Химия Лабораторный практикум - Уфимский государственный
advertisement
Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» О.Б.Чалова, А.М. Сыркнн Химия Лабораторный практикум Рекомендовано Министерством образования Республики Башкортостан в качестве учебного пособия для студентов технических университетов УФА 2006 2 УДК 546(07) ББК 24.1я7 Ч 12 Рецензенты Академик АН РБ, д-р хим.- наук, профессор И.Б. Абдрахманов Зав. кафедрой «Общая химия» Уфимской государственной Академии Экономики и Сервиса, канд. хим. наук И.П.Журкина Чалова О.Б., Сыркин А.М. Ч 12 Химия. Лабораторный практикум: учеб. пособие.-Уфа: Изд-во УГНТУ, 2006.- 107с. ISBN 978-5-7831-0767-2 Настоящее учебное пособие является лабораторным практикумом по химии, включает краткое изложение теории и описание лабораторных опытов, посвященных изучению химических свойств металлов, неметаллов и их соединений, классификации неорганических соединений, закономерностей протекания ионно-обменных и окислительно-восстановительных реакций. В конце каждого раздела приведены задания в тестовой форме по изучаемой теме. Предназначено для студентов нехимических специальностей дневного и заочного отделений вузов; может быть использовано преподавателями техникумов и школ, как руководство к практическим занятиям по химии. УДК 546(07) ББК 24.1я7 ISBN 978-5-7831-0767-2 Уфимский государственный нефтяной технический университет, 2006 » Чалова О.Б., Сыркин А.М., 2006 3 ВВЕДЕНИЕ Общие рекомендации для подготовки к лабораторным занятиям Выполнение лабораторных работ призвано способствовать более глубокому усвоению студентами теоретического курса, приобретению навыков в проведении химических экспериментов, умению обобщать полученные данные и кратко излагать их в виде отчета. Необходимым условием успешного качественного усвоения пройденного материала является самостоятельное и сознательное выполнение лабораторных работ. При этом важной и существенной частью работы является домашняя подготовка по учебникам, методическим пособиям и руководствам. С первых дней работы в лаборатории студент должен приучать себя к аккуратности и вниманию, отсутствие которых бывает причиной искажения результатов эксперимента, а также может привести к несчастным случаям. При выполнении практических работ все наблюдения следует записывать в специальную тетрадь – лабораторный журнал – непосредственно после каждого опыта. Не следует делать записи в черновиках и на отдельных листочках бумаги, так как они могут легко затеряться. По окончании опытов необходимо составить отчет о выполненной работе. Отчет должен содержать: - титульный лист (образец оформления титульного листа отчета смотри в приложении); - цель работы; - краткое изложение теории; - приборы и реактивы; - номер и название опыта; - условия и особенности протекания реакции; - схемы, иллюстрирующие проводимый эксперимент; - полученные результаты, наблюдаемые эффекты; - уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионной формах; - объяснения и выводы. Отчет может быть оформлен либо в описательной форме, либо в форме таблицы на двух развернутых страницах: Лабораторная работа №_____ Тема:________________________________________________ Опыт:________________________________________________ Условия опыта 1 Наблюдения 2 Уравнения реакций в молекулярном и ионном виде 3 Выводы 4 4 Основные правила безопасной работы в химической лаборатории соблюдение порядка, чистоты, тишины, дисциплины; выполнение только порученных преподавателем работ; перед выполнением работы необходимо ознакомиться с заданием, оборудованием, реактивами; работа выполняется на отведенном рабочем месте в спецодежде – халате; в лаборатории запрещается работать одному, принимать пищу, курить, загромождать рабочее место, оставлять работающие приборы без присмотра, включать приборы, не относящиеся к данной работе; реактивы, предназначенные для общего пользования, нельзя уносить на свое рабочее место; пипетки после отбора необходимого количества реактива следует немедленно возвращать в реактивную склянку; остатки реактивов и продуктов реакции сливать только в специальный слив; категорически запрещается сливать их в раковину и общую канализацию; следует экономно расходовать реактивы, электричество, воду; аккуратно и осторожно обращаться с химической посудой и приборами; при нагревании растворов в пробирке необходимо пользоваться держателем, отверстие пробирки должно быть обращено внутрь вытяжного шкафа; все опыты, связанные с применением или образованием ядовитых веществ, вредных паров и газов, а также концентрированных кислот и щелочей, разрешается проводить только в вытяжном шкафу; по окончании работы необходимо вымыть посуду, убрать рабочее место, выключить электронагревательные приборы, воду и вымыть руки с мылом; ВНИМАНИЕ! О любых происшествиях немедленно сообщить преподавателю или лаборанту, которые ликвидируют опасность и окажут первую помощь; при воспламенении горючей жидкости на одежде работающего необходимо немедленно погасить пламя, завернув пострадавшего в одеяло; при ожогах концентрированными растворами кислот пораженное место промывают сильной струей воды в течение 2-3 минут, затем 2-3%-ным раствором чайной соды, после чего накладывают марлевую повязку, смоченную 1-2%ным раствором перманганата калия; при сильных ожогах после оказания первой помощи следует обратиться к врачу; при ожогах концентрированными растворами щелочей обожженное место промывают обильным количеством воды, затем 1-2%-ным раствором борной или уксусной кислоты, после чего накладывают марлевую повязку, смоченную 1-2%-ным раствором перманганата калия; при попадании кислоты, щелочи или какого-либо другого реактива в глаза следует промыть их обильным количеством воды и немедленно обратиться к врачу. 5 1. Классификация неорганических веществ по составу 1.1. Простые вещества состоят из атомов одного элемента, их делят на металлы и неметаллы. Металлы находятся в начале периодов (исключение – 1 период), неметаллы в конце периодов, правее диагонали от В до At (рис. 1). Металл Одноэлементное вещество, характерными свойствами которого являются высокая теплопроводность, высокая электропроводимость и металлический блеск и которое, как правило, поддается обработке путем прокатки, прессования, ковки и волочения. Свойство Классификация металлов Виды Температура плавления Легкие металлы (ρ<5 г/см3) Легкоплавкие металлы (tпл<1000оС) Тяжелые металлы (ρ>5 г/см3) Тугоплавкие металлы (tпл>1000оС) Химическая стойкость Благородные металлы (не реагируют с разбавленными кислотами) Неблагородные металлы (реагируют с разбавленными кислотами с выделением водорода) Черные металлы Цветные металлы Плотность Техническое назначение Сплавы – это многоэлементные твердые растворы различных металлов. Неметалл Одноэлементное вещество, которое не проявляет свойства, являющиеся характерными для металлов. Неметаллы, как правило, имеют плохие теплопроводность и электропроводимость. Амфиген (металлоид) Одноэлементное вещество, которое по своим свойствам занимает промежуточное положение между металлами и неметаллами; иногда образует металлические и неметаллические модификации. Амфигены обозначены на рис. 1 темным фоном. 1.2. Сложные вещества состоят из атомов двух и более элементов, их подразделяют на стехиометричные и нестехиометричные. Состав стехиометричных соединений определяется валентностями элементов, например, NH3, Na2S, CuO…; нестехиометричных – не соответствует валентностям элементов. 6 VПА 30 Zn 48 Cd 80 Hg 5 B 13 Al 31 Ga 49 In 81 Tl 6 C 14 Si 32 Ge 50 Sn 82 Pb 7 N 15 P 33 As 51 Sb 83 Bi 8 O 16 S 34 Se 52 Te 84 Po 9 F 17 Cl 35 Br 53 I 85 At VШ А 2 He 10 Ne 18 Ar 36 Kr 54 Xe 86 Rn Галогены Благородные газы 29 Cu 47 Ag 79 Au VIА Халькогеныб 28 Ni 46 Pd 78 Pt VА Группа азота 27 Co 45 Rh 77 Ir IVА Группа углерода 26 Fe 44 Ru 76 Os ША Группа бора 25 Mn 43 Tc 75 Re IIБ Группа цинка 24 Cr 42 Mo 74 W IБ Группа меди 23 V 41 Nb 73 Ta VIIIБ Группа платины (остальные элементы) 22 Ti 40 Zr 72 Hf VIIБ Семейство железа (Fe,Co,Ni) 7 VIБ Группа марганца 6 21 Sc 39 Y 57 La 89 Ac VБ Группа хрома 5 4 Be 12 Mg 20 Ca 38 Sr 56 Ba 88 Ra IVБ Группа ванадия 4 IIIБ Группа титана 3 1 Н 3 Li 11 Na 19 K 37 Rb 55 Cs 87 Fr Редкоземельные элементы 2 IIA Щелочноземельные металлыа 1 IA Щелочные металлы неметаллы металлы 58 Ce 90 Tr 59 Pr 91 Pa 60 Nd 92 U 61 Pm 93 Np 62 Sm 94 Pu 63 Eu 95 Am 64 Gd 96 Cm 65 Tb 97 Bk 66 Dy 98 Cf 67 Ho 99 Es 68 Er 100 Fm 69 Tm 101 Md 70 Yb 102 No 71 Lu 103 Lr Лантаноиды Актиноиды Рис. 1. Периодическая таблица с длинными периодами (под каждой подгруппой приведено её общепринятое название) а К щелочноземельным элементам относится Ca, Sr, Ba В число халькогенов не включается кислород Выделены темным фоном элементы-амфигены (металлоиды) б 7 1.2.1. Бинарные – двухэлементные стехиометричные соединения – классифицируют по анионной составляющей (табл. 1). Таблица 1 Классификация бинарных соединений Название класса Состав 1 2 Галогениды Соединения элементов с галогенами Примеры 3 4 +n –1 Э Xn (x=F,Cl, Br, I) Соединения элементов с кислородом Оксиды Общая формула Э2+nOn–2 (*) CaCl2 – хлорид кальция NaF – фторид натрия PBr3 – бромид фосфора (III) PBr5 – бромид фосфора (V) BaO – оксид бария SO2 – оксид серы (IV) SO3 – оксид серы (VI) K2S – сульфид калия CuS – сульфид меди (II) Mg3N2 – нитрид магния Li3N – нитрид лития AlP – фосфид алюминия Ca3P2 – фосфид кальция Al4C3 – карбид алюминия CaC2 – карбид кальция Mg2Si – силицид магния Соединения элемен- Э2+nSn–2 тов с серой Соединения элемен- Э3+nNn–3 Нитриды тов с азотом Соединения элемен- Э3+nPn–3 Фосфиды тов с фосфором Соединения элеменКарбиды тов с углеродом Соединения элемен- Э4+nSin–4 Силициды тов с кремнием Соединения элемен- Э+nHn–1 NaH – гидрид натрия Гидриды тов с водородом CaH2 – гидрид кальция *Нормальные оксиды; классификация оксидов представлена в табл. 2. Сульфиды Таблица 2 Классификация оксидов по составу Оксиды Общая формула 1 2 +n 3 –2 Нормальные оксиды Э2 On Пероксиды Э2+n(О2)n–2 Субоксиды Тип связи в оксидах ЭmOn Связь только между Э и О. Оксиды металлов – ионные, например, CaO; оксиды неметаллов – ковалентные, например, CO2, (SiO2)n Связи между Э и О, а также между атомами О. Некоторые оксиды ионные, например, Na2O2 (2Na+O-O2–), другие – ковалентные, например, H―O―O―H Связи между Э и О, а также между атомами Э, например, C3O2: O=C=C=C=O 8 Продолжение табл. 2 1 2 3 Надпероксиды Э+n(О2)n–1 Содержат ион О2-, например K+O2– Смешанные оксиды ЭmOn Например, Pb3O4, который реагирует как смесь 2PbO·PbO2 и Fe3O4, реагирующий как FeO·Fe2O3 Нестехиометрические оксиды Переходные металлы образуют оксиды формулы M0-1O, например, Fe0,9O 1.2.2. Трехэлементные соединения с кислородом и водородом (гидроксисоединения) Таблица 3 Классификация гидроксисоединений и их производных – солей Название класса Гидроксиды металлов Общая формула +n Ме (OH)n–1 Кислородсодержащие кислоты HnЭOm Соли: - средние МеЭОm - кислые (образуются при неполном замещении атомов водорода в молекуле многоосновной кислоты на катионы металла) - основные (образуются при частичном замещении гидроксогрупп в молекуле многокислотного гидроксида кислотными остатками) МеНxЭОy Примеры Ca(OH)2 - гидроксид кальция Fe(OH)3 – гидроксид железа (III) Fe(OH)2 – гидроксид железа (II) HNO3 – азотная кислота H2SO4 – серная кислота H2CrO4 – хромовая кислота * Na2CO3 – карбонат натрия Na3PO4 – ортофосфат натрия Fe2(SO4)3 – сульфат железа (III) NaHCO3 – гидрокарбонат натрия Na2HPO4 – гидрофосфат натрия NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия Ме(ОН)xЭОy (CuOH)2CO3 – карбонат гидроксомеди (II) FeOHSO4 – сульфат гидроксожелеза (III) * Названия наиболее часто встречающихся кислот и соответствующих им солей приведены в табл. 4. 9 Таблица 4 Список традиционных названий оксокислот и солей Оксокислота Анион HАsO2 – метамышьяковистая AsO2– – метаарсенит H3AsO3 – ортомышьяковистая AsO33- – ортоарсенит H3AsO4 – мышьяковая AsO43– – арсенат HBO2 – метаборная BO2– – метаборат H3BO3 – ортоборная BO33– – ортоборат – B4O72– – тетраборат – BiO3– – висмутат HBrO – бромноватистая BrO– – гипобромит HBrO3 – бромноватая BrO3– – бромат HBrO4 – бромная BrO4– – пербромат H2CO3 – угольная CO32– – карбонат HClO – хлорноватистая ClO– – гипохлорит HClO2 – хлористая ClO2– – хлорит HClO3 – хлорноватая ClO3– – хлорат HClO4 – хлорная ClO4– – перхлорат H2CrO4 – хромовая CrO42– – хромат H2Cr2O7 – дихромовая Cr2O72– – дихромат – FeO42– – феррат H2GeO3 – германиевая GeO32– – германат HIO – иодноватистая IO– – гипоиодит HIO3 – иодноватая IO3– – иодат HIO4 – метаиодная IO4– – метапериодат H5IO6 – ортоиодная IO65– – ортопериодат – MnO42– – манганат HMnO4 – марганцовая MnO42– – перманганат H2MoO4 – молибденовая MoO42– – молибдат HNO2 – азотистая NO2– – нитрит HNO3 – азотная NO3– – нитрат HPO3 – метафосфорная PO3– – метафосфат H3PO4 – ортофосфорная PO43– – ортофосфат H4P2O7 – дифосфорная P2O74– – дифосфат – ReO42– – ренат – ReO4– – перренат H2SO3 – сернистая SO32– – сульфит H2SO4 – серная SO42– – сульфат H2S2O7 – дисерная S2O72– – дисульфат H2SnO6 – политионовая SnO62– – политионат H2SeO3 – селенистая SeO32– – селенит H2SeO4 – селеновая SeO42– – селенат H2Se2O7 – диселеновая Se2O72– – диселенат H2SiO3 – метакремниевая SiO32– – метасиликат H4SiO4 – ортокремниевая SiO44– – ортосиликат – Si2O76– – дисиликат HTcO4 – технециевая TcO4– – пертехнетат H2TeO3 – теллуристая TeO32– – теллурит H2TeO4 – метателлуровая TeO42– – метателлурат H6TeO6 – ортотеллуровая TeO66– – ортотеллурат – VO3– – метаванадат – VO43– – ортованадат – WO42– – вольфрамат 10 2.Классификация веществ по типу химической связи и физическим свойствам Физические и химические свойства вещества определяются доминирующим типом химической связи, которая реализуется в веществе; составом структурных частиц (атомы, ионы, молекулы); видом межмолекулярных взаимодействий между ними; а также их пространственным расположением в образующейся структуре. Классификация веществ по типу химической связи и краткое описание их наиболее характерных физических свойств приведены в табл. 5. Таблица 5 Классификация кристаллов по типу химической связи Тип кристалла Структурные частицы Взаимодействие между структурными частицами 1 2 3 Атомный Молекулярный Атомы Лондоновские дисперсионные силы Полярные или неполярные молекулы Вандервальсовы силы (дисперсионные, дипольдипольные водородные связи) Ионный Положительно и отрицательно заряженные ионы Ионная химическая связь Атомный ковалентный (каркасный) Атомы неметаллов, связанные в каркас ковалентными связями Ковалентная связь Металлический Атомы металлов Металлическая связь Свойства Примеры 4 5 Мягкость, низкая температура плавления, плохие тепло- и электропроводность Умеренная мягкость, температура плавления от низкой до умеренно высокой, плохие тепло- и электропроводность Благородные газы – He, Ar, Kr, Xe, Rn Твердость и хрупкость, высокая температура плавления, плохие тепло- и электропроводность в твердом состоянии, в жидком – электролиты Высокая твердость, очень высокая температура плавления, плохие тепло- и электропроводность Степень твердости самая различная, температура плавления от низкой до очень высокой, высокие тепло- и электропроводность, ковкость и пластичность Метан CH4, сахар С12Н22О11, СО2, Н2О,… Типичные соли, например NaCl, Ca(NO3)2 Алмаз С, кварц SiO2 Все металлические элементы, например Cu, Fe, Al, W 11 3. Классификация веществ по способности проводить электрический ток приведена в табл.6. Таблица 6 Класс Характеристика Электропроводность Степень диссоциации (α) N дис . N общ. Тип связи между атомами Примеры веществ Уравнение электролитической диссоциации Константа диссоциации (характеризует силу электролита: чем больше Кдис., тем сильнее электролит, и наоборот) Неэлектролит Не проводит электрический ток Не диссоциирует на ионы α=0 Ковалентная прочная неполярная или мало полярная - неорганические NO, I2, Cl2, CO… - органические углеводороды, эфиры, альдегиды, кетоны, углеводы… Не диссоциирует Электролит слабый Электролит сильный Слабо проводит электрический ток Хорошо проводит электрический ток Диссоциирует на ионы частично 0<α<<1 Практически полностью диссоциирует (распадается) на ионы α≈1 Ковалентная средней прочности и полярности Ионная или ковалентная непрочная и сильнополярная - слабые кислоты HNO2, H2SO3, H2CO3, RCOOH… - слабые основания, гидроксиды металлов (исключая щелочи) NH3, RNH2, R2NH, R3N - соли: Al2(SO4)3, FeCl3 - сильные основания гидроксиды щелочных (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH)) и щелочноземельных металлов (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) - сильные кислоты: HNO3, H2SO4, HClO4, HCl, HBr, HI HNO2 H+ + NO2– Al2(SO4)3 HCl К дис.( HNO2 ) [ H ] [ NO2 ] [ HNO2 ] 2Al3++3SO42– H+ + Cl - 1 4. Диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели Вода – очень слабый электролит – в незначительной степени диссоциирует, образуя ионы: H2O + H2O H3O+ + OH–, или упрощенно: H2O H+ + OH– Этому процессу соответствует константа диссоциации: Kдис.=([H+]∙[OH–])/[H2O] 12 Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды [H2O] с достаточной точностью равна общей концентрации воды, т.е. 1000/18=55,55 моль/л. В разбавленных водных растворах концентрация воды мало изменяется, ее можно считать постоянной величиной. Тогда выражение для константы диссоциации воды можно преобразовать следующим образом: [ H ] [OH ] K дис. [ H 2 O ] K H 2O K w Константа K H O , равная произведению молярных концентраций ионов H+ и OH- , представляет собой постоянную при данной температуре величину и называется ионным произведением воды. В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и при 25оС составляют 2 [ H ] [OH ] K H 2O 10 14 10 7 [ моль / л] Растворы, в которых молярные концентрации [H+] и [OH–] равны, называют нейтральными. Значения водородного (pH=-lg[H+]) и гидроксильного (pOH=-lg[OH-]) показателей в нейтральных растворах совпадают: при 25оС pH=pOH=7. Растворы, в которых молярные концентрации [H+]<[OH–], называются основными (щелочными); водородный показатель в них больше 7 (рН>7). Растворы, в которых молярные концентрации [H+]>[OH–], называются кислотными, водородный показатель в них меньше 7 (рН<7). Для растворов выполняется равенство: pH pOH pK H O ; при 25оС: pH pOH 14 + Соотношение значений рН и значений [H ] и [OH–] приведено ниже: 2 [H+], моль/дм- 1 10-1 10-2 10- 10- 13 12 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 1 3 [OH–], 10моль/дм- 14 3 рН=– lg[H+] среда 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 ←——————→ ←—————–→ ↑ ←——→ ←–————————→ Сильно Слабо Слабо Сильно кислотная кислотная Нейтральная щелочная щелочная Кислотность раствора в лаборатории определяют по окраске рН-индикаторов. рН 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 Индикатор Метиловый оранжевый Красный Изменение Метиловый красный Красный Лакмус Фенолфталеин Желтый Изменение Красный Желтый Изменение Бесцветный Красный Оранжевый. Желтый Зеленый Голубой. Универсальный Рис. 2. Изменение значений рН и окраски некоторых индикаторов Голубой ИзмеКрасный нение Фиолетовый 13 5. Классификация неорганических веществ по кислотноосновным свойствам По кислотно-основным свойствам неорганические соединения подразделяют: - на основные; - амфотерные; - кислотные; - несолеобразующие (не проявляют кислотно-основных свойств). Основание Определение по Аррениусу: химическое соединение, которое в водном растворе частично или полностью диссоциирует на положительные ионы (простые, сложные) и отрицательные гидроксид-ионы. Na+ + OH–, NaOH NH3∙H2O гидроксид натрия NH4+ + OH– гидрат аммиака (гидроксид аммония) Определение по Бренстеду: химическая частица (молекула, ион), которая при взаимодействии с кислотой (в водном растворе – с молекулой воды) принимает от неё катион водорода, или протон (акцептор протона). Основание Бренстеда, присоединив протон, превращается в сопряженную ему кислоту. Например, NH3 и NH4+. NH3 + H2O NH4+ + OH– Основание1 F- кислота 2 + H2O Основание 3 кислота 1 кислота 2 основание 2 + HF кислота 3 OH– основание 2 Щелочь – водный раствор сильных оснований – гидроксидов щелочных металлов и щелочноземельных металлов. Кислота Определение по Аррениусу: химическое соединение, которое в водном растворе полностью или частично диссоциирует на положительные ионы водорода и отрицательные ионы кислотного остатка. HNO3 азотная кислота H+ + NO3–, HNO2 азотистая кислота H+ + NO2– Определение по Бренстеду: химическая частица (молекула, ион), которая при взаимодействии с основанием (в водном растворе – с молекулой воды) отдает катионы водорода, или протоны (донор протона). Из кислоты Бренстеда образуется сопряженное основание. HNO3 + H2O NO3– + H3O+; кислота 4 NH4+ кислота 1 + основание 5 основание 4 H2O NH3 основание 5 кислота 5 + основание 1 H30+ кислота 5 Сопряженные кислота и основание Бренстеда образуют сопряженную кислотно-основную пару. Чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное ей основание и, наоборот. 14 Амфотерное соединение Соединение, которое может реагировать как кислота с более сильным основанием и как основание с более сильной кислотой. Al(OH)3 + OH– = [Al(OH)4]– , Кислота Al(OH)3 + 3H3O+ = [Al(H2O)6]3+ Основание Основание Кислота 6.Основные способы получения оксидов и гидроксидов 6.1. Способы получения оксидов 1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (реакция горения). S + O2 → SO2 2Ca + O2 → 2CaO 2. Термическое разложение сложных веществ. – Гидроксиды металлов при нагревании теряют воду: to 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O; исключение составляют гидроксиды щелочных металлов, которые плавятся без разложения; – плохорастворимые кислоты при нагревании образуют соотвествующие им оксиды: to H2SiO3↓ → метакремниевая кислота SiO2 + H2O; оксид кремния (IV) (силикагель) – легко разлагаются соли, образующие летучие кислотные оксиды: карбонаты и гидрокарбонаты, сульфиты: to → CaCO3 CaO карбонат кальция + оксид кальция CO2; оксид углерода (IV) – соли, содержащие анионы – окислители при нагревании подвергаются внутримолекулярному окислению-восстановлению: to (NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + 4H2O дихромат аммония to 2Cu(NO3)2 нитрат меди (II) → оксид хрома (III) 2CuO↓ + 4NO2↑ + O2↑ оксид меди (II) 6.2. Способы получения гидроксидов 1. