Методическое обеспечение: Макарова Л.Н. Редактор: Гордеева Ю.В. 3D графика: Дубин А.Н.

Методическое обеспечение: Макарова Л.Н.
Редактор: Гордеева Ю.В.
3D графика: Дубин А.Н.
Script программирование: Егоров А.И.
Управление проектом: Сергиенко Е.В.
Лабораторная работа
Тема: «Окислительно – восстановительные реакции»
Раздел: «Электрохимия»
1. ВВЕДЕНИЕ
Цель работы: усвоение закономерностей протекания окислительновосстановительных реакций (ОВР), освоение методики составления
уравнений окислительно-восстановительных процессов.
2. ТЕОРИЯ
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов,
входящих в состав реагирующих веществ, называют окислительновосстановительными (ОВР).
Так, например, в ракциях:
2Hg+2O-2 = 2Hg0 + O20 (1)
Sn+2Cl2-1 + 2Fe+3Cl3-1 = Sn+4Cl4-1 + 2Fe+2Cl2-1
(2)
ртуть и кислород в первой реакции, олово и железо во второй –
изменяют степень окисления.
Число электронов, смещенных от атома данного элемента или к атому
данного элемента в соединении, называют степенью окисления.
Степень окисления может быть положительной (электроны смещены от
атома), отрицательной (электроны смещены к атому) или нулевой.
В общем случае для молекул сложных веществ типа А2В, АВ, АВ2, и
т.п. вопрос о степени окисления элементов А и В – положительной или
отрицательной – решается на основании сопоставления значений
электроотрицательностей этих элементов. При образовании химического
соединения из элементов А и В максимальная плотность электронного
облака связи смещена в направлении атома, обладающего большей
электроотрицательностью.
При
этом
атом
с
меньшей
электроотрицательностью приобретает положительное значение степени
окисления, а с большей - отрицательное. Нулевое значение степени
окисления имеют атомы в молекулах простых веществ, например водорода
(Н2), хлора (Cl2), азота (N2), и т.д., так как в этом случае связующее
электронное облако в равной мере принадлежит обоим атомам. Если
вещество находится в атомарном состоянии, то степень окисления атома так
же равна нулю.
Постоянную степень окисления в соединениях имеют щелочные
металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), цинк (+2), кадмий (+2),
алюминий (+3), фтор (-1). Водород проявляет степень окисления +1 во всех
соединениях, кроме гидридов металлов (NaH, CaH2 и т.п.), где его степень
окисления равна –1. Степень окисления кислорода в соединениях равна –2, за
исключением надпероксидов (-1/2), пероксидов (-1), диоксидифторида O2F2
(+1) и фторида кислорода OF2 (+2).
Большинство элементов могут проявлять переменную степень
окисления. При определении их степени окисления пользуются правилом,
согласно которому алгебраическая сумма степеней окисления атомов
элементов в электронейтральных молекулах равна нулю, а в сложных ионах
– заряду этих ионов.
Пример. Вычислить степень окисления фосфора в ортофосфорной
кислоте H3PO4.
Сумма всех степеней окисления в соединении должна быть равна нулю
поэтому, обозначив степень окисления фосфора через Х и умножив
известные степени окисления водорода (+1) и кислорода (-2) на число их
атомов в соединении, составим уравнение: (+1)*3 + Х + (-2)*4 = 0
Из этого уравнения найдем, что Х = +5.
Высшая степень окисления – это наибольшее положительное ее
значение. Она равна номеру группы периодической системы элементов и
является важной количественной характеристикой элемента в соединениях.
Наименьшее значение степени окисления элемента, которое встречается в его
соединениях, принято называть низшей степенью окисления. Для неметаллов
низшая степень окисления равна (n-8), где n - номер группы периодической
системы элементов. Все остальные встречающиеся степени окисления
элемента называют промежуточными. Например, для серы высшая степень
окисления +6, низшая –2, промежуточная +4.
