Лабораторный практикум по специальным разделам Ñ Ð¸Ð¼Ð¸Ð¸

Лабораторная работа № 2ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ КИСЛОРОДА,РАСТВОРЕННОГО В ВОДЕЦель работы: определение содержания растворенного в воде кислородаиодометрическим методом объемного анализа.Природная вода широко используется в промышленности и быту. Врезультате взаимодействия с окружающей средой (атмосферой, почвой,растительностью, минералами и т. п.) в воде содержится множествоорганических и неорганических веществ.Все примеси природных вод можно разделить на три группы, взависимости от размера частиц: взвешенные или грубодисперсные имеютразмеры более 100 нм, коллоидные – от 1 до 100 нм и истинные, илимолекулярнодисперсные – размером менее 1 нм (молекулы и ионырастворенных в воде солей, кислот, оснований и газов).По химическому составу примеси делятся на органические (имеютсложный состав и находятся в коллоидном или истинно растворенномсостоянии) и неорганические (ионы Na + , Ca +2 , Mg 2+ , K + , Cl – , HCO –3 имолекулы газов N 2 , CO 2 , O 2 ).Кислород сильный окислитель. С увеличением температуры коррозия воткрытой системе с пресной водой сначала увеличивается (до 60-70 ºС), азатем уменьшается из-за снижения растворимости кислорода в воде. Βзамкнутой системе снижение коррозии не происходит с ростом температуры.Воздействие кислорода на металл двояко: с одной стороны, кислород –хороший деполяризатор катодных участков, что увеличивает скоростькоррозии, с другой – пассиватор поверхности металла за счет образованиязащитных оксидных пленок. Однако стали пассивируются слабо,пассивирующая пленка легко разрушается из-за тепломеханическихфакторов, особенно при наличии ионов хлора. При этом запассивированныеучастки оказываются катодами, а поврежденные места пленки – активнымианодами, возникают локальные гальванопары, что приводит к язвенномуразрушению металла.Содержание кислорода в воде регламентируется и контролируется. Так,например, на тепловых электростанциях для воды, из которойрегенерируется водяной пар, норма кислорода 5-10 мкг/кг (в зависимости оттипа парогенератора). Процесс кислородной коррозии протекает особенноинтенсивно при рН < 7.По Санитарным правилам и нормам охраны поверхностных вод отзагрязнения (СНиП) содержание растворенного кислорода для всехкатегорий водопользования должно быть не менее 4 мг/л в любое время года.Удаление кислорода из воды осуществляется деаэрацией и химическимвосстановлением.8

Деаэрация основана на использовании закона Генри:С = К ⋅ Р,где Р – парциальное давление газа над поверхностью жидкости, кг/см 2 ;С – концентрация кислорода мл/л;К – постоянная Генри, называемая коэффициентом растворимости,мг/(л⋅кгс/см 2 ).Снижая парциальное давление кислорода, можно снизить егорастворимость в воде. Это достигается уменьшением общего давления газаили вытеснением данного газа другим газом. В практике используют обаприема. Например, воду продувают водяным паром, а на второй ступенидегазации используют термические деаэраторы, в которых конденсат идобавочную воду доводят до кипения при избыточном давлении 2-4 кгс/см 2 .Однако методом деаэрации не удается обеспечить глубокое удалениекислорода. Последнее достигается с помощью химических методов. Встационарной энергетике для связывания остаточного кислорода впитательной воде используют сульфит натрия:2Na 2 SO 3 + O 2 = 2Na 2 SO 4 .При этом методе повышается общее солесодержание, что не всегдажелательно. Наиболее распространенными реагентами являются гидразингидрат(N 2 H 4 ⋅H 2 O) и гидразин-сульфат (N 2 H 4 ⋅H 2 SO 4 ), являющиеся сильнымивосстановителями: N 2 H 4 + O 2 = N 2 + 2H 2 O.При этом процессе солесодержание не меняется. К недостатку гидразинаследует отнести его токсичность, поэтому при работе с ним должнысоблюдаться соответствующие правила техники безопасности.Контроль за содержанием кислорода может осуществляться разнымианалитическими методами.В настоящей работе рассматривается объемный иодометрический методопределения концентрации O 2 , основанный на способности соединениймарганца (MnCl 2 , MnSO 4 ) количественно связывать кислород в щелочнойсреде:MnCl 2 + 2NaOH = Mn(OH) 2 + 2NаС1; (2.1)Mn(OH) 2 + 1/2 O 2 + H 2 O = MnO 2 ⋅2H 2 O. (2.2)Дигидрат диоксида марганца – MnO 2 ⋅2H 2 O (малорастворимое соединениекоричневого цвета) является сильным окислителем. Он образуется вколичестве, строго эквивалентном количеству содержащегося растворенногокислорода. Поэтому, определив количество образовавшегося гидрата, можнорассчитать содержание в воде O 2 .Определение MnO 2 ⋅2H 2 O основано на взаимодействии его с иодидомкалия в кислой среде:MnO 2 ⋅2H 2 O + 2KI + 2H 2 SO 4 = MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + 4H 2 O. (2.3)Количество образующегося иода эквивалентно количеству реагирующегоMnO 2 ⋅2H 2 O. Иодометрическое определение О 2 в воде заканчивают9

титрованием свободного иода раствором тиосульфата натрия в присутствиикрахмала до исчезновения синей окраски:2Na 2 S 2 O 3 + I 2 = Na 2 S 4 O 6 + 2NaI. (2.4)Расчет концентрации растворенного кислорода выполняют, исходя изсоотношения:V1CH= V1 2CH, (2.5)2где V 1 – объем анализируемой пробы воды, мл;V 2 – объем Na 2 S 2 O 3 израсходованного на титрование, мл;CH 1– нормальная концентрация кислорода, растворенного в воде,(нормальная концентрация выражается числом молей эквивалентарастворенного вещества в 1л раствора – С (1/4 О 2 ) моль/л);C – нормальная концентрация Na 2 S 2 O 3 моль/л (0,01 н).H 2Экспериментальная частьОпыт 1. Определение концентрации кислорода, растворенного в водеВыполнение работы. Отбор пробы. Предварительно откалиброваннуюкислородную склянку поставьте в кристаллизатор и с помощью шлангазаполните исследуемой водой доверху с выпуклым мениском. При этомнужно следить, чтобы кончик шланга находился в объеме отбираемой пробы.Запишите температуру и приступите к фиксации кислорода.Фиксация кислорода. В пробу последовательно (используя отдельныепипетки) внесите по 1 мл MnSO 4 и (KI – KOH). 2 мл пробы при этомсливаются через край, это потери, их необходимо учесть в расчетнойформуле. Склянку закройте пробкой так, чтобы в нее не попали пузырькивоздуха и поставьте в темное место для оседания осадка.Запишите наблюдения и уравнения соответствующих реакций (2.1,2.2).Определение кислорода в пробе. В кислородную склянку к осевшемуосадку (1/3 высоты склянки) не касаясь его и не взмучивая внесите 5 млH 2 SO 4 (1: 4) и закройте склянку пробкой, следя за тем, чтобы не образовалисьпузырьки воздуха. При этом 5 мл осветленной жидкости вытекают изсклянки, что не имеет значения, так как весь кислород зафиксирован восадке. Содержимое склянки перемешайте до полного растворения осадка.Раствор перелейте в коническую колбу и титруйте раствором тиосульфатанатрия до светло-желтой окраски, затем добавьте 1 мл крахмала ипродолжайте титрование до полного обесцвечивания. Оттитрованныйраствор вылейте в кислородную склянку, и, если наблюдается посинение,дотируйте до полного обесцвечивания.Запишите наблюдения и уравнения соответствующих реакций (2.3,2.4).Вычисления:O28 N1⋅V1100 ⋅=V −2мг / л,10

где: О 2 – концентрация кислорода, мг/л,8 – эквивалент кислорода,N 1 – нормальная концентрация тиосульфата натрия,V 1 – объем тиосульфата натрия, пошедший на титрование, мл,V – объем кислородной склянки,2 – потери на этапе насыщения.Для перевода концентрации О 2 из мг/л в мл/л нужно полученныйрезультат разделить на 1,428.Сделайте вывод о проделанной работе.Контрольные вопросы1. Дайте характеристику природных вод в зависимости от размерачастиц. К какой группе относится O 2 ?2. Как характеризуются примеси по химическому составу? К какойгруппе относится O 2 ?3. Чем вызвана необходимость контролировать содержание O 2 ?4. Напишите уравнение коррозии железа с кислородной деполяризацией.5. Каков механизм воздействия кислорода на металл?6. Какие известны методы обескислороживания воды?7. В чем сущность химических методов обескислороживания воды?Какие реагенты при этом используются? Какие химические реакциипротекают?8. Какие соединения количественно связывают O 2 , растворенный в воде входе анализа? Составьте уравнения реакций.9. Составьте уравнения реакций, протекающих при титрованиианализируемого раствора иодидом калия в кислой среде. Какустанавливается конец титрования?10. Какая реакция протекает при титровании свободного иода растворомтиосульфата натрия? Как устанавливается конец титрования?Лабораторная работа №3ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ В ВОДЕЦель работы: определение содержания органических веществ в водеметодом перманганатной окисляемостиВ химический состав природных вод кроме минеральных веществ ирастворенных газов входят также органические вещества. Они могутнаходиться в истинно растворенной форме, в коллоидном состоянии и в видевзвесей.11

В воде водоемов содержится большое количество самых разнообразныхорганических соединений. В природных водах обнаружены органическиекислоты (уксусная, масляная и др.), углеводы, белки, аминокислоты, жиры,фенолы, сложные эфиры, а также витамины, ферменты, антибиотики игумусовые вещества.По происхождению органические вещества могут быть разделены нааллохтонные, т.е. поступающие извне и автохтонные, образующиеся в самомводоеме. К аллохтонным веществам относятся гумусовые вещества,вымываемые из почв, лесной подстилки, торфяников и других объектов, вкоторых содержатся растительные остатки. Сюда же относятся органическиевещества, вносимые бытовыми и промышленными сточными водами ипоступающие из атмосферы.Весь комплекс органических веществ непрерывно трансформируется:одни вещества распадаются, другие непрерывно образуются. Изучение этогокрайне подвижного комплекса достаточно сложно, поэтому пользуютсякосвенными характеристиками.Наиболее старый метод состоит в определении потери веса припрокаливании остатка, полученного при выпаривании пробы воды. Широкораспространен метод определения окисляемости, где показателемсодержания органических веществ служит количество кислорода,израсходованного на их окисление. Различают перманганатнуюокисляемость – ПО (окислитель KMnO 4 ) и бихроматную – БО (окислительK 2 Cr 2 O 7 ). Величина окисляемости выражается в миллиграммах атомарногокислорода на 1 литр раствора. Принято считать, что при применениибихроматной окисляемости происходит практически полное (за исключениемнекоторых белковых соединений) окисление органических веществ до СО 2 иН 2 О. Величину бихроматной окисляемости принято также называть ХПК(химическое потребление кислорода). При использовании перманганатнойокисляемости биохимически нестойкие вещества окисляются слабо, поэтому,если не требуется большой точности анализа, то для вычисления содержанияорганических веществ результат анализа удваивают.Как окислитель, перманганат калия лучше всего действует в кислойсреде, взаимодействуя с органическим веществом по реакции:2КMnO 4 + 5H 2 С 2 О 4 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 10CO 2 + 8H 2 O.Этот метод применим при концентрации хлорид - ионов до 300 мг/л, т.к.при большей концентрации хлориды окисляются до свободного хлора,который сам является сильным окислителем, поэтому смысл метода ирасчетных формул теряется.Количественная оценка биохимически окисляющихся веществ, сильновлияющих на кислородный режим водоемов, имеет большое практическоезначение. Эти вещества окисляются в основном аэробными бактериями доСО 2 и Н 2 О, при этом расходуется кислород. При наличии большогоколичества биохимически нестойких веществ может образоваться сильныйдефицит кислорода, гибнут рыбы и низшие аэробные организмы. Если12

концентрация кислорода приближается к нулю, то начинают развиватьсяанаэробные бактерии и водоем загнивает.Количественной оценкой биохимически нестойких веществ служитпоказатель БПК (биохимическое потребление кислорода). Он измеряется поизменению содержания кислорода в пробе, находящейся в темноте при 20 ºСза определенный промежуток времени (обычно за 5 суток – БПК 5 ) ивыражается, в отличие от окисляемости, в миллиграммах молекулярногокислорода на 1 литр раствора.Для получения представления о преобладании разных группорганических веществ определяют различные соотношения между ихкосвенными характеристиками. Эти соотношения позволяют до некоторойстепени судить о составе органических веществ. Так, например, соотношениеБПК 5 /ПО показывает долю биохимически нестойких веществ по отношениюк стойким, соотношение ПО/БО – долю биохимически стойких веществ поотношению к общему количеству органических соединений.Согласно требованиям к составу и свойствам воды, утвержденным всанитарных правилах и нормах охраны поверхностных вод от загрязнения(СниП № 4630 от 4.07.88г.) перманганатная окисляемость должна составлятьне более 3,0 мг/л О 2 для водоемов хозяйственно-питьевой категории и неболее 6,0 мг/л О 2 для водоемов культурно-бытовой категории.Экспериментальная частьОпыт 1. Определение окисляемости в пробе водыВыполнение работы. Отмерьте с помощью мерного цилиндра 100 млпробы воды, перенесите в термостойкую колбу, прилейте 5 мл растворасерной кислоты (1:3) и добавьте из бюретки 15 мл раствора КMnO 4. Затемнагрейте колбу и с момента появления первых пузырьков пара кипятите втечение 10 мин., наблюдая за окраской раствора.ВНИМАНИЕ! Смесь воды и серной кислоты при нагревании можетразбрызгиваться. Поэтому необходимо в горлышко колбы вставитьстеклянную воронку.В процессе кипячения могут произойти следующие измененияпервоначального цвета перманганата:1.Жидкость обесцвечивается, что свидетельствует о большом содержаниив данном объеме пробы восстанавливающих веществ. В таком случаеопределение повторяют и берут меньший объем пробы воды.2.Жидкость приобретает коричнево-бурый цвет, что свидетельствует онедостаточном количестве серной кислоты. В таком случае в раствор следуетдобавить еще 5 мл H 2 SO 4 и продолжать определение.3.Жидкость приобретает красноватый оттенок или остается после 10-минутного кипячения окрашенной в фиолетовый цвет, это свидетельствует отом, что определение идет правильно.13

