Практические работы 11 класс
опыты и эксперименты по химии (11 класс)

Практическая работа № 1

 Основные понятия химии

Цель работы: обобщить и закрепить знания по теме «Основные законы химии».

Задача 1. Определите массу фторида натрия NaF, если его химическое количество равно 0,5 моль.

Задача 2. Вычислите абсолютную массу одной молекулы йода I2.

Задача  3. Вычислите молярную массу эквивалента марганца в соединениях MnO2 и Mn2O7.

Задача 4.Определите молярную массу эквивалента Ca(OH)2, исходя из уравнений реакций:

Ca(OH)2 + 2 HCl = CaCl2 + 2 H2O

Ca(OH)2 + HCl = Ca(OH)Cl + H2O

Задача 5. Определить объем воздуха, израсходованного на горение 60 л смеси этана и бутана (объемная доля бутана 30%).

Задача 6. Чему равна масса 1 м3 воздуха при н.у

Задача 7. При взаимодействии 6,85 г двухвалентного металла  водой выделилось 1,12 л водорода (н.у.)

Контрольные вопросы и задачи

1. Сколько грамм вещества содержится в:

а) 2 моль H2SO4;

б) 1,5 моль Na2SO4;

в) 0,5 моль Ba(OH)2.

2. Рассчитайте количество моль и моль-эквивалентов вещества в данной массе вещества:

а) 20 г K2SO4;

б) 15,6 г FeCl3;

в) 12 г Cu(OH)2.

3. Какой объем займет при нормальных условиях смесь 0,2 моль водорода и 0,5 моль кислорода?

4. Плотность паров брома по воздуху 5,5. Из скольких атомов состоит молекула брома?

5. Кислород содержит примесь озона. После разложения озона объем газа увеличился на 1%.  Какова объемная доля (в %) озона в исходной пробе?

6. Определите объем воздуха,  израсходованного на горение 10 л этана.

7. Рассчитайте химическое количество меди массой 6,35 г. Сколько атомов меди содержится в данном образце?

8. Сера образует несколько оксидов. Содержание серы в одном из них равно 50%, в другом – 40%. Определите молярные массы эквивалентов серы в оксидах, если молярная масса эквивалента кислорода 8 г/моль.

9. Рассчитайте молярные массы эквивалентов: Al(OH)3, H3PO4, HClO4, Cr2(SO4)3, Ba(HCO3)2, Mg(OH)2. Чему равен фактор эквивалентности в каждом из этих случаев?

 10. Найдите массу воды, которая содержит такое же число молекул, сколько содержит 80 г оксида магния.

11. Выведите формулу кристаллогидрата сульфата натрия, если известно, что массовая доля кристаллизационной воды в нем равна 55,9%.

Практическая работа № 2

 Строение атома.

Цель работы: Закрепить и обобщить знания по теме «Строение атома. Радиоактивные распады».

Задача 1. Рассчитать число элементарных частиц в

А) атоме и анионе серы

Б) анионе азота и катионе азота (III)

Задача 2. Составить электронные конфигурации  углерода, хлора в основном и возбужденном состоянии. Определите валентности и степени окисления этих элементов.

Задача 3. Известны четыре стабильных изотопа бария с массовыми числами 135, 136, 137, 138. Сколько протонов, и нейтронов в ядрах каждого из изотопов.

Задача 4. Первым из трансурановых  элементов был получен изотоп нептуния  93N239

Этот изотоп удалось получить в 1940 г Э.М. Макмиллану и П.Х. Абелсону следующим образом. Сначала бомбардировкой урана- 238 атомами дейтерия высокой энергии им удалось получить изотоп урана- 239, который самопроизвольно испуская бета – частицы, давал изотоп нептуния – 239. Напишите уравнения происходящих ядерных реакций.

Задача 5. Вычислите среднюю относительную атомную массу элемента кремния, зная, что он обнаруживается в природных соединениях с таким изотопным содержанием: 92,28% (по массе)  Si (28), 4,67 %   Si (29) и 3,05% Si (30).