Процесс отдачи электронов, т.е. повышение степени окисления
элемента, называют окислением, а вещества, частицы, отдающие электроны –
восстановителями. К типичным восстановителям относятся простые
вещества,
атомы
которых
характеризуются
невысокой
электроотрицательностью (металлы, водород, углерод), а также вещества,
содержащие элементы в низшей степени окисления (бескислородые кислоты
и их соли – H2S-2, Na2S-2, HCl-1, KI-1 и т.д., гидриды щелочных и
щелочноземельных металлов – NaH-1, CaH2-1 и др., соли металлов – Sn2+CL2,
Fe+2SO4, Mn+2SO4, Cr2+3(SO4)3 и т.д.).
Процесс присоединения электронов, т.е. понижение степени окисления
элемента, называют восстановлением; а вещества, частицы, принимающие
электроны, называют окислителями. К типичным окислителям относятся
простые
вещества,
атомы
которых
характеризуются
высокой
электроотрицательностью (элементы VI и VII групп главных подгрупп),
вещества, в состав которых входят атомы элементов металлов и неметаллов в
высшей степени окисления или в одной из близких к высшей степени
окисления (KMn+7O4, K2Cr2+6O7, H2S+6O4, HN+5O3, Mn+6O3, HCl+5O3, HBr+5O3,
KCl+1O, Pb+4O2 и др.).
Вещества, частицы, содержащие атомы элементов в промежуточных
степенях
окисления
обладают
окислительно-восстановительной
двойственностью. Их окислительно-восстановительные свойства зависят от
партнера, с которым они взаимодействуют, и от условий проведения
реакции.
Реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов в
разных молекулах, т.е. окислитель и восстановитель находятся в разных
веществах, относятся к межмолекулярным, реакция (2). Если окислителями,
восстановителями служат атомы различных элементов в одной и той же
молекуле, то такие реакции называют внутримолекулярными, реакция (1).
ОВР, в которых в качестве окислителя и восстановителя выступает один и
тот же элемент в одной и той же промежуточной степени окисления,
называют реакциями диспропорционирования. Примером может служить
взаимодействие хлора с горячим концентрированным раствором щелочи:
3Cl20 + 6NaOH = NaCl+5O3 + 5NaCl-1 + 3H2O (3)
Окислительно-восстановительные
реакции – это одновременно
протекающие процессы окисления и восстановления. Число электронов,
полученных
окислителем,
равно
числу
электронов
отданных
восстановителем. Таким образом, в процессе реакции сохраняется
электронный баланс. Это позволяет проводить подбор коэффициентов в
уравнении ОВР методом электронного и электронно-ионного балансов.
Первый метод удобен для реакций в газовой фазе, расплавах, в твердых
системах гомогенного и гетерогенного характера (сплавление, горение,
обжиг и т.д.), диспропорционирования, второй – в растворах.
Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат
их электродные или окислительно-восстановительные потенциалы φOX/Red
(редокс – потенциалы).
Окислительно-восстановительный
потенциал
характеризует
окислительно-восстановительную систему, состоящую из восстановленной
формы вещества (Red), окисленной формы вещества (Ox) и электронов.
Принято записывать окислительно-восстановительные системы в виде
обратимых реакций восстановления:
Ox + ne ↔ Red
Сущность
возникновения
электродного
и
окислительновосстановительного потенциала поясним на следующем примере. Если
пластинку металла Ме погрузить в раствор, содержащий его ионы (Меn+), то
между металлической фазой и раствором будет протекать обменная реакция:
Меn+(aq) + ne ↔ Me (кр)
В результате между металлом и раствором возникает разность
потенциалов, называемая электродным потенциалом (φOX/Red = φМе n+ /Me).
Абсолютные значения электродных потенциалов измерить нельзя,
поэтому для характеристики электродных процессов пользуются их
относительными значениями. Для этого находят разность потенциалов
измеряемого электрода и электрода сравнения, потенциал которого условно
принимают равным нулю. В качестве электрода сравнения часто применяется
стандартный
водородный
электрод.
Электродные
(окислительновосстановительные) потенциалы, измеренные по отношению к водородному
электроду при стандартных условиях (Т=298 К, Р = 101 кПа, активности аRed
= aOx = 1 моль/л и для металлов, а Ме n+ = 1 моль/л), называют стандартными
электродными потенциалами и обозначают φ0OX/Red.
Окислительная способность веществ тем выше, чем больше
алгебраическая величина их окислительно-восстановительного потенциала.
Напротив, чем меньше величина окислительно-восстановительного
потенциала реагирующего вещества, тем сильнее выражены его
восстановительные свойства.