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑ раствор 15 2. Для получения щелочей используют электролиз водных растворов хлоридов щелочных или щелочноземельных металлов, например: электролиз 2NaCl + 2H2О H2↑ + 2NaOH + Cl2↑ раствор 3. Растворение оксидов щелочных и щелочноземельных металлов в воде: CaO + H2O → Ca(OH)2 оксид кальция («негашеная известь») гидроксид кальция («гашеная известь) 4. Ионно-обменные реакции протекают между растворами электролитов в направлении образования осадков, газов или слабых электролитов. Они могут быть использованы для получения растворимых щелочей, если один из продуктов мало растворим. Например: Li2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4↓ + 2LiOH раствор раствор осадок раствор Общим способом получения малорастворимых гидроксидов является их осаждение из растворов солей действием щелочей. Исключение составляют не устойчивые при комнатной температуре гидроксиды Ag+, Cu+, Hg+, Au+. В общем виде реакция может быть описана уравнением MeCln + nNaOH → Me(OH)n↓ + nNaCl раствор раствор осадок (молекулярное уравнение) раствор Соли и щелочи – сильные электролиты, в растворе полностью диссоциируют на ионы. Уравнение реакции в ионном виде: Men+ + nCl- + nNa+ + nOH– → Me(OH)n↓+ nNa+ + nCl– (полное ионное уравнение) Исключив «неизменившиеся ионы» получим краткое ионное уравнение: Men+ + nOH– → Me(OH)n↓ (краткое ионное уравнение) Для осаждения амфотерных гидроксидов применяют растворы слабых оснований, например: AlCl3 + 3NH4OH → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl Al3+ + 3Cl– + 3NH4OH → Al(OH)3↓ + 3NH43+ + 3Cl– Al3+ + 3NH4OH → Al(OH)3↓ + 3NH4+ Растворы подразделяют на три группы: ненасыщенные; насыщенные; перенасыщенные. Насыщенный раствор находится в равновесии с твердой фазой растворяемого вещества. Гетерогенное равновесие «осадок насыщенный раствор» характеризует константа – произведение растворимости. Если малорастворимый электролит диссоциирует по уравнению AmBn mAn+ + nBm-, 16 то выражение для константы – произведения растворимости ( ПРAm B n ) – будет иметь вид: ПР Am Bn = [An+]m·[Bm-]n, где [An+], [Bm-] – молярные концентрации ионов An+ и Bm- соответственно, в насыщенном растворе. Например, для равновесия: Al(OH)3↓ Al3+ + 3OHПРAl (OH ) 3 [ Al 3 ] [OH ]3 В насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций ионов, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная при данной температуре. Она называется произведением растворимости и обозначается символом ПР (табл.2 приложения). Зная произведение растворимости (ПР), можно вычислить растворимость вещества при данных условиях, т.е. концентрацию насыщенного раствора в [моль/л] и в [г/л]. Растворение дополнительного количества вещества возможно в ненасыщенном растворе, так как его концентрация меньше, чем в насыщенном. Из перенасыщенного раствора осадок образуется, так как его концентрация больше, чем в насыщенном. Отсюда вытекают два следствия. 1. Условие растворения осадка. Произведение концентраций ( ПК Am Bn ) ионов, возведенных в степени равные стехиометричным коэффициентам, должно быть меньше величины произведения растворимости: ПК Am Bn = [An+]m[Bm-]n < ПРA , где [A ], [B ] – молярные концентрации ионов в ненасыщенном растворе, соответственно An+ и Bm-. m Bn n+ m- 2. Условие осаждения осадка. Произведение концентраций (ПКAnBm) ионов, возведенных в степени, равные стехиометричным коэффициентам, должно быть больше величины произведения растворимости: ПК Am Bn = [An+]m[Bm-]n > ПРA , где [A ], [B ] – молярные концентрации ионов в перенасыщенном растворе, соответственно An+ и Bm-. m Bn n+ m- Таким образом, осадки гидроксидов Me(OH)n образуются, если выполняется соотношение ПКMe(OH)n = [Men+][OH-]n > ПРMe(OH)n, где [Men+] и [OH-] – молярные концентрации ионов в растворе, соответственно Men+ и OH-. 17 7. Кислотно-основные свойства неорганических веществ 7.1. Взаимодействие оксидов и гидроксисоединений с водой Кислотно-основные свойства веществ проявляются по отношению к воде, а также к кислотам и основаниям. Хорошо растворимы в воде типично ионные оксиды и гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: IA IIА Li Na K Ме2О Ca MeO Rb МеОН Sr Me(OH)2 Cs Ba Fr Ra период увеличение растворимости оксидов и гидроксидов Подгруппа Растворяясь, ионные оксиды вступают в химическое взаимодействие с водой, образуя соответствующие гидроксиды: Na2O + H2O → 2NaOH CaO + H2O → Ca(OH)2 сильно основный оксид сильное основание Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов являются сильными основаниями и в воде полностью диссоциируют на катионы металлов и гидроксид-ионы: NaOH Na+ + OH– Так как концентрация ОН— ионов увеличивается, растворы этих веществ имеют сильнощелочную среду (рН>>7); их называют щелочами. Вторая группа хорошо растворимых в воде оксидов и соответствующих им гидроксисоединений – молекулярные оксиды и кислоты с ковалентным типом химических связей. К ним относятся соединения типичных неметаллов в высшей степени окисления и некоторых d-металлов в степени окисления: +6, +7. Растворимые молекулярные оксиды (SO3, N2O5, Cl2O7, Mn2O7) взаимодействуют с водой с образованием соответствующих кислот: +6 +6 SO3 + H2O оксид серы (VI) сильнокислотный оксид +5 N2O5 + H2O оксид азота (V) +7 Mn2O7 + H2O оксид марганца (VII) H2SO4 серная кислота сильная кислота +5 2HNO3 азотная кислота +7 2HMnO4 марганцевая кислота 18 Сильные кислоты (H2SO4, HNO3, HClO4, HClO3, HMnO4) в растворах полностью диссоциируют на катионы Н+ и кислотные остатки: HNO3 H+ + NO3– Их растворы имеют сильнокислую среду (рН<<7). Хорошо растворим в воде оксид фосфора (V): H 2O P2O5 + H2O → 2HPO3 2 2H3PO4 Образующаяся ортофосфорная кислота средней силы диссоциирует частично в три стадии: 1 стадия: H3PO4 H+ + H2PO4– K1=([H+] [H2PO4–])/[H3PO4]=7,5∙10–3; 2 стадия: H2PO4– H+ + HPO42– K2=([H+][HPO42–)/[H2PO4]=6,2∙10–8; 3 стадия: HPO42– H+ + PO43– K3=([H+][PO43–])/[HPO43–]=4,4∙10–13, где К1, К2, К3 – константы диссоциации ортофосфорной кислоты соответственно по первой, второй и третьей стадии. Константа диссоциации (табл.1 приложения) характеризует силу кислоты, т.е. её способность распадаться (диссоциировать) на ионы в среде данного растворителя при данной температуре. Чем больше константа диссоциации, тем больше равновесие смещено в сторону образования ионов, тем сильнее кислота, т.е. по первой стадии диссоциация фосфорной кислоты идет лучше, чем по второй, и соответственно, по третьей стадии. Умеренно растворимые оксиды серы (IV), углерода (IV), азота (III) и др. образуют в воде соответствующие слабые кислоты, диссоциирующие частично. CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3– SO2 + H2O H2SO3 N2O3 + H2O 2HNO2 слабокислотные оксиды слабые кислоты H+ + HSO3– H+ + NO2– 7.2. Реакция нейтрализации Реакция нейтрализации может быть выражена следующей схемой: Основное соединение (основание или основный оксид) + Кислотное соединение (кислота или кислотный оксид) → соль + Н2О 19 7.2.1. Свойства основных соединений проявляют оксиды и гидроксиды s- металлов (исключение Be), d-металлов в степени окисления (+1, +2) (исключение Zn), некоторых р-металлов [Tl(+1), Bi(+3)] (см. рис. 3). VIIIA IA Li II A Be IIIA IVA VA B C N VIA VIIA O F Al Диагональное сходство Нет оксидов Слабо растворимые, основные Растворимые, сильно основные Нейтральные Zn Ge Нерастворимые: Амфо- Слабо- обычно основные терные кислотные оксиды Оксиды растворяются, образуя кислоты Рис. 3. Кислотно-основные свойства оксидов и соответствующих им гидроксисоединений Характерным свойством основных соединений является их способность взаимодействовать с кислотами, кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей, например: KOH + HCl KCl + H2O Ba(OH)2 + CO2 BaCO3 + H2O 2NaO + Al2O3 2NaAlO2 + H2O В зависимости от числа протонов, которые могут присоединяться к основанию, различают основания однокислотные (например, LiOH, KOH, NH4OH), двукислотные [Ca(OH)2, Fe(OH)2] и т.д. Для многокислотных оснований реакция нейтрализации может протекать постадийно с образованием сначала основных, а затем средних солей. HCl Me(OH)2 гидроксид металла HCl MeOHCl NaOH Например: 1 стадия: Co(OH)2 + HCl основная соль MeCl2 NaOH CoOHCl + H2O хлорид гидроксокобальта (II) (основная соль) средняя соль 20 2 стадия: Co(OH)Cl + HCl CoCl2 + H2O хлорид кобальта (II) (средняя соль) 7.2.2. Свойства кислотных соединений проявляют оксиды и кислоты неметаллов, а также d-металлов в степени окисления (+5, +6, +7) (см. рис. 3). Характерным свойством является их способность взаимодействовать с основаниями, основными и амфотерными оксидами с образованием солей, например: 2HNO3 + Cu(OH)2 → Cu(NO3)2 + 2H2O 2HCl + CaO → CaCl2 + H2O H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O CrO3 + 2NaOH → Na2CrO4 + H2O По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие (например, H2SO4, HNO3) и бескислородные (HBr, H2S). По числу содержащихся в молекуле кислоты атомов водорода, способных замещаться атомами металла, различают кислоты одноосновные (например, хлороводород HCl, азотистая кислота HNO2), двухосновные (сернистая H2SO3, угольная H2CO3), трехосновные (ортофосфорная H3PO4) и т.д. Многоосновные кислоты нейтрализуются ступенчато с образованием первоначально кислых, а затем средних солей: NaOH H2X NaOH NaHX HCl многоосновная кислота Na2X HCl кислая соль средняя соль Например, ортофосфорная кислота может образовать три вида солей в зависимости от количественного соотношения взятых кислоты и щелочи: а) NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O; 1 : 1 дигидрофосфат натрия б) 2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O; 2 : 1 гидрофосфат натрия в) 3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O. 3 : 1 ортофосфат натрия 7.2.3. Амфотерные оксиды и гидроксиды образуют Ве, р-металлы, находящиеся вблизи «диагонали амфотерности» (Al, Ga, Sn, Pb), а также d-металлы в степенях окисления (+3, +4) и Zn (+2) (см. рис. 3). Незначительно растворяясь, амфотерные гидроксиды диссоциируют как по основному, так и по кислотному типу: + 2H 2– + [Zn(OH)4] 2H2O Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH– 21 Поэтому амфотерные оксиды и гидроксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями. При взаимодействии с более сильными кислотами амфотерные соединения проявляют свойства оснований. ZnO + SO3 → ZnSO4 + H2O кислотный оксид Zn(OH)2 + H2SO4 основные соединения → ZnSO4 + H2O кислота При взаимодействии с сильными основаниями амфотерные соединения проявляют свойства кислот, образуя соответствующие соли. Состав соли зависит от условий проведения реакции. При сплавлении образуются простые «обезвоженные» соли. to 2NaOH + (тв) основание 2NaOH Zn(OH)2 → Na2ZnO2 + H2O↑ (тв) кислотное соединение (H2ZnO2) + ZnO (тв) цинкат натрия → Na2ZnO2 + H2O↑ (тв) В водных растворах щелочей образуются комплексные соли: 2NaOH + Zn(OH)2 → Na2[Zn(OH)4] (водный раствор) тетрагидроксоцинкат натрия 7.3. Закономерности изменения кислотно-основных свойств оксидов и гидроксисоединений Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксисоединений закономерно изменяются по периоду и подгруппе. В составе гидроксисоединений всегда присутствует фрагмент I II ―Э–– О ––Н Например: O H H O O Al O H H O H H O S O H ; O O P O ; O H. Кислотно-основные свойства вещества определяются типом химических связей I и II . Ионный тип химической связи I определяет её относительно легкую диссоциацию в растворе с образованием ОН—ионов ―Э― О Н → ―Э+1 + ОН— Вещества с преимущественно ионной связью I проявляют основные свойства. С увеличением электроотрицательности центрального атома (Э) ковалентность и прочность связи I возрастают. Одновременно связь II становится 22 более полярной и менее прочной, это определяет её преимущественную диссоциацию в растворе с образованием ионов Н+: ―Э―О— + ―Э―О―Н Н+ Такие соединения проявляют кислотные свойства. Соединения с прочными промежуточными по характеру – ионноковалентными связями I и II – проявляют амфотерные свойства. С увеличением электроотрицательности центрального атома (Э) фрагмента ––Э––О––Н усиливаются кислотные и ослабляются основные свойства соответствующего гидроксисоединения в периоде в направлении слева направо и в подгруппе снизу вверх. Сравним, например, свойства гидроксисоединений элементов III периода и IIA-подгруппы: Be(OH)2 Амфотерный гидроксид NaOH Mg(OH)2 Очень сильное основание Средней силы основание Ca(OH)2 Сильное основание Sr(OH)2 Сильное основание Ba(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 Амфотерный гидроксид Очень слабая кислота Средней силы кислота Сильная кислота Очень сильная кислота - увеличение электроотрицательности центрального атома (Э) - усиление кислотных свойств оксидов и гидроксисоединений - ослабление основных свойств оксидов и гидроксисоединений - усиление гидролиза по катиону Сильное основание С увеличением степени окисления элемента (Э+n) возрастает его электроотрицательность и, следовательно, усиливаются кислотные и ослабляются основные свойства соответствующих оксидов и гидроксисоединений. +2 Например: +3 CrO Cr(OH)2 Cr2O3 Cr(OH)3 основные амфотерные +6 CrO3 H2CrO4 кислотные 23 Таблица 7 Сравнительная характеристика свойств оксидов металлов и неметаллов Оксиды металлов Оксиды неметаллов Оксиды металлов в низших степенях окисления являются основными; некоторые реагируют с водой, образуя ОН- (водн.), например CaO, MgO Большинство являются кислотными; некоторые растворяются в воде, образуя растворы с высокой концентрацией водородных ионов, например, SO2 Другие нерастворимы в воде, но реагируют с кислотами и с кислотными оксидами, например, Fe2O3, CuO Макромолекулярные оксиды, например, (SiO2)m, (B2O3)n, не растворяются, но реагируют с основными и амфотерными оксидами, образуя соли Сильные основные оксиды, например, K2O, CaO, реагируют с амфотерными оксидами; некоторые оксиды металлов амфотерны, реагируют как с основными, так и с кислотными оксидами, например, ZnO, SnO, SnO2, PbO, PbO2, Cr2O3, Al2O3. Небольшое число несолеобразующих нейтральных, например, N2O, NO, F2O Генетическая связь между классами неорганических соединений Основной оксид Металл Основание соль Неметалл Кислотный Оксид Кислота 7.4. Гидролиз солей Гидролиз солей – ионно-обменное взаимодействие солей с водой, сопровождающееся разложением соли. Гидролиз – реакция, обратная нейтрализации. соль + Н2О основание + кислота 1. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (Na2SO4, KCl, CrNO3 и др.), гидролизу не подвергаются, их растворы нейтральны (рН=7). 2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием (NH4Cl, CuSO4, MgCl2 и др.), подвергаются гидролизу по катиону, среда в растворе кислая (рН<7). Составим уравнения гидролиза NH4Cl: NH4Cl + H2O NH4OH + HCl (молекулярное (H++OH-) слабое. основание сильная. кислота уравнение) 24 NH4+ + Cl– + H2O NH4OH + H+ + Cl– (полное ионное уравнение) NH4+ + H2O NH4OH + H+ (краткое ионное уравнение) + В растворе увеличивается концентрация ионов Н , следовательно, среда в растворе кислая (рН<7). Процесс гидролиза равновесный, характеризуется константой гидролиза и степенью гидролиза: К гидр.( NH ) ([ NH 4OH ][ H ]) /[ NH 4 ] ( K H 2 O ) /( K NH 4 OH ) 1014 / 1,8 105 5,5 1010 4 К гидр.( NH ) 1 , следовательно, равновесие сильно смещено влево, идет час4 тичный гидролиз. Степень гидролиза – это отношение молярной концентрации гидролизовавшейся соли к общей молярной концентрации соли в растворе. h = Mгидр./Mo Многозарядные катионы слабых оснований подвергаются гидролизу ступенчато: Рассмотрим гидролиз CuSO4: Cu2+ + SO42– H+ + OH– CuSO4 H2O 1 стадия Cu2+ + H2O (уравнение диссоциации) (уравнение диссоциации воды) CuOH+ + H+ 2CuSO4 + 2H2O (краткое ионное уравнение) [CuOH]2SO4 + H2SO4 2 стадия CuOH+ + H2O Cu(OH)2 + H+ [CuOH]2SO4 + 2H2O (молекулярное уравнение) (краткое ионное уравнение) 2Cu(OH)2 + H2SO4 (молекулярное уравнение) Вторая стадия гидролиза идет в гораздо меньшей степени, чем первая, т.е. «подавлена». 3. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (Na2CO3, K2S, Na3PO4 и др.), подвергаются гидролизу по аниону, среда в растворе щелочная (рН>7). Рассмотрим гидролиз соли CH3COONa. CH3COO–Na+ + H2O + – (H ―OH ) CH3COO– + Na+ + H2O CH3COOH + NaOH слабая кислота (молекулярное уравнение) сильное основание CH3COOH + Na+ + OH– (полное ионное уравнение) СH3COO– + H2O CH3COOH + OH– (краткое ионное уравнение) – В растворе увеличивается концентрация ОН - ионов, следовательно, среда щелочная (рН>7). 4. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (NH4F, CH3COONH4 и др.), подвергаются гидролизу одновременно по катиону и аниону, среда в растворе близка к нейтральной (слабокислая или слабощелочная, рН≈7). 25 Например: CH3COO–NH4+ + H2O CH3COOH + NH4OH (H+―OH–) слабая кислота CH3COO– + NH4+ + H2O (молекулярное уравнение) слабое основание CH3COOH + NH4OH (ионное уравнение) Некоторые соли подвергаются полному гидролизу, если образующиеся продукты – газы или мало растворимые соединения. Например: Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ Факторы, влияющие на гидролиз соли 1. Природа соли. Чем слабее кислота (и/или основание), тем в большей степени гидролизу подвергается её соль. Константа гидролиза соли увеличивается с уменьшением константы диссоциации кислоты (и/или основания): К гидр.( аниона ) К Н 2О К кисл. ; К гидр.( катиона) К Н 2О К осн. ; К гидр.( катиона аниона ) К Н 2О К кисл. К осн. ; 2. Концентрация соли. Степень гидролиза (h) может быть рассчитана по формуле h К гидр. М соли , где К гидр. - константа гидролиза, М соли - молярная концентрация соли в растворе. С уменьшением концентрации соли в растворе степень гидролиза увеличивается, т.е. «гидролиз усиливается». 3. Температура. Гидролиз – обратимый эндотермический процесс, протекает с поглощением тепла (∆Нгидр.>0). В соответствии с принципом Ле Шателье при нагревании равновесие гидролиза смещается в сторону эндотермической реакции, т.е. образования продуктов и, следовательно, «гидролиз усиливается». При охлаждении – равновесие гидролиза смещается в сторону исходных реагентов, т.е. «гидролиз ослабляется». 4. Присутствие посторонних веществ, содержащих «одноименные» ионы. Добавление в раствор соли продуктов гидролиза в соответствии с принципом Ле Шателье приводит к смещению равновесия гидролиза в сторону исходных реагентов, т.е. «гидролиз подавляется». Например: а) NH4+ + H2O NH4OH + H+ добавление HCl Гидролиз по катиону подавляется в присутствии сильных кислот, увеличивающих концентрацию ионов Н+. б) F– + H2O HF + OH– добавление NaOH Гидролиз по аниону подавляется в присутствии сильных оснований, увеличивающих концентрацию ОН– ионов. 26 8. Лабораторные работы по теме: Классификация и свойства неорганических веществ 8.1. Лабораторная работа № 1. Получение и химические свойства оксидов Опыт 1. Получение бинарных соединений магния реакцией горения (показательный) Взять в тигельные щипцы стружку магния и поджечь. Охарактеризовать внешний вид металлического магния. Объяснить, почему в обычных условиях металлический магний устойчив на воздухе. Отметить, как протекает реакция: - активно или нет, что выделяется; - стружка магния сгорела полностью или нет, объяснить; - охарактеризовать внешний вид продуктов реакции; - охарактеризовать состав воздуха; - составить уравнения реакций магния с основными компонентами воздуха: Mg + O2 → Mg + N2 → - сделать вывод. Опыт 2. Взаимодействие продуктов горения магния с водой Белые порошкообразные продукты горения магния на воздухе (опыт 1) перенести в пробирку с дистиллированной водой, добавить 2 капли индикатора фенолфталеина. - Отметить наблюдения; - охарактеризовать растворимость оксида и гидроксида магния в воде; - объяснить изменение окраски раствора и ответить, какая среда – кислая, нейтральная или щелочная – в полученном растворе; - составить уравнения реакций взаимодействия бинарных соединений магния с водой: MgO + H2O →…; Mg3N2 + H2O →…; - составить уравнение электролитической диссоциации гидроксида магния; Mg(OH)2↓ …; - охарактеризовать кислотно-основные свойства оксида и гидроксида магния. Опыт 3. Получение оксидов фосфора реакцией горения (показательный) На металлической ложке внести в стакан горящий красный фосфор. Стакан закрыть стеклянной конической воронкой. - Охарактеризовать внешний вид красного фосфора; - отметить, как протекает реакция; - охарактеризовать внешний вид продуктов реакции; - составить уравнения реакций горения фосфора: P + O2(недост.) →…; Р + О2(изб.) →… . 27 Опыт 4. Взаимодействие оксидов фосфора с водой. Получение раствора ортофосфорной кислоты Обмыть стеклянную воронку и стенки стакана (опыт 3) дистиллированной водой. Добавить индикатор – метиловый оранжевый: - охарактеризовать растворимость оксидов фосфора; - составить уравнения реакции оксидов фосфора с водой: P2O5 + H2O →…; P2O3 + H2O →…; - объяснить изменение окраски раствора и какая среда – кислая, нейтральная или щелочная – в полученном растворе; - составить уравнения электролитической диссоциации ортофосфорной кислоты: 1 стадия: H3PO4 …; 2 стадия: H2PO4 …; 23 стадия: HPO4 …; - составить выражения для констант диссоциации (К1; К2; К3), привести значения констант (табл.1 приложения); - в каком направлении смещены равновесия диссоциации первой, второй и третьей стадии; - какая стадия диссоциации осуществляется лучше; - назвать все полученные соединения и ионы, содержащие фосфор; - охарактеризовать кислотно-основные свойства оксидов фосфора и ортофосфорной кислоты. Опыт 5. Получение оксида углерода (IV) разложением малахита [(CuOH)2CO3] и его взаимодействие с водой (показательный) На дно пробирки поместить небольшое количество измельченного малахита – карбоната гидроксомеди (II). Пробирку закрыть пробкой с газоотводной трубкой и закрепить в штативе в наклонном положении. Газоотводную трубку погрузить в пробирку с дистиллированной водой с 1 каплей индикатора метилоранжа. Пробирку с малахитом нагреть в пламени спиртовки до полного завершения реакции: - охарактеризовать внешний вид малахита до реакции и какие изменения происходят по мере его нагревания; - составить уравнение термического разложения карбоната гидроксомеди (II): to (CuOH)2CO3 → … + … + …; - отметить, как изменяется цвет индикатора – метилоранжа в пробирке с дистиллированной водой, дать объяснение; - составить уравнение реакции взаимодействия оксида углерода (IV) с водой: CO2 + H2O …; - составить уравнения диссоциации угольной кислоты: 1 стадия: H2CO3 …; 2 стадия: HCO3 …; 28 - составить выражения и привести значения (табл.1 приложения) констант диссоциации угольной кислоты по первой и второй стадии; - охарактеризовать кислотно-основные свойства оксида углерода (IV) и угольной кислоты; - назвать все полученные соединения и ионы, содержащие углерод; - привести все известные названия оксида углерода (IV). Опыт 6. Получение оксида хрома (III) разложением дихромата аммония На кафельную плитку насыпать немного кристаллов дихромата аммония. Нагреть в пламени горелки стеклянную палочку и внести её в дихромат аммония. Наблюдать энергичное разложение соли. - Охарактеризовать внешний вид дихромата аммония; - отметить, как протекает реакция: активно или нет, что выделяется, как изменяется цвет и объем реакционной массы; - составить уравнение термического разложения дихромата аммония, учитывая, что образуются оксид хрома (III), азот, вода: (NH4)2Cr2O7 → … + … + …; - ответить, к какому типу относится эта реакция. Опыт 7. Сравнение основных свойств оксида кальция и оксида меди (II) Поместить в первую пробирку 1 микрошпатель оксида кальция, во вторую пробирку – 1 микрошпатель оксида меди (II). В каждую пробирку добавить по 10-12 капель раствора соляной кислоты или разбавленной азотной кислоты. Пробирку с оксидом меди (II) осторожно нагреть. - Отметить, как протекает реакция, активно или нет, что выделяется, в какой пробирке изменяется окраска раствора; - какой оксид растворяется полностью; - составить уравнения основных реакций, учитывая, что образуются соль и вода: CaO + HCl →…; CuO + HCl →…; - в какой пробирке наблюдается выделение газа, какой это газ; - обратить внимание, как хранятся оксид кальция и оксид меди (II), чем могут они загрязняться при хранении на воздухе; - составить уравнение реакции, протекающей при хранении оксида кальция (негашеной извести) на воздухе: CaO + CO2 →…; - составить уравнение реакции примеси карбоната кальция, содержащегося в образце технического оксида кальция, с кислотой: CaCO3 + HCl →… - объяснить, почему оксид кальция загрязняется примесью карбоната в большей степени, чем оксид меди (II); - охарактеризовать кислотно-основные свойства оксида кальция и оксида меди (II); - сравнить, какой оксид проявляет более основные свойства. 