Автономова Е.Н. и др. Учебно-лабораторный практикум по курсу Химия
Подождите немного. Документ загружается.
Таблица П.2
Произведения растворимости малорастворимых электролитов при 298 К
Соединение ПР Соединение ПР Соединение ПР
AgBr 5,0·10
–13
AgBrO
3
5,8·10
–5
Ag
2
CO
3
8,7·10
–12
Ag
2
C
2
O
4
1,1·10
–11
AgCl 1,8·10
–10
Ag
2
CrO
4
1,2·10
–12
Ag
2
Cr
2
O
7
2,0·10
–7
AgI 2,3·10
–16
Ag
2
S 7,2·10
–50
Al(OH)
3
5,7·10
–32
BaCO
3
4,9·10
–9
BaCrO
4
1,1·10
–10
BaSO
3
8,0·10
–7
BaSO
4
1,8·10
–10
BaWO
4
5,0·10
–9
Be(OH)
2
8,0·10
–22
Bi(OH)
3
3,0·10
–36
Bi
2
S
3
1,0·10
–97
CaCO
3
4,4·10
–9
CaF
2
4,0·10
–11
Ca(IO
3
)
2
1,9·10
–6
CaSO
4
3,7·10
–5
CaWO
4
1,6·10
–9
Cd(OH)
2
2,2·10
–14
CdS 6,5·10
–28
Co(OH)
2
1,6·10
–15
CoS 1,8·10
–20
Cr(OH)
3
1,1·10
–30
CuCN 3,2·10
–20
CuCl 2,2·10
–7
CuI 1,1·10
–12
Cu(OH)
2
5,6·10
–20
CuS 1,4·10
–36
Fe(OH)
2
7,9·10
–16
FeO(OH)* 2,2·10
–42
FeS 3,4·10
–17
Hg
2
Br
2
** 7,9·10
–23
Hg
2
Cl
2
** 1,5·10
–18
Hg
2
I
2
** 5,4·10
–29
HgS 1,4·10
–45
KIO
4
8,3·10
–4
Li
2
CO
3
1,9·10
–3
LiF 1,5·10
–3
Li
3
PO
4
3,2·10
–9
MgF
2
6,4·10
–9
Mg(OH)
2
6,0·10
–10
Mn(OH)
2
2,3·10
–13
MnS 2,5·10
–10
Ni(OH)
2
1,6·10
–14
NiS 9,3·10
–22
PbBr
2
5,0·10
–5
Pb(BrO
3
)
2
1,6·10
–4
PbC
2
O
4
7,3·10
–11
PbCl
2
1,7·10
–5
PbCrO
4
2,8·10
–13
PbF
2
2,7·10
–8
PbI
2
8,7·10
–9
Pb(OH)
2
5,5·10
–16
PbS 8,7·10
–29
PbSO
4
1,7·10
–8
RaSO
4
4,3·10
–11
SnS 3,0·10
–28
SrCrO
4
2,7·10
–5
SrSO
4
2,1·10
–7
Tl
2
CO
3
4,0·10
–3
TlCl 1,9·10
–4
Tl
2
CrO
4
1,0·10
–12
Tl
2
S 3,0·10
–9
Tl
2
SO
4
1,5·10
–4
Zn(OH)
2
3,0·10
–16
ZnS 7,9·10
–24
Примечание. Значения ПР, относящиеся к фазовым равновесиям:
*Fe
3+
+ 3OH
–
↔FeO(OH)(т) + H
2
O;
**Hg
2
2+
+ 2Г
–
↔ Hg
2
Г
2
(т).