Располагая металлы в ряд по мере возрастания алгебраической
величины их стандартных электродных потенциалов, получают так
называемый «Ряд стандартных электродных потенциалов».
Положение металла в ряду стандартных потенциалов характеризует его
восстановительную способность, а также окислительные свойства ионов в
водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение
алгебраической величины стандартного электродного потенциала, тем
большими восстановительными свойствами обладает данный металл в виде
простого вещества, и тем меньше окислительные свойства проявляют его
ионы и наоборот.
Электродные потенциалы зависят от природы металла, растворителя,
рН среды, от соотношения концентраций (точнее активностей) окисленной и
восстановленной форм вещества, от температуры и др.
Эта зависимость описывается уравнением Нернста:
Ox/Red = 0Ox/Red + (2,303RT/nF) lg (axOX/ayRed)(4)
где 0Ox/Red
- стандартный электродный потенциал процесса
(стандартный
окислительно-восстановительный
потенциал),
R
–
универсальная газовая постоянная, Т – абсолютная температура, n – число
электронов, участвующих в электродном процессе, F – постоянная Фарадея
(96480 Кл/моль), aOX, aRed – активности* окисленной и восстановленной форм
вещества в электродной реакции, X и Y – стехиометрические коэффициенты
в уравнении реакции.
По величинам окислительно-восстановительных потенциалов можно
определять электродвижущую силу Е окислительно-восстановительной
реакции
(ЭДС
гальванического
элемента,
образованного
двумя
окислительно-восстановительными системами) и направление ОВР.
Реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, если ее
ЭДС положительна, т.е. Е = о - в0, где о – потенциал окислителя, в –
потенциал восстановителя.
Так, реакция:
2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I2
будет протекать только слева направо, но не в обратном направлении.
Действительно, 0 для систем Fe3+ /Fe2+ 0 = 0,771В, а для I2 / 2I- 0 = 0,536В.
Потенциал первой системы больше потенциала второй системы, а значит
окислительная способность у Fe3+ больше, чем у I2.
Е = 0Fe3+ /Fe2+ -  0 I2/2I- = 0,771 – 0,536 = 0,235(В)0
Однако для реакции:
2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O = 2KMnO4 + 16HCl
Е = 0Cl2 /2Cl- -  0 MnO4-/Mn2+ = 1,360 – 1,510 = -0,150(В)0
и она протекает справа налево.
Всегда системы с более высоким окислительно-восстановительным
потенциалом будут окислять системы с более низким его значением.
_____________________
* В случае разбавленных растворов - концентрации.
ЭДС окислительно-восстановительной реакции связана с изменением
энергии Гиббса ΔG реакции уравнением:
ΔG = - n*F*E
3. ОБОРУДОВАНИЕ
3.1 Активные клавиши
Рис. 3.1. Функции манипулятора
Левая клавиша мыши (ЛКМ) - при нажатии берется объект (пробирка,
палочка для перемешивания, капельница)
Средняя клавиша мыши (СКМ) - при прокрутке назад (на себя) сцена
отдаляется, при прокрутке вперед (от себя) сцена приближается.
Правая клавиша мыши (ПКМ) - при нажатии на объект происходит
действие (из капельницы капает вещество, палочка перемешивает вещество)
Движение мыши:
движение вправо - сцена движется вправо,
движение влево - сцена движется влево,
движение вверх - сцена движется вверх,
движение вниз - сцена движется вниз.
3.2 Лабораторное оборудование
Для проведения лабораторной работы необходимо следующее
оборудование:

4 капельницы с надписью:
1. KMnO4
2. H2SO4
3. 2 н NaOH
4. H2O
 Штатив с 3 пробирками

1 склянка с надписью:
1. Na2SO3
 Стеклянный стакан с водой
 Микрошпатель
 Стеклянная палочка для перемешивания реактивов
Справа находится кнопка вызова меню (рис. 3.2). В меню можно
увидеть кнопки управления («Начать заново», «Выход»), окна с подсказками
к текущему опыту в лабораторной работе (какие вещества нужно добавить в
пробирку), кнопку «Опустошить пробирку» для проведения опыта повторно
в случае ошибки, кнопку для вызова окна настроек (рис. 3.4), в котором
можно включить полноэкранный режим, настроить качество графики. Для
выхода из полноэкранного режима нажать клавишу ESC.