29 Опыт 8. Растворимость и кислотно-основные свойства оксида хрома (III) В три пробирки поместить по 1 микрошпателю образовавшегося (опыт 6) оксида хрома (III). В 1-ю пробирку прилить дистиллированной воды, во 2-ю - раствор соляной кислоты, в 3-ю – раствор гидроксида натрия. - Отметить изменение окраски растворов, растворимость оксида хрома (III); - составить уравнения реакций: Cr2O3 + HCl →…; Cr2O3 + NaOH + H2O →…; - сделать вывод о свойствах оксида хрома (III). Контрольные тестовые задания по теме «Получение и химические свойства оксидов» Задание 1.1.1 При горении алюминия образуется оксид: Ответы: 1) Al; 2)Al2O3 ; 3) AlO; 4) AlO2 ; 5) AlO3 Задание 1.1.2 При горении бериллия образуется оксид: Ответы: 1) BeO; 2) BeS; 3) BeO2 ;4) BeO3; 5) Be3N2 Задание 1.1.3 При горении железа образуются оксиды: Ответы: 1) FeN; 2)FeO, Fe2O3 ; 3)FeN, FeS; 4) FeO, FeCO3; 5) Fe2O3, FeCO3 Задание 1.1.4 При горении кремния образуется оксид: Ответы: 1) SiO; 2) SiO2; 3) Si2O3; 4)SiS2; 5) Si3N4 Задание 1.1.5 При горении цинка образуется оксид: Ответы: 1) ZnS; 2) ZnO; 3) ZnO2; 4) Zn3N2; 5) Zn2O3 Задание 1.1.6 При горении хрома образуется оксид: Ответы: 1) CrC; 2) CrO2; 3) Cr2O3; 4) CrN; 5) CrF3 Задание 1.1.7 При горении фосфора образуются оксиды: Ответы: 1) PN, PO; 2) P2O3, PO2; 3) P2S3, P2S5; 4) PO, PO2; 5) P2O3, P2O5 Задание 1.1.8 При горении никеля образуется оксид: Ответы: 1) NiO; 2) NiS; 3) NiO2; 4) NiO3; 5) NiN Задание 1.1.9 При горении бора образуется оксид: Ответы: 1) BO; 2) BO2; 3) B2O3; 4) BO3; 5) B2O5 Задание 1.1.10 При горении меди образуется оксид: Ответы: 1) CuS; 2) Cu(OH)2; 3)Cu2O3; 4) CuO; 5) CuO2 Задание 1.1.11 При горении стронция образуется оксид: Ответы: 1) SrO; 2) Sr(OH)2; 3)Sr2O; 4) Sr2O3; 5)SrO3 30 Задание 1.1.12 При горении олова образуется оксид: Ответы: 1) Sn2O; 2) Sn2O3; 3) SnO2; 4) Sn(OH)2; 5) Sn(OH)4 Задание 1.1.13 При горении мышьяка образуются оксиды: Ответы: 1) As2O3, As2O;2) AsO, As2O5; 3)As2O3, As2O5; 4) As2O, AsO2; 5) As2S3, As2S5 Задание 1.1.14 При горении серы образуется оксид: Задание 1.1.15 При горении лития образуется оксид: Ответы: 1) Li2O; 2) LiO; 3) Li2O3; 4) LiO2; 5) LiO3 Задание 1.2.1 Растворением в воде соответствующего оксида можно получить гидроксид: Ответы: 1) Fe(OH)3 ; 2) RbOH; 3) Fe(OH)3; 4) Mn(OH)2; 5) Co(OH)2 Задание 1.2.2 Растворением в воде соответствующего оксида можно получить гидроксид: Ответы: 1) Zn(OH)2; 2) Fe(OH)2; 3) KOH ; 4) Pb(OH)2 5) Cu(OH)2 Задание 1.2.3 При растворении оксида серы(IV) в воде образуется кислота: Ответы: 1) H2SO3; 2) H2SO4 ; 3) H2S; 4) H2S2O3; 5) H2S2O7. Задание 1.2.4 При растворении оксида серы(VI) в воде образуется кислота: Ответы: 1) H2SO3; 2) H2SO4 ; 3) H2S; 4) H2S2O3; 5) H2S2O8. Задание 1.2.5 При растворении оксида азота(V) в воде образуется кислота: Ответы: 1) HNO3; 2) HNO2 ; 3) NH3; 4) NH4NO3; 5) N2H4. Задание 1.2.6 При растворении оксида хлора(VII) в воде образуется кислота: Ответы: 1) HClO3; 2) HClO4 ; 3) HCl; 4) HClO; 5) HClO2. Задание 1.2.7 При растворении оксида азота(Ш) в воде образуется кислота: Ответы: 1) HNO3; 2) HNO2 ; 3) NH3; 4) NH4NO3; 5) N2H4. Задание 1.2.8 При растворении оксида хрома(VI) в воде образуется кислота: Ответы: 1) H3CrO3; 2) H2CrO4 ; 3) Cr(OH)3; 4) Cr(OH)2; 5) HCrO2. Задание 1.2.9 При растворении оксида углерода(IV) в воде образуется кислота: Ответы: 1) H2СO3; 2) H2СO4 ; 3) СH4; 4) HCOOH; 5) CH3COOH. Задание 1.2.10 При растворении оксида марганца(VII) в воде образуется кислота: Ответы: 1) H2MnO3; 2) H2MnO4 ; 3) HMnO4; 4) MnO(OH)2; 5) Mn(OH)2. 31 Задание 1.2.11 При растворении соответствующего оксида в воде образуется гидроксид: Ответы: 1) CsOH; 2) H2SO4 ; 3) Sn(OH)2; 4) Al(OH)3; 5) HAlO2. Задание 1.2.12 При растворении соответствующего оксида в воде образуется гидроксид: Ответы: 1) H2SO3; 2) Ba(OH)2; 3) H2S; 4) Pb(OH)2; 5) Ni(OH)2. Задание 1.2.13 Оксиду йода(V) соответствует кислота: Ответы: 1) HIO3 ; 2) HIO4 ; 3) HIO; 4) HIO2 ; 5) HI. Задание 1.2.14 Оксиду кремния(IV) соответствует кислота: Ответы: 1) H2SiO3 ; 2) Si3H8 ; 3) Si2H6; 4) SiH4; 5) O(SiH3)2. Задание 1.2.15 Оксиду мышьяка(V) соответствует кислота: Ответы: 1) H3AsO3 ; 2) H3AsO4 ; 3) AsH3: 4) HAsO2 ; 5) H3AsO2 Задание 1.2.16 Оксиду селена(VI) соответствует кислота: Ответы: 1) H2SeO3; 2) H2SeO4; 3) H2Se: 4) Na2Se2O7 ; 5) H3AsO4 Задание 1.3.1 Основной оксид образует элемент: Ответы: 1) B; 2) C; 3) Ba; 4) N; 5) P. Задание 1.3.2 Основной оксид образует элемент: Ответы: 1) Bi; 2) F; 3) B; 4) As; 5) Cl. Задание 1.3.3 Основной оксид образует элемент: Ответы: 1) B; 2) Ca; 3) Si; 4) Br; 5) Te. Задание 1.3.4 Основной оксид образует элемент: Ответы: 1) Br; 2) Se; 3) Kr; 4) Mg; 5) P. Задание 1.3.5 Кислотный оксид образует элемент: Ответы: 1) Ba; 2) Sr; 3) Kr; 4) Mg; 5) P. Задание 1.3.6 Кислотный оксид образует элемент: Ответы: 1) Be; 2) S; 3) K; 4) Mg; 5) Pb. Задание 1.3.7 Кислотный оксид образует элемент: Ответы: 1) Bi; 2) Sr; 3) I; 4) Mg; 5) Co. Задание 1.3.8 Кислотный оксид образует элемент: Ответы: 1) Ni; 2) Ca; 3) Tl; 4) Fe; 5) As. 32 Задание 1.3.9 Кислотный оксид образует элемент: Ответы: 1) B; 2) Sn; 3) Ti; 4) Li; 5) Fr. Задание 1.3.10 Кислотный оксид образует элемент: Ответы: 1) Ba; 2) Si; 3) K; 4) Al; 5) Fe. Задание 1.3.11 Амфотерный гидроксид образует элемент: Ответы: 1) Co; 2) Na; 3) Al; 4) S; 5) Sr Задание 1.3.12 Амфотерный гидроксид образует элемент: Ответы: 1) Be; 2) Na; 3) As; 4) Si; 5) Mg Задание 1.3.13 Амфотерный гидроксид образует элемент: Ответы: 1) Ca; 2) N; 3) Cl; 4) Sn; 5) K Задание 1.3.14 Амфотерный гидроксид образует элемент: Ответы: 1) C; 2) Ni; 3) Te; 4) S; 5) Pb Задание 1.3.15 Амфотерный гидроксид образует элемент: Ответы: 1) Zn; 2) Fr; 3) Ba; 4) S; 5) Br Задание 1.4.1 C водным раствором азотной кислоты взаимодействует оксид: Ответы: 1) CaO; 2) CO; 3) NO; 4) P2O5; 5) CrO3 Задание 1.4.2 C водным раствором серной кислоты взаимодействует оксид: Ответы: 1) SiO2; 2) MnO; 3) Mn2O7; 4) N2O5; 5) CO2 Задание 1.4.3 C водным раствором соляной кислоты взаимодействует оксид: Ответы: 1) N2O3; 2) B2O3; 3) Fe2O3; 4) CO; 5) P2O3. Задание 1.4.4 C водным раствором фтороводородной кислоты взаимодействует оксид: Ответы: 1) As2O5; 2) BaO; 3) Cl2O7; 4) SO3; 5) N2O5. Задание 1.4.5 C водным раствором бромоводородной кислоты взаимодействует оксид: Ответы: 1) ZnO; 2) CO2; 3) As2O3; 4) NO2; 5) SO2. Задание 1.4.6 C водным раствором серной кислоты взаимодействует оксид: Ответы: 1) CO; 2) SeO3; 3) FeO; 4) Br2O5; 5) N2O. Задание 1.4.7 C водным раствором гидроксида натрия взаимодействует оксид: Ответы: 1) SO3; 2) CaO; 3) FeO; 4) SrO; 5) NO. 33 Задание 1.4.8 C водным раствором гидроксида калия взаимодействует оксид: Ответы: 1) MgO; 2) K2O; 3) SrO; 4) ZnO; 5) CaO. Задание 1.4.9 C водным раствором гидроксида кальция взаимодействует оксид: Ответы: 1) CoO; 2) Li2O; 3) CO2; 4) Bi2O3; 5) CrO. Задание 1.4.10 C водным раствором гидроксида натрия взаимодействует оксид: Ответы: 1) Al2O3; 2) FeO; 3) Bi2O3; 4) CaO; 5) K2O. Задание 1.4.11 C водным раствором гидроксида натрия взаимодействует оксид: Ответы: 1) N2O5; 2) SrO; 3) BaO; 4) CuO; 5) NiO. Задание 1.4.12 C водным раствором соляной кислоты взаимодействует оксид: Ответы: 1) SiO2; 2) Fe2O3; 3) TeO2; 4) CO; 5) I2O5. Задание 1.4.13 C водным раствором иодоводородной кислоты взаимодействует оксид: Ответы: 1) P2O5; 2) SO2; 3) SeO3; 4) NO; 5) Rb2O. Задание 1.4.14 C водным раствором гидроксида бария взаимодействует оксид: Ответы: 1) SrO; 2) Cs2O; 3) SO2; 4) FeO; 5) MgO. Задание 1.4.15 C водным раствором гидроксида калия взаимодействует оксид: Ответы: 1) Na2O; 2) Li2O; 3) CoO; 4) FeO; 5) BeO. Задание 1.4.16 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции CuO + H2SO4 → …. равна: Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 5; 4) 6; 5) 7. Задание 1.4.17 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции Fe2O3 + H2SO4 → … равна: Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 8; 4) 6; 5) 7. Задание 1.4.18 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции Al2O3 + HCl → … равна: Ответы: 1) 12; 2) 9; 3) 8; 4) 6; 5) 7. Задание 1.4.19 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции BeO + H2SO4 → … равна: Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 5; 4) 6; 5) 7. Задание 1.4.20 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции ZnO + HI → … равна: Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 5; 4) 6; 5) 7. 34 Задание 1.4.21 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции Bi2O3 + HI → … равна: Ответы: 1) 12; 2) 4; 3) 8; 4) 6; 5) 7. Задание 1.4.22 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции Al2O3 + NaOH + H2O → … равна: Тетрагидроксоалюминат натрия Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 5; 4) 6; 5) 8. Задание 1.4.23 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции CO2 + Ca(OH)2(избыток) → … равна: Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 5; 4) 6; 5) 7. Задание 1.4.24 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции SO3 + NaOH(избыток) → … равна: Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 5; 4) 6; 5) 7. Задание 1.4.25 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции SO2(избыток) + KOH → … равна: Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 5; 4) 6; 5) 7. Задание 1.4.26 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции CO2(избыток) + Ca(OH)2 → … равна: Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 5; 4) 6; 5) 7. Задание 1.4.27 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции N2O5 + Ba(OH)2 → … равна: Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 5; 4) 6; 5) 7. Задание 1.4.28 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции P2O5 + CsOH(избыток) → … равна: Ответы: 1) 12; 2) 8; 3) 5; 4) 6; 5) 7. Задание 1.4.29 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции N2O3 + Sr(OH)2 → … равна: Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 5; 4) 6; 5) 7. Задание 1.4.30 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции SnO + NaOH + H2O → … равна: тетрагидроксостаннат(П) натрия Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 5; 4) 6; 5) 7. 35 8.2. Лабораторная работа № 2. Получение и химические свойства гидроксидов металлов и кислот Опыт 1. Водородный показатель и электролитическая диссоциация кислот и оснований Испытуемые растворы: HCl, CH3COOH, NaOH, NH4OH. На предметное стекло положить четыре полоски универсального индикатора, нанести на каждую из них по 1 капле испытуемых растворов и тотчас сравнить окраску бумаги с эталонной шкалой универсального индикатора. - Записать значения рН в испытуемых растворах; - объяснить, что характеризует водородный показатель (рН); - как связаны водородный показатель (рН) и концентрация ионов водорода в растворе; - рассчитать концентрацию ионов Н+ в испытуемых растворах; - рассчитать гидроксильный показатель (рОН) и концентрацию ОН– ионов в испытуемых растворах; - заполнить таблицу: Раствор рОН= рН= + [H ], сре- [OH–], моль/л да lg[OH– моль/л + lg[H ] ] Уравнение электролитической диссоциации Сила электролита HCl CH3COOH NH4OH NaOH - объяснить, какие вещества из указанных проявляют кислотные свойства и какие – основные; - сравнить рН и концентрации ионов [H+] в растворах кислот; какая из них лучше диссоциирует на ионы; в каком направлении смещены равновесия диссоциации HCl и CH3COOH; - составить выражение и привести значение (табл.1 приложения) константы диссоциации слабой кислоты K дис.CH 3 COOH …; - как связаны рН и сила кислоты для растворов с одинаковыми концентрациями кислот HCl и CH3COOH; - сравнить рН и концентрации ОН– ионов в растворах оснований, какое из них лучше диссоциирует на ионы, в каком направлении смещены равновесия диссоциации NH4OH и NaOH; - составить выражение и привести значение (табл.1 приложения) константы диссоциации слабого основания K дис. NH 4 OH …; - как связаны рН и сила основания для растворов с одинаковыми концентрациями оснований NaOH и NH4OH. 36 Опыт 2. Электролитическая диссоциация слабого основания Налить в две пробирки по 6 капель раствора гидроксида аммония и по 2 капли раствора фенолфталеина. Затем в одну из пробирок добавить один микрошпатель кристалличекого хлорида аммония. Пробирку встряхнуть несколько раз. Наблюдать ослабление интенсивности окраски раствора. - Объяснить появление интенсивной малиновой окраски фенолфталеина в растворе гидроксида аммония, в какой среде фенолфталеин окрашивается (рис. 2), на присутствие каких ионов в растворе указывает окраска фенолфталеина; - составить уравнение диссоциации гидроксида аммония NH4OH …; - составить уравнение диссоциации хлорида аммония NH4Cl …; - объяснить, о чем свидетельствует ослабление окраски фенолфталеина после добавления хлорида аммония; - объяснить, как изменилась щелочность раствора после добавления хлорида аммония к раствору гидроксида аммония; - используя принцип Ле Шателье, ответить, в каком направлении смещается равновесие диссоциации NH4OH после добавления NH4Cl (т.е. увеличения концентрации NH4+), как это изменяет концентрацию ОН-– ионов в растворе и рН-раствора. Опыт 3. Получение и кислотно-основные свойства гидроксидов железа (II) и железа (III) а) В две пробирки внести по 2 капли раствора сульфата железа (II) (соли Мора) и 2 н раствора гидроксида натрия до образования осадка. В первую пробирку к образовавшемуся осадку гидроксида железа (II) добавить избыток раствора соляной кислоты, во вторую пробирку – избыток раствора гидроксида натрия: – охарактеризовать внешний вид осадка; - составить уравнения реакции образования гидроксида железа (II) в молекулярной и ионной форме FeSO4 + NaOH → …; - отметить, с каким раствором - соляной кислоты или гидроксида натрия взаимодействует гидроксид железа (II); - составить уравнение реакции гидроксида железа (II) с соляной кислотой Fe(OH)2 + HCl → …; - отметить, как изменяется внешний вид осадка Fe(OH)2 во второй пробирке при хранении на воздухе, объяснить; - составить уравнение реакции окисления гидроксида железа (II) на воздухе Fe(OH)2 + O2 + … → …; - сделать вывод о свойствах гидроксида железа (II). б) В две пробирки внести по 2 капли раствора хлорида железа (III) и 2 н раствора гидроксида натрия до образования осадка. В первую пробирку к образовавшемуся осадку гидроксида железа (III) добавить избыток раство- 37 ра соляной кислоты, во вторую пробирку – избыток концентрированного раствора гидроксида натрия: - охарактеризовать внешний вид осадка; - составить уравнение реакции образования гидроксида железа (III) в молекулярной и ионной форме: FeCl3 + NaOH → …; - отметить, в избытке какого раствора - соляной кислоты или гидроксида натрия - осадок гидроксида железа (III) растворился полностью; - составить уравнение реакции взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой в молекулярной и ионной форме: Fe(OH)3 + HCl → …; - частично растворяясь в избытке концентрированного раствора гидроксида натрия, гидроксид железа (III) образует гидроксокомплекс, составить уравнение: Fe(OH)3 + NaOH …; - отметить, какие свойства - кислотные или основные - преобладают у гидроксида железа (III); - сравнить кислотно-основные свойства гидроксида железа (II) и гидроксида железа (III). Опыт 4. Получение и свойства гидроксида меди (II) В четыре пробирки внести по 2 капли раствора сульфата меди (II) и 2 н раствора гидроксида натрия до образования осадка. В первую пробирку к образовавшемуся осадку гидроксида меди (II) добавить избыток раствора соляной кислоты; во вторую пробирку – избыток раствора гидроксида натрия; в третью пробирку – избыток концентрированного раствора аммиака; четвертую пробирку нагреть в пламени спиртовки. - Охарактеризовать внешний вид осадка гидроксида меди (II); - составить уравнение реакции образования гидроксида меди (II) в молекулярной и ионной форме CuSO4 + NaOH → …; - отметить, в избытке какого раствора - соляной кислоты или гидроксида натрия- осадок гидроксида меди (II) растворился полностью; - составить уравнение реакции - взаимодействия гидроксида меди (II) с соляной кислотой в молекулярной и ионной форме: Cu(OH)2 + HCl → …; - отметить, как изменился цвет раствора во второй пробирке при добавлении избытка гидроксида натрия; объяснить, учитывая возможность образования в незначительной степени гидроксокомплекса, составить уравнение реакции Cu(OH)2 + NaOH …; - ответить, какие свойства - кислотные или основные - преобладают у гидроксида меди (II); - отметить изменения в третьей пробирке в избытке раствора аммиака; - составить уравнение реакции Cu(OH)2 + NH3 → …, 38 учитывая, что растворение гидроксида меди (II) в избытке раствора аммиака происходит в результате образования гидроксида тетрааминмеди (II); - отметить, какие изменения происходят при нагревании осадка гидроксида меди (II) в четвертой пробирке; - составить уравнение термического разложения гидроксида меди (II), учитывая, что образуются оксид меди (II) и вода. to Cu(OH)2 → … + …; - охарактеризовать свойства гидрокида меди (II). Опыт 5. Получение и свойства гидроксида цинка В три пробирки внести по 2 капли раствора сульфата цинка и 2 н раствора гидроксида натрия до образования осадка. В первую пробирку к образовавшемуся осадку гидроксида цинка добавить избыток раствора соляной кислоты, во вторую пробирку – избыток раствора гидроксида натрия, в третью пробирку – избыток раствора аммиака. - Охарактеризовать внешний вид осадка гидроксида цинка; - составить уравнение реакции образования гидроксида цинка в молекулярной и ионной форме ZnSO4 + NaOH → …; недост. - отметить растворение осадка гидроксида цинка в избытке раствора соляной кислоты; раствора гидроксида натрия; - составить уравнения реакций взаимодействия гидроксида цинка с соляной кислотой в молекулярной и ионной форме: Zn(OH)2 + HCl → …; - составить уравнение реакции взаимодействия гидроксида цинка с избытком гидроксида натрия, учитывая, что образуется тетрагидроксоцинкат натрия Zn(OH)2 + NaOH (изб.) → …; - ответить, какие кислотно-основные свойства проявляет гидроксид цинка; - объяснить растворение гидроксида цинка в избытке аммиака; - составить уравнение реакции, учитывая, что происходит образование гидроксида тетрааминцинка Zn(OH)2 + NH3 → …; - объяснить значение терминов «амфотерный оксид», «амфотерный гидроксид». Опыт 6. Получение и свойства гидроксида алюминия В две пробирки внести по 2 капли раствора соли сульфата алюминия и 2 н раствора гидроксида аммония до образования осадка. В первую пробирку к осадку гидроксида алюминия добавить избыток раствора соляной кислоты, во вторую пробирку – избыток раствора гидроксида натрия. - Охарактеризовать внешний вид осадка гидроксида алюминия; - составить уравнение реакции образования гидроксида алюминия в молекулярной и ионной форме: Al2(SO4)3 + NH4OH → …; 39 - отметить, какие изменения происходят с осадком гидроксида алюминия при добавлении избытка соляной кислоты и избытка гидроксида натрия; - составить уравнение реакции взаимодействия гидроксида алюминия с соляной кислотой в молекулярной и ионной форме: Al(OH)3 + HCl → …; - составить уравнение реакции взаимодействия гидроксида алюминия с избытком гидроксида натрия: Al(OH)3 + NaOH → …; - ответить, какие кислотно-основные свойства проявляет гидроксид алюминия. Контрольные тестовые задания по теме: «Получение и химические свойства гидроксидов, кислот» Задание 2.1.1 Среди приведенных соединений указать гидроксид кальция: Ответы: 1) CaO; 2) CaCO3; 3) Ca(OH)2; 4) CaCl2; 5) CaSO4. Задание 2.1.2 Среди приведенных соединений указать гидроксид железа(III): Ответы: 1) Fe(OH)2; 2) FeSO4 ; 3) FeCl3; 4)FeO ; 5) Fe(OH)3. Задание 2.1.3 Среди приведенных соединений указать гидроксид алюминия: Ответы: 1) Al(OH)3; 2) Al2O3; 3) AlCl3; 4) Al2(SO4)3; 5) NaAlO2. Задание 2.1.4 Среди приведенных соединений указать гидроксид кобальта(II): Ответы: 1) CoO; 2) Co2O3; 3) Co(OH)3; 4) Co(OH)2; 5) CoSO4. Задание 2.1.5 Среди приведенных соединений указать гидроксид марганца(II): Ответы: 1) MnO; 2) Mn(OH)2; 3) MnO2; 4) Mn(OH)4; 5) MnI2. Задание 2.1.6 Среди приведенных соединений указать гидроксид железа(II): Ответы: 1) FeO; 2) Fe2O3; 3) FeSO4; 4) Fe(OH)2; 5) Fe(OH)3. Задание 2.1.7 Среди приведенных соединений указать гидроксид хрома(Ш): Ответы: 1) Cr(OH)3; 2) Cr2O3; 3) H2CrO4; 4) Cr(OH)2; 5) CrCl3. Задание 2.1.8 Среди приведенных соединений указать хлороводород: Ответы: 1) H2O; 2) HCl; 3) HF; 4) FeO; 5) NaCl. Задание 2.1.9 Среди приведенных соединений указать сернистую кислоту: Ответы: 1) Na2SO4; 2) H2S; 3) H2SO3; 4) H2SO4; 5) CaSO3. Задание 2.1.10 Среди приведенных соединений указать азотную кислоту: Ответы: 1) HNO3; 2) HNO2; 3) KNO3; 4) KNO2; 5) N2O5. Задание 2.1.11 Среди приведенных соединений указать сероводородную кислоту: Ответы: 1) Na2SO4; 2) H2S; 3) H2SO3; 4) H2SO4; 5) CaSO3 . 40 Задание 2.1.12 Среди приведенных соединений указать ортофосфорную кислоту: Ответы: 1) HPO3; 2) H3PO3; 3) H3PO4; 4) Na3PO4; 5) H3PO2. Задание 2.1.13 Среди приведенных соединений указать серную кислоту: Ответы: 1) Na2SO4; 2) H2S; 3) H2SO3; 4) H2SO4; 5) CaSO3. Задание 2.1.14 Среди приведенных соединений указать азотистую кислоту: Ответы: 1) HNO3; 2) HNO2; 3) KNO3; 4) KNO2; 5) N2O5. Задание 2.1.15 Среди приведенных соединений указать хромовую кислоту: Ответы: 1) Cr(OH)3; 2) Cr2O3; 3) H2CrO4; 4) Cr(OH)2; 5) CrCl3. Задание 2.1.16 Среди приведенных соединений указать гидроксид олова(II): Ответы: 1) Sn(OH)2; 2) SnO2; 3) Sn(OH)4; 4) SnO; 5) H2SnO3. Задание 2.2.1 Концентрация ионов Н+ в растворе 0,01 моль/л; рН в растворе равен: Ответы: 1) 12; 2) 2; 3) 10-2; 4) 7; 5) 10-12. Задание 2.2.2 Концентрация ионов ОН- в растворе 0,01 моль/л; рН в растворе равен: Ответы: 1) 0,01; 2) 2; 3) 12; 4) 10-2; 5) 7. Задание 2.2.3 Концентрация ионов Н+ в растворе 0,0001 моль/л; рН в растворе равен: Ответы: 1) 10; 2) 8; 3) 7; 4) 4; 5) 14. Задание 2.2.4 Концентрация ионов Н+ в растворе 0,001 моль/л; рН в растворе равен: Ответы: 1) 4; 2) 11; 3) 3; 4) 7; 5) 10-3. Задание 2.2.5 Концентрация ионов ОН- в растворе 0,001 моль/л; рОН в растворе равен: Ответы: 1) 3; 2) 11; 3) 0,001; 4) 7; 5) 10. Задание 2.2.6 Концентрация ионов ОН- в растворе 0,1 моль/л; рН в растворе равен: Ответы: 1) 1; 2) 7; 3) 13; 4) 0,1; 5) 14. Задание 2.2.7 Концентрация ионов ОН- в растворе 10-5 моль/л; рН в растворе равен: Ответы: 1) 5; 2) 10-5; 3) 7; 4) 9; 5) 14. Задание 2.2.8 Концентрация ионов ОН- в растворе 10-10 моль/л; рН в растворе равен: Ответы: 1) 10; 2) 10-10; 3) 7; 4) 8; 5) 4. Задание 2.2.9 рН в растворе 7; молярная концентрация ионов Н+ равна: Ответы: 1) 7; 2) 10; 3) 10-1; 4) 10-3; 5) 10-7. Задание 2.2.10 рН в растворе 3; молярная концентрация ионов Н+ равна: Ответы: 1) 3; 2) 10-3; 3) 10-7; 4) 10-11; 5) 11. 