 0,5 мл насыщенного раствора хлорида железа (III) FeCl3. Выпавший осадок берлинской лазури Fe4[Fe (CN)6]3, образовавшийся в результате реакции обмена, перенесите на фильтр, промойте водой и залейте на фильтре 0,05 М раствором щавелевой кислоты. Осадок быстро пептизируется щавелевой

кислотой C2O4H2, и через фильтр проходит синий золь берлинской лазури.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3
^

Электролитическая диссоциация. Определение рН среды.


Основные положения теории электролитической диссоциации:

1. При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы.

2. Положительно заряженные ионы (катионы) представляют собой главным образом ионы водорода и ионы металлов. Все остальные ионы (анионы) заряжены отрицательно.

3. Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью диссоциации α, выраженной в долях единицы или процентах:

α = Nпрод./N

N – число внесенных в раствор молекул;

N прод. – число продиссоциировавших молекул.

По величине степени диссоциации электролиты делятся на сильные, степень диссоциации которых находится в интервале от 0,3 до 1, средней силы со степенью диссоциации от 0,03 до 0,3 и слабые со степенью диссоциации менее 0,03.

К сильным электролитам относятся некоторые минеральные кислоты (серная, азотная, соляная), щелочи (едкий натр и едкое кали), большинство солей, к слабым некоторые минеральные кислоты (азотистая, сернистая), большинство оснований (гидроксид меди (II), гидроксид железа (III)), практически все органические кислоты (уксусная к-та).


Важное значение имеет диссоциация воды, поскольку, являясь слабым электролитом и обычным растворителем, она участвует в кислотно-основном равновесии растворенных в ней электролитов.

Вода диссоциирует на ионы: H2O ↔ H + + OH-

или

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация воды практически постоянна:

, эта величина носит название ионного произведения воды.

При 250С

Растворы, где концентрации водородных и гидроксид-ионов одинаковы, нейтральны:

[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л нейтральная среда

[H+] › [OH-] › 10-7 моль/л кислая среда

[H+] ‹ [OH-] ‹ 10-7 моль/л щелочная среда

Для удобства пользуются не концентрацией водородных ионов, а водородным показателем:

pH = - lg [H+], соответственно:

pH = 7 нейтральная среда;

pH ‹ 7 кислая среда;

pH › 7 щелочная среда.


Гидролиз солей - процесс химического взаимодействия солей с водой.

Гидролизу подвергаются соли, образованные:


а) слабой кислотой и сильным основанием;

б) сильной кислотой и слабым основанием;

в) слабой кислотой и слабым основанием.


Примеры:

1. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием (ацетат натрия):

CH3COONa ↔ CH3COO- + Na+

CH3COO- +H2O ↔ CH3COOH +OH-

Гидролиз идет по аниону. Реакция сопровождается образованием гидроксид-ионов. Реакция среды – щелочная.

2. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (нитрат аммония):

NH4NO3↔ NH4++NO3-

NH4++H2O↔NH4OH+H+

Гидролиз идет по катиону, реакция сопровождается образованием ионов водорода. Реакция среды – кислая.

3. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием (ацетат аммония):

CH3COONH4 ↔CH3COO-+NH4+

CH3COO + NH4+ +H2O↔CH3COOH+NH4OH


Гидролиз идёт и по катиону, и по аниону с образованием сразу двух слабых электролитов. Среда в растворах таких солей зависит от относительной силы образующихся в результате гидролиза кислоты и основания, но в целом близка к нейтральной.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, например: хлорид и нитрат калия.


Произведение растворимости. При образовании малорастворимых соединений в растворе устанавливается равновесие между твердой фазой (осадком) и раствором.

Например:

При постоянной температуре произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в насыщенном растворе является величиной постоянной и называется произведением растворимости этого электролита.




^ Опыт 1. Сравнение степени диссоциации электролитов

В две пробирки налейте по 3-4 мл 2н растворов соляной и уксусной кислот. В обе пробирки опустите по грануле (примерно одинаковой величины) цинка. Наблюдайте за интенсивностью происходящих реакций.

Напишите уравнения происходящих реакций и объясните причины различия в их скорости.