Рис. 3.2. Кнопка вызова меню
Рис. 3.3. Боковое меню
Рис. 3.4. Окно настроек
При наведении курсора мышки на капельницу с веществом в верхней
части экрана появляется надпись с названием вещества. На рис. 3.5. показан
пример отображения надписи при наведении курсора на капельницу с
надписью KMnO4.
Рис. 3.5. Отображение названия капельницы в верхней части экрана
4. ПОРЯДОК ПРОВЕДЕНИЯ РАБОТЫ
Цель работы: усвоение закономерностей протекания окислительновосстановительных реакций (ОВР), освоение методики составления уравнений
окислительно-восстановительных процессов.
Опыт № 1. Влияние рН среды на окислительно-восстановительные
реакции.
В три пробирки внесите по 4 капли раствора перманганата калия. В одну
пробирку добавьте 2 капли раствора серной кислоты, во вторую – столько же
воды, в третью – столько же 2н раствора щелочи NaОН. Затем во все три
пробирки прибавьте по микрошпателю сульфита натрия.
Последовательность действий:
1. Берем первую пробирку (нажать ЛКМ на пробирку);
2. Берем капельницу с надписью KMnO4 (нажать ЛКМ на капельницу);
3. Капаем 4 капли KMnO4 в пробирку (4 нажатия ПКМ на капельницу);
4. Отставляем капельницу с надписью KMnO4 в сторону (нажатие ЛКМ);
5. Берем капельницу с надписью H2SO4 (нажатие ЛКМ);
6. Капаем 2 капли H2SO4 в первую пробирку (2 нажатия ПКМ);
7. Отставляем капельницу с надписью H2SO4 в сторону (нажатие ЛКМ);
8. Берем стеклянную палочку (нажатие ЛКМ на палочку);
9. Перемешиваем содержимое в пробирке (нажатие ПКМ на палочку);
10. Убираем палочку в сторону (нажатие ЛКМ);
11. Насыпаем несколько кристаллов Na2SO3 в пробирку (нажать ЛКМ на
микрошпатель в стакане с надписью Na2SO3)
12. Наблюдаем обесцвечивание раствора
13. Убираем пробирку обратно в штатив (нажатие ЛКМ);
14. Берем вторую пробирку (нажать ЛКМ на пробирку);
15. Берем капельницу с надписью KMnO4 (нажатие ЛКМ);
16. Капаем 4 капли KMnO4 в пробирку (4 нажатия ПКМ);
17. Отставляем капельницу с надписью KMnO4 в сторону (нажатие ЛКМ);
18. Берем капельницу с надписью H2O (нажатие ЛКМ)
19. Капаем 2 капли H2O во вторую пробирку (2 нажатия ПКМ)
20. Отставляем капельницу с надписью H2О в сторону (нажатие ЛКМ);
21. Берем стеклянную палочку (нажатие ЛКМ на палочку);
22. Перемешиваем содержимое в пробирке (нажатие ПКМ на палочку);
23. Убираем палочку в сторону (нажатие ЛКМ);
24. Насыпаем несколько кристаллов Na2SO3 во вторую пробирку (нажатие ЛКМ
на микрошатель)
25. Наблюдаем выпадение осадка коричневого(бурого) цвета
26. Убираем пробирку обратно в штатив (нажатие ЛКМ);
27. Берем третью пробирку (нажатие ЛКМ);
28. Берем капельницу с надписью KMnO4 (нажатие ЛКМ);
29. Капаем 4 капли KMnO4 в пробирку (4 нажатия ПКМ);
30. Отставляем капельницу с надписью KMnO4 в сторону (нажатие ЛКМ);
31. Берем капельницу с надписью 2 н NaOH (нажатие ЛКМ);
32. Капаем 2 капли 2 н NaOH в третью пробирку (2 нажатия ПКМ);
33. Отставляем капельницу с надписью 2 н NaOH в сторону (нажатие ЛКМ);
34. Берем стеклянную палочку (нажатие ЛКМ на палочку);
35. Перемешиваем содержимое в пробирке (нажатие ПКМ на палочку);
36. Убираем палочку в сторону (нажатие ЛКМ);
37. Насыпаем несколько кристаллов Na2SO3 в третью пробирку (нажатие ЛКМ);
38. Наблюдаем окрашивание раствора в темно - зеленый цвет, который
постепенно меняется до бурого(грязно-коричневого) с выпадением небольшого
количества осадка(коричневого цвета)
39. Делаем вывод о влиянии среды на окислительные свойства.