Контрольные вопросы и задачи

1. Состояние каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами – назовите и укажите физический смысл каждого из них.
2. Запишите значение всех квантовых чисел для двух электронов, которые находятся на  4s – орбитали.
3. Что такое провал электрона. Объясните причину этого явления.
4. Определите валентные возможности и степени окисления фосфора и азота.
5. Электронная конфигурация атома гелия совпадает с электронными конфигурациями нескольких ионов. Приведите три таких ионов.
6. Напишите электронные конфигурации  атома железа и его катионов.
7. Изотоп стронция  Sr90 испускает бета – частицы. Изотоп какого элемента образуется в результате этого процесса? В свою очередь, образовавшийся изотоп также испускает бета-лучи? К образованию какого элемента приводит последний процесс?
8. Вычислите среднюю относительную атомную массу меди, зная, что в природной меди содержится 71,8% (по массе) изотопа медь (63) и 21,3% меди (65).
9. По  алгоритму дайте характеристику элементов с порядковыми номерами  13, 33.

Практическая работа № 4

Приготовления раствора с заданной массовой долей

Цель: приготовить раствор с заданной массовой долей.

Оборудование и реактивы: концентрированная серная кислота, едкий  натр, раствор гидроксида натрия, раствор серной кислоты, вода, химически е стаканы, мерный цилиндр, пипетка.

Ход работы:

Вариант 1. Какой объем 96% серной кислоты (плотностью 1,86 г/мл) необходимо добавить к 20 мл 30 % серной кислоты (плотностью 1,13 г/мл) для того, чтобы получить 40% раствор.

Вариант 2.Вычислите массу едкого натра концентрацией 40%, который следует растворить в 100 г 5% раствора гидроксида натрия  для получения 8% раствора.

Задание: 1.  Решить задачу.

                    2. Приготовить раствор.

Контрольные  вопросы и задачи

1. В 500 мл воды растворили 120 мл хлороводорода (н.у.). Рассчитайте массовую долю соляной кислоты в полученном растворе.
2. Сколько граммов сульфата калия выпадет в  осадок из 400 г раствора, насыщенного при 80 С,  при охлаждении его до 20 С? Растворимость сульфата калия составляет 21,4 г при 80 С и 11,1 г при 20 С.
3. Какая масса гексагидрата хлорида магния выпадет в осадок из  300 г насыщенного при 80 С раствора при охлаждении до 20 С, если растворимость сульфата магния при 80 С- 65,8 г, а при 20 С -54,8 г на 100 г воды.
4. К 500 мл 15% раствора серной кислоты (ρ = 1,1 г/см3) прилили 100 мл воды. Рассчитайте массовую долю серной кислоты в полученном растворе.
5. Вычислите массу сульфата аммония, которую необходимо растворить в 200 г раствора с массовой долей 10% для получения раствора с массовой долей 15%.
6. Смешали 250 г 16% раствора гидроксида натрия и 300 мл 20% раствора (плотностью 1,2 г/мл) раствора едкого натра . В полученный раствор добавили 50 мл воды. Рассчитайте массовую долю  гидроксида натрия в растворе.
7. К раствору хлорида кальция массой 140 г с массовой долей 10% добавили 10 г этой же соли и 25 мл воды. Вычислите массовую долю соли в полученном растворе.
8. После добавления карбоната  натрия к 400 мл 16% раствора карбоната натрия  плотностью 1,17 г/мл массовая доля вещества в растворе возросла до 18%. Вычислите массу добавленного вещества.
9. Сколько миллилитров воды необходимо добавить к 100 мл 20% раствора серной кислоты (плотность 1,14 г/мл), чтобы получить 5% раствор серной кислоты.
10. 14,7 л оксида серы (IV) пропустили через 300 г 8% раствора гидроксида натрия. Определите  массовые доли веществ в полученном растворе.
11.  Какую массу медного купороса можно получить после выпаривания раствора, полученном растворением 40 г оксида меди (II) и 120  5% раствора серной кислоты.
12.  Какую массу карбоната кальция следует добавить к 250 г 10% раствору азотной кислоты, чтобы массовая доля азотной кислоты уменьшилась в вдвое.
13.  8.4 литра сернистого газа пропустили через 300 г 8% раствора гидроксида натрия. Определите состав полученного раствора и массовые доли веществ в полученном растворе.