101
Таблица П.3
Растворимость солей, кислот и оснований в воде
Ион
H
+
NH
4
+
K
+
Na
+
Ag
+
Ba
2+
Ca
2+
Mg
2+
Zn
2+
Cu
2+
Hg
2+
Pb
2+
Fe
2+
Fe
3+
Al
3+
OH
-
P P P √ P M M H H √ H H H H
NO
3
-
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
S
2-
P P P P H P √ √ H H H H H H √
SO
3
2-
P P P P M M M P M √ √ H M √ √
SO
4
2-
P P P P M H M P P P √ M P P P
CO
3
2-
P P P P H H H H H √ H H H √ √
SiO
3
2-
H √ P P H H H H H √ √ H H √ √
PO
4
3-
P P P P H H H H H H H H H H H
CH
3
COO
-
P P P P P P P P P P P P P P P
P – растворимое ( >1 г в 100 г воды);
M – малорастворимое (0,001 – 1 г в 100 г воды); H – нерастворимое (< 0,001 г в 100 г
воды); √ – разлагается водой или не существует.
Таблица П.4
Константы нестойкости некоторых комплексных ионов в воде при 298 К
Комплексный
ион
Константа
нестойкости
Комплексный
ион
Константа
нестойкости
[Ag(NH
3
)
2
]
+
5,9·10
–8
[FeF
6
]
3–
7,9·10
–17
[Ag(CN)
2
]
–
1,0·10
–21
[Fe(CN)
6
]
4–
1,0·10
–24
[Ag(S
2
O
3
)
2
]
3–
2,5·10
–14
[Fe(CN)
6
]
3–
1,0·10
–31
[Ag(NO
2
)
2
]
–
1,3·10
–3
[Fe(SCN)
6
]
3–
5,6·10
–4
[Ag(SCN)
2
]
–
2,7·10
–8
[CdCl
4
]
2–
9,3·10
–3
[AgCl
2
]
–
1,7·10
–5
[Cu(CN)
4
]
2–
5,0·10
–31
[AgBr
2
]
–
7,8·10
–8
[CuCl
4
]
2–
6,3·10
–6
[Au(CN)
2
]
–
5,0·10
–39
[HgCl
4
]
2–
8,5·10
–16
[Cd(NH
3
)
4
]
2+
7,6·10
–8
[HgBr
4
]
2–
2,0·10
–22
[Cd(NH
3
)
6
]
2+
8,0·10
–6
[HgI
4
]
2–
1,5·10
–30
[Cd(CN)
4
]
2–
1,4·10
–19
[Hg(SCN)
4
]
2–
5,9·10
–22
[CdI
4
]
2–
7,9·10
–7
[Hg(CN)
4
]
2–
4,0·10
–42
[Ni(NH
3
)
6
]
2+
1,9·10
–9
[Hg(NH
3
)
4
]
2+
5,2·10
–20
[Ni(CN)
4
]
2–
1,0·10
–22
[Zn(NH
3
)
4
]
2+
3,5·10
–10
[Co(NH
3
)
6
]
3+
4,1·10
–5
[Zn(CN)
4
]
2–
1,3·10
–17
[Co(NH
3
)
6
]
2+
4,1·10
–5
[Zn(SCN)
4
]
2–
5,0·10
–2
[Co(SCN)
4
]
2–
5,5·10
–3
[Zn(OH)
4
]
2–
7,1·10
–16
[Co(CN)
6
]
4–
1,0·10
–19
102
Таблица П.5
Стандартные электродные потенциалы металлов
Металл
Электродная
полуреакция
,
0
ϕ
В
Металл
Электродная
полуреакция