После кипячения для определения количества КMnO 4 , израсходованногона окисление органических веществ, применяется метод обратноготитрования.В окрашенную жидкость пипеткой прилейте 15 мл 0,01н раствора H 2 С 2 О 4(щавелевой кислоты). Количество кислоты должно строго соответствоватьпервоначальному объему КMnO 4 , добавляемого в пробу при кипячении.Содержимое пробы при этом обесцвечивается, т.к. H 2 С 2 О 4 окисляетсяатомарным кислородом, который образуется при распаде перманганатакалия.Так как КMnO 4 расходуется на окисление органических веществ в пробе,при добавлении 15 мл щавелевой кислоты создается ее избыток. Не доливаябюретки, заполненной раствором КMnO 4 , титруйте пробу до появленияустойчивой слабо-розовой окраски от одной прибавленной каплиперманганата калия. Таким образом, о конце титрования судят попрекращению обесцвечивания КMnO 4 и по окрашиванию пробы в розовыйцвет, т.е. индикатором в данном случае служит сам раствор. Запишитесуммарное количество перманганата калия, пошедшее как на окислениеорганических веществ пробы, так и на окисление 15 мл H 2 С 2 О 4 . Этоколичество обозначьте через «А».Опыт 2. Определение эквивалентной концентрации раствораперманганата калия.Выполнение работы. Для определения поправочного коэффициентаКMnO 4 в колбу, в которой производился анализ, не выливая ее содержимого,приливают пипеткой 15 мл стандартного 0,01н раствора H 2 С 2 О 4 и пробутитруют вновь до слабо-розовой окраски (температура пробы прититровании должна быть приблизительно 50-60 ○ С). Результат титрованияобозначьте «Б» - это количество КMnO 4 , пошедшее на титрование 15 млH 2 С 2 О 4 .Рассчитайте поправочный коэффициент по формуле:HCO,мл= .2 2 4K KMnO4,млДалее для вычисления окисляемости используйте формулу:8 ⋅Сн⋅К ⋅( А −Б) 1000V⋅ мг/л,где 8 – молярная масса эквивалента кислорода,К- поправочный коэффициент,С н – нормальная концентрация КMnO 4 (0,01н),А – количество КMnO 4 , пошедшее на окисление органических веществ и 15 млH 2 С 2 О 4 ,Б - количество КMnO 4 , пошедшее на окисление15 мл H 2 С 2 О 4 , млV – объем взятой пробы воды, мл.Точность метода составляет 0,4 мг/л, если окисляемость не превышает 4 мг/л О.14

Контрольные вопросы1. В какой форме могут находиться в воде органические вещества?2. Как попадают в воду аллохтонные загрязнители?3. Перечислите методы, использующиеся при количественномопределении содержания органических веществ в воде.4. В каких единицах выражается окисляемость?5. Какие ограничения существуют при использовании метода ПО?6. Какая величина позволяет оценить содержание в воде биохимическиокисляющихся веществ?7. В чем заключается метод обратного титрования?Лабораторная работа № 4ОБЕССОЛИВАНИЕ ВОДЫ МЕТОДОМ ИОННОГО ОБМЕНАЦель работы: проведение анализа воды на жесткость. Умягчение водыметодом ионного обмена (катионирования).Одним из методов устранения жесткости воды является метод ионногообмена. Обработка воды методом ионного обмена основана на пропусканииее через фильтрующий слой ионообменного материала (ионита), практическинерастворимого в воде, но способного взаимодействовать (обмениваться) ссодержащимися в воде ионами.Иониты, или ионообменные смолы, представляют собой пористыеполимерные частицы размером 0,2–1,0 мм, содержащие подвижные ионы,способные к обмену. При пропускании воды через слой ионита происходитобмен ионов электролитов, растворенных в воде, на эквивалентное числоионов из ионитов, в результате чего изменяется ионный состав воды и самихионитов. Если в результате такой обработки воды происходит обменкатионами, то процесс называется катионированием, а само вещество –катионитом. При обмене анионами процесс называется анионированием, аионообменный материал – анионитом. В катионитах подвижными ионами,способными к обмену, часто используются ионы водорода или натрия,связанные со сложными органическими радикалами (R k ), в анионитах –гидроксид-ионы, также связанные с радикалом (R a ).Катионит в водородной или натриевой формах в воде обмениваетподвижные ионы водорода (натрия) на ионы жесткости Ca 2+ и Mg 2+ . Этиреакции идут следующим образом:2HR k + Ca 2+ → CaR k2 + 2H + ; (4.1)2NaR k + Mg 2+ → MgR k2 + 2Na + . (4.2)При Н + -катионировании по мере поглощения ионов жесткости ивыделения в воду обменных ионов водорода фильтрат приобретает кислуюреакцию, т. к. происходит образование эквивалентной массы свободныхминеральных кислот. Увеличивается электропроводность воды, т. к.15

подвижность ионов водорода выше подвижности ионов металлов. Общеесолесодержание воды оказывается меньше, чем у исходной воды, т.к. массаперешедших в воду ионов водорода меньше массы ионов Ca 2+ , Mg 2+ .При Na + -катионировании вода приобретает щелочную реакцию. Общеесолесодержание воды несколько возрастает, т. к. масса перешедших в водуионов натрия выше эквивалентных масс магния и кальция.Электропроводность воды также несколько возрастает из-за появления в водеподвижных ионов гидроксида ОН – .По законам ионного обмена в ряду активности катионов Na + , Ca 2+ , Mg 2+каждый последующий катион поглощается катионитом интенсивнее, чемпредыдущий. Каждый предыдущий ион может быть вытеснен из катионитапоследующим, если они находятся в сопоставимых концентрациях.При фильтровании через слой анионита в ОН-форме происходит обменионов НСО 3 – , SO 4 2– , Сl – , HSiO 3 – и др. из исходной воды на ион ОН – вэквивалентном соотношении:R a (ОН) + НСО 3 – → R a HCO 3 + ОН – ; (4.3)R a (ОН) + SO 4 2– → R a2 SO 4 + 2OH – ; (4.4)R a (ОН) + Сl – → R a Cl + OH – . (4.5)При анионировании исходной воды общее солесодержание фильтратаснижается, т. к. масса ионов ОН – меньше массы ионов Сl – , SO 4 2– , HSiO 3 – и др.Вода приобретает щелочную реакцию. Электропроводность фильтрата будетвыше, чем у исходной воды.Ряд активности анионов: HSiO 3 – , НСО 3 – , SO 4 2– , Сl – . Каждый предыдущийанион может быть вытеснен из анионита последующим, если они находятся всопоставимых концентрациях.Полное химическое обессоливание воды ионитами применяют приобщем солесодержании исходной воды до 1000 мг/л. Частичноеобессоливание можно проводить при более высоком солесодержании – до1500–2000 мг/л.При пропускании воды через слой ионита происходит истощение егообменной емкости. Для восстановления обменной емкости фильтранеобходимо проводить регенерацию ионита.Для регенерации катионита в Н-форму используют 1,5–3,5%-й растворH 2 SO 4 , для регенерации в Na-форму катионит обрабатывают 4–5%-мраствором хлорида натрия. Регенерацию анионита проводят, как правило, 3–4%-м раствором гидроксида натрия. Соли, образовавшиеся в результатерегенерации фильтра, удаляются из него при промывке фильтра.По мере работы ионообменных фильтров катионит и анионитслеживаются, при этом не только возрастает гидравлическое сопротивлениепри фильтрации воды, но и уменьшается рабочая емкость ионита. Поэтомусмола в фильтрах должна периодически взрыхляться, а рабочий циклионообменных фильтров предусматривает следующие операции: обработкаисходной воды, регенерация анионита, промывка ионита от продуктоврегенерации, взрыхление ионитного материала.16

Приборы и материалыДелительная воронка, заполненная катионитом, бюретка, коническиеколбы для титрования, мерные цилиндры, 0,01 н раствор трилона Б,индикатор мурексид, 2 н раствор NаОН, 5%-й раствор хлорида натрия длярегенерации катионита.Опыт 1. Определение кальциевой жесткости исходной воды.Выполнение работы. В коническую колбу отмерить цилиндром 10 млводы. Добавить 5 мл 2 н раствора NаОН. Прилить 30 мл дистиллированнойводы. На кончике шпателя добавить индикатор "мурексид". Титроватьраствором трилона Б при интенсивном перемешивании до перехода окраскиот розовой до фиолетово-синей.Титрование повторить 3 раза до сходимости результатов на 0,2 мл. Длярасчета взять средний объем трилона Б, пошедшего на титрование:Ж Са (ммоль⋅экв/л) = V Тр.Б, ср. .Опыт 2. Обессоливание воды.Выполнение работы. Подготовить катионит к работе. Для этогопромыть его, пропустив через колонку вначале 5%-й раствор хлориданатрия(100 мл), а затем дистиллированную воду (100 мл).Отмерить мерным цилиндром 50 мл воды и, пропустив ее через колонку,заполненную катионитом, со скоростью 15–20 капель в мин, собратьобессоленную воду в колбу, или стакан. Отметить время начала и концапроцесса пропускания.Опыт 3. Определение кальциевой жесткости обессоленной воды.Выполнение работы. Определить кальциевую жесткость обессоленнойводы (аналогично опыту 1). По окончании работы залить в колонку скатионитом 5%-й раствор хлорида натрия. Используя полученные данные,рассчитать производительность колонки по формуле:VG = 3 , 6⋅ ,τгде G – производительность колонки, л/ч;V – объем пробы воды, мл;τ – время обессоливания, с.1. Записать уравнения реакций, происходящих при Nа + -катионированииводы.2. Полученные результаты занести в таблицу:17

Наиболее распространенными в природных водах газами являютсякислород и углекислый газ, кроме того, присутствует азот и другие газы.Источником кислорода является атмосфера, углекислоты - биохимическиепроцессы, происходящие в глубинных слоях земной коры, углекислота изатмосферы.По химическому составу примеси разделяются на органические инеорганические. Первые имеют, как правило, очень сложный состав инаходятся в коллоидном или истинно растворенном состоянии. Изорганических веществ, попадающих извне, следует отметить гуминовыевещества, вымываемые водой из гумусовых почв (торфяников, сапропелитови др.). Большая часть из них находится в коллоидном состоянии. В самихводоемах органические вещества непрерывно поступают в воду в результатеотмирания различных водных организмов. При этом часть из них остаетсявзвешенной в воде, а другая опускается на дно, где происходит их распад.Грубодисперсные примеси, обуславливающие мутность природных вод,представляют собой вещества минерального и органическогопроисхождения, смываемые с верхнего покрова земли дождями или талымиводами во время весенних паводков.Присутствие ионов водорода в природной воде обусловленодиссоциацией угольной кислоты. Большинство природных вод имеют pH впределах 6,5 - 8,5. В связи с меньшим содержанием углекислоты вповерхностных водах их pH обычно выше, чем для подземных вод.Происходящее в почвах процессы окисления органических веществвызывают расход кислорода и выделение углекислоты, поэтому в воде прифильтрации её через почву, возрастает содержание углекислоты, чтоприводит к обогащению природных вод карбонатами кальция, магния ижелеза, с образованием растворимых в воде кислых солей типа:CaCO 3 + H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3 ) 2 .Гидрокарбонаты присутствуют почти во всех водах в тех или иныхколичествах. Большую роль в формировании химического состава водыиграют подстилающие почву грунты, с которыми вода вступает всоприкосновение, фильтруясь и растворяя некоторые минералы. Особенноинтенсивно обогащают воды осадочные породы, такие как известняки(CaCO 3 ), доломиты (CaCO 3 ·MgCO 3 ), мергели, гипс (CaSO 4 ·2H 2 O), каменнаясоль (KCl) и др. В свою очередь почва и породы обладают способностьюадсорбировать из природной воды некоторые ионы (например, Ca 2+ , Mg 2+ ),замещая их эквивалентным количество других ионов (Na + , K + ).Подпочвенными водами легче всего растворяются хлориды и сульфатынатрия и магния, хлорид кальция. Силикатные и алюмосиликатные породы(граниты, кварцевые породы и т.д.) почти нерастворимы в воде исодержащей углекислоту и органические кислоты.Наиболее распространенными в природных водах являются следующиеионы: Cl – ,SO , HCO , CO , Na + , Mg 2+ , Ca 2+ , H + . Эти компоненты19