41 Задание 2.2.11 рН в растворе 9; молярная концентрация ионов Н+ равна: Ответы: 1) 10-9; 2) 9; 3) 5; 4) 10-5; 5) 10-14. Задание 2.2.12 рН в растворе 4; молярная концентрация ионов ОН- равна: Ответы: 1) 10; 2) 4; 3) 10-4; 4) 10-10; 5) 10-7. Задание 2.2.13 рН в растворе 10; молярная концентрация ионов ОН- равна: Ответы: 1) 10-10; 2) 10-4; 3) 10; 4) 4; 5) 10-14. Задание 2.2.14 рН в растворе 11; молярная концентрация ионов Н+ равна: Ответы: 1) 11; 2) 3; 3)10-3; 4) 10-11; 5) 10-13. Задание 2.2.15 рН в растворе 5; молярная концентрация ионов ОН- равна: Ответы: 1) 5; 2) 9; 3) 10-5; 4) 10-9; 5) 10-14. Задание 2.3.1 Слабым электролитом, диссоциирующим ступенчато, является: Ответы: 1) H2SO4; 2) H2CO3; 3) Ba(OH)2; 4) FeCl3; 5) CaCl2. Задание 2.3.2 Слабым электролитом является: Ответы: 1) HCOOH; 2) HCl; 3) HNO3; 4) NaOH; 5) Ca(NO3)2. Задание 2.3.3 Слабым электролитом, диссоциирующим частично, является: Ответы: 1) KI; 2) CuSO4; 3) NH4OH; 4) Sr(OH)2; 5) NH4Cl. Задание 2.3.4 Слабым электролитом, диссоциирующим частично, является: Ответы: 1) LiOH; 2) KOH; 3) H2SO4; 4) CH3COOH; 5) NaCl. Задание 2.3.5 Слабым электролитом, диссоциирующим ступенчато, является: Ответы: 1) Na2S; 2) NaF; 3) H2S; 4) Na2SO4; 5) HCl. Задание 2.3.6 Слабым электролитом, диссоциирующим частично, является: Ответы: 1) HNO2; 2) HNO3; 3) NaNO3; 4) NaNO2; 5) NO. Задание 2.3.7 Слабым электролитом, диссоциирующим ступенчато, является: Ответы: 1) K3PO4; 2) NaBr; 3) HClO4; 4) H3PO4; 5) KOH. Задание 2.3.8 Слабым электролитом, диссоциирующим ступенчато, является: Ответы: 1) K2SO4; 2) NaI; 3) H2SO3; 4) Li2SO3; 5) CsOH. Задание 2.3.9 Слабым электролитом, диссоциирующим ступенчато, является: Ответы: 1) (NH4)2S; 2) CuSO4; 3) CH3COONa; 4) Na2CO3; 5) H2CO3. Задание 2.3.10 Слабым электролитом, диссоциирующим частично, является: Ответы: 1) C2H5COOH; 2) HI; 3) KI; 4) FeCl2; 5) KOH. 42 Задание 2.3.11 Сильным электролитом, диссоциирующим полностью, является: Ответы: 1) HCOOH; 2) H2CO3; 3) NH4OH; 4) HCl; 5) HF. Задание 2.3.12 Слабым электролитом, диссоциирующим частично, является: Ответы: 1) HF; 2) KF; 3) Na2CO3; 4) HBr; 5) CO. Задание 2.3.13 Сильным электролитом, диссоциирующим полностью, является: Ответы: 1) H2S; 2) NO2; 3) H2CO3; 4) Ca(OH)2; 5) HNO2. Задание 2.3.14 Сильным электролитом, диссоциирующим полностью, является: Ответы: 1) NH4OH; 2) N2H4; 3) COCl2; 4) HNO2; 5) Ba(OH)2. Задание 2.3.15 Слабым электролитом, диссоциирующим ступенчато, является: Ответы: 1) FeSO4; 2) H2SO4; 3) Ca(OH)2; 4) H3PO3; 5) CaCl2. Задание 2.4.1 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции NH4Cl + Ca(OH)2 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 6; 2) 4; 3) 8; 4) 3; 5) 5. Задание 2.4.2 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции Ba(OH)2 + HNO3 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 6; 2) 4; 3) 8; 4) 5; 5) 3. Задание 2.4.3 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции NH4OH + H2SO4 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 5; 2) 4; 3) 6; 4) 7; 5) 8. Задание 2.4.4 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции FeCl3 + NH4OH … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 6; 2) 8; 3) 4; 4) 10; 5) 5. Задание 2.4.5 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции Cr2(SO4)3 + KOHнедост . … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 8; 3) 6; 4) 12; 5) 10. Задание 2.4.6 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции AlCl3 + NH4OH …сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 8; 2) 4; 3) 6; 4) 10; 5) 12. 43 Задание 2.4.7 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции Ca(OH)2 + CO2 … + … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 3; 3) 6; 4) 5; 5) 8. Задание 2.4.8 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции NaOH + H2S … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 6; 2) 4; 3) 8; 4) 3; 5) 5. Задание 2.4.9 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции Fe2(SO4)3 + NaOH … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 12; 3) 6; 4) 8; 5) 10. Задание 2.4.10 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции MnSO4 + NH4OH … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 5; 2) 4; 3) 6; 4) 3; 5) 7. Задание 2.4.11 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции AlCl3 + KOHнедост. … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 6; 2) 4; 3) 8; 4) 5; 5) 7. Задание 2.4.12 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции Fe(OH)3 + H2SO4 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 12; 3) 6; 4) 8; 5) 10. Задание 2.4.13 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции Ca(OH)2 + H3PO4 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 8; 2) 4; 3) 6; 4) 12; 5) 10. Задание 2.4.14 В кратком ионном уравнении реакции H2SO4 + KOH(изб.) … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 3; 2) 6; 3) 7; 4) 8; 5) 4. Задание 2.4.15 В кратком ионном уравнении реакции HNO3(изб.) + Ca(OH)2 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 6; 2) 3; 3) 7; 4) 8; 5) 4. 44 Задание 2.4.16 В кратком ионном уравнении реакции Fe(OH)2 + H2SO4 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 6; 2) 3; 3) 8; 4) 7; 5) 4. Задание 2.4.17 В кратком ионном уравнении реакции Fe(OH)3 + H2SO4 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 6; 2) 3; 3) 12; 4) 4; 5) 8. Задание 2.4.18 В кратком ионном уравнении реакции NH4OH + HCl … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 3; 3) 5; 4) 6; 5) 8. Задание 2.4.19 В кратком ионном уравнении реакции Ni(OH)2 + HNO3 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 3; 3) 6; 4) 5; 5) 8. Задание 2.4.20 В кратком ионном уравнении реакции Ca(OH)2(раств., изб) + H3PO4 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 18; 2) 12; 3) 4; 4) 5; 5) 6. Задание 2.4.21 В кратком ионном уравнении реакции FeSO4 + NH4OH … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 5; 2) 6; 3) 3; 4) 4; 5) 8. Задание 2.4.22 В кратком ионном уравнении реакции CuCl2 + NH4OH … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 5; 2) 3; 3) 4; 4) 6; 5) 8. Задание 2.4.23 В кратком ионном уравнении реакции FeCl3 + NaOH … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 5; 2) 6; 3) 8; 4) 4; 5) 10. Задание 2.4.24 В кратком ионном уравнении реакции H2S + KOH(изб) … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 8; 2) 3; 3) 5; 4) 6; 5) 6. 45 Задание 2.4.25 В кратком ионном уравнении реакции HClO + Ca(OH)2 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 6; 3) 3; 4) 5; 5) 8. Задание 2.4.26 В кратком ионном уравнении реакции H3PO4 + Ba(OH)2(изб) … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 18; 2) 12; 3) 4; 4) 5; 5) 8. Задание 2.4.27 В кратком ионном уравнении реакции Al2(SO4)3 + NH4OH … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 5; 2) 8; 3) 12; 4) 6; 5) 10. Задание 2.4.28 В кратком ионном уравнении реакции NiSO4 + NH4OH … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 3; 3) 6; 4) 5; 5) 8. Задание 2.4.29 В кратком ионном уравнении реакции CH3COOH + NH4OH … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 5; 2) 4; 3) 3; 4) 6; 5) 8. Задание 2.4.30 В кратком ионном уравнении реакции MgCl2 + NH4OH … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 8; 2) 3; 3) 4; 4) 6; 5) 6. Задание 2.4.31 В кратком ионном уравнении реакции Mg(OH)2 + NH4Cl … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 6; 2) 3; 3) 4; 4) 6; 5) 8. Задание 2.4.32 В кратком ионном уравнении реакции Fe2(SO4)3 + NH4OH … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 18; 2) 5; 3) 12; 4) 8; 5) 10. Задание 2.4.33 В кратком ионном уравнении реакции CuCl2 + NaOH … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 6; 3) 3; 4) 8; 5) 5. 46 8.3. Лабораторная работа № 3 Получение и химические свойства средних, кислых и основных солей Опыт 1. Получение и свойства кислой соли – гидрокарбоната кальция Налить в пробирку раствор гидроксида кальция. Пропустить диоксид углерода из аппарата Киппа (рис.4), полностью погрузив конец отводной трубки в пробирку с раствором гидроксида кальция. Наблюдать вначале образование осадка средней соли, а затем его растворение вследствие образования кислой соли. К полученному раствору гидрокарбоната кальция прилить раствор гидроксида кальция. - Объяснить принцип работы аппарата Киппа; - составить уравнение реакции, протекающей в аппарате Киппа: CaCO3↓ + HCl → …; - какие свойства проявляет выделяющийся диоксид углерода при взаимодействии с гидроксидом кальция, к какому типу относится эта реакция; - составить уравнение реакции Ca(OH)2 + CO2 → ... + …; осадок Рис. 4. Аппарат Киппа - составить уравнение реакции, протекающей между осадком карбоната кальция и избытком диоксида углерода: CaCO3↓ + H2O + CO2 → …; - указать, какая из полученных солей относится к классу «средних» и какая - к классу «кислых солей»; - сравнить растворимость «средних» и «кислых» солей; - составить уравнение реакции взаимодействия гидрокарбоната кальция с гидроксидом кальция Ca(HCO3)2 +Ca(OH)2→…; - указать, какие свойства в этом взаимодействии проявляет кислая соль - гидрокарбонат кальция. Опыт 2. Получение и свойства основной соли – хлорида гидроксокобальта (II) В две пробирки внести по 2 капли раствора хлорида кобальта (II) и 2 н раствора гидроксида натрия до образования синего осадка. В первую пробирку к образовавшемуся хлориду гидроксокобальта (II) добавить раствор гидроксида натрия до изменения цвета осадка, во вторую – раствор соляной кислоты до его растворения. - Отметить цвет полученного осадка и образовавшегося раствора. 47 - Составить уравнение I стадии взаимодействия хлорида кобальта (II) с гидроксидом натрия в молекулярной и ионной форме: CoCl2 + NaOH → … + …; - составить уравнение реакции основной соли – хлорида гидроксокобальта (II) с избытком гидроксида натрия в молекулярной и ионной форме: (CoOH)Cl↓ + NaOH → ... + …; гидроксид кобальта (II) - составить уравнение реакции основной соли – хлорида гидроксокобальта (II) с избытком соляной кислоты в молекулярной и ионной форме (CaOH)Cl + HCl → … + ….; - указать, «основную» и «среднюю» соль кобальта (II); - указать, какие кислотно-основные свойства проявляет основная соль. Опыт 3. Взаимодействие соли слабой кислоты с сильной кислотой Поместить в пробирку один микрошпатель кристаллического ацетата натрия и прилить 8 капель 2 н серной кислоты. Слегка подогреть пробирку в ладони и по запаху определить продукт реакции. - Составить уравнение реакции взаимодействия ацетата натрия и серной кислоты в молекулярной и ионной форме: CH3COONa + H2SO4 → … + …; - к какому типу относится эта реакция; - указать, какая кислота образуется – сильная или слабая; - сформулировать условие протекания ионно-обменной реакции. Опыт 4. Образование плохо растворимой соли – сульфата бария Налить в три пробирки по 2 капли раствора хлорида бария и добавить в одну из них 3 капли раствора Na2SO4, в другую – раствора H2SO4, в третью раствора Al2(SO4)3. Наблюдать появление одинакового осадка. - Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной форме 1) BaCl2 + Na2SO4 → …; 2) BaCl2 + H2SO4 → …; 3) BaCl2 + Al2(SO4)3 → …; - сравнить ионные уравнения реакций 1) – 3); - к какому взаимодействию сводится суть всех трех реакций; - к какому типу относятся реакции; - сформулировать, в каком направлении протекают ионно-обменные реакции. Опыт 5. Произведение растворимости и образование осадков галогенидов свинца (II) В две пробирки налить по 3 капли 0,005 М раствора нитрата свинца (II). В одну из них прибавить такой же объём 0,05 М раствора хлорида калия, а в другую – такой же объем 0,05 М раствора иодида калия. - Отметить, какой осадок образуется и какой - нет; 48 - составить уравнение диссоциации нитрата свинца (II) и рассчитать концентрацию ионов Pb2+ в исходном 0,005 М растворе соли Pb(NO3)2: Pb(NO3)2 → …; 0,005 моль/л [Pb2+]o=? - составить уравнение диссоциации хлорида (иодида) калия и рассчитать концентрацию хлорид (иодид) – ионов в исходном 0,05 М растворе соли: KCl → …; KI → …; 0,05 моль/л 0,05 моль/л - [Cl ]o = ? [I-]o = ? - рассчитать концентрации ионов Pb2+ и хлорид (иодид) - ионов после смешивания равных объемов исходных растворов: [Pb2+]см .= ? [Cl-]см. = ? [I-]см. = ?; - ответить, какие растворы называют насыщенными, из каких растворов образуются осадки; - рассчитать произведение концентраций ( ПК PbCl 2 ) для осадка PbCl2 и сравнить его с произведением растворимости (табл.2 приложения): ( ПР PbCl 2 ...) 2 ПК PbCl2 [ Pb 2 ] см. [Cl ] см . ПРPbCl 2 - ответить, является раствор после смешивания нитрата свинца (II) и хлорида калия ненасыщенным или перенасыщенным; - рассчитать произведение концентраций ( ПК PbI 2 ) для осадка PbI2 и сравнить его с произведением растворимости ( ПР PbI 2 ...) (табл.2 приложения): ПК PbI 2 [ Pb 2 ] см. [ I ] 2см. ... ? ...ПРPbI 2 … - ответить, является раствор после смешивания нитрата свинца (II) и иодида калия ненасыщенным или перенасыщенным; - сформулировать условие образования осадка. Контрольные тестовые задания по теме: «Получение и химические свойства средних, кислых, основных солей». Задание 3.1.1 Кислой солью является: Ответы: 1) Fe(HSO4) 2; 2) H2SO4; 3) Ca(OH)2; 4) H3PO3; 5) CaCl2. Задание 3.1.2 Средней солью является: Ответы: 1) Fe(HSO4) 2; 2) H2SO4; 3) Ca(OH)2; 4) H3PO3; 5) CaCl2. Задание 3.1.3 Кислой солью является: Ответы: 1) CaCl2; 2) Ca(HCO3) 2; 3) H2CO3; 4) CaCO3; 5) CaOHCl. Задание 3.1.4 Основной солью является: Ответы: 1) MgCl2; 2) Mg(OH)2; 3) MgOHCl; 4) MgSO4; 5) MgCO3. 49 Задание 3.1.5 Кислой солью является: Ответы: 1) FeSO3; 2) FeSO4; 3) Fe2(SO4) 3; 4) Fe(OH)3; 5) Fe(HSO3) 2. Задание 3.1.6 Средней солью является: Ответы: 1) Co(HS)2; 2) CoO; 3) CoS; 4) Co(OH)2; 5) H2S. Задание 3.1.7 Кислой солью является: Ответы: 1) NaHCO3; 2) Na2CO3; 3) NaOH; 4) H2CO3; 5) NaCl. Задание 3.1.8 Основной солью является: Ответы: 1) FeSO4; 2) FeOHSO4; 3) Fe(OH)2; 4) Fe2O3; 5) Na2SO4. Задание 3.1.9 Кислой солью является: Ответы: 1) Na2HPO4; 2) Na3PO4; 2) NaOH; 4) NaCl; 5) Na2O. Задание 3.1.10 Средней солью является: Ответы: 1) Fe(HSO4)2; 2) H2SO4; 2) Ca(OH)2; 4) CoSO4; 5) CoOHCl. Задание 3.1.11 Кислой солью является: Ответы: 1) MgCl2; 2) Mg(OH)2; 2) MgOHCl; 4) MgSO4; 5) Mg(HCO2) 2. Задание 3.1.12 Основной солью является: Ответы: 1) CaCl2; 2) Ca(HCO2) 2; 2) H2CO3; 4) CaCO3; 5) CaOHCl. Задание 3.1.13 Кислой солью является: Ответы: 1) CaHPO4; 2) CaSO4; 2) CaOHCl; 4) CaCl2; 5) Ca(OH)2. Задание 3.1.14 Средней солью является: Ответы: 1) KHCO3; 2) K2CO3; 2) KOH; 4) K2O; 5) KHSO3. Задание 3.1.15 Кислой солью является: Ответы: 1) FeSO4; 2) Fe(HSO2) 2; 2) Fe(OH)2; 4) Fe2O3; 5) Na2SO4. Задание 3.2.1 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции AgNO3 + FeCl3 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 8; 2) 4; 3) 6; 4) 5; 5) 7. Задание 3.2.2 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции Pb(NO3)2 + K2S … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 5; 3) 3; 4) 6; 5) 8. 50 Задание 3.2.3 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции Ba(NO3)2 + Al2(SO4)3 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 5; 2) 4; 3) 9; 4) 6; 5) 8. Задание 3.2.4 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции CaCl2 + Na3PO4 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 12; 2) 4; 3) 6; 4) 8; 5) 10. Задание 3.2.5 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции AgCl + K2S … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 5; 4) 6; 5) 8. Задание 3.2.6 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции Na2S + HCl … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 6; 4) 5; 5) 8. Задание 3.2.7 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции KCN + H2SO4 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 6; 3) 3; 4) 5; 4) 8. Задание 3.2.8 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции AlBr3 + AgNO3 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 7; 2) 6; 3) 4; 4) 5; 5) 8. Задание 3.2.9 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции KHSO3 + KOH … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 6; 3) 5; 4) 8; 5) 10. Задание 3.2.10 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции Pb(NO3)2 + KI … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 6; 3) 5; 4) 8; 5) 3. 51 Задание 3.2.11 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции AgNO3 + Na2CrO4 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 8; 2) 4; 3) 3; 4) 6; 5) 5. Задание 3.2.12 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции Ni(NO3)2 + H2S … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 5; 2) 4; 3) 6; 4) 8; 5) 7. Задание 3.2.13 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции FeSO4 + K2S … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 6; 2) 4; 3) 5; 4) 8; 5) 7. Задание 3.2.14 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 5; 2) 4; 3) 6; 4) 7; 5) 8. Задание 3.2.15 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции CaHPO4 + Ca(OH)2 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 6; 2) 4; 3) 8; 4) 7; 5) Задание 3.2.16 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции CaSO4 + Na2CO3 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 7;2) 6; 3) 3; 4) 4; 5) 8. Задание 3.2.17 В молекулярном уравнении ионно-обменной реакции KHCO3 + KOH … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 5; 2) 6; 3) 3; 4) 4; 5) 8. Задание 3.3.1 В кратком ионном уравнении реакции CaSO4 + Na2CO3 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 3; 3) 5; 4) 6; 5) 8. Задание 3.3.2 В кратком ионном уравнении реакции AgCl + Na2S … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 6; 3) 3; 4) 8; 5) 5. 52 Задание 3.3.3 В кратком ионном уравнении реакции Sr(NO3)2 + Na2CO3 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 8; 2) 4; 3) 3; 4) 6; 5) 12. Задание 3.3.4 В кратком ионном уравнении реакции Ca3(PO4)2 + HCl(изб) … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 12; 2) 5; 3) 8; 4) 6; 5) 4. Задание 3.3.5 В кратком ионном уравнении реакции MnS + HCl … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 6; 4) 5; 5) 7. Задание 3.3.6 В кратком ионном уравнении реакции AgCl + NaI … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 3; 2) 4; 3) 5; 4) 6; 5) 7. Задание 3.3.7 В кратком ионном уравнении реакции Ca(H2PO4)2(раствор) + Ca(OH)2 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 14; 2) 8; 3) 12; 4) 10; 5) 6. Задание 3.3.8 В кратком ионном уравнении реакции FeS + HCl … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 6; 2) 4; 3) 5; 4) 3; 5) 9. Задание 3.3.9 В кратком ионном уравнении реакции CuS + HCl … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 5; 2) 4; 3) 6; 4) 3; 5) 9. Задание 3.3.10 В кратком ионном уравнении реакции (CuOH)2CO3(тв) + HCl(изб) … + … + газ сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 8; 2) 5; 3) 6; 4) 11; 5) 9. Задание 3.3.11 В кратком ионном уравнении реакции CaCO3 + HCl(изб) … + газ сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 6; 3) 5; 4) 3; 5) 8. 53 Задание 3.3.12 В кратком ионном уравнении реакции Na2SO3 + H2SO4(изб) … + газ сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 5; 2) 4; 3) 6; 4) 8; 5) 11. Задание 3.3.13 В кратком ионном уравнении реакции NaHCO3 + HCl … + газ сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 8; 2) 5; 3) 4; 4) 9; 5) 6. Задание 3.3.14 В кратком ионном уравнении реакции CH3COOK + H2SO4 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 3; 2) 6; 3) 13; 4) 4; 5) 8. Задание 3.3.15 В кратком ионном уравнении реакции HCOONa + HCl … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 7; 2) 4; 3) 8; 4) 3; 5) 6. Задание 3.3.16 В кратком ионном уравнении реакции Ca(HCO3)2(р-р) + Ca(OH)2 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 6; 2) 10; 3) 8; 4) 5; 5) 9. Задание 3.3.17 В кратком ионном уравнении реакции Na2HPO4 + NaOH …сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 7; 2) 3; 3) 6; 4) 4; 5) 8. Задание 3.3.18 В кратком ионном уравнении реакции BaSO3 + H2SO4(изб) … + … + газ сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 7; 2) 5; 3) 8; 4) 6; 5) . Задание 3.3.19 В кратком ионном уравнении реакции NaHCO3 + NaOH … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 8; 2) 3; 3) 9; 4) 6; 5) 4. Задание 3.3.20 В кратком ионном уравнении реакции CaHPO4(р-р) + Ca(OH)2 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 9; 2) 6; 3) 3; 4) 7; 5) 8. 54 Задание 3.3.21 В кратком ионном уравнении реакции CaCO3 + H2CO3 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 5; 3) 3; 4) 6; 5) 7. Задание 3.3.22 В кратком ионном уравнении реакции NiS + H2SO4 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 6; 2) 4; 3) 3; 4) 5; 5) 8. Задание 3.3.23 В кратком ионном уравнении реакции BaCl2 + Na2CrO4 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 8; 2) 5; 3) 7; 4) 6; 5) 3. Задание 3.3.24 В кратком ионном уравнении реакции Ag2CrO4 + KI … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 6; 2) 3; 3) 10; 4) 8; 5) 5. Задание 3.3.25 В кратком ионном уравнении реакции (CoOH)2SO4(тв) + H2SO4 … сумма коэффициентов равна: Ответы: 1) 4; 2) 6; 3) 8; 4) 3; 5) 7. 