,
0
ϕ
В
Li
Li
+
+ ē ↔ Li
–3,04 Cr
Cr
3+
+ 3ē ↔ Cr
–0,74
Rb
Rb
+
+ ē ↔ Rb
–2,99 Fe
Fe
2+
+ 2ē ↔ Fe
–0,44
Cs
Cs
+
+ ē ↔ Cs
–2,93 Cd
Cd
2+
+ 2ē ↔ Cd
–0,40
K
K
+
+ ē ↔ K
–2,92 Co
Co
2+
+ 2ē ↔ Co
–0,28
Ba
Ba
2+
+ 2ē ↔ Ba
–2,90 Ni
Ni
2+
+ 2ē ↔ Ni
–0,25
Sr
Sr
2+
+ 2ē ↔ Sr
–2,89 Sn
Sn
2+
+ 2ē ↔ Sn
–0,14
Ca
Ca
2+
+ 2ē ↔ Ca
–2,87 Pb
Pb
2+
+ 2ē ↔ Pb
–0,13
Na
Na
+
+ ē ↔ Na
–2,71 H
2H
+
+ 2ē ↔ H
2
0,00
La
La
3+
+ 3ē ↔ La
–2,52 Ge
Ge
2+
+ 2ē ↔ Ge
+0,01
Mg
Mg
2+
+ 2ē ↔ Mg
–2,36 Cu
Cu
2+
+ 2ē ↔ Cu
+0,34
Be
Be
2+
+ 2ē ↔ Be
–1,85 Ag
Ag
+
+ ē ↔ Ag
+0,80
Al
Al
3+
+ 3ē ↔ Al
–1,66 Pd
Pd
2+
+ 2ē ↔ Pd
+0,83
Ti
Ti
3+
+ 3ē ↔ Ti
–1,63 Hg
Hg
2+
+ 2ē ↔ Hg
+0,85
Zr
Zr
4+
+ 4ē ↔ Zr
–1,53 Pt
Pt
2+
+ 2ē ↔ Pt
+1,20
Mn
Mn
2+
+ 2ē ↔ Mn
–1,18 Au
Au
3+
+ 3ē ↔ Au
+1,68
Zn
Zn
2+
+ 2ē ↔ Zn
–0,76 Pu
Pu
3+
+ 3ē ↔ Pu
+2,03
Таблица П.6
Полуреакции и потенциалы восстановления окислителей
Среда Полуреакция восстановления
В,
Оx
ϕ
Кисл. 2 BrO
3
–
(конц.)
+ 12 H
+
+ 10 ē → Br
2(р)
+ 6 H
2
O + 1,51
Щел. BrO
3
–
(конц.)
+ 3 H
2
O + 6 ē → Br
–
+ 6 OH
–
+ 0,61
– Br
2(p)
+ 2 ē → 2 Br
–
+ 1,09
Кисл. 2 ClO
3
–
(конц.)
+ 12 H
+
+ 10 ē → Cl
2
↑ + 6 H
2
O + 1,47
Щел. ClO
3
–
(конц.)
+ 3 H
2
O + 6 ē → Cl
–
+ 6 OH
–
+ 0,62
Кисл. 2 HClO
(p)
+ 2 H
+
+ 2 ē → Cl
2
↑ + 2 H
2
O + 1,63
Щел. ClO
–
+ H
2
O + 2 ē → Cl
–
+ 2 OH
–
+ 0,92
– Cl
2(p)
+ 2 ē → 2 Cl
–
+ 1,40
Кисл. Cr
2
O
7
2–
+ 14 H
+
+ 6 ē → 2 Cr
3+
+ 7 H
2
O + 1,33
Кисл. F
2(г)
+ 2 H
+
+ 2 ē → 2 HF
(p)
+ 3,09
Щел. F
2(г)
+ 2 ē → 2 F
–
+ 2,87
Щел. 2 H
2
O + 2 ē → H
2
↑ + 2 OH
–
– 0,83
Кисл. 2 IO
3
–
+ 12 H
+
+ 10 ē → I
2
↓ + 6 H
2
O + 1,19
– I
2(т)
+ 2 ē → 2 I
–
+ 0,54
Щел. MnO
4
–
+ ē → MnO
4
2–
+ 0,56
MnO
4
–
+ 2 H
2
O + 3 ē → MnO
2
↓ + 4 OH
–
+ 0,62
Кисл. MnO
4
–
+ 8 H
+
+ 5 ē → Mn
2+
+ 4 H
2
O + 1,53
103
Кисл. MnO
2(т)
+ 4 H
+
+ 2 ē → Mn
2+
+ 2 H
2
O + 1,24
Кисл. NO
3
–
+ 2 H
+
(конц.)
+ ē → NO
2
↑ + H
2
O + 0,77
Кисл. NO
3
–
+ 4 H
+
(разб.)