Практическая работа № 3

Комплексные соединения

Цель работы: 1) получить комплексные соединения.

                        2) изучить химические свойства комплексных соединений.

Оборудование и реактивы: растворы: хлорида хлора (III), алюминия, сульфата железа (II) и (III), сульфата цинка, красной и желтой кровяной соли, гидроксида натрия, раствора серной кислоты, карбоната натрия, сульфата меди, аммиак, сульфата никеля, кобальта.

Ход работы:

Опыт 1. Получение комплексных соединений

А) В три пробирки поместите раздельно по 3-4 капли растворов солей цинка, алюминия и хрома (III) и в каждую из них добавьте по каплям раствор щелочи. Наблюдайте вначале выпадение осадков, а затем их растворение в избытке щелочи.

Напишите уравнения проделанных реакций, учитывая, что образуются растворимые гидроксокомплексы.

Б) комплексной соли никеля

Получите осадок гидроксида никеля (II) внеся в пробирку 3-4 капли раствора соли никеля (II) и такой же объем раствора едкого натра. К осадку добавьте 5-6 капель 25%-ного раствора аммиака. Что происходит? Сравните окраску ионов Ni2+ в растворе сульфата никеля с окраской полученного раствора.

Напишите уравнения реакций: образования гидроксида никеля (II), взаимодействия гидроксида никеля с аммиаком и уравнение электролитической диссоциации образовавшегося комплексного соединения.

В) комплексной соли меди

К сульфату меди добавьте раствор аммиака. Отметьте наблюдения, напишите уравнения реакций.  Нагрейте пробирку с раствором. Устойчивы ли аммиакаты к действию температуры.

Опыт 2 . Внутрикомплексные соединения

А) В две пробирки добавьте по 1 мл растворов солей железа (II) и ( III). В пробирку с солью железа (II) внесите несколько капель красной кровяной соли, а в пробирку с солью железа (III)несколько капель желтой  кровяной соли. Какой цвет раствора в обоих пробирках. Объясните наблюдаемый процесс, подтвердите уравнениями реакций.

Б) Взаимодействие гексацианоферрата (II) калия с сульфатом меди 

В пробирку к 4-5 каплям раствора сульфата меди добавьте такой же объем раствора комплексной соли K4[Fe(CN)6]. Отметьте цвет образующегося осадка гексацианоферрата (II) меди.

Напишите молекулярное и ионное уравнения данного процесса.

Опыт 3. Химические свойства комплексных соединений.

А) Получите гексагидроксоаллюминат натрия. Разделите на две равные части. К одной части добавьте 2-3 капли соляной кислоты, к другой избыток кислоты. Отметьте признаки реакций в обоих случаях.

Задания:  1. Напишите уравнения реакций.

                  2. Каким будет признак этой же реакции при пропускании углекислого газа.

Б) Смешайте растворы хлорида алюминия и полученного комплексного соединения.

Задания: 1. Объясните наблюдения.

                 2. Напишите уравнения реакций.

Опыт 4. Внутрикомплексные реакции.

Растворите в воде 2 г. сульфата кобальта (II). Отметьте цвет образованного аквакомлекса (к.ч 6). Добавьте раствор аммиака до изменения окраски раствора. Отметьте цвет раствора, объясните изменение, подтвердите уравнением реакции.

Контрольные вопросы и задачи

1. Назовите составные части комплексного соединения Na3[Co(NO2)6].
2. Определите заряд комплексообразователя и укажите его координационное число в следующих соединениях: К[Cr(H2O)2Br4], K2[Be(SO4)2], [Pt(NH3)4Br2]Br2, [Cu(NH3)2]Cl.
3. Закончить уравнение реакций: СuSO4 + K3[Fe(CN)6] →;

[Cu(NH3)2]Cl + AgNO3 →;

К2SO4 + Ba[Co(NO2)6] → .