8.4. Лабораторная работа № 4 Гидролиз солей Опыт 1. Определение рН в растворах солей Испытуемые растворы: MgCl2, CuSO4, Na2CO3, NaCl. Определить рН растворов солей. На чистое сухое предметное стекло положить четыре полоски универсального индикатора, нанести на каждую из них по 1 капле испытуемых растворов и сравнить окраску бумаги с эталонной шкалой рН универсального индикатора. - Записать значения рН, указать, какая среда в испытуемых растворах; - ответить, что такое «гидролиз солей»; - ответить, в растворах каких солей гидролиз не протекает; - в растворах каких солей протекает гидролиз по катиону; - составить уравнение гидролиза MgCl2 в молекулярной и ионной форме: 1 стадия: MgCl2 + H2O …; 2 стадия: MgOHCl + H2O …; - составить уравнения гидролиза CuSO4 в молекулярной и ионной форме: 1 стадия: CuSO4 + H2O …; 2 стадия: (CuOH)2SO4 + H2O …; 55 - ответить, какая стадия (1-я или 2-я) протекает в большей степени; - ответить, используя значения рН в растворах, какая соль MgCl2 или CuSO4 гидролизуется в большей степени; - ответить, как связаны сила основания и склонность его солей к гидролизу по катиону; - по результатам гидролиза солей MgCl2 и CuSO4 сравнить основные свойства соответствующих гидроксидов: Mg(OH)2 и Cu(OH)2; - ответить, в растворах каких солей протекает гидролиз по аниону; - составить уравнение гидролиза Na2CO3 в молекулярной и ионной форме 1 стадия: Na2CO3 + H2O …; 2 стадия: NaHCO3 + H2O …; - составить выражения для констант гидролиза Na2CO3 по 1-й и по 2-й стадии: K гидр (1) Na2CO3 ... K гидр ( 2 ) Na2CO3 ... - рассчитать константы гидролиза Na2CO3 по 1-й и по 2-й стадии, используя значения констант диссоциации для угольной кислоты (табл.1 приложения ) K гидр(1) Na2CO3 K гидр ( 2 ) Na2CO3 K H 2O K 2 H 2CO3 K H 2O K1H 2CO3 ... ... - ответить, какая стадия гидролиза Na2CO3 протекает в большей степени; - ответить, в каком направлении смещено равновесие гидролиза соли Na2CO3 ; - ответить, в испытуемых растворах протекает частичный или полный гидролиз. Опыт 2. Влияние температуры на гидролиз соли. Обратимость гидролиза Налить в пробирку 1 мл 0,5 М раствора ацетата натрия и 1 каплю фенолфталеина. Нагреть раствор до кипения, после чего вновь охладить. - Отметить изменение окраски раствора при нагревании и при охлаждении; - используя рис. 2 по окраске фенолфталеина, указать, какая среда в растворе ацетата натрия и как она изменяется при нагревании и при охлаждении раствора соли; - составить уравнение гидролиза ацетата натрия в молекулярной и ионной форме CH3COONa + H2O … (молекулярное уравнение) CH3COO + H2O … (ионное уравнение) - ответить, в каком направлении смещается равновесие гидролиза при нагревании и при охлаждении раствора; - используя принцип Ле Шателье и результаты опыта, ответить, гидролиз соли протекает с выделением или поглощением тепла; гидролиз – экзо - или эндотермический процесс; - по результатам опыта ответить, гидролиз - обратимый или необратимый про цесс. 56 Опыт 3. Полный гидролиз соли В две пробирки внести по 1-2 капли хлорида алюминия. В первую пробирку прилить раствор карбоната натрия, во вторую пробирку – раствор сульфида натрия до выпадения осадка. - Отметить внешние проявления реакций: образование осадка, выделение газа, запахи; - ответить, образуется ли карбонат алюминия в водном растворе; - составить уравнение реакции между водными растворами карбоната натрия и хлорида алюминия в молекулярной и ионной форме: AlCl3 + Na2CO3 + H2O → …; Al3+ + CO32- + H2O → …; - ответить, образуется ли сульфид алюминия в водном растворе; - составить уравнения реакции между водными растворами сульфида натрия и хлорида алюминия в молекулярной и ионной форме: AlCl3 + Na2S + H2O → …; Al3+ + S2- + H2O → …; - отличаются или нет по составу образующиеся осадки в первой и во второй пробирках; - совместный гидролиз по катиону и по аниону взаимно усиливаются или нет; - ответить, какие соли подвергаются полному гидролизу, как это отражается в таблице растворимости (табл.4 приложения) Контрольные тестовые задания по теме: «Гидролиз солей» Задание 4.1.1 Гидролизу не подвергается: Ответы: 1) FeSO4; 2) Na2SO3; 3) Fe(NO3)2; 4) Fe2(SO4)3; 5) Na2SO4. Задание 4.1.2 Гидролизу не подвергается: Ответы: 1) BaI2; 2) Na2CrO4; 3) CuCl2; 4) MgI2; 5) K2СO3 . Задание 4.1.3 Гидролизу не подвергается: Ответы: 1) K2CO3; 2) KCl; 3) ZnCl2; 4) ZnCO3; 5) BeCl2.. Задание 4.1.4 Гидролизу не подвергается: Ответы: 1) Cu(NO3)2; 2) CuCl2; 3) FeCl3; 4) Ca(NO3)2; 5) BiCl3. Задание 4.1.5 Гидролизу не подвергается: Ответы: 1) Cs2CO3; 2) K2CO3; 3) Cs2SO4; 4) FeSO4; 5) FeCl2. Задание 4.1.6 Гидролизу по аниону подвергается: Ответы: 1) FeSO4; 2) Na2SO3; 3) Fe(NO3) 2; 4) Fe2(SO4) 3; 5) Na2SO4. 57 Задание 4.1.7 Гидролизу по аниону подвергается: Ответы: 1) BaI2; 2) Na2CrO4; 3) CuCl2; 4) MgI2; 5) KNO3. Задание 4.1.8 Гидролизу по аниону подвергается: Ответы: 1) K2CO3; 2) KCl; 3) ZnCl2; 4) Zn(NO3) 2; 5) BeSO4. . Задание 4.1.9 Гидролизу по аниону подвергается: Ответы: 1) RbI; 2) NaNO3; 3) K2SO4; 4) CuCl2; 5) CH3COONa . Задание 4.1.10 Гидролизу по катиону подвергается: Ответы: 1) K2SO4; 2) NaCl; 3) NH4Cl; 4) Na2S; 5) CaCl2 . Задание 4.1.11 Гидролизу по аниону подвергается: Ответы: 1) K2SO4; 2) NaCl; 3) NH4Cl; 4) Na2S; 5) CaCl2 . Задание 4.1.12 Гидролизу по катиону подвергается: Ответы: 1) Cs2CO3; 2) K2CO3; 3) Cs2SO4; 4) CaSO4; 5) FeCl2. Задание 4.1.13 Гидролизу по катиону подвергается: Ответы: 1) BaI2; 2) Na2CrO4; 3) CuCl2; 4) SrI2; 5) K2СO3 . Задание 4.1.14 Гидролизу по катиону подвергается: Ответы: 1) Na3PO4; 2) NaHS; 3) CoSO4; 4) K2SO4; 5) KI . Задание 4.1.15 Гидролизу по катиону подвергается: Ответы: 1) NaBr; 2) NiBr2; 3) K2CO3; 4) KHCO3; 5) BaCl2 . Задание 4.2.1 Кислaя среда в растворе соли: Ответы: 1) FeSO4; 2) Na2SO3; 3) Fe(OH)2; 4) Fe2O3; 5) Na2SO4. Задание 4.2.2 Кислaя среда в растворе соли: Ответы: 1) Na2CO3; 2) CuCl2; 3) NaCl; 4) Na2S; 5) NaI. Задание 4.2.3 Кислaя среда в растворе соли: Ответы: 1) NaNO3; 2) Na2CO3; 3) KNO3; 4) BiCl3 ; 5) NaHCO3. Задание 4.2.4 Кислaя среда в растворе соли: Ответы: 1) CoSO4; 2) Na2SO4; 3) K2SO4; 4) CsI; 5) CaCl2. Задание 4.2.5 Кислaя среда в растворе соли: Ответы: 1) Ca(NO3) 2; 2) SrCl2; 3) Sr(HCO3) 2; 4) Fe(NO3) 3 ; 5) Ba(NO3) 2. 58 Задание 4.2.6 Нейтральная среда в растворе соли: Ответы: 1) FeSO4; 2) NaHSO3; 3) Fe(OH)2; 4) Fe2O3; 5) Na2SO4. Задание 4.2.7 Нейтральная среда в растворе соли: Ответы: 1) Ni(NO3) 2; 2) Na2CO3; 3) KNO3; 4) BiCl3 ; 5) NaHCO3. Задание 4.2.8 Нейтральная среда в растворе соли: Ответы: 1) Ca(NO3) 2; 2) SnCl2; 3) Sr(HCO3) 2; 4) Fe(NO3) 3 ; 5) Bi(NO3) 3. Задание 4.2.9 Нейтральная среда в растворе соли: Ответы: 1) Na2CO3; 2) CuCl2; 3) NaCl; 4) Na2S; 5) FeSO4. Задание 4.2.10 Нейтральная среда в растворе соли: Ответы: 1) BaCl2; 2) CuSO4; 3) K2CO3; 4) Na3PO4; 5) NaHCO3. Задание 4.2.11 Основная среда в растворе соли: Ответы: 1) Na2SO4; 2) CuCl2; 3) NaCl; 4) Na2S; 5) FeSO4. Задание 4.2.12 Основная среда в растворе соли: Ответы: 1) Ni(NO3) 2; 2) Na2CO3; 3) KNO3; 4) BiCl3 ; 5) NaHSO3. Задание 4.2.13 Основная среда в растворе соли: Ответы: 1) FeCl3; 2) Na2SO4; 3) K2SO3; 4) CsI; 5) CaCl2. Задание 4.2.14 Основная среда в растворе соли: Ответы: 1) BaCl2; 2) CuSO4; 3) KNO3; 4) Na3PO4; 5) NaHSO4. Задание 4.2.15 Основная среда в растворе соли: Ответы: 1) NaNO2; 2) FeSO4; 3) KI; 4) Ba(NO3) 2; 5) NaNO3 9. Окислительно-восстановительные процессы 9.1 Основные понятия Реакции, протекающие с изменением степеней окисления участвующих в них элементов, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР). Степень окисления элемента – формальный заряд, который был бы на атоме, если бы все связи были ионными. Окислительно-восстановительная реакция протекает между окислителем и восстановителем. Окислитель – реагент, степень окисления элемента в котором в результате присоединения электронов понижается. Окислитель является акцептором электронов, то есть «принимает электроны» и восстанавливается. Восстановитель – реагент, степень окисления элемента в котором повышается в результате отдачи электронов. Восстановитель является донором 59 электронов, то есть «отдает электроны» и окисляется. В окислительновосстановительных реакциях восстановитель переходит в соответствующую окисленную форму, и наоборот, окислитель – в соответствующую восстановленную форму. Каждый из реагентов со своим продуктом образует сопряженную окислительно-восстановительную пару. Окисление – процесс в котором степень окисления элемента повышается вследствие отдачи электронов; Восстановление – процесс в котором степень окисления элемента понижается вследствие присоединения электронов. Процессы окисления и восстановления протекают одновременно. Степень окисления понижается Присоединение электронов Восстановление 1 o Zn 2H + Zn = o 2 H2 + Восстановитель Окислитель Отдача электронов Степень окисления повышается Сопряженные окислительно-восстановительные пары 1. Zn Zn2+ + 2e – восстан. форма (1) окисл. форма (1) 2. 2H+ + 2e – H2 окисл. форма (2) восстан. форма (2) Вещества в окислительно-восстановительных реакциях могут проявлять – только окислительные свойства, если содержат атом элемента в макси7 6 5 6 мальной степени окисления ( KMnO4 , K 2Cr2O7 , HNO3 , H 2 SO4 , F2 ); – только восстановительные свойства, если содержат атом элемента в минимальной степени окисления (металлы, Nao, Mno, Feo, Zno…NaI–1, Na2S–2, NH3); – двойственные окислительно-восстановительные свойства, если содержат атом элемента в промежуточной степени окисления (неметаллы Br2, I2, 4 3 4 S,…, MnO2 , HNO2 , SO2 ... ); – инертные свойства по отношению к окислителям и восстановителям, если все элементы находятся в постоянной и устойчивой степени окисления (Na2SiO3, K2CO3, Na3PO4…). Окислительно-восстановительные реакции подразделяют на следующие типы – межмолекулярные: окислитель и восстановитель являются разными веществами: 2 7 3 2 10 Fe SO4 + 2 K Mn O4 + 8H 2 SO4 → 5 Fe 2 ( SO4 )3 + 2 Mn SO4 + K 2 SO4 + 8 H 2O ; восстановитель окислитель 60 – внутримолекулярные: атомы окислителя и восстановителя входят в состав одного соединения o 3 5 2 2K N O 3 2 K N O2 + O 2 ; → окислитель восстановитель – диспропорционирования или самоокисления-самовосстановления: окислителем и восстановителем является одно и то же вещество 0 -2 3S + 6KOH → +4 2K2S + K2SO3 + 3H2O ; и окислитель и восстановитель – конпропорционирования: окислителем и восстановителем являются атомы одного элемента в разных степенях окисления 2 2H 2 S 4 + H 2 S O3 восстановитель o → 3S + 3 H 2O окислитель В уравнениях окислительно-восстановительных реакций должен быть отражен «электронный» и «материальный» баланс. Электронный баланс: число электронов, «отданных» восстановителем, должно быть равно числу электронов, «принятых» окислителем. Материальный баланс: число атомов одного элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым. Подбор коэффициентов в уравнении ОВР проводят либо методом электронного баланса, либо методом ионно-электронного баланса. Метод электронного баланса применяют для составления уравнений реакцией ОВР любого типа. Он включает следующие этапы. 1. Определение степеней окисления элементов: 1 6 2 1 1 1 K 2 Cr 2 O 7 K I H 2 S O 4 окислитель 3 6 2 → 6 2 o 1 6 2 1 2 Cr 2 ( S O 4 )3 I 2 K 2 S O 4 H 2 O восстановитель 2. Составление уравнений процессов окисления и восстановления: Cr+6 + 3e → Cr+3 (процесс восстановления) – o I – e → I (процесс окисления) 3. Определение наименьшего общего кратного числа «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов, определение коэффициентов электронного баланса: Наименьшее общее кратное Сr+6 + 3e → Cr+3 I– – 1e → Io 3 Коэффициенты электронного баланса 1 3 61 4. Расстановка коэффициентов электронного баланса (с учетом состава соединений) перед окислителем и восстановителем и продуктами их превращений: K2Cr2O7 + 6KI + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + K2SO4 + H2O 5. Определение коэффициентов материального баланса для всех остальных элементов: K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O 6. Проверка по суммарному числу атомов кислорода в левой и в правой части уравнения: число атомов 0 в левой части уравнения число атомов 0 в правой части уравнения [7 + 7∙4] = 35 [(3∙4 + 4∙4 + 7)] = 35 Метод ионно-электронного баланса применяют для составления уравнений ОВР, протекающих в водных растворах. Он включает следующие этапы: 1. Составление схемы реакции с учетом диссоциации сильных электролитов на ионы: KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O (молекуляр+ – + 2– + 2- наяформа) (ионная форма) 2+ K +MnO4 +2Na +SO3 +2H +SO4 →Mn +SO42-+2Na++SO42–+H2O 2. Определение частиц, изменивших в результате реакции состав или заряд: MnO4– → Mn2+ SO32– → SO42– 3. Составление полуреакций окисления и восстановления. Причем материальный баланс подбирается с использованием частиц H2O и H+ - для реакций в кислой среде и частиц H2O и OH– - для реакций в щелочной среде MnO4– + 8H+ → Mn2+ + 4H2O SO32– + H2O → SO42– + 2H+ 4. Определение заряда каждой из систем до и после превращения; определение числа «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов: MnO4– + 8H+ + 5e– → Mn2+ + 4H2O (процесс восстановления) суммарный заряд до превращения [–1+8(+1)]=+7 SO32– + H2O – 2e суммарный заряд до превращения [–2+0]=–2 суммарный заряд после превращения [+2+4∙0]=+2 → SO42– + 2H+ число переданных электронов n1= +7–2= +5 (процесс окисления) суммарный заряд после превращения [–2+2∙(+1)]=0 число переданных электронов n2= –2–0= –2 5. Определение коэффициентов электронного баланса: Наименьшее общее кратное MnO4– + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O SO32– + H2O – 2e → SO42– + 2H+ 5∙2=10 коэффициенты электронного баланса 10 : 5=2 10 : 2=5 62 6. Сложение полуреакций окисления и восстановления, умноженных на со ответствующие коэффициенты электронного баланса, «приведение по добных членов» и составление краткого ионного уравнения: 2MnO4– + 16H+ + 10e + SO32– + 5H2O – 10e →2Mn2+ + 8H2O + 5SO42– + 10H+ 2MnO4– + 6H+ + 5SO32– → 2Mn2+ + 5SO42– + 3H2O (краткое ионное уравнение) 7. Составление молекулярного уравнения. Коэффициенты, полученные в кратком ионном уравнении, переносятся в молекулярное (с учетом состава соединений): 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O + K2SO4 8. Определение коэффициентов перед элементами, не участвовавшими в ОВР (например, К). 9. Проверка по суммарному числу атомов кислорода в левой и правой части уравнения: суммарное число атомов 0 в левой части уравнения [2∙4+3∙4+5∙3]=35 9.2. суммарное число атомов 0 в правой части уравнения [2∙4+5∙4+3+4]=35 Направление протекания окислительно-восстановительных реакций Условием протекания окислительно-восстановительных реакций является наличие двух сопряженных окислительно-восстановительных пар, причем взаимодействие осуществляется между сильным окислителем и сильным восстановителем с образованием слабого окислителя и слабого восстановителя: окислитель (1) + восстановитель (2) → восстановитель (1) + окислитель (2) сильные слабые Свойства сопряженной окислительно-восстановительной пары характеризует окислительно-восстановительный потенциал (φок./вос.). Чем больше величина окислительно-восстановительного потенциала, тем более сильным окислителем является окисленная форма системы и тем слабее выражены восстановительные свойства восстановленной формы. Чем меньше величина окислительно-восстановительного потенциала, тем более сильным восстановителем является восстановленная форма системы. В самопроизвольных окислительно-восстановительных реакциях окислитель имеет больший (более положительный), а восстановитель – меньший (менее положительный) окислительно-восстановительный потенциал. φок(1) > φвос(2) Следовательно, разность окислительно-восстановительных потенциалов - электродвижущая сила (ЭДС) – самопроизвольно протекающих окислительно-восстановительных реакций положительна. ЭДС = φок(1) – φвос(2) > 0 63 Определить абсолютное значение окислительно-восстановительного потенциала сопряженной окислительно-восстановительной пары нельзя. Но можно измерить разность потенциалов между двумя окислительно-восстановительными системами (рис. 5) За систему сравнения выбран стандартный водородный электрод: платиновая пластина, погружённая в раствор кислоты с концентрацией ионов [Н+]=1 моль/л, которая при 101,325 кПа и 298 К омывается водородом. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал для системы Н2 2Н+ + 2е–, возникающий в стандартном водородном электроде, принят равным нулю: φо(Н+/Н2) = 0,00 В. Окислительно-восстановительный потенциал электрохимической системы в стандартных условиях, измеренный относительно стандартного водородного электрода называют стандартным окислительно-восстановительным потенциалом. Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, измеренные экспериментально, приводят в таблицах «Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы» (табл.3 приложения). Вольтметр а) б) Рис. 5. Гальванический элемент с водородным электродом: а) цинковый электрод; б) водородный электрод 9.3. Химические свойства металлов 9.3.1. Ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов Металлы в реакциях с любыми простыми или сложными веществами проявляют восстановительные свойства. Химическую активность металлов в реакциях с водными растворами окислителей характеризует окислительноo восстановительный потенциал Ме n / Me . Ряд стандартных окислительновосстановительных потенциалов металлов (ряд напряжений металлов, ряд стандартных электродных потенциалов металлов) – последователь- 64 ность, в которой металлы расположены в порядке увеличения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для систем Ме – ne Men+ восст. форма окисл. Форма Восстановительная способность металлов увеличивается неблагородные металлы Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Ni Li+ K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Mn2+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Cd2+ Ni2+ o Ме n / Meo -3,04 -2,92 -2,87 -2,71 -2,36 -1,66 -1,18 -0,76 -0,74 -0,41 -0,40 -0,25 благородные металлы Pb Н2 Cu Ag Hg Au Pb2+ Н+ Cu2+ Ag+ Hg2+ Au3+ -0,13 0 +0,34 +0,80 +0,85 +1,41 Окислительная способность катионов металлов увеличивается Стандартный электродный потенциал пары металл/катион металла увеличивается Анализ ряда стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов 1. Чем левее металл в ряду, тем он химически активнее, легче окисляется и труднее восстанавливается из ионов. Чем правее стоит металл в ряду, тем меньше его восстановительная способность и тем более выражена окислительная способность катионов металла. 2. Каждый металл, не разлагающий воду, вытесняет все последующие, правее стоящие металлы, из растворов их солей. Например 2е 2 o Fe восстанови тель SnCl 2 → FeCl 2 Sn ; окислитель o Fe 2 / Fe 0, 44 < oSn 2 / Sn = -0,14 3. Металлы, стоящие в ряду левее водорода, характеризуются отрицательными значениями окислительно-восстановительных потенциалов и вытесняют молекулярный водород из растворов кислот (HCl, CH3COOH, RCOOH, H2SO4(разб.)…) 2Мео + 2nH+ → 2Men+ + nH2 восстановитель окислитель o Ме n / Me ( вос л ) < o H / H 2 ( ок ль ) Например: Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 o Ме n / Me ( вос л ) = -0,44 < o H / H 2 ( ок ль ) Металлы, стоящие в ряду правее водорода, характеризуются положительными значениями окислительно-восстановительных потенциалов и не вытесняют молекулярный водород из растворов кислот. 65 Например: Cu + HCl o Сu 2 / Cu > 0,34 o H / H2 9.3.2. Взаимодействие металлов с водой Окислителем в воде является ион Н+. Окислительные свойства системы 2H+ + 2e H2 (pH<7) или 2H2O + 2e H2 + 2OH– (pH≥7) зависят в соответствии с уравнением Нернста от рН раствора (для Т=298К и PH 101,3кПа ): 2 H / H Ho / H 2 2 0,059 lg[ H ]2 0 0,059 lg[ H ] 2 H / H 0,059 pH 2 В нейтральной водной среде рН=7 и H / H 2 0,41B . Термодинамически возможна реакция воды с металлами, для которых o Me H / H 0,041B , n / Me o < 2 т.е. стоящими в ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов левее Cd. Однако большинство из них покрыты защитными оксидными пленками, нерастворимыми в воде, которые и «пассивируют» металлы. Поэтому активно взаимодействуют с водой только щелочные (IA группа) и щелочно-земельные металлы. Продуктами реакции являются молекулярный водород и растворимые гидроксиды металлов. 2Me + 2nH2O → 2Me(OH)n + nH2 Me: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Ca, Sr, Ba, Ra (IA – подгруппа) (IIA – подгруппа) 9.3.3. Взаимодействие металлов с водными растворами щелочей С водными растворами щелочей взаимодействуют металлы, оксиды и гидроксиды которых растворимы в щелочах, и выполняется условие протекания окислительно-восстановительных реакции [oMe(OH ) ]n 4 / Me < H O / H 0,082 4 2 2 К ним относятся «амфотерные» металлы : Be, Al, Ga, Sn, Pb, Zn. Продуктами реакции являются молекулярный водород и гидроксокомплексы 2Me + 2nH2O + (8–2n)OH- → 2[Me(OH)4]n-4 + nH2 Например: Zn + 2H2O + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4] + H2 66 9.3.4. Взаимодействие металлов с растворами кислот, окисляющими ионом Н+ К этой группе относятся кислоты, анионы которых не проявляют окислительных свойств. Например, HF, HCl, HBr, HI, H2CO3, H2S, H3PO4, H2SO4(разб.), RCOOH…. Окислителем в них является ион Н+, по отношению к которому термодинамически неустойчивы все металлы, стоящие в ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов левее водорода Ме n / Ме < Ho / H 0 2 Продуктами реакции металлов с растворами кислот, окисляющими ионом Н+ являются молекулярный водород и соль металла (в меньшей степени окисления). 2Ме + 2nH+ → 2Men+ + nH2 Например: 2Al + 6HCl → 2AlCl3+3H2 +2 Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 разб. Большинство металлов покрыто оксидами основного или амфотерного характера, растворимыми в кислотах. Поэтому оксидные пленки не пассивируют металлы в кислой среде, за исключением молибдена, вольфрама…, на поверхности которых оксиды – MoO3, WO3 – проявляют кислотные свойства. Пассивирование металлов в кислой среде возможно, если образующаяся на поверхности металла соль, плохо растворима. Например: Pb + 2HCl → PbCl2↓ + H2 хол. или Pb + H2SO4 разб. бел.ос. → PbSO4↓ + H2 бел.ос. 9.3.5. Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой В разбавленной серной кислоте окислителем является ион Н+, в концентрированной – анион SO42-, за счет S+6. Восстановление сульфат - аниона возможно до серы (S), диоксида серы (SO2) или сероводорода (H2S). H2SO4(разб.) → H2 SO2↑ (газ с резким запахом) H2SO4(конц.) S↓ (белый осадок) H2S↑ (газ с характерным запахом «тухлых яиц») Концентрированная серная кислота окисляет металлы, стоящие в ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов левее серебра. Продуктами реакции металлов с концентрированной серной кислотой являются соль – сульфат металла в высокой степени окисления, вода и продукт восстановления S+6 (SO2, S или H2S). Взаимодействие, как правило, протекает не селективно, по нескольким направлениям 67 Например MgSO4 + H2O + SO 2 MgSO 4 + H2O + S MgSO4 + H2O + H2S Mg + H2SO 4 конц Некоторые металлы (Be, Al, Fe, Co, Ni, V, Nb…) «на холоду» концентрированной серной кислотой пассивируются. 9.3.6. Взаимодействие металлов с азотной кислотой В азотной кислоте окислителем является анион – NO3–, восстановление которого возможно до любого из продуктов, в соответствии со схемой NH4+ NO2 + N2H5 HNO3 HNO2 + NH3OH NO N2 N2O Окислительно-восстановительные потенциалы для всех реакций восстановления HNO3 близки, поэтому процессы взаимодействия металлов и азотной кислоты неселективные. Продуктами взаимодействия металла с азотной кислотой являются соль-нитрат металла в высокой степени окисления, вода и продукты восстановления N+5 (NO2, HNO2, NO…, NH+4), состав которых определяется активностью металла и концентрацией кислоты. Концентрированная азотная кислота восстанавливается преимущественно до оксида азота (IV); разбавленная – преимущественно до NO с неактивными металлами или до NH4+ – с активными металлами HNO3 (конц) . NO2 NO NH4+ (с неактивными металлами) (с активными металлами) HNO3(разб.) Например 1. Сu + 4HNO3 конц. → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3Cu + 8HNO3 разб. → 3Сu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 2. 4Zn + 10HNO3 разб. → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O 3. Fe + 4HNO3 разб. → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O Окисляются азотной кислотой металлы, стоящие в ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов до серебра включительно. Некоторые металлы (Be, Al, Cr, Fe, Co, Ni…) концентрированной азотной кислотой на холоде пассивируются. 