+ 3 ē → NO ↑ + 2 H
2
O + 0,96
Кисл. 2 NO
3
–
+ 10 H
+
(разб.)
+ 8 ē → N
2
O ↑ + 5 H
2
O + 1,12
Кисл. 2 NO
3
–
+ 12 H
+
(разб.)
+ 10 ē → N
2
↑ + 6 H
2
O + 1,24
Кисл. NO
3
–
+ 10 H
+
(оч. разб.)
+ 8 ē → NH
4
+
+ H
2
O + 0,88
Кисл. NO
2
–
+ 2 H
+
+ ē → NO ↑ + H
2
O + 1,20
Кисл. 2 NO
2
–
+ 8 H
+
+ 6 ē → N
2
↑ + 4 H
2
O + 1,51
Кисл. NiO(OH)
(т)
+ 3 H
+
+ ē → Ni
2+
+ 2 H
2
O + 2,25
Кисл. O
2(г)
+ 4 H
+
+ 4 ē → 2 H
2
O + 1,23
Щел. O
2(г)
+ 2 H
2
O + 4 ē → 4 OH
–
+ 0,40
Кисл. H
2
O
2(p)
+ 2 H
+
+ 2 ē → 2 H
2
O + 1,76
Щел. H
2
O
2(p)
+ 2 ē → 2 OH
–
+ 0,94
– S
2
O
8
2–
(конц.)
+ 2 ē → 2 SO
4
2–
+ 1,96
Кисл.
PbO
2(т)
+ 4 H
+
+ 2 ē → Pb
2+
+ 2 H
2
O + 1,46
Pb
3
O
4(т)
+ 8 H
+
+ 2 ē → 3 Pb
2+
+ 4 H
2
O + 2,16
Кисл. SO
4
2–
+ 4 H
+
(конц.)
+ 2 ē → SO
2
↑ + 2 H
2
O + 0,16
Кисл. SO
4
2–
+ 8 H
+
(конц.)
+ 6 ē → S ↓ + 4 H
2
O + 0,35
Кисл. SO
2(р, г)
+ 4 H
+
+ 4 ē → S ↓ + 2 H
2
O + 0,45
Кисл. SeO
4
2–
+ 4 H
+
+ 2 ē → H
2
SeO
3(р)
+ H
2
O + 1,15
Кисл. VO
2
+
+ 2 H
+
+ ē → VO
2+
+ H
2
O + 1,00
Приложение 8
Правила выполнения лабораторной работы
Перед выполнением лабораторной работы необходимо изучить теорети-
ческий материал конкретного раздела данного пособия. Составить уравнения
всех химических реакций, которые протекают в ходе выполнения эксперимен-
та.
Отчет о выполнении лабораторной работы, оформляемый в лабора-
торном журнале, должен включать:
• дату выполнения работы, ее номер и название, номер маршрута, номера
и названия опытов;
• краткую методику выполнения каждого опыта, описание наблюдаемых
явлений и полученных результатов;
• комментарии и выводы по каждому опыту, в том числе ответы на по-
ставленные вопросы.
При составлении уравнений реакций ионного обмена следует приво-
дить не только молекулярные, но и краткие ионно-молекулярные уравне-
ния. При изучении окислительно-восстановительных процессов наряду с
молекулярными уравнениями следует обязательно составлять уравнения
электронно-ионных полуреакций или уравнения электронного баланса.
104
Таблица П.9
105
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Глинка, Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка.
23-е изд. Л.: Химия, 1984. 704 с.
2. Фролов, В.В. Химия: учеб. пособие для машиностроит. спец. вузов
/ В.В. Фролов. 3-е изд. М.: Высш. шк., 1986. 543 с.
3. Васильева, З.Г. Лабораторные работы по общей и неорганической
химии: учеб. пособие для вузов / З.Г. Васильева, А.А. Грановская, А.А. Та-
перова. 2-е изд. Л.: Химия, 1986. 288 с.