4. Составить уравнения диссоциации комплексных соединений:

а) [Pt(NH3)5Cl]Cl;

б) [Co(NH3)6]Cl3

5. Написать формулы перечисленных комплексных соединений

а) тетрахлородиамминплатина;

б) хлорид гексааминникеля (II);

в) трифторгидроксобериллат магния.

6.  К раствору сульфата хрома (III)добавили кальцинированную соду. Выделившийся осадок отделили, добавили избыток гидроксида натрия, при этом наблюдали растворение осадка. В полученный раствор по каплям добавили раствор серной кислоты. Наблюдали выпадение осадка. Выделившийся осадок отделили и прокалили.

7. Гидроксид алюминия обработали соляной кислотой. В полученный раствор добавили поташ, выделившийся осадок отделили и внесли в концентрированный раствор едкого кали, в результате осадок растворился. После добавления избытка соляной кислоты выпадение осадка не наблюдали.

8. Напишите уравнения реакций гидроксид диаммиаката серебра с алкинами, альдегидами, муравьиной кислотой. Что подтверждает каждая реакция?
9. Смесь железных и цинковых стружек обработали избытком разбавленной серной кислоты, при этом выделилось 11,2 л (н.у) газа. Если такую же массу смеси обработать избытком раствора гидроксида натрия, то выделится 6,72 л. газа. Рассчитайте массовую долю железа в исходной смеси.

Практическая работа № 5

Энергетика химических реакций

Цель работы: закрепить знания по теме «Энергетика химических реакций»

Оборудование и реактивы: нитрат аммония, , ацетон, концентрированная серная  кислота, вода, штатив с пробирками, термометр, лучинка, спички.

Ход работы:

Опыт 1. Эндотермический процесс растворения.

 В химический стакан добавьте 10 мл воды, измерьте температуру. Зафиксируйте наблюдение. Добавьте при перемешивании 5 г нитрата аммония. Установите термометр, зафиксируйте изменение.  Объясните наблюдение.

Опыт 2. Экзотермический процесс.  

В химический стакан налить 20 мл воды. В другой стакан концентрированный раствор серной кислоты. В стакан с водой поставьте пробирку с 2 мл ацетона. Вылейте раствор кислоты в стакан с водой. Объясните наблюдения. Через  2 минуты  поднесите  горящую спичку к пробирке.

Задачи: 1. Объясните все наблюдения

              2. Запишите уравнения реакций.

Контрольные вопросы и задачи

1. Что понимается под энтальпией образования и энтальпией сгорания вещества? Как их используют для определения теплового эффекта реакции?

2. Как определить возможность самопроизвольного протекания химической реакции? На основании какого термодинамического параметра она рассчитывается?

3. При взаимодействии 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж теплоты. Рассчитайте энтальпию образования сульфида железа.

4. Исходя из стандартных значений энтальпий образования  веществ, рассчитайте стандартную энтальпию сгорания этанола.

5. Какой путь разложения глюкозы термодинамически наиболее вероятен? Какой реализуется в организме? Почему?

а) С6Н12О6(к) + 6О2(г) → 6СО2 (г) + 6Н2О(ж)

б) С6Н12О6 → 2С2Н5ОН(ж) + 2СО2 (г)

Практическая работа № 6

Зависимость скорости реакции от концентрации,

температуры, катализатора. Смещение

химического равновесия.

Цель работы: Изучить влияние на скорость химической реакции и состояние химического равновесия концентрации реагирующих веществ и температуры.

Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, бюретка, термометр, химические стаканы, колбы емкостью 100 мл, спиртовка, растворы: тиосульфата натрия, серной кислоты, хлорида железа (III), роданида калия, хлорида калия, крахмал, р-р йода.

Ход работы:

1. Зависимость скорости реакций от концентрации реагирующих веществ.

Изучение зависимости скорости реакции от концентрации проводится на примере реакции между H2SO4 и Na2S2O3, которая сопровождается выпадением осадка.