68 9.4. Лабораторная работа № 5 Химические свойства металлов Опыт 1. Взаимодействие металлов с соляной кислотой. Ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов В пять пробирок налить по 1 мл 2 М раствора соляной кислоты и поместить в каждую пробирку по одному кусочку металла Mg, Zn, Fe, Pb, Cu. Наблюдать за изменениями в пробирках в течение 5-10 минут. Пробирку со свинцом нагреть, после охлаждения добавить 2 капли сульфида натрия. - Отметить, как протекают реакции в каждой из пробирок, что выделяется; - расположить металлы в порядке уменьшения их активности по отношению к соляной кислоте; - какой металл не взаимодействует с соляной кислотой; - составить уравнения реакций Mg + HCl → …; Zn + HCl → …; Fe + HCl → …; - определить окислитель и восстановители; - выписать из табл.3 приложения значения стандартных окислительновосстановитель-ных потенциалов электрохимических систем o Mg ...; 2 / Mg o o Zn ...; 2 / Zno o Fe ...; 2 / Fe o o Pb ...; 2 / Pb o o Cu ...; 2 / Cu o Ho / H ...; 2 - рассчитать ЭДС проведенных реакций ЭДС = φок . – φвос. - указать, какие из проведенных реакций термодинамически возможны; - сформулировать условие самопроизвольного протекания окислительновосстановительной реакции; - отметить, какие изменения происходят в пробирке со свинцом после нагревания; - составить уравнение реакции Pb + HCl → …; - составить уравнение реакции, подтверждающей наличие ионов Pb2+ в растворе PbCl2 + Na2S → …; - ответить, почему свинец не взаимодействует с соляной кислотой при комнатной температуре; - объяснить, что такое «пассивирование металла»; - сформулировать, какие металлы могут вытеснять молекулярный водород из кислот. 69 Опыт 2. Взаимодействие металлического цинка с растворами солей В пять пробирок внести по грануле металлического цинка и прилить по 1мл раствора соли в первую пробирку–хлорида магния; во вторую–сульфата железа (II); в третью – хлорида олова (II); в четвертую – нитрата свинца (II); в пятую – сульфата меди (II). Наблюдать за изменениями в пробирках в течение 5-10 минут. Используя универсальный индикатор, измерить рН в растворах солей. - Отметить, как протекают реакции в каждой из пробирок, что выделяется; - ответить, реакция металлов с водными растворами – гомогенная или гетерогенная; - ответить, с раствором какой соли цинк не взаимодействует; - составить уравнения основных реакций: Zn + FeSO4 …; Zn + SnCl2 …; Zn + Pb(NO3)2 …; Zn + CuSO4 …; - указать восстановитель и окислитель; - используя значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (табл.3 приложения), рассчитать ЭДС проведенных реакций: ЭДС = φок - φвос;. - расположить растворы солей в порядке увеличения ЭДС и активности их взаимодействия с цинком; - используя ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, сформулировать, какие металлы могут быть «вытеснены» из растворов их солей цинком; - по измеренной величине рН, ответить, какая среда в каждом из растворов солей; - ответить, какой газ выделяется; - составить уравнения побочных реакций: Me2+ + H2O MeOH+ + H+ (уравнение гидролиза) Zn + H+ … Опыт 3. Взаимодействие металлов - Ca и Mg - с водой В две пробирки налить по 2-3 мл дистиллированной воды и добавить 2 капли раствора фенолфталеина. В одну пробирку поместить немного металлического магния, в другую-кальция. Наблюдать за изменениями в пробирках в течение 3-5 минут. Пробирку с магнием нагреть на спиртовке до кипения. - Отметить, как протекает реакция с Mg при комнатной температуре; с Mg при нагревании; - сравнить активность металлов Ca и Mg ; - составить уравнения реакций: Ca + H2O Mg + H2O ; - указать восстановители и окислитель; какой газ выделяется; 70 - рассчитать потенциал «водородного электрода» H / H 2 0,059 pH при рН=7; - рассчитать ЭДС реакций: ЭДС = φок. – φвос.; - ответить, почему при комнатной температуре магний практически не взаимодействует с водой; - что «пассивирует» Mg и почему при нагревании реакция осуществляется; - отметить, в какой пробирке окраска фенолфталеина более интенсивная; - используя рис. 2, по окраске фенолфталеина указать, какая среда в растворах полученных продуктов; - ответить, какие металлы активно взаимодействуют с водой. Опыт 4. Взаимодействие металлов – Al, Sn и Zn с водным раствором щелочи Налить в три пробирки по 1-2 мл концентрированного раствора щелочи гидроксида натрия - и поместить в каждую из пробирок один из металлов (в первую – алюминиевую стружку, во вторую – гранулу цинка, в третью – гранулу олова). Пробирки осторожно нагреть на спиртовке. - Отметить, как протекает реакция металлических Al, Zn, и Sn с водным раствором щелочи; - растворы каких веществ называют щелочами, привести примеры; - сравнить активность металлических Al, Zn и Sn по отношению к водному раствору щелочи; - ответить, чем покрыт каждый из металлов; - составить уравнения реакции растворения оксидных пленок металлов в растворе гидроксида натрия, учитывая, что образуются гидроксокомплексы Al2O3 + NaOH + H2O … ZnO + NaOH + H2O … SnO2 + NaOH + H2O …; - составить уравнения реакций металла с раствором гидроксида натрия, учитывая, что образуются соответствующие гидроксокомплексы с координационным числом, равным четырем: Al + NaOH + H2O … Zn + NaOH + H2O … Sn + NaOH + H2O …; - указать восстановители и окислитель; - ответить, какой газ выделяется; - выписать (табл.3 приложения) значения стандартных окислительновосстановительных потенциалов электрохимических систем Me + 4OH- - ne [Me(OH)4]n-4: [oAl ( OH ) ] / Al …; [oSn (OH ) ] / Sn …; 1 2 4 [oZn (OH ) 4] 4 2 / Zn … .; - сравнить их значения с соответствующими потенциалами для процессов окисления в кислой среде: 71 o o Alo 3 / Al …; Zn …; Sn … ; 2 2 / Zn / Sn - ответить, в какой среде восстановительные свойства металлических Al, Zn и Sn более выражены; - рассчитать потенциал «водородного электрода» [ H / H 2 0,059 pH ] при рН=14; - рассчитать ЭДС реакций: ЭДС = φок . – φвос. Опыт 5. Взаимодействие металлов - Mg и Fe - с концентрированной серной кислотой а) В пробирку поместить 1-2 стружки магния и прилить ~1 мл конц. серной кислоты. Подержать над отверстием пробирки фильтровальную бумагу, смоченную раствором соли свинца (II). Наблюдать за изменениями в пробирке в течение 2-3 минут, пробирку осторожно нагреть на спиртовке; - отметить, какие изменения происходят в пробирке; на фильтровальной бумаге; - ответить, какой элемент является окислителем в концентрированной серной кислоте; - до каких продуктов может восстанавливаться концентрированная серная кислота; - ответить, что образуется при окислении металлического магния; - составить уравнение первой реакции, учитывая, что первоначально выделяющийся газ – SO2: Mg + H2SO4(конц.) SO2 + … + …; - составить уравнение второй реакции, учитывая, что образующийся белый осадок - S: Mg + H2SO4(конц.) S + … + …; - составить уравнение третьей реакции, учитывая, что выделяющийся газ с характерным запахом – H2S: Mg + H2SO4(конц.) H2S + … + …; - составить уравнение реакции, протекающей на фильтровальной бумаге и доказывающей образование сероводорода: H2S + Pb(NO3)2 …; - ответить, реакция магния с концентрированной серной кислотой является селективной или нет. б) В пробирку поместить 1-2 стружки железа и прилить 1 мл концентрированной серной кислоты. Наблюдать за изменениями в пробирке в течение 2-3 минут; пробирку нагреть на спиртовке. После охлаждения 2-3 капли полученного раствора внести в пробирку с 1 мл дистиллированной воды и добавить 2 капли тиоцианата калия (KSCN) отметить, какие изменения происходят в пробирке при комнатной температуре; при нагревании; ответить, в каких условиях железо «пассивируется» концентрированной серной кислотой; 72 отметить, какие изменения происходят в пробирке с тиоцианатом калия (KSCN); составить уравнение реакции, объясняющей появление кроваво-красного окрашивания в результате образования гексатиоцианатоферрата (III) калия Fe2(SO4)3 + KSCN составить уравнение реакции железа с концентрированной серной кислотой при нагревании, учитывая, что образуется сульфат железа (III), вода и оксид серы (IV): t0 Fe + H2SO4(конц.) Опыт 6. Взаимодействие металлов – Mg, Fe, Cu – с разбавленной азотной кислотой (показательный) В три пробирки налить по 2-3 мл разбавленной азотной кислоты. Осторожно опустить в первую пробирку пластинку меди, во вторую – железа, в третью – магния. Если реакция идет слабо, слегка нагреть пробирки, после охлаждения в пробирку с Fe добавить 1 каплю тиоцианата калия (KSCN) отметить, какие изменения происходят в каждой из пробирок, с каким металлом реакция идет наиболее энергично; составить уравнения возможных реакций Mg с разбавленной азотной кислотой, учитывая, что образуется нитрат магния, вода и продукт восстановления азота (V) Mg + HNO3(разб.) → NO + … + … Mg + HNO3(разб.) → NH4NO3 + … + …; составить уравнения реакции Fe с разбавленной азотной кислотой, учитывая, что образуются нитрат железа (III), вода и оксид азота (II): Fe + HNO3(разб.) → …; ответить, действием какого реактива можно доказать образование соли железа (III); составить уравнение реакции меди с разбавленной азотной кислотой, учитывая, что образуются нитрат меди (II), вода и оксид азота (II). Cu + HNO3(разб.) → NO + … + … Опыт 7. Взаимодействие металлов – Al, Fe, Cu – с концентрированной азотной кислотой (показательный) В три пробирки налить по ~1 мл концентрированной азотной кислоты. Осторожно опустить в первую пробирку пластинку меди, во вторую – железа, в третью – алюминия. Наблюдать за изменениями в пробирках в течение ~2 минут. Пробирки с железом и алюминием нагреть. Отметить, какие изменения происходят в каждой из пробирок при комнатной температуре; при нагревании; ответить, с каким металлом при комнатной температуре реакция идет наиболее энергично, какие металлы "пассивируются" концентрированной азотной кислотой; 73 составить уравнение реакции меди с концентрированной азотной кислотой, протекающей при комнатной температуре с образованием нитрата меди (II), оксида азота (IV) и воды: Cu + HNO3 → NO2↑ + … + …; (конц.) бурый составить уравнение реакции железа с концентрированной азотной кислотой, протекающей при нагревании с образованием соли – нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды: Fe + HNO3(конц.) → NO2↑ + … + …; составить уравнение реакции алюминия с концентрированной азотной кислотой, протекающей при нагревании с образованием соли – нитрата алюминия, оксида азота (IV) и воды: Al + HNO3(конц.) → NO2↑ + … + … Контрольные тестовые задания по теме «Химические свойства металлов» Задание 5.1.1 Среди приведенных металлов наиболее активный: Ответы: 1) Na; 2) Fe; 3) Mg; 4) Cu; 5) Ag. Задание 5.1.2 Используя ряд электродных потенциалов металлов, расположите металлы в порядке увеличения их химической активности: а) Zn, б) Ca, в) Ag. Ответы: 1) Zn, Ca, Ag; 2) Ca, Ag, Zn; 3) Ag, Zn, Ca; 4) Ca, Zn, Ag; 5) Zn, Ag, Ca. Задание 5.1.3 Используя ряд электродных потенциалов металлов, расположите металлы в порядке увеличения их химической активности: а) Fe, б) Cu, в) Al. Ответы: 1) Fe, Cu, Al; 2) Cu, Al, Fe; 3) Al, Fe, Cu; 4) Cu, Fe, Al; 5) Fe, Al, Cu. Задание 5.1.4 Используя ряд электродных потенциалов металлов, расположите металлы в порядке увеличения их химической активности: а) Mg, б) Hg, в) Sn. Ответы: 1) Mg, Hg, Sn; 2) Hg, Sn, Mg; 3) Sn, Mg, Hg; 4) Hg, Mg, Sn; 5) Mg, Sn, Hg. Задание 5.1.5 Используя ряд электродных потенциалов металлов, расположите металлы в порядке уменьшения их химической активности: а) Na, б) Al, в) Au. Ответы: 1) Na, Al, Au; 2) Al, Au, Na; 3) Au, Na, Al; 4) Al, Na, Au; 5) Na, Au, Al. Задание 5.1.6 Используя ряд электродных потенциалов металлов, расположите металлы в порядке увеличения их химической активности: а) Ba, б) Pb, в) Zn. Ответы: 1) Ba, Pb, Zn; 2) Pb, Zn, Ba; 3) Zn, Ba, Pb; 4) Pb, Ba, Zn; 5) Ba, Zn, Pb. 74 Задание 5.1.7 Железо из раствора соли FeCl2 вытесняет: Ответы: 1) магний; 2) олово; 3) свинец; 4) медь; 5) серебро. Задание 5.1.8 Цинк из раствора соли ZnSO4 вытесняет: Ответы: 1) железо; 2) свинец; 3) медь; 4) никель; 5) алюминий. Задание 5.1.9 Металл, который не вытесняет олова из соли SnCl2: Ответы: 1) Ca; 2) Mg; 3) Cu; 4) Fe; 5) Ni. Задание 5.1.10 Железо вытесняет металл из раствора соли: Ответы: 1) NaCl; 2) Pb(NO3)2; 3) MgSO4; 4) ZnSO4; 5) Al2(SO4)3. Задание 5.1.11 Химическая реакция произойдет между веществами: Ответы: 1) Cu и HCl; 2) Ag и CuSO4; 3) Zn и FeSO4; 4) Zn и MgCl2; 5) Au и AgNO3. Задание 5.1.12 Раствор железного купороса можно хранить в посуде из металла: Ответы: 1) Mg; 2) Zn; 3) Al; 4) Cr; 5) Cu. Задание 5.1.13 Раствор медного купороса можно хранить в посуде из металла: Ответы: 1) Cr; 2) Ag; 3) Fe; 4) Zn; 5) Al. Задание 5.1.14 Раствор медного купороса нельзя хранить в посуде из металла: Ответы: 1) Au; 2) Ag; 3) Fe; 4) Pt; 5) Pd. Задание 5.1.15 Никель из сульфата никеля вытесняет металл: Ответы: 1) Sn; 2) Mg; 3) Cu; 4) Pb; 5) Ag. Задание 5.2.1 Водород из разбавленной соляной кислоты вытесняет: Ответы: 1) медь; 2) золото; 3) платина; 4) серебро; 5) магний. Задание 5.2.2: Водород из разбавленной серной кислоты вытесняет: Ответы: 1) цинк; 2) медь; 3) серебро; 4) золото; 5) платина. Задание 5.2.3 Металл, который не вытесняет водород из раствора соляной кислоты: Ответы: 1) Ca; 2) Fe; 3) Zn; 4) Hg; 5) Sn. Задание 5.2.4 Не вытесняет водород из раствора соляной кислоты: Ответы: 1) K; 2) Ag; 3) Mn; 4) Zn; 5) Li. Задание 5.2.5 Металл, который вытесняет водород из раствора соляной кислоты: Ответы: 1) Cu; 2) Ag; 3) Hg; 4) Mg; 5) Au. 75 Задание 5.2.6 Не вытесняет водород из соляной кислоты металл: Ответы: 1) Mg; 2) Pt; 3) Zn; 4) Fe; 5) Al. Задание 5.2.7 Не вытесняет водород из соляной кислоты металл: Ответы: 1) Ca; 2) Fe; 3) Cu; 4) Mn; 5) Al. Задание 5.2.8 Водород из разбавленной серной кислоты вытесняет: Ответы: 1) Bi; 2) Co; 3) Cu; 4) Ag; 5) Au. Задание 5.2.9 Водород из разбавленной серной кислоты вытесняет: Ответы: 1) Ni; 2) As; 3) Hg; 4) Pt; 5) Bi. Задание 5.2.10 Водород из разбавленной серной кислоты вытесняет: Ответы: 1) Hg; 2) Ag; 3) Pt; 4) Au; 5) Cr. Задание 5.2.11 Водород из разбавленной серной кислоты вытесняет: Ответы: 1) Hg; 2) Cd; 3) Ag; 4) Au; 5) Bi. Задание 5.2.12 Водород из разбавленной соляной кислоты не вытесняет: Ответы: 1) Fe; 2) Zn; 3) Al; 4) Ag; 5) Mg. Задание 5.2.13 Водород из разбавленной соляной кислоты не вытесняет: Ответы: 1) Mg; 2) Al; 3) Be; 4) Cr; 5) Au. Задание 5.2.14 Водород из разбавленной соляной кислоты не вытесняет: Ответы: 1) Pt; 2) Fe; 3) Ca; 4) Mn; 5) Ba. Задание 5.2.15 Водород из разбавленной соляной кислоты не вытесняет: Ответы: 1) Sr; 2) Ag; 3) Al; 4) Be; 5) Fe. Задание 5.2.16 Водород из разбавленной соляной кислоты не вытесняет: Ответы: 1) Ca; 2) Zn; 3) Hg; 4) Mg; 5) Mn. Задание 5.3.1 С водой взаимодействует металл: Ответы: 1) Sn; 2) Pb; 3) Cu; 4) Ag; 5) K. Задание 5.3.2 Водород из воды вытесняет металл: Ответы: 1) Na; 2) Au; 3) Cu; 4) Ag; 5) Sn. Задание 5.3.3 С водой взаимодействует металл: Ответы: 1) Co; 2) Sn; 3) K; 4) Pb; 5) Bi. Задание 5.3.4 С водой взаимодействует металл: Ответы: 1) Co; 2) Fe; 3) Ag; 4) Fr; 5) Bi. 76 Задание 5.3.5 С водой взаимодействует металл: Ответы: 1) Mn; 2) Ti; 3) Pb; 4) Cu; 5) Sr. Задание 5.3.6 С водой взаимодействует металл: Ответы: 1) Co; 2) Zn; 3) Ba; 4) Be; 5) Al. Задание 5.3.7 С водой взаимодействует металл: Ответы: 1) Rb; 2) Co; 3) Ni; 4) Bi; 5) Cu. Задание 5.3.8 С водой взаимодействует металл: Ответы: 1) Fe; 2) Cs; 3) Sn; 4) Pb; 5) Ag. Задание 5.3.9 С водным раствором гидроксида натрия взаимодействует металл: Ответы: 1) Al; 2) Mg; 3) Mn; 4) Cu; 5) Ag. Задание 5.3.10 С водным раствором гидроксида натрия взаимодействует металл: Ответы: 1) Fe; 2) Co; 3) Cd; 4) Bi; 5) Zn. Задание 5.3.11 С водным раствором гидроксида натрия взаимодействует металл: Ответы: 1) Cu; 2) Sn; 3) Mn; 4) Ag; 5) Co. Задание 5.3.12 С водным раствором гидроксида натрия взаимодействует металл: Ответы: 1) Ni; 2) Bi; 3) Fe; 4) Pb; 5) Mg. Задание 5.3.13 С водным раствором гидроксида натрия взаимодействует металл: Ответы: 1) Be; 2) Cd; 3) Fe; 4) Hg; 5) Au. Задание 5.3.14 С водным раствором гидроксида натрия взаимодействует металл: Ответы: 1) Co; 2) Ag; 3) Al; 4) Au; 5) Pt. Задание 5.3.15 С водным раствором гидроксида натрия взаимодействует металл: Ответы: 1) Pt; 2) Ca; 3) Mg; 4) Mn; 5) Bi. Задание 5.4.1 Сумма коэффициентов в уравнении реакции Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O равна: конц. Ответы: 1) 3; 2) 6; 3) 5; 4) 8; 5) 10. Задание 5.4.2 Сумма коэффициентов в уравнении реакции Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O равна: разб. Ответы: 1) 5; 2) 12; 3) 14; 4) 20; 5) 10. 77 Задание 5.4.3 Сумма коэффициентов в уравнении реакции to Fe + HNOконц. 3 → Fe(NO3)3 + NO2 + H2O равна: Ответы: 1) 8; 2) 14; 3) 10; 4) 12; 5) 5. Задание 5.4.4 Сумма коэффициентов в уравнении реакции Fe + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + H2O равна: разб. Ответы: 1) 8; 2) 14; 3) 10; 4) 12; 5) 9. Задание 5.4.5 Сумма коэффициентов в уравнении реакции Sn + HNO3 → H2SnO3 + NO2 + H2O равна: конц. Ответы: 1) 7; 2) 11; 3) 9; 4) 13; 5) 5. Задание 5.4.6 Сумма коэффициентов в уравнении реакции H2O + Sn + HNO3 → H2SnO3 + NO равна: разб. Ответы: 1) 8; 2) 14; 3) 20; 4) 10; 5) 15. Задание 5.4.7 Сумма коэффициентов в уравнении реакции Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NO2 + H2O равна: конц. Ответы: 1) 10; 2) 12; 3) 8; 4) 6; 5) 14. Задание 5.4.8 Сумма коэффициентов в уравнении реакции Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NO + H2O равна: разб. Ответы: 1) 14; 2) 12; 3) 8; 4) 18; 5) 20. Задание 5.4.9 Сумма коэффициентов в уравнении реакции Al + NaOH + H2O → Na[Al(OH)4] + H2 равна: Ответы: 1) 16; 2) 14; 3) 15; 4) 10; 5) 8. Задание 5.4.10 Сумма коэффициентов в уравнении реакции Ca + H2SO4 → CaSO4 + H2S + H2O равна: конц. Ответы: 1) 10; 2) 12; 3) 18; 4) 16; 5) 14. Задание 5.4.11 Сумма коэффициентов в уравнении реакции Zn + H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + H2O равна: конц. Ответы: 1) 5; 2) 7; 3) 9; 4) 10; 5) 12. 78 Задание 5.4.12 Сумма коэффициентов в уравнении реакции Mg + H2SO4 → MgSO4 + S + H2O равна: конц. Ответы: 1) 9; 2) 17; 3) 15; 4) 13; 5) 7. Задание 5.4.13 Сумма коэффициентов в уравнении реакции Zn + NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2 равна: Ответы: 1) 7; 2) 9; 3) 5; 4) 11; 5) 10. Задание 5.4.14 Сумма коэффициентов в уравнении реакции Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + S + H2O равна: Ответы: 1) 8; 2) 5; 3) 7; 4) 12; 5) 10. Задание 5.4.15 Сумма коэффициентов в уравнении реакции Ba + H2SO4 → BaSO4 + H2S + H2O равна: Ответы: 1) 10; 2) 12; 3) 14; 4) 16; 5) 18. 10. Электрохимические процессы 10.1. Основные понятия Электрохимический процесс – окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах с участием электрического тока. Особенности электрохимических процессов 1) - пространственное разделение процессов окисления и восстановления; 2) - наличие внешней цепи (металлический проводник) и внутренней цепи (электролит) (рис. 6); 3) - первичные реакции идут на «электродах» – поверхности контакта металлического проводника и электролита; катод – электрод, на котором идет процесс восстановления; анод – электрод, на котором идет процесс окисления. внешняя цепь (металлический проводник) электролит внутренняя цепь электроды Рис. 6. Схема электролитической ячейки Электрохимические процессы подразделяются на две группы а) процессы, происходящие в гальванических элементах и сопровождающиеся возникновением электрической энергии за счет химических процессов; 79 б) процессы, протекающие в элетролизерах под действием электрической энергии от внешнего источника тока, вызывающей химические реакции на электродах. Сравнение процессов в гальванических элементах и электролиза Электрохимический с получением электричепроцесс ской энергии Преобразование энергии Преобразование химической энергии в электрическую с потреблением электрической энергии Преобразование электрической энергии в химическую энергию продуктов электролиза Протекание процесса Устройство Знак заряда катода анода Воздействие перенапряжения Наименование процессов Самопроизвольное Гальванический элемент Принудительное Электролизер + – Напряжение снижается – + Напряжение повышается процессы в химиче- электролиз расплавов; ских источниках элек- электролиз растворов трической энергии; с инертным анодом; электрохимическая электролиз растворов коррозия. с активным анодом. 10.2. Гальванический элемент Гальванический элемент – устройство, в котором химическая энергия самопроизвольно протекающей окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую энергию. Гальванический элемент содержит два полуэлемента, между электродами которых возникает разность потенциалов. Принцип работы гальванического элемента иллюстрирует гальванический элемент Даниэля-Якоби, состоящий из цинкового и медного полуэлементов (рис. 7). В цинковом полуэлементе металлическая цинковая пластина погружена в водный раствор соли цинка, с концентрацией [Zn2+]=1 моль/л. В медном полуэлементе – металлическая медная пластина погружена в водный раствор соли меди (II) с концентрацией [Cu2+]=1 моль/л. Цинковая и медная пластины соединены металлическим проводником, растворы солей – «солевым мостиком» («электролитический ключ»). 80 Вольтметр Cu-катод Рис. 7. Гальванический элемент Даниэля-Якоби До замыкания цепи на каждой из металлических пластин на границе с раствором устанавливаются равновесия: Cu 2 / Cu o 0,34 B Cuo(тв.) Сu2+(р-р) + 2e(на мет.); Zn 2 / Zn o 0,76B Zno(тв.) Zn2+(р-р) + 2e(на мет.); Цинковая пластина заряжена более отрицательно, чем медная. Между ними возникает разность потенциалов. При замыкании системы в цепь равновесия на границе металл–раствор нарушаются. По внешней цепи – металлическому проводнику – избыток электронов с Zn–пластины переходит на Cu–пластину, где их концентрация меньше, так как Zn 2 / Zno 0,76 B < Cu / Cu 0,34B . В результате, равновесие на Zn-пластине смещается вправо, идет окисление металлического цинка. На Cu-пластине равновесие смещается влево, протекает восстановление ионов меди (II). Анод Zn(тв.) – 2e → Zn2+(р-р) (процесс окисления) Катод Cu2+(р-р) + 2e → Сuo(тв.) (процесс восстановления) 2 o Ионное уравнение Zn(тв.) + Cu2+(р-р) → Zn2+(р-р) + Cuo(тв.) суммарной реакции Молекулярное Zn + Cu(NO3)2 → Zn(NO3)2 + Cu уравнение суммарной реакции Между растворами электролитов также возникает разность потенциалов. В цинковом полуэлементе в результате растворения цинка увеличивается концентрация ионов Zn2+, в растворе создается избыток положительно заряженных ионов. В медном полуэлементе в результате осаждения меди концентрация ионов Cu2+ уменьшается и в растворе создается избыток отрицательно заряжен- 81 ных ионов. По внутренней цепи – «солевому мостику» – катионы и анионы перемещаются навстречу друг другу. Таким образом, в системе возникает направленное перемещение заряженных частиц, т.