^ Опыт 2. Растворимость малорастворимых соединений

Налейте в пробирку по 1 мл 0,5 н растворов хлорида кальция и сульфата натрия. Дождитесь полного оседания осадка. После этого прилейте в пробирку 1 мл 0,5 н раствора карбоната натрия. Объясните наблюдаемое явление, основываясь на величинах произведений растворимости образующихся соединений. Напишите уравнения происходящих реакций.


^ Опыт 3. Гидролиз солей в их водных растворах

В пять пробирок налейте по 1-2 мл растворов следующих солей: карбоната натрия, хлорида натрия, хлорида магния, сульфата цинка и сульфата алюминия. Испытайте все растворы красной и синей лакмусовыми бумажками. На основе полученных результатов сделайте вывод о том, какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу. Напишите уравнения реакций гидролиза в ионном и молекулярном виде.


ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4
^

Электрохимические процессы. Коррозия металлов.



Окислительно-восстановительными называются химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов элементов. Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле. Она вычисляется исходя из предположения, что все связи между атомами ионные. Окислением называется процесс отдачи электронов, а восстановлением процесс принятия электронов. Окисление и восстановление взаимосвязаны. Окислителем называется вещество, атомы которого принимают электроны, при этом он восстанавливаются. Восстановителем называется вещество, атомы которого отдают электроны, при этом окисляются.

Электрохимические системы

При погружении ме­талла в раствор его соли происходит частичное растворение металла, заключающееся в выходе ионов из кристаллической решетки в раствор.



Значение возникающего электродного потенциала зависит от ряда факторов: от приро­ды металла; от концентрации ионов, образующихся при взаимодействии ме­талла электрода с раствором, от температуры. Поэтому для сравнения элект­родных потенциалов различных металлов выбирают одинаковые — стандартные условия: температуру 25°С (298,15 К), давление 101 325 Па, концентрацию одноименного иона в растворе, рав­ную один моль/л. Электродный потенциал данного метал­ла измеряется по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого равен 0 В. Если расположить значения стандартных электродных потенциалов для ряда металлов в порядке возрастания величин, то мы получим ряд напряжений металлов.

Li, Са, Zn, Cr, Fe, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au

Положение металла в этом ряду характеризует его окис­лительно-восстановительную способность в водных растворах. Ионы метал­лов являются окислителями, а металлы в виде простых веществ — восстано­вителями. По мере возрастания электродных потенциалов окислительная ак­тивность ионов металлов в растворе увеличивается, а восстановительная способность соответствующих металлов — простых веществ падает.

Теория электрохимических процессов позволила дать научное описание некоторых видов коррозии и разработать меры борьбы с ней.

Коррозия – разрушение металлических изделий и конструкций под воздействием внешней среды. Причиной химической коррозии может быть агрессивная газообразная или непроводящая электрический ток жидкая среда. Электрохимическая коррозия всегда протекает при участии растворов электролитов и наличии деталей из разных металлов или неоднородности состава в каком-либо металлическом изделии. При погружении таких деталей или изделий в раствор электролита (т.е. в токопроводящую среду) или образовании пленки влаги на их поверхности за счет разности потенциалов на разных металлах или неоднородностях образуется электродвижущая сила. Таким образом, появляется гальванический элемент, в результате работы которого корродирует (разрушается) активный металл (с более низким потенциалом) – анод гальванического элемента, а на менее активном металле – катоде – выделяются из раствора ионы этого элемента или протекают другие реакции восстановления. Коррозия в технике является крайне вредным и нежелательным явлением.

Для предупреждения коррозии используются различные способы, включая защиту металлических поверхностей с помощью покрытий, применение специальных сплавов, снижение коррозионной активности среды специальными добавками – ингибиторами коррозии, электрохимические методы.


Целью настоящей работы является изучение окислительно-восстановительных и, в частности, коррозионных процессов, а также способов защиты металлов от коррозии.