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2S2O3

H2S2O3 = S + SО2 + H2O

О скорости реакции судят по времени появления помутнения от образующейся серы. Время отсчитывают от начала реакции (момент сливания реактивов) до появления заметного для глаза помутнения. Поэтому во всех трех опытах изменение концентрации серы (до первого появления мути) будет иметь одну и ту же величину, которую можно принять за 1. Тогда скорость выражается как обратная величина времени.

Проделайте 3 опыта с разной концентрацией Na2S2O3.

Опыт 1. В колбу емкостью 100 мл отмерьте из бюретки 15 мл раствора Na2S2O3. В пробирку отмерьте из бюретки 10 мл H2SO4. Вылейте кислоту из пробирки в колбу с раствором Na2S2O3. В момент добавления H2SO4 запустите секундомер. Отсчитайте число секунд, прошедших от момента сливания раствора до появления помутнения.

Опыт 2. Повторите опыт, изменив концентрацию Na2S2O3. Для этого в колбу отмерьте из бюреток 10 мл раствора Na2S2O3, 5 мл воды и прибавьте 10 мл раствора H2SO4, как в первом опыте. Заметьте время появления помутнения.

Опыт 3. Отмерьте в колбу 5 мл раствора Na2S2O3, 10 мл воды и добавьте 10 мл H2SO4 из пробирки. Отметьте время появления помутнения.

Сформулируйте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

2. Зависимость скорости реакции от температуры.

Опыт 1. Отмерьте из бюретки в одну пробирку 15 мл раствора Na2S2O3, в другую – 10 мл раствора H2SO4. Поместите термометр в пробирку с серной кислотой и измерьте ее температуру. Слейте растворы в колбу вместимостью 100 мл, и отметьте время появления помутнения.

Опыт 2. Отмерьте в 2 пробирки то же количество растворов Na2S2O3 и H2SO4. Поместите пробирки в кипящую водяную баню и нагрейте растворы на 10°С выше первоначальной температуры (под контролем термометра). Слейте растворы из пробирок в колбу, и отметьте время появления помутнения.

Опыт 3. Опыт повторите, нагрев растворы на 20С выше первоначальной температуры.

Вычислите температурный коэффициент реакции по правилу Вант- Гоффа и сделайте вывод о влиянии температуры на скорость реакции.

3. Влияние концентрации реагирующих веществ на состояние равновесия.

Смещение равновесия можно наблюдать при проведении реакции между хлоридом железа (III)и тиоцианатом калия.

FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl

Раствор FeCl3 − слабо желтого цвета, растворы KSCN и KCl - бесцветны, раствор Fe(SCN)3 – кроваво-красного цвета. Поэтому смещение равновесия при изменении концентрации одного из компонентов реакции сопровождается изменением окраски раствора, которая светлеет или темнеет.

В 4 пробирки внесите по 5-7 капель 0,003 н раствора FeCl3 и KSCN и перемешайте. Образуется раствор характерного кроваво-красного цвета, обусловленный присутствием малодиссоциированных молекул тиоцианата железа. Одну пробирку с полученным раствором сохраните для сравнения результатов опыта (эталон). В остальные пробирки добавьте следующие реактивы: в первую – 2-3 капли насыщенного раствора FeCl3, в другую – 2-3 капли насыщенного раствора KSCN, в третью – несколько кристаллов KCl.

Сравнить интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски эталона. По изменению интенсивности окраски определить направление смещения равновесия.

Запишите выражение для константы равновесия, используя концентрации участников реакции. Сделайте вывод о влиянии изменения концентрации исходных веществ и продуктов реакции на смещение равновесия.

4. Влияние температуры на химическое равновесие

При действии йода на крахмал образуется непрочное соединение сложного состава, окрашенное в синий цвет, образуя клатрат.

В 2 пробирки налейте по 2-3 мл раствора крахмала и добавьте по 2-3 капли йодной воды. Наблюдайте появление синей окраски. Нагрейте одну из пробирок.