е. возникает электрический ток. Электродвижущая сила – ЭДС – гальванического элемента определяется разностью потенциалов катода и анода ЭДС катода анода Cu / Cu Zn / Zn 0,34 (0,76) 1,1B > 0 По мере работы гальванического элемента значения потенциалов катода и анода изменяются. Поскольку молярная концентрация ионов Cu2+ – уменьшается, в соответствии с уравнением Нернста уменьшается потенциал катода RT катода Cu 2 / Cu ln[Cu 2 ] . 2F 2+ 2+ Молярная концентрация ионов Zn – [Zn ] – увеличивается, следовательно, увеличивается потенциал анода RT o анода Zn 2 / Zn Zn ln[ Zn 2 ] . 2 / Zn 2F Таким образом, по мере работы гальванического элемента ЭДС уменьшается, так как происходящие на электродах процессы приводят к выравниванию потенциалов. Система приходит в равновесие и гальванический элемент прекращает работу при условии кат. анод ЭДC 0 2 2 Схема записи гальванического элемента Для обозначения гальванического элемента используют символическую запись, упрощающую их описание. Например, элемент Даниэля-Якоби, может быть описан следующей краткой схемой ө Zn| ZnSO4 | | CuSO4 | Cu C1 C2 полуэлемент анод граница раздела металл-раствор (реакция идет на электроде) полуэлемент катод обозначение «солевого мостика», т.е. полуэлементы пространственно разделены, электролиты соединяются «солевым мостиком» 10.3. Электрохимическая коррозия Коррозия металлов – это их самопроизвольное разрушение под воздействием окружающей среды. Причиной его является термодинамическая неустойчивость металла-восстановителя по отношению к окислителям, присутствующим в среде. 82 Коррозию по механизму взаимодействия металла со средой подразделяют: а) на химическую; б) электрохимическую; в) биологическую; г) радиационную. Электрохимическая коррозия – это разрушение металла в среде электролита с возникновением внутри системы электрического тока. По механизму электрохимической коррозии протекает атмосферная, почвенная коррозии, коррозия природными речными, морскими водами, электрокоррозия блуждающими токами. Электрохимическая коррозия протекает, если между двумя участками металлической конструкции возникает «разность потенциалов». Причины возникновения разности потенциалов между разными участками металлической конструкции 1. Контакт двух разных металлов. 2. Неоднородность сплава, из которого изготовлена конструкция. 3. Присутствие примесей, продуктов окисления металлов на поверхности. 4. Неоднородность состава коррозионной среды. 5. Различные механические напряжения. 6. Разница температур. 7. «Блуждающие токи». Участки с меньшим значением окислительно-восстановительного потенциала называют анодными, с большим окислительно-восстановительным потенциалом – катодными участками. Рассмотрим механизм электрохимической коррозии на примере контакта двух разных металлов: Среда электролита: Zn 2+ OH-H2 OH–, H2↑ неактивный 2+ Znактивный металл (1) Zn H2O, O2 ө металл (2) 2e ө Sn φ1 = –0,76 < φ2 = –0,14 анодный участок катодный участок Более активный металл характеризуется меньшим значением окислительно-восстановительного потенциала (φ1<φ2). Избыток электронов от активного металла – Zn (анодного участка) – переходит к неактивному металлу – Sn (катодному участку). Следовательно, на анодном участке с меньшим значением 83 окислительно-восстановительного потенциала протекает реакция окисления активного металла. Анодная реакция (на участке с меньшим окислительновосстановительным потенциалом) 1) Ме(1) – ne– → Men+(1) (p-p) активный металл Zn – 2e → Zn2+(p-p) Катионы активного металла – Меn+(1) или Zn2+ переходят в среду электролита, накапливаются у поверхности и раствор у анодного участка приобретает избыточный положительный заряд. Неактивный металл на катодном участке – Sn – выполняет роль металлического проводника. Электроны перемещаются к поверхности катодного участка металла, где протекает реакция восстановления окислителей, присутствующих в среде электролита. Наибольшее значение имеют окислители кислород – О2 и вода –Н2О (Н+). Катодные реакции (на участке с большим окислительновосстановительным потенциалом) 2) восстановление H2O (H+) 2H2O + 2e– → H2 + 2OH–; (pH≥7) или 2H+ + 2e → H2; (pH<7) 3) восстановление О2 О2 + 2Н2О + 4е– → 4ОН–; (рН≥7) или О2 + 4Н+ + 4е → 2Н2О; (рН<7) Анодные и катодные реакции протекают одновременно. Суммарные уравнения процессов коррозии можно составить, суммируя уравнения 1) и 2) или 1) и 3) с учетом коэффициентов электронного баланса. I процесс (коррозия с водородной деполяризацией) 2Ме 2nH2O → 2Men+ + nH2 + 2nOH– + –ne +2e восстановитель окислитель Zn + 2H2O → Zn2+ + H2 + 2OH– Коррозия металла водой (Н2О или Н+) возможна, если ЭДС ( Н / H Me / Me ) >0. n 2 II процесс (коррозия с кислородной деполяризацией) 4Me + nO2 + 2nH2O → 4Men+ + 4nOH– 2Zn + O2 + 2H2O → 2Zn2+ + 4OH– Коррозия металла кислородом (О2) возможна, если ЭДС (О / Н О Me / Me ) >0. У поверхности катодного участка скапливаются анионы – ОН– или кислотные остатки и раствор приобретает избыточный отрицательный заряд. Следовательно, в среде электролита возникает разность потенциалов у поверхности анодного и катодного участков. В результате чего катионы Men+(1) (или Zn2+) и анионы – ОН– (или кислотные остатки) перемещаются навстречу друг 2 2 n 84 другу. Таким образом, в системе направленно перемещаются заряженные частицы – электроны по металлу и ионы в среде электролита, т.е. возникает электрический ток. Совокупность анодного, катодного участков и электролита образуют коррозионный гальванический элемент, который описывает следующая краткая схема. Анодный участок ө Активный Электролит Н2О, О2, … металл (1) ө или: Zn H2O, O2 Неактивный металл (2) Катодный участок , Sn В зависимости от свойств катионов активного металла и состава коррозионной среды могут протекать разнообразные вторичные процессы коррозии – образование осадков гидроксидов в объеме электролита Men+ + nOH– → Me(OH)n↓; – образование осадков плохорастворимых солей. Например: 2Men+ + nS2- → Me2Sn↓ например: Fe3+ + PO43- → FePO4↓; – образование комплексных соединений Men+ + mL [MeLm]n+ лиганд Например: Zn2+ + 4NH3 [Zn(NH3)4]2+; – окисление катионов активного металла до более высоких степеней окисления. Например 4Fe2+ + O2 + 2H2O → 4Fe3+ + 4OH–; – частичная дегидратация осадков гидроксидов. Например, «ржавчина» имеет сложный переменный состав x FeO ∙ y Fe2O3 ∙ z H2O; – «наводораживание» неактивного металла, в результате поглощения им водорода, выделяющегося на катодных участках. – 10.4. Электролиз Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий в среде электролита под воздействием электрического тока и сопровождающийся разрядом ионов на электродах. Электролиз – разложение электролита электрическим током. Процессы электролиза проводятся в электролитических ячейках (электролизерах). Электролитическая ячейка состоит из двух электродов, погруженных в расплавленную соль или водный раствор, как показано на рис. 8. Электрическую энергию получают от аккумуляторной батареи или от другого источника электрического тока. Каков бы ни был источник электрического тока, 85 он играет роль «электронного насоса», нагнетающего электроны в один электрод и удаляющего их с другого электрода. При удалении электронов с электрода на нем создается положительный заряд, а при нагнетании электронов на электрод – отрицательный заряд. При электролизе расплавленного NaCl, схематически изображенном на рис. 8, ионы Na+ присоединяют электроны на отрицательном электроде и восстанавливаются. По мере уменьшения концентрации ионов Na+ вблизи этого электрода к нему диффундируют дополнительные ионы Na+. Точно так же происходит и перемещение ионов Cl– к положительному электроду, где они отдают электроны и окисляются. Как и в гальваническом элементе, электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, а электрод, на котором происходит окисление, называется анодом. В рассматриваемом случае в электролитической ячейке протекают следующие реакции на аноде: 2Cl– (ж.) → Cl2(г.) + 2e– на катоде: 2Na+(ж.) + 2e– → 2Na(ж.) 2Na+(ж.) + 2Cl–(ж.) → 2Na(ж.) + Cl2(г.) Рис. 8. Электролиз расплава хлорида натрия Потенциал разложения – минимальное напряжение, которое необходимо устанавливать, чтобы элетролиз шел с заметной скоростью. Величина потенциала разложения изменяется в интервале от 0,5 В (очистка меди) до 7 В (получение алюминия). Потенциал разложения пропорционален разности окислительновосстановительных потенциалов окислителя и восстановителя, но всегда её превышает на величину потенциала перенапряжения (Uперен.) Uразл .= |φок. – φвос.| + Uперен. Uперен. = φперен. + φперен, , кат. ан. то есть на практике для проведения электролиза всегда требуется более высокое напряжение, чем вычисленное по электродным потенциалам. Это объясняется наличием внутреннего сопротивления электролизера, явлением концентрационной и электрохимической (перенапряжение) поляризации электродов. Особое значение приобретает электрохимическая поляризация, так как в результате выделения на инертных электродах продуктов электролиза меняется состояние поверхности электродов; в электролизере возникает гальванический элемент, ЭДС которого необходимо преодолеть. 86 Перенапряжение – сложное по своей природе явление и зависит от многих факторов как внешних, так и внутренних материала электродов, характера их поверхности, плотности тока, температуры и других условий электролиза; природы продуктов электролиза, их агрегатных состояний. Металлы выделяются, как правило, с небольшим перенапряжением. Газообразные продукты характеризуются большим перенапряжением выделения при электролизе. Потенциал перенапряжения определяют экспериментально. Электролиз растворов солей В растворах солей, помимо гидратированных катионов и анионов электролита, присутствует растворитель – вода, которая может проявлять свойства окислителя за счет водорода в степени окисления +1 либо восстановителя за счет кислорода в степени окисления –2. Н2О – окислитель 2Н+ + 2е 2Н2О + 2е Н2 (рН<7) Н2 + 2ОН (рН≥7) 0.059 0,059 H / H Hо / H lg[ H ]2 0 lg[ H ]2 0,059 pH 2 2 2 2 Окислительно-восстановительный потенциал «водородного электрода» зависит от рН Н / H 0,0 B рН=0 2 рН=7 Н / H 0,41B рН=14 Н / H 0,82 B 2 2 Н2О – восстановитель 2Н2О – 4е 4ОН– – 4е О2 + 4Н+ О2 + 2Н2О О2 / H 2 O Oo 2 / H 2 O (рН≤7) (рН>7) 0,059 lg[ H ]4 1,23 0,059 lg[ H ] 1,23 0,059 pH 4 Окислительно-восстановительный потенциал «кислородного электрода» зависит от рН O2 / H 2O 1,23B рН=0 рН=7 O2 / H 2O 0,82 B O2 / H 2O 0,41B рН=14 Если в растворе электролита присутствует несколько возможных окислителей и несколько возможных восстановителей, осуществляется тот процесс, который характеризуется наименьшим потенциалом разложения. То есть на катоде восстанавливается окислитель с наибольшим суммарным значением окислительно-восстановительного потенциала и перенапряжения, а на аноде окисляется восстановитель с наименьшим суммарным значением окислительно-восстановительного потенциала и перенапряжения. 87 Электролиз водного раствора иодида натрия В растворе осуществляются процессы диссоциации NaI Na I H 2O H OH Иодид натрия гидролизу не подвергается, следовательно, среда в растворе нейтральная и рН=7. Положительно заряженные ионы перемещаются к отрицательно заряженному электроду – катоду. Возможные окислители (Na+ и H+) характеризуются следующими значениями окислительно-восстановительных потенциалов o H / H 0,41B > Na 2,7 B / Na 2 Следовательно, более сильным окислителем является ион Н+ и на катоде осуществляется процесс восстановления воды до молекулярного водорода катодная 2H2O + 2e → H2 + 2OH– 1 реакция Отрицательно заряженные ионы перемещаются к положительно заряженному электроду-аноду. Сравним значения окислительно-восстановительных потенциалов возможных восстановителей (I– и OH–) I / I 0,54 B < O / H O 0,82 2 2 2 Более сильным восстановителем является иодид-ион и на аноде осуществляется процесс окисления I––ионов до I2: анодная 2I– – 2e → I2 1 реакция Составим суммарное уравнение реакции, объединив уравнения катодной и анодной реакций с учетом коэффициентов электронного баланса 2H2O + 2I– 2H2O + 2KI электролиз H2 + 2OH– + I2 (краткое ионное уравнение) электролиз H2 + 2KOH + I2(ан.)(молекулярное уравнение) Электролиз водного раствора сульфата меди (II) с инертным анодом В растворе протекают следующие процессы: уравнение диссоциации CuSO4 Cu2+ + SO42уравнение гидролиза Cu2+ + H2O CuOH+ + H+; (рН<7) уравнение диссоциации Н2О Н+ + ОН– Возможные окислители Cu2+ и H+ ( из H2O) Так как Cu / Cu 0,34 > H / H 0,41...0 B , более сильным окислителем яв2 2 2+ ляется ион Cu , и на катоде происходит осаждение металлической меди. катодная реакция Cu2+ + 2e → Cuo 2 88 Возможные восстановители SO42- и H2O. Так как O / H O 0,82...1,23B < SO / SO 2,0 B , более сильным восстанови2 2 2 2 4 телем является вода, и на аноде происходит выделение кислорода из воды анодная 2Н2О – 4e → О2 + 4Н+ 1 реакция Составим суммарное уравнение реакции, объединив уравнения катодной и анодной реакций с учетом коэффициентов электронного баланса. электролиз 2Cu2+ + 2H2O 2Cuo(кат.) + O2(ан.) + 4Н+(ан.)(краткое ионное урав2CuSO4 + 2H2O → 2Cu(кат.) + O2(ан.) + 2H2SO4(ан.) нение) (молекулярное уравнение) Ряд разряжаемости катионов на катоде По характеру процессов, протекающих на катоде, при электролизе водных растворов катионы металлов можно подразделить на три группы I. Катионы активных металлов (от Li+ до Mn2+ ) не проявляют окислительных свойств в водных растворах и на катоде при электролизе водных растворов солей может протекать только восстановление воды, так как Ме / Me << H / H n 2 катодная 2H2O + 2e → H2 + 2OH– реакция II. Катионы металлов средней активности (от Zn2+ до H) проявляют окислительные свойства, сравнимые со свойствами ионов Н+, так как Ме / Me ≈ H / H . n 2 Поэтому при электролизе водных растворов их солей на катоде протекают одновременно две катодные реакции: катодные реакции 1) 2H2O + 2e → H2 + 2OH– 2) Men+ + ne → Meo↓ III. Катионы неактивных металлов (от H до Au3+) проявляют более сильные окислительные свойства, чем ион Н+: Ме / Me > H / H n 2 На катоде при электролизе водных растворов их солей протекает только осаждение металла, водород не выделяется: катодная Men+ + ne → Meo↓ реакция 89 Ряд разряжаемости анионов на аноде По способности разряжаться на аноде при электролизе водных растворов анионы образуют следующий ряд разряжаемости: F–, NO3–, SO42-, PO43-… OH– Cl– Br– I– S2увеличивается легкость разряда аниона на аноде I. Фторид-ионы и кислородсодержащие анионы элементов в высшей степени окисления (NO3–, SO42- и др.) при электролизе водных растворов их солей не разряжаются, на аноде протекает окисление воды или гидроксид ионов: анодная реакция 1) 2Н2О – 4e → О2 + 4Н+ 2) 4OH– – 4e → O2 + 2H2O II. Галогенид-ионы (Cl–, Br–, I–) разряжаются на аноде до галогенов легче, чем вода до кислорода, поэтому при электролизе водных растворов их солей на аноде вода не окисляется и протекают следующие реакции: анодные 2Cl– – 2e → Cl2 реакции 2Br– – 2e → Br2 2I– – 2e → I2 10.5. Лабораторная работа № 6 Электрохимические процессы Опыт 1. Гальванический элемент Даниэля-Якоби Собрать гальванический элемент Даниэля-Якоби, состоящий из двух полуэлементов - цинкового и медного - и вольтметра, встроенного во внешнюю цепь (рис.7). Опустить цинковую пластинку в 1 М раствор соли сульфата цинка, медную пластинку в 1 М раствор соли сульфата меди (II). Отметить показания вольтметра. Соединить растворы электролитов – сульфата цинка и сульфата меди (II) - "солевым мостиком" ("электролитическим ключом"). Записать показания вольтметра. Выписать из табл.3 приложения значения стандартных окислительновосстановительных потенциалов (ОВП) цинкового и медного электрода: o o Zn …; Cu …; 2 / Zn / Cu определить какой электрод – цинковый или медный – характеризуется отрицательным значением окислительно-восстановительного потенциала, какой электрод – положительным значением окислительно-восстановительного потенциала; ответить, какой электрод при замыкании цепи является "источником" электронов; как перемещаются электроны во внешней цепи; составить уравнение электродной реакции, протекающей на более отрицательно заряженном цинковом электроде; Zn-2e…; 2 90 ответить, какой процесс – окисления или восстановления – протекает на Zn – электроде; ответить, электрод, на котором протекает процесс окисления, называют анодом или катодом; составить уравнение электродной реакции, протекающей на более положительно заряженном медном электроде Cu2++2e…; ответить, какой процесс – восстановления или окисления – протекает на Cu – электроде; ответить, электрод, на котором протекает процесс восстановления, называют катодом или анодом; объяснить возникновение разности потенциалов между растворами электролитов (солей); объяснить, концентрация каких ионов – катионов или анионов – становится больше в растворе сульфата цинка; в растворе сульфата меди (II); ответить, в каком направлении перемещаются катионы и анионы по внутренней цепи; составить суммарное уравнение реакции, протекающей в гальваническом элементе, в ионной и молекулярной форме: Zn + Cu2+ …; Zn + CuSO4 …; составить краткую схему записи гальванического элемента Даниэля-Якоби; рассчитать ЭДС гальванического элемента Даниэля-Якоби в стандартных условиях: ЭДС = φкат . – φан.; сравнить рассчитанное значение ЭДС с показанием вольтметра; назвать причины, по которым возможно уменьшение разности потенциалов между электродами по сравнению с рассчитанным значением ЭДС; объяснить, как изменяется ЭДС по мере работы гальванического элемента. Опыт 2. Электрохимическая коррозия цинка в контактной паре с медью В пробирку внести одну гранулу цинка, прилить ~3 мл дистиллированной воды и 5 капель 2Н серной кислоты, наблюдать в течение 2-3 минут. Коснуться медной проволокой гранулы цинка в пробирке. Отметить, как изменяется интенсивность выделения газа после касания гранулы цинка медной проволокой; на каком из металлов выделяется газ; сравнить значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (табл.3 приложения) o o Cu Zn ; ; / Cu / Zn ответить, какой из металлов – Zn или Cu – является более активным восстановителем; 2 o 2 o 91 ответить, каково направление перехода электронов при контакте цинка с медью; какой из металлов является анодным и какой – катодным участком; составить уравнение анодной реакции Zno – 2e → … (1) ответить, образующиеся ионы цинка остаются на металле или переходят в среду электролита; ответить, может ли «принимать электроны» металлическая медь; ответить, какие вещества являются основными окислителями в окружающей среде; на каком металле (участке) протекает процесс восстановления; составить уравнение катодной реакции с водородной деполяризацией: H+ + … → H2 + … (pH≤7) (2) составить суммарное уравнение коррозии цинка водой, объединив уравнения анодной (1) и катодной (2) реакций с учетом коэффициентов электронного баланса: Zn + 2H+ → …; рассчитать ЭДС реакции коррозии цинка водой в кислой среде, возможна ли она; составить уравнение катодной реакции с кислородной деполяризацией: O2 + … → … (pH≤7) (3) составить суммарное уравнение коррозии цинка кислородом в водной среде, объединив уравнения анодной (1) и катодной (3) реакций с учетом коэффициентов электронного баланса: Zn + O2 + H+ → … ; рассчитать ЭДС реакции коррозии цинка кислородом в кислой водной среде, возможна ли она; ответить, в каком направлении перемещаются в среде электролита положительно и отрицательно заряженные ионы; составить краткую схему записи образующегося коррозионного гальванического элемента; составить рисунок и объяснить принцип «работы» коррозионного гальванического элемента ө Zn|O2, H2O, H2SO4|Cu ; ответить, какие вторичные процессы коррозии могут протекать в данной системе; отметить, изменилась ли поверхность медной проволоки в результате процесса; ответить, что такое «наводораживание»; сделать вывод, какой из металлов в контактной паре подвергается коррозии. Опыт 3. Коррозия оцинкованного и омедненного железа. В две пробирки налить до половины дистиллированной воды и добавить 3 капли 2Н раствора серной кислоты и красной кровяной соли K3[Fe(CN)6] (индикатор – чувствительный реактив на ион Fe2+, который в его присут- 92 ствии даёт интенсивное синее окрашивание). Приготовленные растворы перемешать. В одной из железных скрепок закрепить кусочек цинка, в другой – кусочек меди. Опустить каждую из контактных пар в отдельную приготовленную пробирку; отметить, в какой пробирке появляется и усиливается синяя окраска, свидетельствующая о накоплении ионов железа (II); сравнить, в какой пробирке происходит более интенсивное выделение газа, на каком металле; ответить, в какой пробирке происходит помутнение раствора. а) Электрохимическая коррозия цинка в контактной паре с железом сравнить значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (табл.3 приложения) o Zn …; 2 / Zn o o Fe …; 2 / Fe o ответить, какой из металлов - Zn или Fe - является более активным восстановителем; какой из металлов является анодным и какой – катодным участком; составить уравнения анодной реакции: Zno - 2e → … (процесс…); (1) составить уравнение катодной реакции с водородной деполяризацией: H2O + … → H2 + … (pH≥7, процесс…); (2) составить суммарное уравнение коррозии цинка водой, объединив уравнения анодной (1) и катодной (2) реакций с учетом коэффициентов электронного баланса: Zn + H2O → …; составить уравнение катодной реакции с кислородной деполяризацией: O2 + H2O → … (pH≥7, процесс…); (3) составить суммарное уравнение коррозии цинка кислородом в водной среде, объединив уравнение анодной (1) и катодной (3) реакций с учетом коэффициентов электронного баланса: Zn + O2 + H2O → …; составить рисунок и объяснить механизм электрохимической коррозии цинка в контактной паре с железом; ответить, какие вторичные процессы коррозии могут протекать в данной системе; ответить, как «наводораживание железа» влияет на механические свойства железа б) Электрохимическая коррозия железа в контактной паре с медью Cравнить значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (табл.3 приложения); o Fe …; 2 / Fe o o Cu …; 2 / Cu o 93 ответить, какой из металлов - Fe или Cu - является более активным восстановителем; какой из металлов является анодным и какой – катодным участком; составить уравнение анодной реакции: Feo - 2e → … (процесс…); (1) составить уравнение катодной реакции с водородной деполяризацией: H2O + … → H2 + … (pH≥7, процесс…); (2) составить суммарное уравнение коррозии железа водой, объединив уравнения анодной (1) и катодной (2) реакции с учетом коэффициентов электронного баланса: Fe + H2O → …; рассчитать ЭДС реакции коррозии железа водой в нейтральной среде: о ЭДС Ho O 2 / H o Fe …; 2 / Fe 2 2 составить уравнение катодной реакции с кислородной деполяризацией: O2 + H2O + … → … (pH≥7, процесс…); (3) составить суммарное уравнение коррозии железа кислородом в водной среде, объединив уравнения анодной (1) и катодной (3) реакций с учетом коэффициентов электронного баланса: Fe + O2 + H2O → ….; составить рисунок, объяснить механизм электрохимической коррозии железа в контактной паре с медью; составить краткую схему образующегося коррозионного гальванического элемента; ответить, какие вторичные процессы коррозии могут протекать в данной системе; составить уравнение окисления