причисляют к макрокомпонентам, так как их содержание в воде повышено,по сравнению с другими компонентами. Все остальные ионы и коллоидыотносятся к микрокомпонентам.Ион хлора присутствует почти во всех природных водоемах, причем егосодержание меняется в очень широких пределах. Сульфат - ион такжераспространен повсеместно. Основным источником растворенных в водесульфатов является гипс. В подземных водах содержание сульфат - ионаобычно выше, чем в воде рек и озер. Из ионов щелочных металлов вприродных водоемах в наибольших количествах находится ион натрия,который является характерным ионом сильноминерализованных вод морей иокеанов.Ионы кальция и магния в маломинерализованных водах занимают первоеместо. Основным источником ионов кальция является известняки, а магния -доломиты (MgCO 3 ,CaCO 3 ). Лучшая растворимость сульфатов и карбонатовмагния позволяет присутствовать ионам магния в природных водах вбольших концентрациях, чем ионов кальция.Соединения азота в природной воде представлены ионами аммония,нитритными, нитратными ионами за счет разложения органических веществживотного и растительного происхождения. Ионы аммония, кроме того,попадают в водоемы со сточными промышленными водами.Соединения железа очень часто встречаются в природных водах, причемпереход железа в раствор может происходить под действием кислорода иликислот (угольной, органических). Так, например, при окислении весьмараспространенного в породах пирита получается сульфат железф (II):FeS 2 + 4O 2 → Fe 2+ + 2SO , а при действии угольной кислоты - карбонатжелеза (II):FeS 2 + 2H 2 CO 3 → Fe 2+ + 2HCO – 3 + H 2 S + S.Соединения кремния в природных водах могут быть в виде кремниевойкислоты. Часть кремния находится в коллоидном состоянии, а также в видеполикремневой кислоты: X SiO 2 ·YH 2 O. В природных водах присутствуюттакже Al 3+ , Mn 2+ и другие катионы.Большее число элементов в обычных природных водах встречается вколичествах, редко превышающих десятки микрограммов на 1 л воды. Ктаким элементам относятся Zn, Cu, Pb, As, Mn и др.20Экспериментальная частьОпыт 1. Качественные реакции на ионныа) Обнаружение ионов калия.Выполнение работы. Взаимодействие с гексанитрокобальтатом (III)натрия Na 3 [Co(NО 2 ) 6 ].В пробирку с 5-6 каплями раствора KCl или KNO 3 добавить 3-4 каплираствора Na 3 [Co(NО 2 ) 6 ]. Выпадает желтый кристаллический осадокК 2 Na[Co(NО 2 ) 6 ]. Запишите уравнение реакции.

б) Обнаружение ионов магния.Капельная реакция Н.А.Тананаева.Поместите на фильтровальную бумагу каплю раствора фенолфталеина,каплю нейтрального раствора хлорида магния и каплю раствора аммиака.При этом появляется красное пятно, обусловленное щелочностьюаммиачного раствора и образующегося гидроксида магния. Приподсушивании мокрого пятна над пламенем спиртовки избыток аммиакаулетучивается, гидроксид магния обезвоживается и красное пятнообесцвечивается. Если затем вновь смочить пятно дистиллированной водой,то вновь появляется красная окраска, обусловленная образованием Mg(OH) 2 .Запишите уравнение реакции.в) Обнаружение ионов кальцияВыполнение работы. Реакция с оксалатом аммония (NH 4 ) 2 C 2 O 4 .К 5-6 каплям раствора соли кальция добавляют 3-4 капли раствораоксалата аммония. Смесь нагрейте до кипения и дайте ей постоять 2-3 мин.Выпадает белый кристаллический осадок СаC 2 O 4 , растворимый в соляной иазотной кислотах, но не растворимый в уксусной кислоте даже принагревании. Проверьте и запишите соответствующие уравнения реакций вмолекулярной и ионной форме.г) Обнаружение ионов железа (III).Выполнение работы. 1. Реакция с гексацианоферратом (II) калияK 4 [Fe(CN) 6 ]В пробирку помещают 5-6 капель раствора FeCl 3 и добавляют столько жераствора K 4 [Fe(CN) 6 ]. Выпадает осадок темно-синего цвета Fe 4[Fe(CN) 6 ] 3,называемый берлинской лазурью. Запишите уравнение реакции. Осадок нерастворяется в кислотах и растворяется в щелочах с образованием краснобурогоосадка Fe(OH) 3 :Fe 4[Fe(CN) 6 ] 3 + 12NaOH = 4Fe(OH) 3 + 3Na 4[Fe(CN) 6 ].2. Реакция с роданидом аммония.Поместите в пробирку 1 каплю раствора FeCl 3 , разбавьте 5 каплямираствора дистиллированной воды и добавьте 3-5 капель раствора NH 4 SCN.При этом появляется кроваво-красное окрашивание, вызванноеобразованием малодиссоциирующих молекул роданида железа (III)[Fe(SCN) 3 ].Запишите уравнение протекающих реакций.д) Обнаружение ионов железа (II).Выполнение работы. Реакция с гексацианоферратом (III) калияK 3 [Fe(CN) 6 ]В пробирку помещают 5-6 капель раствора соли Fe 2+ и добавляют столькоже раствора K 3 [Fe(CN) 6 ]. Выпадает осадок темно-синего цвета (турнбулевасинь) Fe 3[Fe(CN) 6 ] 2 . Осадок не растворяется в кислотах и растворяется в21

щелочах с образованием гидроксида железа (II). Проверьте и запишитесоответствующие уравнения реакций.е) Обнаружение ионов свинца (II).Выполнение работы. Реакция с иодидом калия.В пробирку помещают 3-5 капель раствора нитрата свинца (II) иприливают 3-6 капель раствора иодида калия. Выпадает золотисто-желтыйосадок. Запишите уравнение реакции в молекулярной и ионной форме.ж) Обнаружение ионов меди (II).Выполнение работы. 1. Реакция с аммиаком.К 3-4 каплям раствора соли сульфата меди по каплям добавить раствораммиака до растворения выпавшего осадка. При действии избытка аммиакапоявляется интенсивное синее окрашивание, вызванное образованиемаммиаката меди (II). Запишите уравнение реакции.2. Реакция с роданидом калия.К 2-3 каплям соли меди прибавляют 3-4 капли раствора KSCN.Образуется черный осадок роданида меди.Запишите уравнение протекающих реакций.з) Обнаружение ионов хлора.Выполнение работы. Реакция с нитратом серебра.К нескольким каплям раствора хлорида калия добавьте несколько капельнитрата серебра. В присутствии хлорид-ионов образуется белый осадокхлорида серебра, который не растворяется в азотной кислоте, норастворяется в растворах аммиака, карбоната аммония. Запишитесоответствующие уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.и) Обнаружение сульфат-ионов.Выполнение работы. Реакция с хлоридом бария.К нескольким каплям раствора сульфата натрия добавьте несколькокапель раствора хлорида бария. В присутствии сульфат-ионов образуетсябелый осадок сульфата бария, который не растворим в азотной кислоте.Запишите соответствующие уравнения реакций в молекулярной и ионнойформе.к) Обнаружение карбонат-ионов.Выполнение работы. 1. Реакция с уксусной кислотой.К 3-5 каплям раствора карбоната натрия добавляют избыток 2 н.уксусной кислоты. Бурное выделение пузырьков газа указывает наприсутствие СО 3 2– . Проверьте. Запишите уравнение реакции.2. Реакция с нитратом серебра.К 3-5 каплям раствора карбоната натрия добавляют 2-3 капли растворанитрата серебра. В присутствии карбонат-ионов выпадает белый осадок,22

растворимый в азотной кислоте. Проверьте. Запишите соответствующиеуравнения реакций в молекулярной и ионной форме.Опыт 2. Определение ионного состава пробы воды.Выполнение работы. Получите у преподавателя пробу воды и спомощью качественных реакций проделанных в опыте 1 определите, какиеионы присутствуют в воде. Результаты анализа занесите в таблицу,например:№п/пОпределяемыйионПрибавленныйреактив Наблюдения Вывод1 Железо(III) РоданидаммонияПоявляется кровавокрасноеокрашиваниеИоны Fe 3+присутствуютКонтрольные вопросы1.Что называется природными водами? Как происходит ихформирование?2. Каков состав природных вод?3. Что собой представляют грубодисперсные примеси?4. Чем обусловлено наличие органических примесей в природных водах ?5. Перечислите ионы, наиболее распространенные в природных водах.Лабораторная работа № 6АДСОРБЦИЯ УКСУСНОЙ КИСЛОТЫАКТИВИРОВАННЫМ УГЛЕМЦель работы – изучение зависимости величины адсорбции отравновесной концентрации адсорбента.Процесс поглощения одного вещества поверхностью другого называютадсорбцией. Вещество, частицы которого поглощаются (газ, жидкость,растворенный компонент), называют адсорбатом, а поглотитель -адсорбентом.Взаимодействия между частицами адсорбата и адсорбента могут иметьразличный характер. Β зависимости от природы этого взаимодействияразличают адсорбцию физическую и химическую (хемосорбцию).При физической адсорбции частицы адсорбата и адсорбента связываютсяотносительно непрочными межмолекулярными силами взаимодействия(силами Ван-дер-Ваальса). Примером физической адсорбции являетсяадсорбция газов или растворенных веществ активированным углем.23

При хемосорбции частицы адсорбата и адсорбента связаны болеепрочными силами сцепления за счет возникающего химическоговзаимодействия, приводящего к образованию нового вещества. Примеромхемосорбции может служить адсорбция кислорода металлами.Процесс отрыва частиц адсорбата от поверхности адсорбента, т.е.явление, обратное адсорбции, называют десорбцией. Если в системе при заданных условиях скорость адсорбции равнаскорости десорбции, состояние системы называют адсорбционнымравновесием.Количественно адсорбцию выражают в молях адсорбата на единицуплощади поверхности адсорбента (моль/м 2 ) или в молях адсорбата наединицу массы адсорбента (моль/г).Величина адсорбции зависит от природы адсорбента и адсорбата,температуры и концентрации (или давления) адсорбата. Кривую зависимостивеличины адсорбции от равновесных концентраций с или давления радсорбата при постоянной температуре Т называют изотермой адсорбции:Г = f ( c ) или Г = f ( р ) при Т =constЗависимость величины адсорбции от концентрации адсорбента(T = const) выражается уравнением ЛэнгмюраГ=Гmax1КC+ КCгде Г – величина адсорбции; Г max – максимальная величина адсорбции,обусловленная поверхностью адсорбента; К – константа адсорбционногоравновесия; С – равновесная концентрация адсорбента. Выразив уравнениеЛэнгмюра в виде1 1 1 1= + ,Г Г max Г max КCполучают линейную зависимость 1/Г от 1/с.Из графика, построенного в координатах 1/Г - 1/с, рассчитываютмаксимальную величину адсорбции (Г max ) и затем по уравнению Лэнгмюраконстанту адсорбционного равновесия (К).,24Экспериментальная часть:Величину адсорбции (Г) рассчитывают как разность между числом молейуксусной кислоты в объеме колбы до адсорбции (n 0 ) и после адсорбции (n):Г = n 0− n .Концентрацию уксусной кислоты в растворе рассчитывают по законуэквивалентов

Изотермы Лэнгмюра в двух формахИз второго графика определите 1/Г max и рассчитайте максимальноезначение адсорбции (Г max ).Рассчитайте по уравнению Лэнгмюра константу адсорбционногоравновесия (К).Сделайте выводы.Контрольные вопросы и задачи.1. Что называют адсорбцией и десорбцией?2. Покажите графические изменения скорости адсорбции и десорбции смомента начала процесса до установления адсорбционного равновесия?3. Какова природа сил, вызывающая физическую и химическуюадсорбцию?4. Как можно сместить адсорбционное равновесие?5. Рассчитайте константу адсорбционного равновесия для физическойадсорбции, если при равновесной концентрации адсорбата 10 –3 моль/см 3адсорбция составила 10 –11 моль/см 3 , а Г max (при Т=const) равна 10 –10 моль/см 3 .Ответ: 111,126ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №7КОЛЛОИДНЫЕ РАСТВОРЫЦель работы — ознакомление с методами получения коллоидныхрастворов и их свойствами.Коллоидными называют растворы, в которых линейные размеры частицдисперсной фазы лежат в пределах от 1 до 100 нм.Коллоидная дисперсность вещества является промежуточной междугрубой дисперсностью, характерной для взвесей, и молекулярной,

