Химические реакции, гидролиз, коррозия металлов. Лабораторые работы (2022 год)

Лабораторная работа №1

Определение молярной массы эквивалента металла

методом вытеснения водорода

Цель работы: Экспериментальным путем по реакции металла с кислотой определить

молярную массу эквивалента металла и оценить погрешность опыта

I. Теоретическая часть

1) Определение понятия эквивалента и молярная масса эквивалента

2) Вычисление молярной массы эквивалента простых веществ, кислот, оснований и со-

лей (определения и расчетные формулы)

3) Закон эквивалентов (формулировка и математическое уравнение)

II. Экспериментальная часть

Реакция, на которой основан эксперимент:

Me + nHCl → MeCl_n + n/2 H⁰²↑

1. Схема установки:

5

3

1) реакционная пробирка;

2) газоизмерительная бюретка;

1

3) газоотводная трубка;

4) уравнительный сосуд:

5) штатив.

4

2

2. Порядок выполнения опыта

1) Проверить установку на герметичность.

2) Установить уровень жидкости в бюретке на нулевую отметку.

3) Залить в пробирку раствор соляной кислоты на треть ее объема.

4) Высыпать в кислоту порошок металла.

5) Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой.

6) По окончании реакции записать объем выделившегося водорода по показаниям

газоизмерительной бюретки.

3. Экспериментальные данные

Масса металла:

m(Ме), г

Объем выделившегося водорода:

V(Н₂), мл

Температура:

t, ^оС

Атмосферное давление:

P, мм.рт.ст.

Давление насыщенного водяного пара:

h, мм.рт.ст.

2

4. Расчеты

Привести объем выделившегося водорода к нормальным условиям по объединенному

газовому закону:

Сделать вывод по результатам проведенной работы

3

Лабораторная работа №2

Скорость химических реакций

Цель работы: Научиться экспериментально определять скорость химических реакций и

оценивать влияние факторов на характер их протекания.

I. Теоретическая часть

1. Дать определения скорости химических реакций

2. Сформулировать закон действующих масс и записать его математи-

ческое выражение

3. Правило Вант-Гоффа и его математическое выражение.

II. Экспериментальная часть

Опыт 1

Влияние концентрации на скорость химической реакции

Влияние концентрации на скорость изучаем на реакции взаимодействия тиосульфата

натрия и серной кислоты:

Na₂S₂О₃ + H₂SО₄ → Na₂SО₄ + SО₂ + S + H₂О

Порядок выполнения опыта

Проделайте предварительно опыт качественно. Для этого внесите в пробирку 5 капель

р-ра Na₂S₂0₃ и 3 капли р-ра H₂S0₄ .Выделяющаяся сера делает р-р мутным.

Для проведения опыта приготовьте в трех пробирках равные объёмы р-ров различной концен-

трации как указано в таблице.

№

Количество капель

Общий

Концен

Время

Скорость реакции

пробирки

объем

трация

течения

v=l / т, у.е.

р-ра

н

р-ра

2о

р-ра

р-ра

реакции

Na₂S₂0₃

h

2so4

Na₂S₂0₃

т,сек.

1

4

8

1

13

С

2

8

4

1

13

2С

3

12

-

1

13

3С

По секундомеру определите время с момента добавления капли кислоты до помутнения р-

ра в пробирке №1. Опыт повторите поочерёдно с пробирками 2 и 3. Данные опыта занесите в

таблицу.

По полученным данным постройте график зависимости скорости реакции от концентрации

тиосульфата натрия. Для этого на оси абсцисс отложите в определённом масштабе относитель-

ные концентрации тиосульфата натрия, а на оси ординат - скорость в условных единицах

4

Опыт 2

Влияние температуры на скорость химической реакции

Влияние температуры на скорость изучаем на реакции взаимодействия тиосульфата

натрия и серной кислоты:

Na₂S₂О₃ + H₂SО₄ → Na₂SО₄ + SО₂ + S + H₂О

Порядок выполнения опыта

В трех пробирках приготовьте р-р Na₂S₂0₃ одинаковой концентрации путем добавления в

каждую 4-х капель р-ра Na₂S₂0₃ и 8 капель Н₂0 .

По секундомеру определите время с момента добавления капли кислоты до помутнения

р-ра в пробирке №1 (можно взять данные, полученные в опыте №1). В стакане нагрейте воду

до температуры на 10°С выше комнатной и поместите туда пробирку №2, дайте р-ру прогреть-

ся и, не вынимая из него пробирку, определите время с момента добавления капли кислоты до

помутнения р-ра. Повторите опыт в пробирке №3, предварительно нагрев в стакане до темпе-

ратуры на 10°С выше, чем в предыдущей случае. Данные опыта запишите в таблицу.