^ Опыт 1. Восстановление перманганата калия в нейтральной, кислой и щелочной средах

В три пробирки налейте по 3 мл раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте 1 мл раствора гидроксида натрия, во вторую 1 мл раствора серной кислоты. Затем добавьте в каждую пробирку по 3 мл раствора сульфита натрия (Na2SO3). Наблюдайте изменение окраски растворов и выпадение осадка. Объясните почему в нейтральной, кислой и щелочной средах получаются продукты разного состава. Напишите уравнения происходящих реакций.


^ Опыт 2. Исследование химической активности металлов.

В три пробирки налейте по 2-3 мл растворов следующих солей: ZnSO4, Pb(CH3COO)2, CuSO4 .

  1. Две гранулы цинка обработайте кусочком наждачной бумаги и опустите в растворы солей свинца и меди. Наблюдайте изменения поверхности гранул цинка в растворах. Напишите уравнения реакций взаимодействия цинка с растворами солей.

  2. Две гранулы свинца обработайте кусочком наждачной бумаги и опустите в растворы солей цинка и меди. Наблюдайте изменения поверхности гранул свинца в растворах. Напишите уравнения реакций взаимодействия свинца с растворами солей.

  3. Две медные пластинки обработайте кусочком наждачной бумаги и опустите в растворы солей цинка и свинца. Наблюдайте изменения поверхности пластинок меди в растворах. Напишите уравнения реакций взаимодействия меди с растворами солей.

  4. Объясните наблюдаемые во всех экспериментах явления. На основе полученных экспериментальных данных составьте собственный фрагмент ряда активности металлов, записав в отчете символы исследованных в данном опыте металлов (Cu, Zn, Pb) в последовательности убывания их активности.



^ Опыт 3. Активатор коррозии

В одну пробирку налить 2-3 мл 2 н раствора соляной кислоты, в другую столько же 2 н раствора серной кислоты. В обе пробирки бросить по грануле алюминия или цинка. Определить, в какой пробирке реакция идет быстрее.

В пробирку с раствором серной кислоты добавить несколько кристаллов NaCI. Что наблюдается? Какой ион способствует коррозии? Объясните результаты опыта, запишите уравнения реакций и выводы.


^ Опыт 4. Ингибитор коррозии

В две пробирки налейте на половину объема 0,2 н раствор серной кислоты и добавьте по 1 мл раствора красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. В одну пробирку добавьте немного (по объему половину горошины) уротропина и перемешайте раствор стеклянной палочкой. Поместите в обе пробирки по железной скрепке. Наблюдайте, в какой пробирке коррозия протекает интенсивнее. Объясните результаты опыта, запишите уравнения реакций и выводы.


^ Опыт 5. Электрохимическая коррозия и протекторная защита

В две пробирки налить на половину объема 0,2 н раствор серной кислоты и добавить по 1 мл раствора красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. В одну пробирку поместить железную скрепку, соединенную с медной пластинкой, в другую железную скрепку, соединенную с кусочком алюминиевой фольги.

Наблюдать, в какой пробирке коррозия протекает интенсивнее (раствор быстрее синеет). Объясните результаты опыта, запишите уравнения реакций и выводы. Приведите схемы гальванических элементов, которые образовались в обоих случаях.

В приложениях 1 и 2 приведены необходимые для расчетов результатов данные.


^ РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА


Основная литература:

  1. ГЛИНКА Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – М.: Интеграл-Пресс, 2004.

  2. КОРОВИН Н.В. Общая химия. –М.: Высшая школа, 2003.

  3. ИВАНОВ В.Ф., ГУСАРОВ В.В, СТОЛЯРОВА В.Л., ЛЕБЕДЕВ О.А.. Химическая идентификация веществ: Учеб. пособие. СПб.: Изд-во СПбГЭТУ "ЛЭТИ", 2002.

  4. ГЛИНКА Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл-Пресс, 2004.

  5. РОМАНЦЕВ Л.Н., ЛЕЩИНСКАЯ З.Л., СУХАНОВА В.А. Сборник задач и упражнений по общей химии. – М.: Высшая школа, 1991.


Дополнительная литература:

  1. БРАУН Т., ЛЕМЕЙ Г.Ю. Химия – в центре наук: В 2-х частях. –М.: Мир, 1983.

  2. ПОЛИЩУК В.Р. Как исследуют вещества. –М.: Наука, 1989.