характерной для истинных растворов. Поэтому коллоидные растворы,получают либо из истинных растворов путем укрупнения частицмолекулярной дисперсности до определенного предела (максимум до 100нм), либо из взвесей путем дробления грубодисперсных частиц также доопределенного предела (минимум до 1 нм). В этой связи различаютконденсационные методы (укрупнение частиц) и методы диспергирования(дробление частиц).Коллоидные растворы (или золи) относятся к числу гетерогенныхдисперсных систем, характеризующихся высокой степенью раздробленностидисперсной фазы.Дисперсная фаза в коллоидном растворе (или золе) представленаколлоидными частицами, в состав которых входят ядро, зарядообразующиеионы и противоионы. Зарядообразующие ионы могут быть положительноили отрицательно заряженными. Поэтому и коллоидные частицы имеют либоположительный, либо отрицательный заряд. Заряженная коллоидная частицапритягивает к себе молекулы Н 2 О из дисперсионной среды; так создаетсягидратная оболочка, окружающая коллоидную частицу.Примерный состав коллоидных частиц золей Sb 2 S 3 и Fe(OH) 3 можновыразить следующими формулами:[(mSb 2 S 3 ) · nHS -·(n-x)H +· yH 2 O] x– ;[(mFe(OH) 3 )·nFe 3+·3(n - x)Cl - • yH 2 O] 3X+ .Противоионы Н + или Cl – , которые входят в состав коллоидных частиц,называют связанными. Свободные противоионы остаются в дисперсионнойсреде.Коллоидную частицу и эквивалентную ей часть дисперсионной среды(гидратированных свободных противоионов) называют мицеллой. Мицеллусчитают структурной единицей коллоидного раствора. Формулы:{[(mSb 2 S 3 ) · nHS - · (n –х)H + · yH 2 O] x- + H +· z(H 2 O)} 0 ;{[(mFe(OH) 3 ) · nFe 3+ · 3(n- х) Cl · yH 2 O] 3x+ + 3 х Cl –· z H 2 O} 0 .выражают примерный состав мицелл золей сульфида сурьмы игидроксида железа.Коллоидные растворы обладают специфическими оптическими,кинетическими и электрическими свойствами (специфика связана сразмерами и зарядом коллоидных частиц) и характеризуются высокойкинетической и агрегативной устойчивостью. Первая является следствиемкинетических свойств золей и проявляется в том, что концентрацияколлоидных растворов одинакова по всему объему системы и приправильном хранении не изменяется во времени, а вторая в том, что частицыдисперсной фазы в коллоидном растворе не укрупняются, не слипаются.Сохранение коллоидной степени дисперсности во времени обусловленопрежде всего наличием одноименного электрического заряда частицдисперсной фазы, вызывающего их взаимное отталкивание.27

Особенно велика агрегативная устойчивость гидрофильных золей. Придлительном хранении они переходят в "студнеобразное" коллоидноесостояние.Примером гидрофильного золя может служить золь желатина. Твердыйколлоид желатина при набухании в воде образует гель. При нагревании геля("студня") образуется золь. Все процессы протекают обратимо:золь ⇔ гель ⇔ твердый коллоидУстойчивость коллоидного раствора можно нарушить. Потеряагрегативной устойчивости золя приводит к укрупнению частиц дисперснойфазы, их слипанию. Этот процесс называют коагуляцией. Коагуляциявызывает нарушение кинетической устойчивости системы, которое приводитк образованию осадка (коагулята). Этот процесс называют седиментацией.Примерный состав коагулята золей сульфида сурьмы и гидроксидажелеза выражают формулами:[(mSb 2 S 3 )·nHS –·nH + ] 0 ;[(mFe(OH) 3 ) · nFe 3+ ·3nCl – ] 0 .28Экспериментальная частьОпыт 1. Получение золя гидроксида железа (III) методом конденсации иизучение его оптических свойств.Конденсация частиц молекулярной дисперсности может происходить впроцессе гидролиза солей некоторых поливалентных металлов, напримерFeCl 3 . Гидролиз иона Fe 3+ протекает по ступеням:Fe 3+ + H 2 O ⇔ FeOH 2+ + H + ;FeOH 2+ + H 2 O ⇔ Fe(OH) 2 + + H + ;Fe(OH) 2 + + H 2 O ⇔ Fe(OH) 3 + H + .Гидроксид железа Fe(OH) 3 не выпадает в осадок, так как степеньгидролиза FeCl 3 по третьей ступени мала.Зарядообразующими ионами в процессе образования золя могут бытьFe 3+ , FeOH 2+ и Fe(OH) 2 + , а противоионами – Сl – .Выполнение работы. Пробирку заполните водой (примерно до 1 / 2 ееобъема) и поставьте в горячую водяную баню. Через 5-7 мин внесите впробирку 2—3 капли концентрированного раствора FeCl 3 . Наблюдайтеобразование красно-оранжевого золя Fe(OH) 3 .Пользуясь осветительной установкой, убедитесь в том, что полученколлоидный раствор.Раствор сохраните для проведения опыта 3,4,5.При оформлении результатов опыта укажите:1. Реакцию и условия получения коллоидного раствора.2. Состав ядра коллоидной частицы.3. Состав коллоидной частицы.4. Состав мицеллы.5. Объясните оптический эффект золя.

Опыт 2. Получение золя желатина из твердого коллоидаПри набухании твердого желатина в воде образуется гель, а потом принагревании - золь.Выполнение работы. Поместите в пробирку кусочек твердого желатинаи прилейте к нему примерно 10 мл воды. Через 10—15 мин нагрейтепробирку на водяной бане для ускорения процесса образования коллоидногораствора.Пользуясь осветительной установкой, убедитесь в том, что получен золь(сохраните часть золя для опыта № 5). Оставьте пробирку с золем желатина вштативе на 20—30 мин и наблюдайте образование геля (студня).При оформлении результатов опыта ответьте на следующие вопросы:1. Какой метод был использован при получении золя желатина —конденсации или диспергирования?2. Какое вещество было использовано в качестве пептизатора?3. Как вы убедились в том, что получили коллоидный раствор желатина?4. Какие стадии протекают в процессах получения гидрофильных золейиз твердых коллоидов?5. В чем разница между составом ядер коллоидных частиц гидрофобныхи гидрофильных золей?Опыт 3. Коагуляция золя действием электролитаНарушение агрегативной и кинетической устойчивости золей можетпроисходить при добавлении электролита.Выполнение работы. К коллоидному раствору, полученному в опыте 1,добавьте несколько капель концентрированного раствора сульфата алюминияA1 2 (SO 4 ) 3 . Через 2—3 мин наблюдайте укрупнение частиц и образованиеосадка.При оформлении результатов опыта укажите:1. Условия нарушения агрегативной и кинетической устойчивости золяFe(OH) 3 .2. Состав частицы дисперсной фазы коллоидной системы: а) до введенияA1 2 (SO 4 ) 3 ; б) после введения A1 2 (SO 4 ) 33. Состав образовавшегося осадка.4. Объясните роль A1 2 (SO 4 ) 3 в процессе коагуляции золя. Какимипроцессами сопровождаются нарушения агрегативной и кинетическойустойчивости золей?Опыт 4. Определение знака заряда коллоидной частицыКапиллярный анализИногда знак заряда коллоидной частицы можно определить, не прибегаяк электрофорезу, например, методом капиллярного анализа, используязависимость адсорбируемости золя от знака заряда поверхности адсорбента.При погружении в воду фильтровальной бумаги целлюлозные стенки29

капилляров заряжаются отрицательно, а прилегающая к ним вода –положительно. За счет сил поверхностного натяжения вода поднимается покапиллярам бумаги.Если в воде находятся заряженные коллоидные частицы, топередвижение их вверх возможно тогда, когда они заряжены отрицательно ине притягиваются к стенкам капилляров.Выполнение работы. В полученный ранее окрашенный золь (опыт1)опустите край полоски фильтровальной бумаги. Через 3-5 мин. сделайтезаключение о знаке заряда коллоидной частицы.Оформите результаты опыта.Опыт 5. Сравнение устойчивости гидрофильных и гидрофобных золей кдействию электролитовВыполнение работ. В две пробирки налейте по 5 мл полученных ранеезолей, золя гидроксида железа и желатина. Β каждую из пробирок по каплямдобавляйте насыщенный раствор (NH 4 ) 2 SO 4 до коагуляции золей. Определитеи сравните пороги коагуляции.Порог коагуляции зависит как от природы электролита, так и отвалентности коагулирующего иона. Порог коагуляции γ вычисляется поформуле:γ =СэлV э лV золягде V золя – объем золя, взятого для коагуляции;С эл – молярная концентрация раствора электролита;V эл – объем электролита, пошедшего на коагуляцию золя (число капель).Контрольные вопросы:1. Являются ли коллоидные растворы гомогенными системами?2. Какова дисперсность коллоидных растворов?3. Каков состав ядра коллоидной частицы в растворе: а) сульфидасурьмы; б) гидроксида желеэа (Ш)?4. Какие ионы могут быть эарядообразующими в коллоидной частицезоля: а) гидроксида железа (Ш); б) сульфида сурьмы.5. Запишите формулу мицеллы золя: а) гидроксида железа (Ш); б)сульфида сурьмы.6. Опишите оптические, кинетические и электрические свойства коллоидныхрастворов. С чем связаны особенности этих свойств?7. Что называют эффектом Тиндаля? Как используется этот эффект дляидентификации коллоидных растворов?8. Перечислите известные вам методы получения коллоидных растворови опишите кратко их суть.,30

9. Опишите механизм коагуляции» седиментации коллоидных растворов.10. Запишите формулу, отражающую состав осадка после коагуляциизоля Fe(OH) 3 и золя Sb 2 S 3Лабораторная работа № 8АЛЮМИНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯЦель работы: Изучение химических свойств алюминия и его соединений.Алюминий относится к p-элементам.Валентные электроны 3s 2 3p 1Радиус атома нм 0,43Содержание в земной коре % 5,5Плотность г/см 3 2,7Температура плавления ºС 660Температура кипения ºС 2494Еº 298 Al3+/Al Β - 1,66Алюминий проявляет в своих соединениях степень окисления +3. Βобычных условиях алюминий покрыт тонкой (10 –5 мм) и очень прочнойоксидной пленкой, что определяет его коррозийную стойкость. Принагревании алюминий взаимодействует со всеми неметаллами.Β соответствии со значением электродного потенциала алюминий долженвзаимодействовать с водой и разбавленными растворами кислот свыделением водорода. Однако взаимодействию с водой препятствуетнерастворимость образовавшегося гидроксида, поэтому с водой алюминийпрактически не реагирует. В разбавленных кислотах (кроме азотной)алюминий растворяется с выделением водорода. В очень разбавленнойHNO 3 , в концентрированных HNO 3 и H 2 SO 4 на холоду пассивируетсявследствие образования защитной пленки. Для алюминия характернообразование комплексных соединений с координационными числами 4 и 6.При взаимодействии алюминия с растворами щелочей происходитобразование алюминатов и выделение водорода:2Al + 6H 2 O + 2OH – = 3H 2 + 2[Al(OH) 4 ] – ,причем нужно иметь в виду, что алюминий выделяет водород из воды, ащелочь нужна лишь для растворения образующегося гидроксида. С31

соединениями малоактивных металлов алюминий взаимодействует привысокой температуре как сильный восстановитель, соответствующиереакции называют алюминотермическими.СОЕДИНЕНИЯ АЛЮМИНИЯОксид алюминия известен в виде нескольких модификаций. Встречаетсяв природе в виде минерала корунда. Прозрачные окрашенные кристаллыкорунда – рубин (красный – примесь Сr) и сапфир (синий – примесь Ti и Fe)– драгоценные камни. Корунд по твердости уступает лишь алмазу иприменяется в качестве абразивного материала в виде корундовых кругов инаждака. Искусственные рубины используют в качестве квантовыхгенераторов.Оксид алюминия является ионным соединением, в узлах его решеткичередуются ионы Al 3+ и AlO 3 3– , т. е. он по существу является алюминатомалюминия. По химической природе оксид алюминия амфотерен, при высокойтемпературе взаимодействует с кислотами и щелочами при сплавлении испекании. Температура плавления Al 3 O 3 2042 ºС; кипения 3025 ºС.Гидроксид алюминия Al(OH) 3 образуется в виде белого студенистогоосадка в результате обменной реакции между растворами его соли ищелочами. При нагревании гидроксид алюминия теряет молекулы воды ипереходит в оксид гидроксид Al(OH)O, а при прокаливании – в оксид. Легкорастворяется в кислотах и щелочах. Β последнем случае образуютсярастворимые гидроксоалюминаты, содержащие ионы [Al(OH) 4 ] – или[Al(OH) 6 ] 3– .Соли алюминия гидролизуются в растворах, вследствие этого некоторыесоли слабых кислот (сульфид, карбонат) невозможно получить из водныхрастворов.Многие соединения алюминия неустойчивы и при соприкосновении сводой выделяют легко воспламеняющиеся газы. Например: (AlH 3 ) n –полиалюмогидрид, Al 4 C 3 – карбид, Al 4 Si 3 – силицид, LiAlH 4 – алюмогидридлития. Пыль алюмогидрида лития и сплав алюминия с ферросилицидамивзрывоопасны. К взрывоопасным относятся и многие органическиесоединения: трибутилалюминат Al(C 4 H 9 ) 3 , триэтилалюминат Al(C 2 H 5 ) 3 и др.РАСПРОСТРАНЕНИЕ Β ПРИРОДЕИ ПОЛУЧЕНИЕ АЛЮМИНИЯПо распространению в земной коре алюминий занимает первое местосреди металлов. Насчитывается более 250 минералов, содержащихалюминий, наиболее распространенные – полевые шпаты (алюмосиликаты),на долю которых приходится более половины массы земной коры.Вследствие высокой химической активности алюминий может бытьполучен только электролизом его расплавленных соединений. Электролизуподвергают смесь оксида алюминия (глинозема) и гексафторалюмината32