№

Температура

Время течения реакции, т,сек.

Скорость реакции v=l / т, у.е.

пробирки

опыта,

t°C

1

2

3

По полученным данным постройте график зависимости скорости реакции от температу-

ры и вычислите температурный коэффициент реакции.

Вывод:

Сделайте вывод о характере зависимости скорости реакции от температуры. Как согласу-

ется полученный вами температурный коэффициент с его теоретическим значением.

Сделайте вывод о характере зависимости скорости реакции от концентрации реагирую-

щих веществ. Как согласуются Ваши наблюдения с законом действия масс?

Лабораторная работа №3

Определение концентрации растворов титрованием

Цель работы: Определить концентрацию растворов кислоты титрованием раствором ще-

лочи.

I. Теоретическая часть

1. Какой процесс называется титрованием?

2. Определение нормальной концентрации

3. Определение молярной концентрации

4. Решить задачу: На нейтрализацию 25 мл раствора НС1 неизвестной концентрации

пошло 30 мл 0,1Н раствора NaOH. Вычислить нормальность и молярность раствора ки-

слоты.

II. Экспериментальная часть

Реактивы и посуда

1. штатив

2. бюретка

3. коническая колба

Рис.1 Прибор для титрования

Опыт 1

Определение концентрации соляной кислоты

Отобрать пипеткой в коническую колбу 5 мл раствора кислоты, добавить дистиллирован-

ной воды до 15-20 мл, внести 2-3 капли индикатора. Раствор щелочи поместить в бюретку, до-

вести уровень в бюретке до нуля. Провести ориентировочный опыт — титрование НС1 раство-

ром NaOH добавляя небольшими порциями щелочь из бюретки в колбу до изменения окраски.

Затем в 4 конические колбы отобрать по 5 мл раствора кислоты, добавить дистиллированной

воды и внести индикатор. Оставить одну колбу в качестве контрольной, а с 3 — повторить

титрование, но более точно. Последние порции^- щелочи прибавлять по каплям. Определить

объем, израсходованной щелочи и заполнить таблицу:

6

Объем раствора кислоты,

Объем израсходованного раствора ще-

№№

Индикатор, число капель

мл

лочи, мл

Среднее значение:

Написать уравнения реакции в молекулярном и ионном виде. Произвести расчет:

Вычислить молярность кислоты

Опыт 2

Определение концентрации серной кислоты

Записать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Результаты представить в виде таблицы. Произвести расчет нормальности и молярности

раствора.

Вывод: Титрованием определены концентрации растворов НС1 и H₂SO₄ .

Нормальная и молярная концентрации раствора НС1 равна

Молярная концентрация раствора H₂SO₄ равна

Нормальная концентрация раствора H₂SО₄ равна

7

Лабораторная работа №4

Гидролиз солей

Цель работы:

1. Научиться определять характер среды в растворах различных солей.

2. Изучить влияние различных факторов на гидролиз.

3. Научиться оценивать степень гидролиза.

I. Теоретическая часть

1. Определение понятия гидролиза солей.

2. Классификация солей по отношению к гидролизу.

3. Особые случаи гидролиза.

4. Количественные характеристики гидролиза: степень и константа гидролиза.

II. Экспериментальная часть

Опыт 1

Реакции среды в различных растворах солей

В четыре пробирки до 1/3 их объема налить нейтральный раствор лакмуса или дистилли-

рованной воды. Добавить по одному микрошпателю кристаллов следующих солей: в первую -

ацетат натрия (NaСН₃СОО); во вторую - хлорид алюминия (AlCl₃); в третью - карбонат натрия

(Na₂СОз); в четвертую - хлорид калия (КС1).

Размешать растворы (!стеклянные палочки не переносить из одного раствора в другой!)

По изменению окраски лакмуса сделать вывод о реакции среды в растворе каждой соли. Полу-

ченные результаты свести в таблицу.

№ пробирки

Формула соли

Окраска лакмуса

Реакция среды

pH раствора

(рН>7. рН<7.

рН=7)

Какие из исследуемых солей подвергаются гидролизу? Написать ионное и молекулярное

уравнения реакций их гидролиза и указать вид гидролиза каждой соли (простой или ступенча-

тый).