Что наблюдаете? Куда сместилось химическое равновесие? Укажите знак теплового эффекта прямой реакции. Объясните наблюдаемые изменения на основании принципа Ле-Шателье. Запишите выражение для константы равновесия, используя концентрации участников реакции.

Контрольные вопросы и задачи.

1. Для каких реакций применим закон действия масс? Что характеризует константа скорости реакции?

2. Как объяснить влияние температуры на скорость химической реакции?

3. Как объяснить ускорение химической реакции под действием катализатора?

4. Какой физический смысл имеет константа химического равновесия? Что она характеризует.

5. Чем отличается истинное равновесие от ложного? К какому из них применим принцип Ле-Шателье?

6. Как изменится скорость прямой и скорость обратной реакции при увеличении давления в 3 раза? 2NO + O2---- 2NO2. Произойдет ли смещение равновесия?

7. Химическая реакция при 10°C заканчивается за 8 минут. При какой температуре она закончится за 1 минуту при температурном коэффициенте равном 2?

8. Реакция идет согласно уравнению H2 (г) + I2 (г) = 2HI (г).

Начальные концентрации реагирующих веществ были равны: [H2] = 0,1 моль/л; [I2] = 0,5 моль/л. Рассчитайте концентрации всех участвующих в реакции веществ, после того как прореагировало 50% водорода.

9.При состоянии равновесия в системе: 2SO2 + O2 2SO3 концентрации участвующих в реакции веществ равны: С(SO2) = 2 моль/л; С(O2) = 1 моль/л; С(SO3) = 3 моль/л. Рассчитать: а) константу равновесия; б) исходные концентрации SO2 и O2; в) направление смещения равновесия при увеличении концентрации SO3.

Практическая работа № 7

Гидролиз солей

Цель работы: Изучить механизм гидролиза и причину изменения рН в растворах гидролизующихся солей. Определить влияние природы соли, концентрации и температуры на характер гидролиза.

Оборудование и реактивы: растворы: карбонат натрия, хлорид цинка, нитрат натрия, карбонат аммония, ацетат натрия, фенолфталеин; вещества: карбонат натрия, сульфит натрия, универсальный индикатор, исследуемый раствор,  штатив с пробирками, спиртовка, спички.

Ход работы:

Опыт 1. Реакция среды в растворах различных солей.

В четыре пробирки налейте по 6-8 капель растворов: в первую – Na2CО3, во вторую –ZnCl2, в третью – NaNО3, в четвертую – (NH4)2CО3. Определите рН раствора каждой соли с помощью универсальной индикаторной бумаги. Результаты оформите в виде таблицы.

Сделайте вывод о том, какие соли подверглись гидролизу. Составьте уравнения гидролиза, имея в виду, что карбонат натрия и хлорид цинка гидролизуются при комнатной температуре по первой ступени.

Опыт 2. Влияние силы кислоты и основания, образующих соль, на степень ее гидролиза.

В одну пробирку внесите несколько кристаллов Na2CО3, в другую – столько же кристаллов Na2SО3, добавьте примерно по 1 мл воды и перемешайте.

Определите рН растворов с помощью универсальной индикаторной бумаги. Для этого смочите индикаторную бумагу исследуемой жидкостью и по стандартной цветной шкале определите значение рН этого раствора.

В растворе какой соли концентрация ионов водорода выше?

Напишите уравнения гидролиза солей по первой ступени. Степень гидролиза какой соли больше? Почему?

Опыт 3. Влияние температуры на степень гидролиза.

В пробирку налейте около 1 мл раствора CH3COONa и добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Разлейте раствор в две пробирки, одну из которых оставьте в качестве контрольной, а другую нагрейте до кипения.

Как меняется интенсивность окраски раствора в нагретой пробирке? В каком направлении смещается равновесие реакции гидролиза? Сделайте вывод о влиянии температуры на степень гидролиза.

Контрольное задание. Получите у преподавателя образец соли и растворите небольшое количество его в воде (в пробирке), измерьте рН при помощи универсальной индикаторной бумаги и ответьте на следующие вопросы:

1. Какова реакция среды раствора соли?