натрия Na 3 [AlF 6 ] (криолита) с добавками фторида алюминия. Температураплавления такой смеси составляет 665 ºC.ИСПОЛЬЗОВАНИЕ АЛЮМИНИЯ Β ТЕХНИКЕЧистый алюминий, вследствие высокой электрической проводимости,используется в электротехнике, прежде всего, для изготовления проводов.Изготавливают из алюминия оболочки кабелей и фольгу для производстваконденсаторов, обмотки роторов электромашин.Алюминий используется для плакирования стали с целью повышения еестойкости к коррозии. С этой целью используют также алитирование –насыщение поверхности стали алюминием на глубину 0,02–1,2 мм. Βметаллургии широко применяют алюминотермию для получениятугоплавких металлов – ванадия, хрома, марганца, а также для свариванияметаллических деталей. Для этого смесь порошкообразных алюминия иоксида железа Fe 3 O 4 , называемую термитом, поджигают с помощью запала.При этом происходит экзотермическая реакция:8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe + 3326 кДж,температура поднимается до 3000ºC, железо течет на место стыкаметаллических деталей, сваривая их.Путем прессования спеченного алюминиевого порошка (САП) началиполучать материалы, отличающиеся высокой жаропрочностью. САПприменяют при изготовлении оболочек для урановых стержней,используемых в ядерных реакторах.Алюминиевые сплавы подразделяются на деформируемые и литейные.Деформируемые отличаются высокой пластичностью и механическойпрочностью, но коррозионная стойкость их сравнительно невелика(дюралюмин). Литейные сплавы содержат легирующих добавок большепредельной растворимости. Из них готовят различные фасонные отливки.Алюминиевые сплавы применяют в самолетостроении, судостроении,ракетостроении, промышленном и гражданском строительстве, химическойпромышленности.Пыль алюминия и его оксида поражают главным образом легкие ислизистые оболочки носа, рта и глаз. Накопление алюминия в костях принедостатке кальция приводит к их разрушению, а так же к развитиюзаболеваний ЦНС.Экспериментальная частьОпыт 1. Влияние оксидной пленки на химическую активность алюминия.Выполнение работы. Две алюминиевые гранулы обработайте наждачнойбумагой и обезжирьте в спирте. На одну из пластин нанесите Hg(NO 3 ) 2 инаблюдайте образование амальгамы (сплава Al и Hg). После этого испытайтеотношение обеих гранул к воде при комнатной температуре и принагревании. Напишите реакцию взаимодействия алюминия с водой.33

Опыт 2. Отношение алюминия к кислотам и щелочам.Выполнение работы. Испытайте действие растворов концентрированнойи 2 н серной кислот, а также концентрированного раствора NaOH наалюминий. Напишите уравнения реакций.Опыт 3. Пассивирование алюминия.Выполнение работы. Алюминиевую пластинку погрузите на 5 мин в10 % раствор K 2 Cr 2 O 7 , раствор слейте и пластинку промойте. Затемиспытайте отношение этой пластинки к соляной кислоте. Объяснитеуменьшение химической активности алюминия, обработанного в растворедихромата калия.Опыт 4. Получение гидроксида алюминия и его амфотерность.Выполнение работы. Получите Al(OH) 3 и исследуйте его отношение ккислотам, щелочам и NH 4 OH. Напишите уравнение реакций, сделайте выводо химической природе Al(OH) 3 .Опыт 5. Гидролиз солей алюминия.Выполнение работы. К AlCl 3 прилейте по каплям воду и наблюдайте,что при этом происходит. Опытным путем установите характер средыраствора. Запишите уравнение реакции гидролиза AlCl 3 .Опыт 6. Образование фторалюминатных комплексов в растворе.Выполнение работы. Β пробирку с водой внесите AlF 3 . Добавьтефторид натрия. Объясните растворение AlF 3 при добавлении NaF. Запишитеуравнение реакции.Сделайте вывод об активности алюминия, отношении его к водекислотам и щелочам, комплексообразовании, свойствам гидроксида.34Контрольные вопросы1. Напишите полную электронную формулу атома алюминия, иона Al 3+ .2. Закончите уравнение реакций:Al + HCl = …Al + HNO 3 (разб) = …3. Вычислите Δ Gº 298 реакций Al 2 O 3 (к) с SO 3 (к) и Na 2 O(к) если:Al 2 O 3 Na 2 O(k) SO 3 (к)Δ Gº кДж/моль - 1583,3 – 376,1 – 368,6Какая из функций – основная или кислотная – преобладает у Al 2 O 3 вуказанных реакциях?4. Какое значение pH (>7

5. Почему Al можно использовать для плакирования и алитированиясталей?6. Составьте уравнения реакций, которые нужно провести дляосуществления следующих превращений:AlAl 2 (SO 4 ) 3 Na[Al(OH) 4 ]Al(NO 3 ) 3 .7. Закончите уравнение реакции:K 2 CrO 4 + Al + H 2 SO 4 Cr 2 O 3 + …8. Назовите сплавы алюминия, области их применения.9. Какие соединения алюминия обладают опасными свойствами.Лабораторная работа № 9МЕДЬ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯЦель работы: Изучение химических свойств меди и ее соединений.Медь Cu и ее электронные аналоги – серебро Ag и золото Au являютсяэлементами побочной подгруппы первой группы периодической системыэлементов Д. И. Менделеева.Валентные электроны, 3d 10 4s 1Радиус атома, нм 0,28Содержание в земной коре, % 5x10 -2Плотность, г/см 3 8,96Температура плавления, ºС 1085Температура кипения, ºС 2551Еº 298 Cu2+/Cu , В 0,34Еº 298 Cu+/Cu , В 0,52Β химическом отношении медь является малоактивным металлом.Наиболее устойчивы соединения меди, в которых она имеет степеньокисления +2. Соединения меди в степени окисления +1 обладаютвосстановительными свойствами, а соединения меди в степени окисления +3крайне неустойчивы и обладают сильными окислительными свойствами. Приобычной температуре на воздухе медь вполне устойчива – сухой кислород нанее не действует. Но в присутствие влаги и диоксида углерода поверхность35

меди покрывается зеленоватым налетом карбоната гидроксомеди(CuOH) 2 CO 3 . При нагревании до 375 ºС медь окисляется до черного оксидамеди (II) CuO, выше 375 ºС – до Cu 2 O. С чистой водой медь невзаимодействует. Не действуют на нее и растворы неокисляющих кислот.Однако аэрированные растворы кислот, даже таких слабых, как угольная,действуют на медь с образованием соответствующих солей:Cu + 1 / 2 O 2 + HCl CuOHCl ;2Cu + O 2 + H 2 CO 3 (CuOH) 2 CO 3 .Концентрированная серная кислота при нагревании окисляет медь,восстанавливаясь при этом до оксида серы. Азотная кислота окисляет медь,восстанавливаясь при этом: концентрированная – до NO 2 , разбавленная – доNO.СОЕДИНЕНИЯ МЕДИМедь образует с кислородом следующие простые оксиды: Cu 2 O, CuO икрайне неустойчивый Cu 2 O 3 . Все они нерастворимы в воде. Оксид меди Cu 2 Oимеет основной характер, CuO – амфотерный (с преобладанием основныхсвойств), Cu 2 O 3 – слабокислотный характер.Медь образует со всеми галогенами моногалиды с общей формулой CuГ(или Cu 2 Г 2 ) и дигалиды – CuГ 2 (кроме CuJ 2 , который неустойчив). Βбезводном состоянии они получаются при непосредственном взаимодействиимеди с соответствующими галогенами. Все дигалиды хорошо растворимы вводе и подвергаются в растворе гидролизу.Из соединений меди с серой известны сульфиды Cu 2 S и CuS, которыевстречаются в природе в виде минералов. Сульфиды меди в воденерастворимы.Гидроксид меди (II) получают в результате реакций обмена растворимыхсолей меди (II) с растворами щелочей:Cu 2+ + 2OH – Cu(OH) 2 .При нагревании он легко разлагается на оксид меди CuO и воду.Гидроксид меди (II) взаимодействует с растворами кислот, образуясоответствующие соли меди (II). Β концентрированных растворах щелочейон часто растворяется с образованием комплексных тетрагидрооксокупратионов:Cu(OH) 2 + 2OH – [Cu(OH) 4 ] 2– .Водные растворы солей меди (II) имеют характерный сине-голубой цвет.Эта окраска обусловлена присутствием в растворах гидратированных ионов[Cu(H 2 O) 4 ] 2+ . Из солей меди вырабатывают разнообразные по цветуминеральные краски. Все соли меди ядовиты, поэтому медную посуду лудят,т. е. покрывают слоем олова, чтобы предотвратить возможность образованиямедных солей.36

ПОЛУЧЕНИЕ МЕДИБудучи слабым восстановителем, медь встречается в природе всамородном состоянии. Однако наиболее важными рудами меди являютсясульфидные минералы, из которых наиболее распространены Cu 2 S –халькозин, или медный блеск; CuFeS 2 – халькопирит, или медный колчедан.Основными процессами выделения меди являются:2СuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2 .Затем Cu 2 O вступает в реакцию с оставшимся Cu 2 S, в результате которойполучается металлическая медь:2Cu 2 O + Cu 2 S = 6Cu + SO 2 .Полученная черновая медь содержит около 96 % меди и примесиразличных металлов. Черновую медь подвергают рафинированию с цельюполучения чистой меди.ИСПОЛЬЗОВАНИЕ МЕДИ Β ТЕХНИКЕМедь и сплавы на ее основе находят широкое применение в различныхобластях техники. Чистая медь (99,9 % Cu) в больших количествахиспользуется в электротехнической промышленности для изготовленияэлектрических проводов, контактов и других деталей, а также втеплообменных аппаратах. Благодаря высокой пластичности медьиспользуется для изготовления холоднотянутых проволок, используемых врадиоэлектронике.На основе меди изготавливаются различные сплавы, которыеприменяются во многих областях промышленности – в станко-, авто-, судо-,авиа-, аппаратостроении, для художественного литья и т. д. Содержаниелегирующих добавок может доходить до 50 %. Легирующие добавкиповышают твердость и прочность, устойчивость по отношению к коррозии,пластичность и другие свойства.Основными сплавами меди являются латуни (Cu –Zn), бронзы (Cu – Sn,Cu – Al, Cu – Be и др.) и медно-никелевые сплавы – мельхиор, константан идр.Медь в виде микропримесей входит в комплексные органическиесоединения, играющих важную роль в кроветворении у человека. Избытокионов Cu 2+ связывает гидросульфидные группы ферментов и действует наорганизм угнетающе, приводя к заболеваниям психики и параличу,соединения меди вызывают резкое раздражение слизистых оболочек верхнихдыхательных путей и желудочно-кишечного тракта. При систематическомдействии солей меди на организм человека отмечается поражение зубов ислизистой оболочки рта, язвенная болезнь желудка, на деснах появляетсятемно-красная полоса. Дефицит меди служит одной из причин раковыхзаболеваний.37

В малых дозах соединения меди используют в медицине как вяжущеесредство. При ожогах кожи фосфором проводят ее обильное смачивание 5%раствором сульфата меди (II).Экспериментальная частьОпыт 1. Отношение меди к кислотам.Выполнение работы. Β пробирки с растворами следующих кислот:соляной, серной (концентрир. и разбавл.), азотной (концентрир. и разбавл.)добавьте по кусочку меди. Запишите уравнения соответствующих реакций.Опыт 2. Получение гидроксида меди (II) и исследование его свойств.Выполнение работы. Получите гидроскид меди (II) и проверьте, каквзаимодействует полученный гидроксид меди (II) с кислотами и щелочами.Напишите уравнение реакций и сделайте вывод о свойствах гидроксида меди(II).Опыт 3. Получение оксида меди (I), меди (II).Выполнение работы. а) оксид меди (II). Получите гидроксид меди(II) и нагрейте в стаканчике с водой до кипения. Отметьте цвет оксида меди(II), напишите уравнение реакции;б) оксид меди (I). Получите гидроксид меди (II). Добавьте в пробиркудве капли раствора щелочи и две капли раствора глюкозы, перемешайте.Поместите пробирку в стаканчик с водой и нагрейте. Запишите уравнениехимической реакции, учитывая, что глюкоза C 6 H 12 O 6 переходит вглюконовую кислоту С 6 H 12 O 7 .Опыт 4. Получение комплексного соединения меди (II).Выполнение работы. К пяти каплям раствора сульфата меди (II)осторожно, по каплям, добавьте10 %–ный раствор аммиака. Напишите уравнения реакций, учитывая, чтов осадок выпадает основной сульфат меди (II) (CuOH) 2 SO 4 , который затемрастворяется в избытке раствора аммиака с образованием комплексногосоединения – сульфата тетрааминмеди.Опыт 5. Окислительные свойства соединений меди (II).Выполнение работы. К раствору сульфата меди (II) добавьте по каплямраствор иодида калия. Какое вещество изменяет цвет раствора? Напишитеуравнение окислительно-восстановительной реакции, укажите окислитель,восстановитель.Сделайте вывод об активности меди и отношении ее к кислотам, онаиболее характерных степенях окисления, комплексообразовании,окислительно-восстановительных свойствах соединений.38

Контрольные вопросы1. Напишите полную электронную формулу атома меди, укажитевалентные электроны. Какие степени окисления проявляет медь в своихсоединениях?2. Почему восстановительные свойства меди выражены слабее, чем ущелочных металлов?3. Что произойдет при действии на медь серной кислоты:а) разбавленной; б) концентрированной.4. Какие из приведенных солей мало растворимы в воде:CuCl 2 , CuS, CuSO 4 , Cu(NO 3 ) 2 , (CuOH) 2 CO 3 ?5. Какое основание Cu(OH) 2 или [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 проявляет болееосновные свойства? Почему?6. Пользуясь таблицей окислительно-восстановительных потенциалов,определите, можно ли ионами Fe 2+ восстановить Cu 2+ до свободногосостояния.7. Какие соединения меди обладают опасными свойствамиЛабораторная работа № 10ЖЕЛЕЗО И ЕГО СОЕДИНЕНИЯЦель работы: изучение химических свойств железа и его соединений.Железо является d–элементом, у которого начинается заполнение d–орбитали предвнешнего слоя вторым электроном.Валентные электроны, 3d 6 4s 2Радиус атома, нм 0,26Содержание в земной коре, % 1,5Плотность, г/см 3 7,89Температура плавления, ºС 1536Температура кипения, ºС 2740Еº 298 Fe2+/Fe, Β - 0,44Eº 298 Fe3+/Fe, В - 0,137Железо – металл средней химической активности. Наиболее характерныстепени окисления +2, +3; известны соединения со степенями окисления +4,+6. Β отсутствии влаги в обычных условиях железо пассивируется, но во39