В случае ступенчатого гидролиза написать уравнение реакции только для первой ступени.

Сделать общие выводы о реакции среды в растворах солей, образованных:

1) сильным основанием и слабой кислотой;

2) слабым основанием и сильной кислотой;

3) слабым основанием и слабой кислотой;

сильным основанием сильной кислотой.

8

Лабораторная работа №6

Химические источники тока

Цель работы:

1. Познакомиться с устройством и принципом работы гальванического элемента.

2. Научиться определять направление протекания окислительновосстановительных

процессов по окислительно-восстановительным потенциалам реагирующих веществ.

I. Теоретическая часть

1. Дать определение химических источников тока.

2. Показать возникновение двойного электрического слоя на границе: металл - элек-

тролит.

3. Привести уравнение Нернста.

4. Дать определение анода и катода.

5. Вычисление ЭДС химических источников тока.

II. Экспериментальная часть

Опыт 1

Составление медно-цинкового гальванического элемента

Выполнение опыта. Собрать гальванический элемент, представленный на рисунке. Для

этого первый стакан заполнить 1М раствором ZnSО₄, а второй - 1М раствором CuSО₄. Растворы

соединить электролитическим мостиком из полоски фильтровальной бумаги, смоченной насы-

щенным раствором КСl. Опустить враствор ZnSO₄ цинковую пластину, а в раствор CuSО₄ -

медную. Пластинки цинка и меди с помощью электрических проводов присоединить к гальва-

нометру

Наблюдение. Наблюдать отклонение стрелки гальванометра, указывающее на возникно-

вение электрического тока.

3

2

1 - микростаканчики;

2 - электролитический мостик;

3 - гальванометр,

1

1

Рис1. Схема гальванического элемента

Оформление результатов опыта. Записать показания гальванометра. Составитьсхему

собранного элемента. Вычислить равновесные электродныепотенциалы цинка и меди. Устано-

вить анод и катод. Показать на схеме направление перехода электронов по внешней цепи и ио-

нов - по внутренней. Написать уравнения процессов, протекающих на электродах, и суммарное

уравнение токообразующей химической реакции. Вычислить значение теоретической ЭДС и

сравнить его с показаниями гальванометра.

11

Лабораторная работа №7

Электролитическая диссоциация

Цель работы:

1. Используя электропроводность растворов, научиться различать слабые и сильные

электролиты.

2. Научиться записывать уравнения реакций в ионной форме.

I. Теоретическая часть

1.

Дать определение электролитической диссоциации.

2.

Степень и константа диссоциации.

3.

Сильные и слабые электролиты (привести примеры)

4.

Правила записи ионных уравнений реакций.

5.

Написать в полной и сокращенной ионной формах уравнения реакций:

CuSО₄ + 2NaOH=Cu(OH)₂ +Na₂SО₄

Cu(OH)₂+ 2HCI=CuCI₂ + 2H₂О

CaCО₃ + 2 HCI = CaCI₂ + H₂О + CО₂

KH₂PО₄ + 2KOH =K₃PО₄ +2 H₂О

II. Экспериментальная часть

Установка для определения электропроводимости растворов

Лампочка

Электроды

Стакан

Опыт 1

Отличие электролитов от неэлектролитов

Используя установку, изображенную на рисунке, проверить электропроводимость сле-

дующих веществ:

1. дистиллированная вода

2. раствор сахара

3. NaCI кристаллический

4. раствор NaCI

13

Результаты наблюдений записать в таблицу:

Характеристика

№ п/п

Вещество

Накал лампочки

вещества

1

2

3

4

Дать объяснения, почему одни вещества проводят, а другие не проводят электрический

ток. Напишите уравнения диссоциации.

Опыт 2

Сравнение электропроводимости слабых и сильных электролитов

Используя установку, изображенную на рисунке, испытать электропроводимость раство-

ров:

1.

0,1н HCl

2.

0,1н NaOH

3.

0,1н СНзСООН

4.

0,1н NH₄ОH

После каждого испытания электроды промывать дистиллированной воде * Результаты на-

блюдений записывать в таблицу:

№

Вещество

L,%

Накал

Характеристики

п/п

лампочки

вещества

1

HCI

92

2

NaOH

84

3

СНзСООН

1,3

4

NH₄OH

1,3

5

CH₃COOH+NH₄OH

-

Дать объяснения наблюдаемым явлениям. Написать уравнения диссоциации испытанных

веществ.

14

///////////////////////////////////////