2. Какова природа соли (каким основанием и какой кислотой образована)?

3. Характер гидролиза соли при комнатной температуре. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения гидролиза.

4. На основании уравнения гидролиза запишите выражение константы гидролиза соли.

Контрольные вопросы и задачи

1. Хлорид фосфора (V)массой 4,17 г полностью гидролизовали в избытке воды. Какой объем раствора гидроксида натрия с массовой долей 10% (плотностью 1,07 г/мл) необходим для полной нейтрализации полученного раствора.
2. Магниевую  стружку нагревали в атмосфере азота и продукт реакции последовательно обработали кипящей водой, растворами серной кислоты, нитрата бария. Составьте уравнения четырех описанных реакций.
3.  Указать какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: K2S, CuCl2, KCl, NaNO3, Zn(NO3)2. Для каждой из гидролизующихся солей напишите в молекулярной и ионной форме уравнение гидролиза.
4.  В мерной колбе емкостью 2 л растворили 8 г нитрата аммония и довели до метки водой. Рассчитайте рН, константу и степень гидролиза соли.
5.   Какие буферные растворы находятся в крови? Приведите формулы определения рН в этих растворах.
6.  Как готовят буферные растворы? Чем определяется буферное действие этого раствора?
7.  Дайте определение буферной емкости. Какие факторы влияют на буферную емкость?
8.  В какой цвет окрасятся растворы Na2CO3 и NH4Cl при добавлении к ним: а) метилового оранжевого; б) фенолфталеина; в) лакмуса?

Практическая работа  № 8.

Окислительно-восстановительные реакции.

Цель работы: Изучить различные типы окислительно-восстановительных реакций, рассмотреть какие факторы влияют на продукты окислительно-восстановительных процессов.

Оборудование и реактивы :растворы: перманганата калия, серной кислоты, гидроксида калия, сульфита натрия, нитрит натрия, сульфат меди; концентрированная азотная кислота, медь, вода; штатив с пробирками, пипетки, химический стакан.

Ход работы:

Опыт 1. Влияние реакции среды на течение окислительно– восстановительных реакций.

Налейте в 3 пробирки по 3-4 капли водного раствора KMnO4. В первую добавьте 3-4 капли 2н раствора H2SO4, во вторую – 3-4 капли воды, в третью – 3-4 капли 2н раствора KOH. Затем во все пробирки добавьте 3-4 капли Na2SO3.

Объясните наблюдаемые явления, составьте уравнения реакций, рассчитайте эквивалентные массы окислителя в данных реакциях. Сделайте вывод о влиянии реакции среды на глубину восстановления окислителя.

Опыт 2.Окислительно-восстановительная двойственность нитритов.

В две пробирки поместите по 3-4 капли раствора NaNО2, прибавьте по 1-2 капли разбавленной H2SO4. Затем в первую пробирку добавьте 6-7 капель раствора KMnO4, а во вторую – 1 каплю раствора крахмала и 2-3 капли раствора КI.

Объясните наблюдаемые явления, составьте уравнения реакций. Сделайте вывод о том, в каких случаях NaNО2 является восстановителем, в каких – окислителем.

Опыт 3. Взаимодействие азотной кислоты с медью (в вытяжном шкафу!).

В пробирку поместите кусочек меди, добавьте концентрированной азотной кислоты.

Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции, укажите окислитель и восстановитель.

Опыт 4. Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления)

а) реакция диспропорционирования сульфита натрия.

В две цилиндрические пробирки поместите по 2-3 кристаллика сульфита натрия. Одну пробирку оставьте в качестве контрольной. Вторую закрепите в штативе и нагревайте в течении 5-6 мин. Дайте пробирке остыть. В обе пробирки внесите по 5-6 капель дистиллированной воды, размешайте стеклянными палочками до растворения солей, находящихся в пробирках. Добавьте в каждую пробирку по 2-3 капли раствора сульфата меди (II).