влажном воздухе легко окисляется и покрывается ржавчиной. Принагревании взаимодействует почти со всеми кислотами.Железо легко взаимодействует с разбавленными кислотами, образуяпроизводные Fe(II). Β концентрированных HNO 3 и H 2 SO 4 пассивируется, нопри нагревании реагирует с этими кислотами с образованием производныхFe(III). Β обычных условиях в щелочах железо не растворяется. Для железахарактерно образование комплексных соединений с координационнымчислом 6.СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (II)Железо (II) образует соли почти со всеми анионами. При выпаривании изводных растворов обычно выделяются кристаллогидраты, например,FeSO 4 ×7H 2 O (железный купорос), (NH 4 ) 2 Fe(SO 4 ) 2 ×6H 2 O (соль Мора).Гидрооксид железа, Fe(OH) 2 , имеет основной характер. Неустойчив,кислородом воздуха быстро окисляется до Fe(OH) 3 . Ион Fe 2+ – хорошийкомплексообразователь. Координационное число в большинстве соединенийравно 6. Обнаружить присутствие Fe 2+ в растворах можно с помощьюхарактерной реакции его с раствором гексацианоферрата (III) калия (краснойкровяной соли) K 3 [Fe(CN) 6 ], в результате которой образуется синий осадокгексацианоферрата (III) железа – турнбулева синь:3Fe 2+ + 2K 3 [Fe(CN) 6 ] = Fe 3 [Fe(CN) 6 ] 2 ↓ + 6K + .Соединения железа (II) – хорошие восстановители. Наибольшееприменение в практике находит сульфат железа (II), FeSO 4 × 7H 2 O.Применяется при борьбе с вредителями растений, в производствеминеральных красок, при крашении тканей.СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (III)Соли железа (III) в водных растворах гидролизуются в заметной степени:FeCl 3 + H 2 O = FeOHCl 2 + HCl.Гидроксид Fe(OH) 3 – красно-коричневый осадок, амфотерен. При егосплавлении со щелочами образуются соли – ферриты, содержащие ион FeO – 2 .Ферриты состава Me(FeO 2 ) 2 , где Ме – Mn, Co, Ni ферромагнитны. Ихприменяют в электротехнике, в частности, в производстве магнитныхзвуковых лент.Соединения Fe(III) проявляют окислительные свойства. Ион Fe 3+ -хороший комплексообразователь. Обнаружить присутствие Fe 3+ в растворахможно с помощью гексацианоферрата (II) калия (желтой кровяной соли),образующей с ионами Fe 3+ синий осадок – берлинскую лазурь; либо спомощью роданида аммония (или калия) NH 4 SCN, дающего с ионами железа(III) характерный темно-красный осадок роданида железа:4Fe 3+ + 3K 4 [Fe(CN) 6 ] = Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 ↓ + 12K + ;40

Fe 3+ + 3NH 4 SCN = Fe (SCN) 3 + 3NH 4 + .Из солей железа (III) наибольшее применение находят Fe 2 (SO 4 ) 3 , FeCl 3 .Их применяют в качестве коагулянтов при очистке воды, а также длятравления металлов. Осадок берлинской лазури, Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 , используетсяв качестве краски.РАСПРОСТРАНЕНИЕ В ПРИРОДЕ И ПОЛУЧЕНИЕ ЖЕЛЕЗАНа Земле железо находится в виде четырех стабильных изотопов. Оновходит в состав многочисленных минералов, образующих скоплениежелезных руд. Основные из них: бурые железняки (основной минералгидрогетит HFeO 2 ×nH 2 O), красные железняки (основной минерал гематитFe 2 O 3 ), магнитные железняки (основной минерал магнетит Fe 3 O 4 ) и др.Процесс получения железа из руд – это восстановление руд оксидомуглерода (II):Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 .При этом получается чугун, из которого последующей переработкой(бессемерованием, мартеновским способом, электроплавкой в вакууме)получают сталь и техническое железо. Железо в чистом виде получаютэлектролизом растворов его солей, термическим разложением рядасоединений.ПРИМЕНЕНИЕ ЖЕЛЕЗА И ЕГО СПЛАВОВВся современная техника связана с применением железа и его сплавов.Основными сплавами железа являются чугун (>2,14% С) и стали, которыеделяться на углеродистые и легированные. Последние в качествелегирующих компонентов могут содержать Cr, Mn, Ni, Co, Ti, W, Mo, V, Si,Cu, и т.д.Железо – жизненно-важный микроэлемент. Железо (II) – составная частьгемоглобина крови, являющегося переносчиком кислорода в живоморганизме. Fe (II) является активным центром в процессе связываниякислорода. Процесс присоединения кислорода обратим: в легких, гдепарциальное давление кислорода высокое, молекула О 2 присоединяется катому железа, а в тканях, где парциальное давление низкое, оносвобождается. Недостаток железа в организме приводит к анемии, избыток– к сидерозу глаз и легких – заболеваниям, вызываемых отложением железа втканях этих органов. У взрослого человека в крови содержится около 2,6 гжелеза. Для пополнения железа, потерянного с распадом гемоглобина,человеку необходимо поступление в организм с пищей в среднем около 12 мгэтого элемента ежедневно.41

42Экспериментальная частьОпыт 1. Взаимодействие железа с кислотами.Выполнение работы. Проведите реакцию взаимодействия железа соследующими кислотами: HCl 2 н; H 2 SO 4 2 н; HNO 3 2 н; H 2 SO 4 –концентрированная (пробирку с концентрированной серной кислотойнемного подогрейте). Убедитесь в том, что в хлороводородной иразбавленной серной кислоте образуются ионы Fe 2+ , а в азотной иконцентрированной серной кислоте – ионы Fe 3+ . Напишите уравненияпроведенных реакций. Какие ионы являются окислителями в каждой из этихреакций?Опыт 2. Гидрокcид железа (II).Выполнение работы. Получите Fe(OH) 2 обменной реакцией междусульфатом железа (II) и гидроксидом натрия. Наблюдайте через 1–2 минутыпобурение осадка вследствие окисления гидроксида железа (II) в гидроксиджелеза (III). Запишите уравнение реакций получения гидроксида железа (II) иего окисления под действием кислорода воздуха и воды.Опыт 3. Восстановительные свойства соединений железа (II).Выполнение работы. Проведите реакцию взаимодействия междураствором сульфата железа (II) и азотной кислотой. Β пробирку, гдепроходила реакция, добавьте 1–2 капли роданида аммония. Β какой цветокрасился раствор? О чем это говорит? Запишите уравнения реакции, считая,что азотная кислота восстанавливается до NO.Опыт 4. Гидроксид железа (III).Выполнение работы. В двух пробирках получите Fe(OH) 3 обменнойреакцией между хлоридом железа(III) и гидроксидом натрия. Β однупробирку добавьте разбавленной кислоты до растворения осадка, во второйпроверьте растворимость Fe(OH) 3 в щелочи. Запишите уравнения реакций.Опыт 5. Окислительные свойства соединений железа (III).Выполнение работы. Проведите реакцию взаимодействия междурастворами хлорида железа (III) и иодида калия. Объясните в какой цвет ипочему окрашивается раствор. Запишите уравнение реакции.Опыт 6. Гидролиз солей железа.Выполнение работы. Растворите в двух пробирках хлорид железа (III),добавьте в раствор лакмус. Определите по цвету реакцию среды. Одну изпробирок нагрейте. Что наблюдается при нагревании? Запишите уравнениереакции гидролиза FeCl 3 .Сделайте выводы о наиболее характерных степенях окисления железа,отношению железа к кислотам, окислительно-восстановительных свойствахсоединений железа, способности солей к гидролизу.

Контрольные вопросы1. Напишите полную электронную формулу атома железа, ионов Fe 2+ ,Fe 3+ , Fe 6+ .2. Окислителями или восстановителями являются ионы железа Fe 2+ иFe 3+ в химических реакциях? Подтвердите примерами реакций.3. Какая из солей, образованных катионом Fe 3+ и анионами приведенныхниже кислот, хорошо растворима в воде?а) H 3 PO 4 ; б) HSCN; в) H 2 SiO 3 ; г) HCl; д) H 2 CO 3 .4. Напишите уравнения двух реакций, при помощи которых можноразличить в растворе железо в степенях окисления +II и +III.5. Почему при приготовлении водных растворов солей железа (III)добавляют кислоту?6. Закончите уравнение реакцииFeSO 4 + KJO 3 + H 2 SO 4 = J 2 + …7. Могут ли совместно существовать в раствореFeCl 3 и H 2 S; FeSO 4 и KMnO 4 ; FeSO 4 и H 2 S.8. Какая соль: FeSO 4 или FeCl 3 , в большей степени подвергаетсягидролизу? Ответ мотивируйте.9. Назовите основные сплавы железа.10. Роль железа и его соединений в процессах жизнедеятельности.Лабораторная работа № 11ЦИНК И ЕГО СОЕДИНЕНИЯЦель работы: Изучение химических свойств цинка и его соединений.Цинк Zn и его электронные аналоги – кадмий Cd и ртуть Hg составляютпобочную подгруппу второй группы периодической системы элементов Д. И.Менделеева.Валентные электроны, 3d 10 4s 2Радиус атома, нм 0,39Содержание в земной коре, % 0,001Плотность, г/см 3 7,1Температура плавления, ºС 419Температура кипения, ºС 906,2Еº 298 Zn2+/Zn , Β - 0,7643

Цинк – химически активный металл, легко взаимодействует сэлементарными окислителями. Β результате взаимодействия с кислородомпри обычной температуре на поверхности цинка образуется тончайшаяоксидная пленка, которая защищает металл от дальнейшего окисления.Β соответствии со значением электродного потенциала цинквзаимодействует с водой и разбавленными растворами кислот с выделениемкислорода. Однако, вследствие образования на поверхности цинканерастворимой гидроксидной пленки, его взаимодействие с водой быстропрекращается. С азотной кислотой, как концентрированной, так иразбавленной, цинк взаимодействует с образованием нитрата цинка ипродуктов восстановления азота; концентрированная серная кислота такжедействует на цинк как окислитель. Β щелочах цинк растворяется, образуягидроксоцинкаты:Zn + 2H 2 O + 2(OH – ) = H 2 + [Zn(OH) 4 ] 2– .СОЕДИНЕНИЯ ЦИНКАОксид цинка ZnO образуется при непосредственном взаимодействииметалла с кислородом, а также при термическом разложении гидроксида,нитрата, карбоната цинка. Оксид цинка по химической природе амфотерен; сводой не взаимодействует.Цинк образует со всеми галогенами соли общей формулы ZnГ 2 . Изгалидов цинка наиболее важное значение имеет хлорид цинка ZnCl 2 . Растворхлорида цинка в соляной кислоте (так называемая «травленая кислота»)используется при пайке металлов, так как он способствует удалению споверхности металлов оксидов и гидроксидов. Механизм этого процессасводится к образованию комплексных соединений. Например, гидроксиднаяпленка, находящаяся на поверхности цинка, растворяется в растворе хлоридацинка с образованием комплексного соединения:3Zn(OH) 2 + ZnCl 2 = [Zn(OHZnOH) 3 ]Cl 2 .Гидроксид цинка образуется в виде белого рыхлого осадка в результатеобменных реакций между растворами солей цинка и щелочами. Гидроксидцинка вследствие его амфотерного характера растворяется в избытке щелочи:Zn(OH) 2 + 2OH – = [Zn(OH) 4 ] 2– .ПОЛУЧЕНИЕ ЦИНКАЦинк получают из руд: цинковая обманка (сульфид цинка), галмей(карбонат цинка), виллемит (силикат цинка).Предварительно обогащенную руду, например, сульфид, подвергаютобжигу, в результате которого образуются оксиды цинка и серы:2ZnS + 3O 2 = ZnO + 2SO 2 .Оксид цинка подвергают восстановлению углем при температуре 1200ºС, причем цинк получают в виде паров, конденсирующихся с образованием44

пыли, или же растворяют в серной кислоте. Образовавшийся растворсульфата цинка подвергают электролизу, в результате чего получают болеечистый цинк.ИСПОЛЬЗОВАНИЕ ЦИНКА Β ТЕХНИКЕОколо 40 % добываемого цинка используется на цинкование, т. е.покрытие поверхности черных металлов для защиты их от коррозии.Покрытие черных металлов цинком производится различными способами:горячим цинкованием, т. е. погружением металла в горячий цинк,распылением расплавленного цинка по поверхности черного металла;действием парами цинка на поверхность черного металла;электротехнически. Цинк применяют для изготовления технически важныхсплавов: с медью (латунь, томпак), алюминием, никелем, а также впроизводстве цинково-угольных гальванических элементов (элементыЛекланше). Их используют в батареях карманных фонарей, в телефонной,телеграфной и радиотехнике. Цинковая пыль используется в химическихпроизводствах в качестве восстановителя, оксид цинка применяется вкачестве белой краски (цинковые белила).Цинк и его соединения не являются токсичными для человека. Дефицитцинка в организме приводит к повреждению кожи, замедлению роста.Экспериментальная частьОпыт 1. Отношения цинка к кислотам.Выполнение работы. Β пробирки с растворами следующих кислот:соляной, серной (концентрир. и разбавл.), азотной (концентрир. и разбавл.)добавьте по кусочку цинка. Запишите уравнения соответствующих реакций.Опыт 2. Растворение цинка в щелочах.Выполнение работы. Насыпьте в пробирку один микрошпательцинковой пыли и прилейте 2–3 капли концентрированного растворагидроксида натрия. Напишите уравнение реакции, составьте электроннуюсхему, укажите окислитель и восстановитель.Опыт 3. Получение и свойства гидроксида цинка.Выполнение работы. Получите гидроксид цинка и проверьте егоотношение к кислотам и щелочам. Напишите уравнения соответствующихреакций и сделайте вывод о свойствах гидроксида цинка.Опыт 4. Получение комплексного соединения цинка.Выполнение работы. К раствору соли цинка добавьте по каплям 2 нраствор аммиака. Напишите уравнения реакций получения гидроксида цинка45