Запишите наблюдения, отметив изменение окраски раствора, составьте
уравнения окислительно-восстановительных реакций, укажите окислитель,
восстановитель, продукты восстановления, окисления и объясните результаты
опыта. Учтите, что фиолетовая окраска раствора характерна для ионов MnO4-,
слабо – розовая – для ионов Mn2+, зеленая – для ионов MnO42-, бурый цвет
имеет осадок MnO2. Обратите внимание на реакцию в щелочной среде, где
зеленая
окраска
манганата
исчезает
вследствие
реакции
диспропорционирования:
K2MnO4→ KMnO4 + MnO2
Сделайте вывод о влиянии рН среды на окислительные свойства
перманганата калия.
5. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ
1. Определите степень окисления серы в соединениях: H2S, Na2S2O3,
H2SO3, H2SO4.
2. Определите, возможно ли протекание реакции в прямом направлении
при 298К: CuO + H2 = Cu + H2O.
3. От каких факторов зависит окислительно-восстановительный
потенциал? Напишите уравнение для расчета окислительновосстановительного потенциала, какой – либо реакции.
4. Какие реакции называются окислительно-восстановительными? На
какие
типы
подразделяются
окислительно-восстановительные
реакции?
5. Чем характеризуются процессы окисления, восстановления?
6. Напишите полуреакции восстановления ионов NO3-, SO42-, MnO4- в
кислой среде.
7. Напишите полуреакции окисления иона SO32- в кислой, нейтральной,
щелочной среде.
8. Допишите перечисленные ниже реакции, уравняйте их и укажите
окислитель и восстановитель:
а) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 →
б) MnO2 + Br2 + KOH →
в) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 →
г) H2S + Cl2 + H2O →
д) FeSO4 + Br2 + H2SO4 →
е) K2Cr2O7 + NaNO 2 + H2SO4 →
ж) HgS + HNO3 + HCl → S + NO +…
з) H2S + HOCl → S + HCl + …
и) KBr + MnO2 + H2SO4 → Br2 + MnSO4 + …
к) FeS + HNO3 → Fe (NO3)3 + H2SO4 + NO2 + …
9. Что положено в основу классификации химических процессов на
реакции обмена и окислительно-восстановительные? Какие из
приведенных ниже реакций относятся к тем или другим:
а) 2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl
б) K2Cr2O7 + 4AgNO3 + H2O = 2Ag2CrO4 + 2 KNO 3 + 2 HNO3
в) K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O
г) K2Cr2O7 +2BaCl2 + H2O = 2BaCrO4 + 2HCl + 2KCl
д) Zn + H2SO4(разб) = ZnSO4 + H2
е) 3Zn + H2SO4(конц) = 3ZnSO4 + S + 4H2O
ж) Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O
и) Fe2O3 + CO = CO2 + 2FeO
к) Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O
л) Na2CO3 +SiO2 → Na2SiO3 + CO2 (t0)
м) 2Na2SO4 + 2SiO2 + C → 2Na2SiO3 + CO2 + 2SO2 (t0)
Ответ мотивируйте, в окислительно-восстановительных реакциях
укажите окислитель и восстановитель.
10.Окисление или восстановление происходит при превращениях:
а) FeSO4 → Fe2(SO4)3
б) Fe2O3 → Fe
в) NH3 → NO
г) 2Cl- → Cl2
д) Cl- → ClO4е) 2IO4- → I2
11.Какие из указанных ниже веществ могут проявлять: только
окислительные свойства; только восстановительные свойства; как
окислительные, так и восстановительные свойства?