4. Карапетьянц, М.Х. Общая и неорганическая химия / М.Х. Карапе-
тьянц, С.И. Дракин. М.: Химия, 1993. 592 с.
5. Лидин, Р.А. Химические свойства неорганических веществ /
Р.А. Лидин, В.А. Молочко, Л.Л. Андреева. М.: Химия, 1997. 480 с.
6. Неорганическая химия. Химия элементов: учебник в 2 т. /
Ю.Д. Третьяков, Л.И. Мартыненко, А.Н. Григорьев, А.Ю. Цивадзе. М.:
Изд-во МГУ, Академкнига, 2007.
106
ОГЛАВЛЕНИЕ
ВВЕДЕНИЕ……………………………………………………………
1. АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ ……………………..
1.1. Основные количественные законы……………………………
1.1.1.Закон сохранения массы вещества……………………………..
1.1.2. Закон постоянства состава……………………………………..
1.1.3. Закон эквивалентов……………………………………………….
1.1.4. Закон кратных отношений………………………………………
1.1.5. Закон Авогадро и другие законы состояния газов…………….
1.1.6. Развитие атомно-молекулярного учения……………………….
1.1.7. Основные положения атомно-молекулярного учения…………
1.2. Расчеты факторов эквивалентности и эквивалентных масс.
1.3. Экспериментальная часть. Определение молярной массы
эквивалента металла…………………………………………………
1.3.1. Оформление лабораторного отчета и расчет результата……
1.4. Контрольные вопросы …………………………………………...
2. РАСТВОРЫ. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА С ЗАДАН-
НОЙ КОНЦЕНТРАЦИЕЙ …………………………………..
2.1. Основные понятия……………………………………………….
2.1.1. Способы выражения содержания растворенного вещества…..
2.1.2. Способы приготовления растворов заданной
концентрации……………………………………………………………
2.1.3. Определение концентрации растворенного вещества методом
титрования…...…………………………………………………………..
2.2. Экспериментальная часть………………………………………
2.2.1. Приготовление раствора гидроксида натрия заданной кон-
центрации (опыт 2.1)………………………………………………
2.2.2. Определение концентрации гидроксида натрия (опыт 2.2)…
2.2.3. Определение общей жесткости воды (опыт 2.3)……………..
2.3. Контрольные вопросы……………………………………………
3
3
4
4
4
5
5
6
7
8
9
11
14
15
16
16
16
17
19
20
20
21
22
24
107
3. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ………..
3.1. Термодинамические закономерности химических процессов
3.2. Кинетические закономерности химических реакций……….
3.3. Экспериментальная часть………………………………………
3.3.1. Определение изменения энтальпии при протекании хи-
мической реакции (опыт 3.1)………………………………………
3.3.2. Исследование зависимости скорости протекания химической
реакции от концентрации реагента (опыт 3.2) ………………………
3.3.3. Исследование зависимости скорости химической реакции
от температуры (опыт 3.3)………………………………………………
3.3.4. Смещение равновесия обратимой реакции (опыт 3.4)………..
3.4. Контрольные вопросы……………………………………………
4. ПОВЕРХНОСТНЫЕ ЯВЛЕНИЯ. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕ-
МЫ……………………………………………………………
4.1. Классификация дисперсных систем…………………………..
4.2. Образование и свойства дисперсных систем…………………
4.2.1. Удельная поверхность дисперсных систем…………………….
4.2.2. Факторы, влияющие на устойчивость дисперсных систем…...
4.3. Высокодисперсные системы – золи (коллоидные
растворы)………………………………………………………………...
4.4. Связнодисперсные системы – гели……………………………
4.5. Экспериментальная часть…………………………………….….
4.5.1 Получение суспензии мыла в воде и исследование ее свойств
(опыт 4.1)………………………………………..………………………..
4.5.2. Получение эмульсии бензола в воде (опыт 4.2)……………….
4.5.3. Испытание действия моющего средства (опыт 4.3) …………...
4.5.4. Образование геля кремниевой кислоты (опыт 4.4)…………...
4.5.5. Получение геля кремниевой кислоты из золя (опыт 4.5)…….