и растворения его в избытке раствора аммиака за счет образования иона[Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ .Опыт 5. Восстановительные свойства цинка.Выполнение работы. К раствору перманганата калия добавьте однукаплю 2 н раствора серной кислоты и кусочек цинка. Изменение малиновойокраски происходит за счет восстановления перманганата иона в ион марганца(II): (MnO 4 ) – Mn 2+ . Напишите уравнение окислительно-восстановительнойреакции, составьте электронную схему, укажите окислитель ивосстановитель.Сделайте вывод об активности цинка, отношению к кислотам и щелочам,наиболее характерных степенях окисления, комплексообразовании,свойствах гидроксидов и оксидов.Контрольные вопросы1. Напишите полную электронную формулу атома цинка, укажитевалентные электроны, распишите их по энергетическим ячейкам.2. Запишите формулы различных типов солей, которые образуетгидроксид цинка.3. Напишите уравнения реакций, протекающих при добавлении краствору содержащему ионы Zn 2+ :а) избытка щелочи; б) избытка раствора аммиака.4. Напишите координационную формулу и назовите соединение:Zn(OH) 2 ×2KOH.5. Закончите уравнение реакций:Zn + NaNO 3 + NaOH = NaNO 2 +…ZnCl 2 + HOH = …6. Β состав каких сплавов входит цинк?7. Токсичность цинка и его соединений.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 12ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТЫ РАСТВОРЕНИЯ ХОРОШОРАСТВОРИМЫХ СОЛЕЙЦель: Определить теплоту растворения неизвестной соли.Приборы и реактивы1. Учебно-лабораторный комплекс «Химия» в следующей комплектации:— центральный контроллер;46

—модуль «Термостат» в комплекте со стеклянным стаканчиком (150см 3 ), термодатчиком и устройством для размещения навески соли втермостате.1. Навеска соли с известной теплотой растворения (2 г) и навесканеизвестной соли (2 г).Теоретическая частьТермохимия — это раздел химической термодинамики, в которомизучаются тепловые явления, сопровождающие различные физикохимическиепроцессы (химические реакции, фазовые переходы и др.). Прихимических превращениях происходит изменение внутренней энергиисистемы, обусловленное тем, что внутренняя энергия продуктов реакцииотличается от внутренней энергии исходных веществ. Изучение этихизменений имеет большое значение для термодинамических итехнологических расчетов и, кроме того, является одним из путей изученияэнергии отдельных химических связей в молекуле и количественной оценкипрочности этих связей. Термохимия, как и термодинамика в целом, оперируеттолько с веществом, т. е. с макроскопическими объектами, а не синдивидуальными частицами, их ассоциатами, ионами и т. д. Изменениевнутренней энергии в различных процессах происходит путем поглощенияили выделения теплоты и совершения работы. Тепловым эффектомхимической реакции называется количество теплоты (кДж), котороевыделяется или поглощается при необратимом протекании реакции, когдаединственным видом работы является работа расширения, а температурыисходных веществ и продуктов реакции одинаковы.'Тепловой эффект реакции определяется не только природойреагирующих веществ, но и их агрегатным состоянием. Поэтому втермохимии при написании химических уравнений принято включатьтепловой эффект и указывать агрегатное состояние реагентов через символы(г), (ж), (т) или (к) означающие газообразное, жидкое и твердое иликристаллическое состояния. Такая запись называется термохимическимуравнением. Термохимические уравнения отличаются от обычных уравненийхимических реакций указанием всех тех параметров от которых зависиттепловой эффект реакции. Например,РСl 5 (тв.) + Н 2 О(г.) → Р0Cl 3 (ж.) + 2HCl + Q 1 ,Si(кp.) + О 2 (г.) = 0,75SiO 2 (аморф.) + 0,25SiO 2 (кр.) + Q 2 .В основе термохимии лежит следующий закон: тепловой эффектреакции не зависит от пути процесса, а зависит только от начального иконечного состояния системы, открытый и экспериментально проверенныйГ. И. Гессом в 1840 году.Закон Гесса позволяет находить тепловые эффекты любых реакций изсравнительно небольшого числа исходных данных. Такими даннымиявляются теплоты образования и теплоты сгорания, значения которых длястандартных условий приведены в справочной литературе.47

Теплотой образования называется тепловой эффект образования одногомоля соединения из простых веществ. При этом, теплота образования простыхвеществ (N 2 , Н 2 , О 2 и др.) принимается равной нулю. Простые веществарассматриваются в том агрегатном состоянии и той модификации, в какойони устойчивы при стандартных условиях. При расчетах тепловых эффектовпо теплотам образования пользуются правилом, которое вытекает из законаГесса: тепловой эффект химической реакции равен разности между сумойтеплот образования продуктов реакции и суммой теплот образованияисходных веществ. В математической форме это правило записываетсяследующим образом:48Δ r H 0 = Σ(ν j Δ f H j )пр - Σ(ν j Δ f H j )исх , (12.1)где Δ r H 0 - тепловой эффект реакции; Σ(ν j Δ f H j )пр —сумма теплот образованияпродуктов реакции; Σ(ν j Δ f H j )исх — сумма теплот образования исходныхвеществ; ν j — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.При расчете тепловых эффектов реакций при температурах, отличных отстандартной, используются теплоемкости. Теплоемкость является одной изважнейших характеристик индивидуального вещества. Теплоемкостьвеществ широко используется при проведении многих термодинамическихрасчетов (тепловых балансов, энтропии, химического равновесия и др.).При физико-химических и термодинамических расчетах, как правило,пользуются молярными теплоемкостями.Средней теплоемкостью с в интервале температур от Т, до Т 2 называетсяотношение конечного количества теплоты, подведенной к одному молювещества, к разности температур Т 2 – Т 1 .с = Q/ Т 2 – Т 1 . (12.2)Теплота является объектом изучения в калориметрии. Термохимическиеданные получают путем калориметрических измерений. В принципе,большинство калориметрических измерений сводится к тому, что процесс,тепловой эффект которого должен быть измерен, проводят в специальномприборе - калориметре и наблюдают вызванное этим процессом изменениетемпературы ΔТ.Тепловой эффект процесса, изменение температуры, теплоемкости имассы веществ, связаны между собой уравнением теплового балансаQ p =ΔH= (m 1 c 1 +m 2 c 2 +······· +m n c n ) ΔТ, (12.3)где m j и с j -— масса и теплоемкость исследуемого вещества и частейкалориметра, участвующих в теплообмене.Теплота растворения твердого соединения с ионной кристаллическойрешеткой определяется в основном суммой двух величин: теплотыразрушения кристаллической решетки и теплоты сольватации ионовмолекулами растворителя. В связи с тем, что на разрушение кристаллическойрешетки теплота затрачивается, а процесс сольватации сопровождается

выделением теплоты, знак теплоты растворения может оказаться какположительным, так и отрицательным, в зависимости от того, какое из двухслагаемых больше по абсолютной величине.Теплота растворения зависит от концентрации образующегося раствора.Например, при растворении одного моль СиСО 3 • 2 Н 2 О в 8 моль водыпоглощается 3.35 кДж теплоты, при растворении того же количествакристаллогидрата в 12 молях воды теплота растворения равна нулю, а прирастворении в очень большом количестве воды выделяется 17.67 кДжтеплоты.Различают интегральную и дифференциальную теплоты растворения.Теплота, которая поглощается или выделяется при растворении одного мольвещества в таком количестве растворителя, чтобы образовался раствор сопределенной моляльностью т, называется интегральной теплотойрастворения. Дифференциальной теплотой растворения называется тепловойэффект, сопровождающий процесс растворения одного моль вещества вбесконечно большом количестве растворителя.Дифференциальные теплоты растворения определяются расчетнымметодом. Интегральные теплоты растворения находятся экспериментально.Выполнение работы. Калориметром называется прибор, служащий дляизмерения тепловых эффектов различных физико-химических процессов, атакже для определения теплоемкостей.Важнейшими частями калориметра являются: калориметрический сосуд,емкость с калориметрической жидкостью (часто в качествекалориметрической жидкости используется вода), в которой растворяетсяисследуемое вещество и защитная оболочка, уменьшающая тепловоевзаимодействие калориметра с окружающей средой. Способы изолированиякалориметра от теплового воздействия различны. В данном практикумеприменяется калориметр с изотермической оболочкой. В крышкекалориметра имеются отверстия, куда вставляется пробирка с исследуемымвеществом и датчик температуры.При растворении исследуемого вещества температура растворителяизменяется и, по изменению температуры, рассчитывают тепловые эффектыразличных процессов или теплоемкости.Для экспериментального определения теплоты растворения неизвестнойсоли вначале определяют постоянную калориметра. Для этого стакан, вкоторый налито 100 см 3 дистиллированной воды, устанавливают вкалориметр и закрывают крышкой с укрепленным в ней датчикомтемпературы. В отверстие крышки вставляют специальную пробирку, вкоторую предварительно насыпано 2 г измельченной соли с известнойтеплотой растворения (КС1 или NH 4 C1). Подключение термостата кконтроллеру, подключение термодатчика, включение перемешивания иизмерение температуры в ходе опыта проводят согласно приложению.Проводят растворение соли по методике. «Получение температурныхданных». Графическим методом определяют изменение температуры при49

растворении соли и рассчитывают постоянную калориметра. Затем выливаютиз стакана раствор, ополаскивают дистиллированной водой, наливают в него100 см 3 дистиллированной воды и устанавливают в калориметр. Затемпроводят растворение 2 г неизвестной соли аналогично растворению соли сизвестной теплотой растворения, определяют изменение температуры ирассчитывают интегральную теплоту растворения.Получение температурных данных. При определениидействительного изменения температуры фиксируют темпеpaтурукалориметрической жидкости в стакане, помещенном в подготовленный дляработы калориметр, до тех пор, пока изменение температуры не станетодинаковым и незначительным или изменение температуры не будетнаблюдаться (не менее 5 минут). Затем начинают термохимический опыт(например, растворение соли), не прерывая записи температуры. Это такназываемый главный период. По окончании главного периода, когдаизменение температуры снова станет равномерным, продолжают записыватьтемпературу еще 5 минут, после чего опыт считаю законченным.Перемешивание жидкости мешалкой облегчает быстрое достижениетеплового равновесия в калориметре.Графический метод определения действительногоизменения температурыОбработка полученных данных. По полученным экспериментальнымданным строится график в координатах температура — время.Получающийся график имеет следующий вид.tmKnВремя, относящееся к участку АВ, называется «начальным периодом»,ВС— «главным периодом», СД — «конечным». Чтобы определитьдействительное изменение температуры AT. проводят линии через точки,фиксирующие равномерное изменение температуры начального и конечногопериодов АВ и СД. За начало главного периода принимают момент началарастворения соли, после которого начинается резкое изменение температуры,50τ

а за конец главного периода — точку, которая первой ложится на прямуюСД. Точки В и Спроектируют на ось ординат, находят середину отрезка тп ипроводят линию кр. Через точку g проводят вертикаль. Экстраполируютлинейные участки АВ и СД до пересечения с вертикалью в точках Е и F.Отрезок EFсоответствует изменению температуры AT в калориметрическомопыте с учетом поправки на теплообмен.Крутизна линии ВС зависит от характера и условий протеканияисследуемого теплового процесса. Крутизна линий АВ и СД зависит отхарактера теплообмена с окружающей средой. Таким образом, по видукривой АВСД можно судить о качестве проведенного опыта и учесть егонедостатки при проведении следующих опытов. Точность определенияизменения температуры за счет теплового процесса является основным фактором,определяющим точность конечного результата.τРасчет теплоты растворения проводят на основе уравнения тепловогобалансаQ = [(m 1 + т 2 )с + ∑nj≥3m j c j ] ΔТ , (12.4)где m 1 и т 2 — масса воды и соли, соответственно, г;с—теплоемкость образующегося раствора, Дж г –1 К –1 ), (для водныхрастворов с небольшой концентрацией растворенного вещества можнопринять, что с = 4.18Дж г – 'К –1 ); m j и с j — масса и теплоемкость составныхчастей калориметра.Точно определить m j и с j не представляется возможным. Поэтому ∑c j обозначают символом К, называемым постоянной калориметра и определяютего значение по изменению температуры при растворенииопределенного количества соли с известной теплотой растворения.Постоянная калориметра К—количество тепла, которое необходимоподвести к участвующей в теплообмене части калориметра, чтобы поднятьего температуру на 1 °С. Уравнение теплового баланса запишется тогда:ОтсюдаQ = [(m 1 + т г )с + K] ΔТ. (12.5)( m + m )1 cK = Q − , (12.6)2ΔΤгде Q = ΔН т 2 ; ΔН— интегральная теплота растворения соли, Дж г –1 .В качестве соли с известной теплотой растворения можно использоватьКС1 или NH 4 C1. Интегральные теплоты растворения солей даны всправочнике.В справочнике интегральные теплоты растворения даны для стандартнойтемпературы 298 К. Если температура воды, в которой растворяют соль,отличается от стандартной, то теплота растворения будет иной. Поэтомуопыт нужно проводить при стандартной температуре или рассчитыватьnj≥3m j ·51