  3. ФРИМАНТЛ М. Химия в действии: В 2-х частях. –М.: Мир, 1991.



ПРИЛОЖЕНИЕ 1

Произведения растворимости малорастворимых электролитов при 298 К

.

Вещество

G







AgCl

1,8∙10-10

BaSO4

1,1∙10-10

AgBr

6∙10-13

CaSO4

1,3∙10-4

AgI

1∙10-16

CaCO3

5∙10-9

Сu(OH)2

2,2∙10-20

CuS

6∙10-36

Zn(OH)2

1∙10-17

FeS

5∙10-18



ПРИЛОЖЕНИЕ 2

Стандартные электродные потенциалы

Окисленная форма

Восстановленная форма

φо, В

Al3+

Alo

-1,662

Zn2+

Zno

-0,762

Cr3+

Cro

-0,744

Fe2+

Feo

-0,440

Ni 2+

Nio

-0,250

Sn2+

Sno

-0,136

Pb2+

Pbo

-0,126

2H+

2Ho

0,000

Cu2+

Ag2O + H2O

Cuo

2Ag+ + 2OH-

+0,334

+0,344

O2 +2H2O

4OH-

+0,401

Ag+

Ago

+0,799






Похожие:

Методические указания к лабораторным работам для студентов всех форм обучения iconМетодические указания к лабораторным работам для студентов всех специальностей и всех форм обучения
Студенты разных специальностей выполняют различные лабораторные работы, включенные в настоящее издание
Методические указания к лабораторным работам для студентов всех форм обучения iconМетодические указания и контрольные задания по курсу «Бухгалтерская финансовая отчетность» для студентов специальности 080109 «Бухгалтерский учет, анализ и аудит»
Методические указания предназначены для студентов дневной и вечерней форм обучения
Методические указания к лабораторным работам для студентов всех форм обучения iconС. В. Молчанов В. К. Волкова Н. А. Молчанова Методические указания
Методические указания предназначены для студентов всех форм обучения, изучающих курсы «Химия» («Общая химия»), «Органическая химия»...
Методические указания к лабораторным работам для студентов всех форм обучения iconМетодические указания для самостоятельной работы студентов по курсу
Методические указания для самостоятельной работы по курсу «Бухгалтерский финансовый учет» тема «Учет операций по налогообложению...
Методические указания к лабораторным работам для студентов всех форм обучения iconМетодические указания к лабораторным работам по курсу «Электроника» пенза 2006
В лабораторных работах исследуются основные характеристики и параметры полупроводниковых диодов
Методические указания к лабораторным работам для студентов всех форм обучения iconМетодические указания для студентов специальности Э. 01. 03. 00 «Экономика и управление на предприятии»
Вычислительная техника и программирование. Методические указания для студентов-заочников специальности А. 29. 10. 00 «Строительство...
Методические указания к лабораторным работам для студентов всех форм обучения iconМолчанов Сергей Валентинович, ст преподаватель каф. «ФиХ»; Волкова Валентина Константиновна, ст преподаватель каф. «ФиХ»; Молчанова Наталья Александровна, врач-биолог муз гбсмп. М 54 методические указания
Методические указания предназначены для студентов дневной формы обучения, изучающих общую химию, в особенности для студентов I курса...
Методические указания к лабораторным работам для студентов всех форм обучения iconМетодические указания к лабораторным работам по курсу «Электроника» пенза 2006
...
Методические указания к лабораторным работам для студентов всех форм обучения iconМетодические указания по подготовке курсовых работ Москва 2002 утверждено
Методические указания подготовлены для студентов, обучающихся по специальности 350 800 "Документоведение и документационное обеспечение...
Методические указания к лабораторным работам для студентов всех форм обучения iconЮжно-Российский государственный технический университет (Новочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал)
Методические указания предназначены для студентов специальности 071900 «Информационные системы в технике и технологии». Методические...
Разместите кнопку на своём сайте:
Документы


База данных защищена авторским правом ©podelise.ru 2000-2014
При копировании материала обязательно указание активной ссылки открытой для индексации.
обратиться к администрации
Документы

Разработка сайта — Веб студия Адаманов