гидроксида железа (II): Fe(OH)2 + O2 + H2O → …; ответить, какие соединения могут входить в состав ржавчины; ответить, какое из покрытий - Cu или Zn - называют анодным; какое – катодным; какое из покрытий – анодное или катодное – защищает железо от коррозии даже после разрушения покрытия. Опыт 4. Электролиз водного раствора иодида калия В U-образную трубку налить раствор иодида калия. В оба колена добавить 4-5 капель фенолфталеина, опустить графитовые электроды, присоединить последние к блоку питания. Пропустить ток. Отметить внешние изменения в растворе около электродов; объяснить, выделение газа и появление малиновой окраски около одного электрода и желто-бурой окраски – около другого электрода; составить уравнение электрохимической диссоциации иодида калия в водном растворе: KI → …; 94 ответить, какая среда – кислая, нейтральная или щелочная – в растворе KI; составить уравнение электролитической диссоциации воды; ответить, какие ионы перемещаются к отрицательно заряженному электроду и какие – к положительно заряженному электроду; используя значения окислительно-восстановительных потенциалов, выбрать наиболее сильный окислитель и наиболее сильный восстановитель; составить уравнение катодного процесса восстановления окислителя, характеризующегося наибольшим окислительно-восстановительным потенциалом возможные окислители: K+; H+2O Ko / K 2,9 < Ho 2O / H 2 0,41 ; (pH=7); катодная реакция: H2O + … → H2 + …; составить уравнение анодного процесса окисления восстановителя, характеризующегося наименьшим окислительно-восстановительным потенциалом: возможные восстановители I-; HOH Io / I 0,54 < Oo 2 / H 2 O 0,82 ; (pH=7); 2 анодная реакция: I- → …; составить суммарное уравнение электролиза водного раствора KI, объединив уравнения катодной и анодной реакции с учетом коэффициентов электронного баланса: H2 + I2 + … (ионное уравнение); H2O + I- электролиз электролиз H2O + KI H2 + I2 + … (молекулярное уравнение); рассчитать минимальный потенциал разложения (без учета перенапряжения), необходимый для протекания электролиза иодида калия; ответить, какие металлы не выделяются на катоде при электролизе водных растворов их солей. Опыт 5. Электролиз водного раствора сульфата меди (II) с инертными электродами В U-образную трубку налить раствор сульфата меди(II), опустить в него графитовые электроды и пропустить электрический ток через выпрямитель. Отметить, какие изменения происходят на электродах; составить уравнения электролитической диссоциации CuSO4 и H2O: CuSO4 .... ; H2O …; отметить, какая среда в растворе CuSO4; ответить, какие ионы в растворе перемещаются к отрицательно заряженному и какие – к положительно заряженному электроду; выбрать окислитель, характеризующийся наибольшим значением окислительно-восстановительного потенциала: o Cu …; Ho / H O …; / Cu 2 o 2 95 составить уравнение катодной реакции: Cu2+ + … → (процесс …); выбрать восстановитель, характеризующийся наименьшим значением окислительно-восстановительного потенциала: So O / SO 2,0 B ; Oo / H O 1,23B ; 2 2 8 2 4 2 2 составить уравнение анодной реакции: H2O … → O2 + … (процесс …); составить суммарное уравнение электролиза раствора сульфата меди (II), объединив уравнения катодной и анодной реакций, с учетом коэффициентов электронного баланса: Cu2+ + H2O → O2 + … + …; рассчитать минимальный потенциал разложения (без учета перенапряжения), необходимый для проведения электролиза водного раствора сульфата меди (II); ответить, какие металлы можно восстановить на катоде, при электролизе водных растворов их солей; каковы области практического использования электролиза расплавов и водных растворов солей с инертными электродами. Опыт 6. Электролиз водного раствора сульфата меди (II) с активным медным анодом Поменять местами электроды (опыт 5), вследствие чего анод окажется омеднённым. Снова пропустить электрический ток. Отметить, какие изменения происходят на электродах; составить уравнения электролитической диссоциации CuSO4 и H2O: CuSO4 …; H2O …; составить уравнение гидролиза и ответить, какая среда в растворе CuSO4; выбрать окислитель, характеризующийся наибольшим значением окислительно-восстановительного потенциала (табл.3 приложения): o Cu …; Ho / H O …; 2 / Cu o 2 составить уравнение катодной реакции: Cu2+ + … → (процесс …); выбрать восстановитель, характеризующийся наименьшим значением окислительно-восстановительного потенциала: o o 0,34 В; So O / SO 2,0 B ; O2 / H 2O 1,23B ; Cu / Cu 2 2 8 2 4 2 o составить уравнение анодной реакции: Cuo - … (процесс …); составить суммарное уравнение электролиза раствора сульфата меди (II) с активным медным анодом, объединив уравнения катодной и анодной реакций: 96 Cu2+(кат.) + Cuo(ан.) → …; ответить, каковы области практического использования электролиза водных растворов солей с активным анодом. Контрольные тестовые задания по теме «Электрохимические процессы» Задание 6.1.1 Для гальванического элемента Zn|ZnSO4||Pb(NO3)2|Pb составить уравнения анодной и катодной реакций, суммарное уравнение. ЭДС в стандартных условиях равна: Ответы: 1) 1,268; 2) –1,268; 3) +0,634; 4) –0,634; 5) 6,34. Задание 6.1.2 Для гальванического элемента Fe|FeCl2||NiSO4|Ni составить уравнения анодной и катодной реакций, суммарное уравнение. ЭДС в стандартных условиях равна: Ответы: 1) –0,19; 2) 0,19; 3) –0,38; 4) 0,38; 5) 3,8. Задание 6.1.3 Для гальванического элемента Co|CoSO4||CuSO4|Cu составить уравнения анодной и катодной реакций, суммарное уравнение. ЭДС в стандартных условиях равна: Ответы: 1) 6,17; 2) –0,617; 3) 0,617; 4) 1,34; 5) –1,34. Задание 6.1.4 Для гальванического элемента Mg|MgCl2||FeSO4|Fe составить уравнения анодной и катодной реакций, суммарное уравнение. ЭДС в стандартных условиях равна: Ответы: 1) 1,923; 2) –1,923; 3) ; 4) ; 5) . Задание 6.1.5 Для гальванического элемента Al|AlCl3||CoCl2|Co составить уравне ния анодной и катодной реакций, суммарное уравнение. ЭДС в стандартных условиях равна: Ответы: 1) 1,383; 2) –1,383; 3) 1,937; 4) –1,937; 5) 0,97. Задание 6.1.6 Для гальванического элемента Ni|NiSO4||BiCl3|Bi составить уравнения анодной и катодной реакций, суммарное уравнение. ЭДС в стандартных условиях равна: Ответы: 1) –0,05; 2) 0,05; 3) –0,45; 4) 0,45; 5) 0,90. Задание 6.1.7 Для гальванического элемента Mn|MnCl2||ZnSO4|Zn составить уравнения анодной и катодной реакций, суммарное уравнение. ЭДС в стандартных условиях равна: Ответы: 1) 1,94; 2) –1,94; 3) 0,97; 4) 0,42; 5) –0,42. Задание 6.1.8 Для гальванического элемента Cd|CdCl2||SnCl2|Sn составить уравнения анодной и катодной реакций, суммарное уравнение. ЭДС в стандартных условиях равна: Ответы: 1) 0,539; 2) –0,267; 3) 0,267; 4) –0,539; 5) 1,78. 97 Задание 6.1.9 Для гальванического элемента Pb|Pb(NO3)2||CuSO4|Cu составить уравнения анодной и катодной реакций, суммарное уравнение. ЭДС в стандартных условиях равна: Ответы: 1) 0,463; 2) –0,463; 3) 0,211; 4) –0,211; 5) 0,422. Задание 6.1.10 Для гальванического элемента Cu|CuCl2||AgNO3|Ag составить уравнения анодной и катодной реакций, суммарное уравнение. ЭДС в стандартных условиях равна: Ответы: 1) 1,136; 2) –1,136; 3) 0,674; 4) –0,462; 5) 0,462. Задание 6.1.11 Для гальванического элемента Ag|AgNO3||AuCl3|Au составить уравнения анодной и катодной реакций, суммарное уравнение. ЭДС в стандартных условиях равна: Ответы: 1) 0,699; 2) –0,699; 3) 0,799; 4) –0,462; 5) 0,462. Задание 6.1.12 Для гальванического элемента (Pt)H2|HCl||AgNO3|Ag составить урав нения анодной и катодной реакций, суммарное уравнение. ЭДС в стандартных условиях равна: Ответы: 1) 0,799; 2) –0,799; 3) 0; 4) 1,598; 5) –1,598. Задание 6.1.13 Для гальванического элемента Mg|MgCl2||CuSO4|Cu составить уравнения анодной и катодной реакций, суммарное уравнение. ЭДС в стандартных условиях равна: Ответы: 1) 2,026; 2) –2,026; 3) 2,7; 4) –2,7; 5) –2,363. Задание 6.1.14 Для гальванического элемента Al|AlCl3||BiCl3|Bi составить уравнения анодной и катодной реакций, суммарное уравнение. ЭДС в стандартных условиях равна: Ответы: 1) 1,862; 2) –1,8623; 3) 1,462; 4) –1,462; 5) 1,662. Задание 6.1.15 Для гальванического элемента Zn|ZnSO4||H2SO4|H2(Pt) составить уравнения анодной и катодной реакций, суммарное уравнение. ЭДС в стандартных условиях равна: Ответы: 1) 0; 2) 0,763; 3) –0,763; 4) 1,526; 5) –1,526. Задание 6.2.1 Металлы находятся в тесном соприкосновении и погружены в раствор поваренной соли. Пара, где будет корродировать хром: Ответы: 1) Cr/Mg; 2) Cr/Fe; 3) Cr/Al; 4) Cr/Ca; 5) Cr/Mn. Задание 6.2.2 Следующие пары металлов, находящиеся в тесном контакте, погружены в раствор серной кислоты. Пара, где цинк не будет разрушаться: Ответы: 1) Zn/Ag; 2) Zn/Cu; 3) Zn/Al; 4) Zn/Fe; 5) Zn/Sn. 98 Задание 6.2.3 Следующие пары металлов находятся в тесном контакте и погружены в раствор серной кислоты. Пара, где не будет разрушаться железо: Ответы: 1) Fe/Cu; 2) Fe/Ag; 3) Fe/Zn; 4) Fe/Au; 5) Fe/Pt. Задание 6.2.4 Следующие пары металлов, находящиеся в контакте, погружены в водный раствор поваренной соли. Железо не будет корродировать в паре: Ответы: 1) Fe/Cu; 2) Fe/Sn; 3) Fe/Al; 4) Fe/Co; 5) Fe/Ag. Задание 6.2.5 Следующие пары металлов, находящиеся в контакте, погружены в водный раствор. Алюминий не будет корродировать в паре: Ответы: 1) Al/Pb; 2) Al/Sn; 3) Al/Cu; 4) Al/Fe; 5) Al/Mg. Задание 6.2.6 Следующие пары металлов, находящиеся в контакте, погружены в водный раствор. Олово не будет корродировать в паре: Ответы: 1) Sn/Al; 2) Sn/Bi; 3) Sn/Cu; 4) Sn/Ag; 5) Sn/Au. Задание 6.2.7 Следующие пары металлов, находящиеся в контакте, погружены в водный раствор. Никель не будет корродировать в паре: Ответы: 1) Ni/Sn; 2) Ni/Cu; 3) Ni/Bi; 4) Ni/Zn; 5) Ni/Ag. Задание 6.2.8 Следующие пары металлов, находящиеся в контакте, погружены в водный раствор. Бериллий не будет корродировать в паре: Ответы: 1) Be/Zn; 2) Be/Mn; 3) Mg/Be; 4) Co/Be; 5) Be/Sn. Задание 6.2.9 Следующие пары металлов, находящиеся в контакте, погружены в водный раствор. Кобальт не будет корродировать в паре: Ответы: 1) Co/Sn; 2) Co/Pb; 3) Co/Al; 4) Co/Bi; 5) Co/Ag. Задание 6.2.10 Следующие пары металлов, находящиеся в контакте, погружены в водный раствор. Марганец не будет корродировать в паре: Ответы: 1) Mn/Mg; 2) Mn/Fe; 3) Mn/Cu; 4) Mn/Ag; 5) Mn/Sn.. Задание 6.2.11 Следующие пары металлов, находящиеся в контакте, погружены в водный раствор. Свинец не будет корродировать в паре: Ответы: 1) Pb/Cu; 2) Pb/Fe; 3) Pb/Hg; 4) Pb/Bi; 5) Pb/Ag. Задание 6.2.12 Следующие пары металлов, находящиеся в контакте, погружены в водный раствор. Кадмий не будет корродировать в паре: Ответы: 1) Cd/Mn; 2) Cd/Cu; 3) Cd/Sn; 4) Cd/Ni; 5) Cd/Pb. Задание 6.2.13 Следующие пары металлов, находящиеся в контакте, погружены в водный раствор. Медь не будет корродировать в паре: Ответы: 1) Cu/Ag; 2) Cu/Au; 3) Cu/Pt; 4) Cu/Ni; 5) Cu/Hg. 99 Задание 6.2.14 Следующие пары металлов, находящиеся в контакте, погружены в водный раствор. Висмут не будет корродировать в паре: Ответы: 1) Bi/Cu; 2) Bi/Hg; 3) Bi/Ag; 4) Bi/Au; 5) Bi/Sn. Задание 6.2.15 Следующие пары металлов, находящиеся в контакте, погружены в водный раствор. Хром не будет корродировать в паре: Ответы: 1) Cr/Mn; 2) Cr/Fe; 3) Cr/Sn; 4) Cr/Cu; 5) Cr/Pb`. Задание 6.3.1 Напишите уравнения электродных процессов и суммарное уравнение электролиза водного раствора Na2CO3. На электродах разряжаются ионы : Ответы: 1) Na+ и CO32-; 2) H+ и OH-; 3) H+ и CO32-; 4) Na+ и OH-; 5) Na+, H+ и OHЗадание 6.3.2 Напишите схему электролиза расплава хлорида натрия. Если подвергнуть электролизу 1 моль расплава хлорида натрия, на аноде образуется продукт в количестве, моль: Ответы: 1) 0,5; 2) 1; 3) 2; 4) 3; 5) 4. Задание 6.3.3 Составьте схему электролиза раствора нитрата серебра. На катоде восстанавливается ион: Ответы: 1) Ag+; 2) NO3-; 3) H+; 4) OH-; 5) N5+. Задание 6.3.4 Напишите схему электролиза расплава гидроксида калия. Масса (г) металла, выделяющегося при электролизе 56 г расплава гидроксида калия, равна: Ответы: 1) 19; 2) 27; 3) 39; 4) 78; 5) 156. Задание 6.3.5 Напишите уравнения процессов, протекающих на катоде и на аноде при электролизе водного раствора бромида натрия; суммарное уравнение электролиза. На катоде и на аноде выделяются продукты: Ответы: 1) H2 и O2; 2) H2 и Br2; 3) Na и O2; 4) Na и Br2; 5) O2 и Br2. Задание 6.3.6 При электролизе водного раствора Na2SO4 на электродах выделяются: Ответы: 1) Na и SO3; 2) H2 и SO3; 3) Na и O2; 4) H2 и O2; 5) Na и H2. Задание 6.3.7 При электролизе раствора сульфата меди (II) с медным анодом масса катода увеличилась на 3,2 г. С анода в раствор перешло ионов Сu2+, моль: Ответы: 1) 0,1; 2) 0,01; 3) 0,5; 4) 0,05; 5) 20. Задание 6.3.8 При электролизе не происходит выделения металла из раствора соли: Ответы: 1) Ba(NO3)2; 2) AgNO3; 3) Bi(NO3)3; 4) Pb(NO3)2; 5) Hg(NO3)2. 100 Задание 6.3.9 При электролизе водного раствора нитрата алюминия на электродах выделяются: Ответы: 1) Al и NO2; 2) Al и O2; 3) H2 и O2; 4) H2 и NO2; 5) Al и H2. Задание 6.3.10 По окончании электролиза водного раствора AgNO3 в растворе у анода содержится: Ответы: 1) O2; 2) HNO3; 3) Ag2O; 4) Ag; 5) H2. Задание 6.3.11 В какой последовательности будут восстанавливаться катионы при электролизе раствора, содержащего соли одинаковой концентрации а) Cd2+; б) Hg2+; в) Ni2+; г) Cu2+; д) Sn2+. В ответе укажите последовательность буквенных обозначений катионов: Ответы: 1) абвгд; 2) бгдва; 3) двгба; 4) абгдв; 5) бавгд. Задание 6.3.12 Составьте схему электролиза раствора хлорида магния. Суммарный объем (л) газов, выделившихся (при н.у.) при электролизе соли массой 19 г, равен: Ответы: 1) 13,44; 2) 8,96; 3) 4,48; 4) 2,24; 5) 11,2. Задание 6.3.13 Напишите уравнения электродных процессов и суммарное уравнение электролиза водного раствора, содержащего 166 г йодида калия. Масса (г) выделившегося йода равна: Ответы: 1) 127; 2) 128; 3) 254; 4) 256; 5) 384. Задание 6.3.14 При электролизе водного раствора NaOH на аноде выделилось 2,8 л кислорода (условия нормальные). Объем водорода, выделившегося на катоде, равен: Ответы: 1) 2,8; 2) 5,6; 3) 8,96; 4) 11,2; 5) 22,4. Задание 6.3.15 Напишите уравнения электродных процессов и суммарное уравнение электролиза водного раствора хлорида калия. На электродах выделятся: Ответы: 1) K и O2; 2) K и Cl2; 3) H2 и Cl2; 4) H2 и O2; 5) K, H2 и Cl2. Задание 6.3.16 Объем (л) газа (при н.у.), выделяющегося при электролизе 222 г расплава хлорида кальция равен: Ответы: 1) 22,4; 2) 44,8; 3) 67,2; 4) 89,6; 5) 100,8. Задание 6.3.17 Напишите уравнения электродных процессов и суммарное уравнение электролиза водного раствора Cu(NO3)2. Молярная масса вещества, выделяющегося на катоде при электролизе водного раствора сульфата меди (II), равна: Ответы: 1) 2; 2) 32; 3) 56; 4) 64; 5) 98. 101 Задание 6.3.18 При электролизе раствора, содержащего 298 г хлорида калия, выделяется хлор объемом (л) при н.у.: Ответы: 1) 5,6; 2) 11,2; 3) 22,4; 4) 44,8; 5) 89,6. Задание 6.3.19 Напишите схему электролиза водного раствора, содержащего 269 г хлорида меди (II). Масса (г) продукта, выделившегося на катоде, равна: Ответы: 1) 31,8; 2) 63,5; 3) 124,3; 4) 127; 5) 195. Задание 6.3.20 Объем (л) водорода (н.у.), выделившегося при электролизе 72 г воды, равен: Ответы: 1) 11,2; 2) 22,4; 3) 44,8; 4) 67,2; 5) 89,6. Задание 6.3.21 При электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде образовалось 16 г меди. Объем газа, выделившегося на аноде, равен: Ответы: 1) 2,8 л O2; 2) 5,6 л O2; 3) 2,8 л H2; 4) 5,6 л SO3; 5) 5,6 л SO2. 102 ПРИЛОЖЕНИЕ Таблица 1 Константы диссоциации некоторых кислот и оснований при 25оС К1 К2 К3 Соединения Кислоты метаалюминиевая HalO2 азотистая HNO2 бромноватистая HBrO метакремниевая H2SiO3 муравьиная HCOOH селенистая H2SeO3 селеноводородная H2Se сернистая H2SO3 сероводородная H2S синильная HCN теллуроводородная H2Te угольная H2CO3 уксусная CH3COOH фосфорная H3PO4 фтороводородная HF хлорноватистая HClO Основания и амфотерные гидроксиды алюминия Al(OH)3 аммония NH4OH галлия Ga(OH)3 железа (II) Fe(OH)2 железа (III) Fe(OH)3 кадмия Cd(OH)2 кобальта (II) Co(OH)2 лития LiOH магния Mg(OH)2 марганца (II) Mn(OH)2 меди (II) Cu(OH)2 никеля (II) Ni(OH)2 свинца (II) Pb(OH)2 серебра AgOH хрома (III) Cr(OH)3 цинка Zn(OH)2 6∙10-13 5,1∙10-4 2,5∙10-9 2,2∙10-10 1,8∙10-4 2,4∙10-3 1,3∙10-1 1,7∙10-2 1,0∙10-7 6,2∙10-10 2,3∙10-3 4,5∙10-7 1,75∙10-5 7,6∙10-3 6,8∙10-4 5,0∙10-8 – – – – – – -12 1,6∙10 – 4,8∙10-9 1∙10-11 6,2∙10-8 1∙10-14 – 1∙10-11 4,8∙10-11 – 6,2∙10-8 4,2∙10-13 – – – 1,79∙10-5 – – – – – 6,7∙10-1 – – – – 9,6∙10-4 1,1∙10-4 – 4,4∙10-5 – 1,38∙10-9 – – -11 1,6∙10 4∙10-12 1,3∙10-4 – -11 1,8∙10 1,3∙10-12 5∙10-3 – -5 4∙10 – – – -3 2,5∙10 – -4 5∙10 – -7 3,4∙10 – -5 2,5∙10 – -8 3∙10 – – – – 1∙10-10 1,5∙10-9 – 103 Таблица 2 Произведение растворимости некоторых малорастворимых электролитов при 25оС Электролит AgBr Ag2CO3 AgCl Ag2CrO4 AgI Ag2S Ag2SO4 Ag3PO4 Al(OH)3 AlPO4 BaCO3 BaCrO4 BaSO4 Ba3(PO4)2 BeCO3 CaCO3 CaF2 CaHPO4 Ca(H2PO4)2 CaSO4 Ca3(PO4)2 CdS CoCO3 Co(OH)2 CoS Cr(OH)3 CrPO4 CuC2O4 Cu(OH)2 CuS ПР 5,3∙10-13 8,2∙10-12 1,8∙10-10 1,1∙10-12 8,3∙10-17 6,3∙10-50 1,6∙10-5 1,3∙10-20 5∙10-33 5,7∙10-19 5,1∙10-9 1,2∙10-10 1,1∙10-10 6,0∙10-39 1∙10-3 4,8∙10-9 4,0∙10-11 2,7∙10-7 1∙10-3 9,1∙10-6 2,0∙10-29 7,9∙10-27 1,4∙10-13 2∙10-16 4,0∙10-21 1,1∙10-30 1,0∙10-17 2,9∙10-8 1,6∙10-19 6,3∙10-36 Электролит Fe(OH)2 Fe(OH)3 FePO4 FeS HgS MgCO3 Mg(OH)2 Mg3(PO4)2 MnCO3 Mn(OH)2 MnS Ni(OH)2 PbBr2 PbCO3 PbCl2 PbF2 PbI2 PbS PbSO4 Pb3(PO4)2 Sb2S3 SrCO3 SrCrO4 SrF2 SrSO4 ZnCO3 Zn(OH)2 ZnS ZnSe Zn3(PO4)2 ПР 5∙10-16 4∙10-38 1,3∙10-22 5∙10-18 1,6∙10-52 4,0∙10-5 5∙10-12 1∙10-13 1,8∙10-11 4,0∙10-14 2,5∙10-10 2∙10-15 9,1∙10-6 7,5∙10-14 1,56∙10-5 2,7∙10-8 1,1∙10-9 2,5∙10-27 1,6∙10-8 7,9∙10-43 1,6∙10-93 1,1∙10-10 3,6∙10-5 2,5∙10-9 3,2∙10-7 1,4∙10-14 5∙10-17 1,6∙10-24 4,7∙10-27 9,1∙10-33 104 Таблица 3 Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы в водных растворах при 25оС Электрод Электродная реакция φо, В Li+/Li Li++e=Li –3,045 + + K /K K +e=K –2,925 Cs+/Cs Cs++e=Cs –2,923 2+ 2+ Ra /Ra Ra +2e=Ra –2,916 Ba2+/Ba Ba2++2e=Ba –2,906 2+ 2+ Ca /Ca Ca +2e=Ca –2,866 + + Na /Na Na +e=Na –2,714 La3+/La La3++3e=La –2,522 2+ 2+ Mg /Mg Mg +2e=Mg –2,363 [Al(OH)4]1-/Al [Al(OH)4]1-+3e=Al+4OH–2,336 2+ 2+ Be /Be Be +2e=Be –1,847 Al3+/Al Al3++3e=Al –1,662 2+ 2+ Ti /Ti Ti +2e=Ti –1,628 22[Zn(OH)4] /Zn [Zn(OH)4] +2e=Zn+4OH –1,255 V2+/V V2++2e=V –1,186 2+ 2+ Mn /Mn Mn +2e=Mn –1,180 Cr2+/Cr Cr2++2e=Cr –0,913 22[Sn(OH)4] /Sn [Sn(OH)4] +2e=Sn+4OH –0,790 Zn2+/Zn Zn2++2e=Zn –0,763 3+ 3+ Cr /Cr Cr +3e=Cr –0,744 o 2o 2S /S S +2e=S –0,51 Fe2+/Fe Fe2++2e=Fe –0,440 Cd2+/Cd Cd2++2e=Cd –0,403 Co2+/Co Co2++2e=Co –0,277 2+ 2+ Ni /Ni Ni +2e=Ni –0,250 Sn2+/Sn Sn2++2e=Sn –0,136 2+ 2+ Pb /Pb Pb +2e=Pb –0,126 3+ 3+ Fe /Fe Fe +3e=Fe –0,036 H+/H2 H++e=? H 2 0 3+ 3+ Bi /Bi Bi +3e=Bi +0,01 Cu2+/Cu Cu2++2e=Cu +0,337 O2/OH– ? O 2+H2O+2e=2OH– +0,401 + Cu /Cu Cu++e=Cu +0,521 – – I2/I ? I 2+e=I +0,535 + + Ag /Ag Ag +e=Ag +0,799 Hg2+/Hg Hg2++2e=Hg +0,854 2+ 2+ Pd /Pd Pd +2e=Pd +0,987 Br2/Br – ? Br 2+e=Br– +1,065 2+ 2+ Pt /Pt Pt +2e=Pt +1,2 – – Cl2/Cl ? Cl 2+e=Cl +1,359 Au3+/Au Au3++3e=Au +1,498 + + Au /Au Au +e=Au +1,691 F2/F– ? F 2+e=F– +2,87 105 Таблица 4 Растворимость солей, кислот и оснований в воде Ионы H+ NH4+ K+ Na+ Ag+ Ba2+ Ca2+ Mg2+ Zn2+ Cu2+ Hg2+ Pb2+ Fe2+ Fe3+ Al3+ OH- - P P P - P M H H H - H H H H NO3- P P P P P P P P P P P P P P P Cl- P P P P H P P P P P P M P P P S2- P P P P H P P M H H H H H - - SO32- P P P P M M M M M - - H M - - SO42- P P P P M H M P P P P H P P P CO32- P P P P H H H H H - - H H - - SiO32- H - P P H H H - H - - H H - - PO43- P P P P H H H H H H H H H H H CH3COO- P P P P P P P P P P P P P P P P – растворимые (больше 1 г в 100 г воды); М – малорасторимые (от 1 г и до 0,001 г в 100 г воды); Н - нерастворимые (меньше 0,001 г в 100 г воды); черточка – разлагаются водой или не существуют 106 БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК 1.Коровин Н.В. Общая химия: учебник для техн. напр. и спец.- М.: Высшая школа, 2006.–557 с. 2.Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия: учеб. пособие для вузов /под ред. А.И.Ермакова – 29 изд., испр.–М. Интеграл–Пресс,–2001.–728 с. 3.Фролов В.В. Химия: учеб. пособие для вузов–3-е изд. перераб., доп.–М. Высшая школа, 1986.–543 с. 4.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов–4-е изд., – М.: Высшая школа.–2002.–543 с. 5.Глинка Н.И., Рабинович В.А., Рубина Х.М. Задачи и упражнения по общей химии: учебное пособие для студентов нехим. спец. вузов /под ред. В.А. Рабиновича, Х.М. Рубиной.–М.: Интеграл-Пресс, 2004.–240 с. 6.Харин А.Н., Катаева Н.А., Харина А.Т. Курс химии: учебник для вузов /под ред. А.Н. Харина. – 2-е изд., перераб. и доп.–М.: Высшая школа,–1983.–511 с. 7.Лучинский Г.П. Курс химии: учебник для втузов.–М.: Высшая школа, 1985.– 416 с. 8.Браун Т., Лемей Г.Ю. Химия – в центре наук в 2 ч; пер. с англ.–М. Мир,1983 –ч.1.–448 с.; ч.2.–520 с. 9.Зоммер К. Химия: справочник школьника и студента/К.Зоммер, К.Х. Вюнис, М. Цеттлер; пер. с нем.; под ред. проф. Р.А.Лидина. – 3-е изд., стереотип.– М.: Дрофа, 2003.–384 с. 10.Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии.– М.: Химия, 1987.–320 с. 11.Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник.–Л.: Химия, 1991.–432 с. 107 Содержание 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 7.1. 7.2. 7.3. 7.4. 8. 8.1. 8.2. 8.3. 8.4. 9. 9.1. 9.2. 9.3. 9.4. 9.5. Введение Классификация неорганических веществ по составу Классификация неорганических веществ по типу химической связи и физическим свойствам Классификация веществ по способности проводить электрический ток Диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели. Классификация неорганических веществ по кислотно-основным свойствам. Основные способы получения оксидов и гидроксидов Лабораторные работы по теме «Классификация и свойства неорганических веществ» Лабораторная работа № 1 «Получение и химические свойства оксидов» Лабораторная работа № 2 «Получение и химические свойства гидроксидов металлов и кислот» Лабораторная работа № 3 «Получение и химические свойства средних, кислых и основных солей» Лабораторная работа № 4 «Гидролиз солей» Окислительно-восстановительные процессы Основные понятия Направление протекания окислительно-восстановительных реакций Химические свойства металлов Лабораторная работа № 5 «Химические свойства металлов» Электрохимические процессы Основные понятия Гальванический элемент Электрохимическая коррозия Электролиз Лабораторная работа № 6 «Электрохимические процессы» Приложение Библиографический список 3 5 10 11 11 13 23 26 26 35 45 53 58 58 62 63 67 78 78 79 81 86 89 102 106 108 Учебное издание Чалова Ольга Борисовна Сыркин Алик Михайлович Химия. Лабораторный практикум Редактор Л.А.Маркешина Подписано в печать . Бумага офсетная №2. Формат 60x84 1/16. Гарнитура «Таймс». Печать трафаретная. Усл. печ. л.. 6,8. Уч.-изд.л. 6,1 Тираж 600 экз. Заказ . Издательство Уфимского государственного нефтяного технического университета Типография Уфимского государственного нефтяного технического университета Адрес издательства и типографии: 450062, Республика Башкортостан, г.Уфа, ул. Космонавтов, 1