а) KMnO4, MnO2, V2O5, KI
б) PbO2, NH3, HNO 2 , Na2S
в) Na2SO3, HNO3, K2Cr2O7, PH3
г) Cl2, PbO2, Na2SO3, Na2S
д) KI, FeSO4, NaNO2, K2CrO4
е) H2SO4, KBr, HMnO4, KNO2
12.Вычислите молярные массы эквивалентов окислителя и
восстановителя в реакциях, протекающих по схемам:
а) PbO2 + NaNO2 + H2SO4 → PbSO4 + NaNO3 + H2O
б) Al + HNO3(конц.) → Al2O3 +NH4NO3
в) Cr(OH)3 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O
г) K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
д) Bi2O3 + Cl2 + KOH→ KCl + KBiO3 + H2O
е) KIO3 + Na2SO3 + H2SO4 → I2 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
13.Закончите уравнения реакций между следующими ионами, пользуясь
методом ионно-электронного баланса:
а) MnO4- + NO2- + H+ → Mn2+ + NO3- + …
б) Fe3+ + S2- → S + Fe2+ + …
в) MnO4- + I- + H+ → Mn2+ + I2 + …
г) ClO- + I- + OH- → IO3- + Cl- + …
д) MnO4- + SO32- + H+ → Mn2+ + SO42- + …
е) MnO4- + NO2- + OH- → MnO42- + NO3- + …
Напишите полные молекулярные уравнения процессов.
14.Определите принципиальную возможность процесса:
а) Zn (k) + CuSO4(p) → ZnSO4(p) + Cu (k)
б) 2Fe2+ + Sn4+ → 2Fe3+ + Sn2+
в) CrCl3 + Br2 + KOH → K2CrO4 + KBr + H2O
г) CuS + H2O2 + HCl → CuCl2 + S + H2O
15.Подберите коэффициенты в следующих окислительно –
восстановительных реакциях:
а) As2O3 + HNO3 + H2O → H2AsO4 + NO
б) Fe2(SO4)3 + AsH3→ As + FeSO4 + H2SO4
в) KIO3 + Na2SO3 + H2SO4→ I2+ Na2SO4 + K2SO4 + H2O
г) KMnO4 + Сa(NO3)2 + H2SO4→ Сa(NO3)2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
д) As2O3 + I2+ KOH → KI + K3AsO4 + H2O
е) Bi2O3 + Cl2+ KOH→ KCl + KBiO3 + H2O
ж) KClO3 + I2+ H2O→ HIO3 + KCl
з) Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
и) Ag + H2SO4(конц.) → SO2 + Ag2SO4 + H2O
к) Bi + HNO3 → Bi(NO3)3 + NO + H2O
л) Ca(OH)2 + Cl2 → Ca(ClO)2 + CaCl2 + H2O
16.Что произойдет с пластинкой железа при погружении ее в раствор
сульфата меди (II)? В обосновании ответа приведите стандартные
электродные потенциалы соответствующих систем.
17.Будет ли протекать окислительно-восстановительная реакция при
сливании раствора сульфата железа (III) с раствором иодида калия;
бромида калия?
18. Будет ли олово вытеснять магний, ртуть, цинк и серебро из растворов
их солей? Какие из этих металлов вытесняют олово из раствора его
соли?
19. Могут ли одновременно существовать в растворе KIO3 и KI, HI и
HСlO3, HCl и HСlO3, KBr и KMnO4?
6. ОТЧЕТ
6.1 Форма отчета
Цель работы___________________________________________________
_______________________________________________________________
Название опыта_________________________________________________
Ход работы: (краткий конспект)___________________________________
1._____________________________________________________________
2._____________________________________________________________
3._____________________________________________________________
4._____________________________________________________________
и т.д.__________________________________________________________
Используемая реактивы: (перечислить реактивы, которые используете в
опыте_________________________________________________________
________________________________________________________________
Наблюдения:__________________________________________________
1.______________________________________________________________
2.______________________________________________________________
3.______________________________________________________________
Химические
уравнения:______________________________________________________
1.______________________________________________________________
2.______________________________________________________________
3.______________________________________________________________
Выводы по работе________________________________________________
1.______________________________________________________________
2.______________________________________________________________
Работу выполнил__________________________________________
Отчет принял_____________________________________________
«____»______________20___г.
7. СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
1. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: ВШ, 2004. – 558с.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 2003. – 704с.
3. Севастьянова, Г.К., Карнаухова. Т.М. Общая химия: Курс лекций. – Тюмень:
ТюмГНГУ, 2009. – 212 с.