4.5.6. Получение коллоидного раствора гидроксида железа (III) при
гидролизе соли железа (опыт 4.6)………………………………………
4.5.7. Коагуляция золя гидроксида железа (III) электролитами
(опыт 4.7)……………………………………………………………….
24
25
26
28
28
30
30
31
32
32
32
34
34
35
37
38
39
39
39
40
40
40
40
41
108
4.5.8. Адсорбция активированным углем красителя из растворов
(опыт 4.8)……………………………………………. ………………….
4.5.9. Адсорбция активированным углем ионов тяжелых металлов
из растворов (опыт 4.9)………………………………………………..
5. РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯР-
НОЙ МАССЫ РАСТВОРЕННОГО ВЕЩЕСТВА МЕ-
ТОДОМ КРИОСКО-
ПИИ……………………………………….
5.1. Теоретическое обоснование работы……………………………..
5.2. Экспериментальная часть………………………………………
5.3. Контрольные вопросы ………………………………………….
5.4. Примеры контрольных задач по теме лабораторной работы
6. ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ……………………………
6.1. Основные понятия и закономерности………..……………….
6.2. Экспериментальная часть ……………………………………….
6.2.1 Влияние соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты
(опыт 6.1)………………………………………………………………..
6.2.2. Влияние соли слабого основания на диссоциацию этого
основания (опыт 6.2)…………………………………………………..
6.2.3. Характер диссоциации гидроксидов элементов (опыт 6.3)….
6.2.4. Получение сульфида свинца из сульфата свинца (опыт 6.4)…
6.2.5. Гидролиз солей (опыт 6.5)……………………………………. .
6.3. Контрольные вопросы…………………………………………….
7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ…
7.1. Окислительно-восстановительные системы…………………
7.2. Методы подбора коэффициентов в уравнениях ОВР…………
7.3. Влияние среды на характер ОВР……………………………….
7.4. Направление протекания ОВР………………………………….
41
41
42
42
48
50
50
50
50
53
54
54
54
56
56
57
57
57
58
59
59
61
109
7.5. Экспериментальная часть………………………………………
7.5.1. Окислительные и восстановительные свойства соединений
серы IV (опыт 7.1)……………………………………………………….
7.5.2. Окислительные и восстановительные свойства соединений оло-
ва II (опыт 7.2)………………………………………………………….
7.5.3. Влияние рН среды на характер восстановления перманганата
калия (опыт 7.3)………………………………………………………….
7.5.4. Окислительные и восстановительные свойства пероксидов
(опыт 7.4)……………………………………………………………….
7.5.5. ОВР с участием органических соединений (опыт 7.5)…………
7.6. Контрольные вопросы…………………………………………….
8. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ………………………
8.1. Электродные потенциалы и гальванические элементы……
8.2. Электрохимическая коррозия металлов……………………….
8.3. Электролиз водных растворов электролитов…………………
8.4. Химические источники тока……………………………………
8.5. Экспериментальная часть ……………………………….……
8.5.1. Изготовление и изучение работы медно-цинкового
гальванического элемента (опыт 8.1)………………………………..
8.5.2. Электрохимическая коррозия при образовании
гальванических пар (опыт 8.2)………………………………………..
8.5.3. Электролиз растворов солей (опыт 8.3)……………………….
8.5.4. Изготовление и изучение работы свинцового аккумулятора
(опыт 8.4) ……………………………………………………………….
8.6. Контрольные вопросы……………………………………………
9. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА s- и p-ЭЛЕМЕНТОВ……………
9.1. Химия s-элементов………………………………………………..
9.1.1. Водород…………………………………………………………..
9.1.2. Элементы IA- и IIA-групп……………………………………….
9.2. Химия p-элементов………………………………………………
9.2.1. Элементы IIIA-группы…………………………………………..
9.2.2. Элементы IVA-группы………………………………………….
61
61
62
62
63
63
64
64
67
68
70
70
70
71
72
73
73
74
74
74
75
76
76
77
80
110