Отметьте окраску осадков в обеих пробирках. Напишите уравнения реакции разложения сульфита натрия, учитывая, что вторым продуктом прокаливания является сульфат натрия

Контрольные вопросы и задачи

1. Определить степень окисления атомов в соединениях: KNO2, Na2SO4, Cu(NO3)2, H2S, Na2SO3, MnO2, KMnO4, K2MnO4.

2. Подобрать коэффициенты методом электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель, тип окислительно-восстановительной реакции:

• Cu + HNO3              Cu(NO3)2 + NO + H2O

• KMnO4 + HCl            MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O

• H2MnO4               HMnO4 + MnO2 + H2

• KClO3           KCl + O2

• NO2 + H2O            HNO3 + HNO2

3. Какие из приведенных веществ могут проявлять: а) только окислительные свойства; б) только восстановительные свойства; в) окислительно- восстановительные свойства: MnCl2, KMnO4, KClO4, KI, S, I2, HNO2, H2S, H2SO4, HNO3, HCl, MnO2, K2Cr2O7, K2SO3, CO, Al, Fe2+?

4. Составьте уравнения реакций, определите окислитель, восстановитель

Практическая работа № 9

Электролиз растворов солей.

Цель работы: осуществить электролиз солей.

Оборудование и реактивы: 5% растворы хлорида и сульфата меди (II), раствор хлорида натрия, краситель, фенолфталеин, прибор для опытов с электрическим током.

Ход работы:

Опыт 2. Электролиз раствора хлорида натрия.

 В аппарат Гоффмана через центральный резервуар налить насыщенный раствор хлорида натрия на 2/3 трубки. Раствор возле анода подкрасить красителем. К раствору возле катода добавить фенолфталеин. Подключить аппарат к источнику напряжения. После подключения электрического тока выждать 5 минут. Что наблюдаем на катоде, аноде? Составить уравнения реакции электролиза.

Опыт 3. Электролиз раствора сульфата меди (II) на угольных электродах.

Заполнить электролизер 5% раствором сульфата меди (II). Закрепить в зажимах угольные электроды и подсоединить к источнику напряжения. Включить электрический ток. Что происходит на катоде и аноде. Докажите, что выделяющийся на аноде газ- кислород. Составьте уравнения реакций. 

Опыт 1.Электролиз раствора сульфата натрия на угольных электродах.

Заполнить электролизер 5% раствором сульфата натрия. Добавить лакмус. Закрепить в зажимах угольные электроды и подсоединить к источнику напряжения. Включить электрический ток. Что происходит на катоде и аноде. Отметить цвет раствора. Составьте уравнение реакции.

Контрольные вопросы и задания

1. Напишите процессы электролиза  растворов следующих соединений: сульфата калия, хлорида цезия, нитрата меди, бромида цинка, серной кислоты, гидроксида калия, пропионата калия, фторида магния.
2. Раствор хлорида железа (III)подвергли электролизу с графитовыми электродами. Осадок бурого цвета, образовавшийся в качестве побочного продукта электролиза, отфильтровали и прокалили. Вещество, образовавшееся на катоде, растворили в концентрированной азотной кислоте при нагревании. Продукт, выделившийся на аноде пропустили через холодный  раствор гидроксида калия. Составьте уравнения четырех описанных реакций.
3. Вещество, полученное на аноде при электролизе раствора йодида натрия с инертными электродами, ввели в реакцию с калием. Продукт реакции нагрели с концентрированной серной кислотой и выделившийся газ пропустили через горячий раствор хромата калия. Составьте уравнения четырех описанных реакций.
4. Медную плату некоторое время выдерживали в 230 мл 10 % раствора хлорида железа (III) (плотность 1,2 г/мл). Анализ полученного раствора показал, что процентная концентрация хлорида железа (III)и хлорида меди (II) оказались одинаковыми. Сколько дигидрата хлорида меди (II) можно получить после упаривания раствора?
5. Никелевую пластинку массой 25,9 г опустили в 555 г 10% раствора сульфата железа (III). Через некоторое время пластинку вынули. Анализ раствора показал, что массовые доли  сульфата железа (III) и сульфата никеля равны. Найдите массу пластинки после проведения реакции.