интегральную теплоту растворения для данной температуры с помощьюуравнений типа ; ΔН = ΔН 298 k (298 - Т), где k — коэффициент, характерныйдля каждой соли. Например, для КС1ΔН уд = 256.9-3.89(298-Т),Дж г 1 .Теплота растворения соли зависит от концентрации образующегосяраствора. Поэтому необходимо рассчитать концентрацию раствора,образующегося при растворении соли с известной теплотой растворения и, всоответствии с этим, интерполяцией определить теплоту растворения этойсоли для данной концентрации, а затем рассчитать постоянную калориметра.Зная постоянную калориметра легко рассчитать теплоту растворениянеизвестной соли. Для этого определяют изменение температуры прирастворении неизвестной соли и рассчитывают Q по формуле (12.4), а такжерассчитывают удельную теплоту растворения неизвестной соли q по формулеq = Q/m 2 .. (12.7)Значение удельной теплоты растворения соли можно использовать(наряду с другими данными) для определения соли. Для этого сравнивают,полученное значение, со справочными значениями удельных теплотрастворения различных солей.Пример расчета теплоты растворения неизвестной соли. Исходныеданные. При определении постоянной калориметра, в 500 см 3 водырастворялось 5 г NH 4 C1. Действительное изменение температуры,определенное графическим методом, составило 0.6 °С. При растворении 5 гнеизвестной соли, действительное изменение температуры составило 0.68 °С.Температура воды — 25 °С.Определение постоянной калориметра. Определим моляльнуюконцентрацию раствора, образующегося при растворении 5 г NH 4 C1.Молярная масса NH 4 CI — М - 53.5 г/моль. 5 г NH 4 C1 составляет 5/53.5 =0.0935 молей. В 500 г воды растворили 0.0935 моль, а в 1000 г будет растворено0.187 моль. Следовательно, моляльность т = 0.187 моль кг –1 .В справочнике для NH 4 C1 даны интегральные теплоты растворения:при т =0.1 моль кг –1 , ΔНт = 15.1 кДж/моль и при т = 0.2, ΔНт=15.19кДж/моль. Методом интерполяции определяем интегральную теплотурастворения для m = 0.187 моль кг –1 .Увеличение ΔНт при увеличении моляльности на 0.1 моль кг –1составляет 15.19 - 15.1 = 0.09 кДж/моль. Для увеличения моляльности на0.187 0.1 = 0.087 моль кг –1 увеличение ΔНт составит 0.09×0.087/70.1 = 0.0783кДж/моль. Отсюда, интегральная теплота растворения NH 4 C1, приобразовании раствора с т = 0.187 моль кг –1 равно15.1 + 0.0783 = 15.1873 кДж/моль = 15.1873/53.5 = 284 Дж/г,При растворении 5 г NH 4 C1 поглотилось Q = 284 ×5 = 1.42 кДж теплоты.Теплоемкость раствора приближенно равна 4.18 Дж г –1 К –1 .52( m − m )1 cK Q −2ΔΤ14200.6= = − ( 500 + 5) × 4.18 = 255. 76. (12.6)

Определение теплоты растворения неизвестной солиQ = [(m 1 + т 2 )с + K] ΔТ = [(500+5)×4.18 + 255.76] ×0.68 = 1609.32 Дж. (12.5)Удельная теплота растворения неизвестной солиq =16О9.32/5 = 321.86 Дж/г. (12.7)В справочнике приведены интегральные теплоты растворения различныхсолей в кДж/моль. Так как молярная масса соли неизвестна, топересчитываем молярные интегральные теплоты растворения на удельные.Так для KI — q = 125.5 кДж/г, для NaCl — q = 73 кДж/г, для NH 4 NO 3q = 321.87 кДж/г.Сравнивая значение удельной теплоты растворения, определеннойэкспериментально, с табличными данными, можно предположить, чтонеизвестная соль — NH 4 NO 3 .ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 13ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТЫ НЕЙТРАЛИЗАЦИИСИЛЬНОЙ КИСЛОТЫ СИЛЬНЫМ ОСНОВАНИЕМЦель: Определить теплоту нейтрализации сильной кислоты сильнымоснованием.Приборы и реактивы1. Учебно-лабораторный комплекс «Химия» в следующей комплектации:— центральный контролер;— модуль «Термостат» в комплекте со стеклянным стаканчиком (150см 3 ), термодатчиком и устройством для размещения кислоты в термостате.2. Раствор NaOH (С=0,15моль/дм 3 ), раствор HCl (С=5моль/дм 3 ),дистиллированная вода.При взаимодействии моль-эквивалента сильной кислоты с сильнымоснованием в разбавленных водных растворах выделяется почти одинаковоеколичество теплоты ΔH – 55,9кДж/моль при 298˚К. Постоянство теплотнейтрализации связано с тем, что при взаимодействии сильных кислот иоснований, полностью диссоциированных в водных растворах, из ионов H +(точнее из ионов гидроксония – H 3 O + ) кислоты и ионов OH - основанияобразуют молекулы воды:H + + Cl – + K + + OH – = Cl – + K + + H 2 O (ж) .При определении тепловых эффектов реакций нейтрализациинеобходимо учитывать, что при сливании растворов кислоты и основанияпроисходит изменение объемов, т.е. нужно учитывать еще двепромежуточные теплоты разбавления.53

Выполнение работы: 1. Подключение термостата к контролеру,подключение термодатчика, включение перемешивания и измерениетемпературы в ходе опыта проводят согласно приложению.2. Определить постоянную калориметра (смотрите работу №12)3.Для определения теплоты нейтрализации в качестве калориметрическойжидкости используют 0,15М раствор NaOH. В стакан наливают 100 см 3щелочи и устанавливают его в калориметр. Нейтрализацию проводят 5-тимолярным раствором соляной кислоты. В специальную пробирку наливаютпипеткой 3 см 3 кислоты и устанавливают пипетку в крышке калориметра.Затем, в течении 7 – 10 минут, фиксируют температуру «предварительногопериода».4. Определяют теплоту нейтрализации и разведения (смешения) q 1 ,приливая к большему объему щелочи небольшой объем кислоты.5. Определяют теплоту разведения q 2 , вливая раствор кислоты (в такомже объеме, как при нейтрализации) в чистую воду, взятую в таком же объеме,как щелочь.Рекомендации по проведению расчетов. В данной работе к большомуобъему щелочи прибавляют небольшой объем кислоты, поэтому объемщелочи мало изменится при вливании в нее кислоты, теплота разведениящелочи кислотой мала, и ею можно пренебречь. Теплота разведения кислотыщелочью в этом случае велика, и ее нужно учитывать при определениитеплоты нейтрализации.Тогда q 1 = q + q 2 ; и q = q 1 - q 2 ,где q – теплота нейтрализации;q 1 – теплота нейтрализации и разведения;q 2 – теплота разведения.Изменение температуры ΔТ, как для процесса нейтрализации, так и дляпроцесса разведения определяют графически.Теплоту нейтрализации определяют по формулеq = (m 1 c 1 + m 2 c 2 +K)ΔT 1 – (m 2 c 2 +m 3 c 3 + K)ΔT 2 ,где m 1 c 1 – масса и теплоемкость щелочи;m 2 c 2 – масса и теплоемкость кислоты;m 3 c 3 – масса и теплоемкость воды;Δt 1, Δt 2 – разность температур при нейтрализации и разведениисоответственно.Если принять, что теплоемкость щелочи и кислоты приблизительноравны теплоемкости воды (с 1 = с 2 = с 3 = с), то формула для расчета теплотынейтрализации примет вид:q = (m 1 c + m 2 c +K)(ΔT 1 – ΔT 2 ).Полученный тепловой эффект пересчитывают на один моль кислотыгде V – объем кислоты, см 3 ;54q ⋅100ΔΗ = ,Vc

с – концентрация кислоты, моль/дм 3 .Если опыт проводить при других концентрациях или объемах щелочи икислоты, то полученный тепловой эффект необходимо пересчитать на товещество, которое используется в меньшем количестве.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 14ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОТЫ ДИССОЦИАЦИИСЛАБЫХ КИСЛОТ И ЩЕЛОЧЕЙЦель: Определить теплоту диссоциации слабой кислоты (CH 3 COOH)сильным основанием (NaOH).Слабые электролиты, в частности слабые кислоты и основания в растворедиссоциируют на ионы не полностью. Поэтому, при смешивании слабойкислоты с сильным основанием или слабого основания с сильной кислотойнаряду с образованием воды из ионов H + и OH - идет процесс диссоциациислабой кислоты или слабого основания. Причем диссоциация проходитполностью. Так как при смешении необходимо учитывать разведение кислоти оснований, то тепловой эффект смешения в этом случае будет равен суммеследующих тепловых эффектов:1 – теплоты образования воды и ионов;2 – теплоты диссоциации слабых кислот или оснований;3 – теплоты разведения кислоты основанием;4 – теплоты разведения основания кислотой.Выполнения работы: 1. Определяют постоянную калориметра (смотритеработу №12).2. Определяют теплоту смешения раствора CH 3 COOH раствором NaOH –(Q 1 ). Для этого, в стакан наливают 100 см 3 0,15 молярного раствора щелочи иустанавливают его в калориметр. Нейтрализацию проводят 5 молярнымраствором уксусной кислоты. В специальную пробирку наливают пипеткой 3см 3 кислоты и устанавливают пипетку в крышке калориметра.Нейтрализацию щелочи кислотой проводят также как в работе №3.Графическим методом определяют ΔТ;3. Определяют теплоту образования воды (нейтрализации сильнойкислоты (HCl) сильным основанием (NaOH)) – (Q 2 ), из опыта (см. работу №3)или из табличных данных;4. Определяют теплоту разведения CH 3 COOH щелочью – (Q 3 ). Для этоговливают раствор кислоты (в таком же объеме, как при нейтрализации) вчистую воду, взятую в таком же объеме, как щелочь. Графическим методомопределяют ΔТ и рассчитывают теплоту разведения.Тогда Q 1 = Q 2 + Q 3 + Q ДИСС и Q ДИСС = Q 1 - Q 2 - Q 3 .Теплотой разведения щелочи кислотой можно пренебречь, так как объемщелочи значительно больше объема кислоты.55

56ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯКРИСТАЛЛИЗАЦИОННОЙ ВОДЫ В CuSO 4 ·x H 2 OЦель: Определить содержание кристаллизационной воды вкристаллогидрате CuSO 4 · x H 2 O.Приборы и реактивы1. Учебно-лабораторный комплекс «Химия» в следующей комплектации:— центральный контролер;— модуль «Термостат» в комплекте со стеклянным стаканчиком (150см 3 ), термодатчиком и устройством для размещения навески соли втермостате.2. Навеска (3 грамма) кристаллогидрата CuSO 4CuSO 4 при соприкосновении с водой образует три формыкристаллогидратов: CuSO 4 ·H 2 O; CuSO 4 ·3H 2 O; CuSO 4 ·5H 2 O. Все эти формысвязаны друг с другом и с парами воды следующими уравнениямихимического равновесия:CuSO 4 ·H 2 O CuSO 4 + H 2 O + ΔH 1 ; (13.1)CuSO 4 ·3H 2 O CuSO 4 ·H 2 O + 2H 2 O + ΔH 2 ; (13.2)CuSO 4 ·5H 2 O CuSO 4 ·3H 2 O + 2H 2 O + ΔH 3 . (13.3)Если в соприкосновении с влажным воздухом храниться безводныйCuSO 4 , то в системе, в зависимости от давления водяных паров,устанавливается равновесие 1,2 и 3. Количество воды в твердомCuSO 4 ·хH 2 O или соотношение количеств гидратов разных форм можноустановить при помощи калориметрических измерений. Для этого нужнознать (из таблиц) теплоты растворения безводного CuSO 4 и всех формгидратов и экспериментально определить теплоту растворенияопределенного количества исследуемого кристаллогидрата.Для CuSO 4 и его кристаллогидратов теплоты растворения равны:Вещество CuSO 4 CuSO 4 ·H 2 O CuSO 4 ·3H 2 O CuSO 4 ·5H 2 OТеплота растворения 1 гсоли в 50 см 3 воды, Дж г –1 389,67 217,88 71,23 -46,09Выполнения работы: Подключение термостата к контролеру,подключение термодатчика, включение перемешивания и измерениетемпературы в ходе опыта проводят согласно приложению.Для нахождения количества кристаллизационной воды в исследуемомобразце необходимо:1. Определить постоянную калориметра (смотрите работу №12)2. Определить теплоту растворения определенного количествакристаллогидрата (2-3г) (смотрите работу №12)3. Рассчитать содержание кристаллизационной воды.

Рекомендации по проведению расчетов. На основании табличныхданных и экспериментально определенной теплоты растворения q одногограмма исследуемой соли CuSO 4 ·хH 2 O, можно установить, какой типравновесия имеет место в данном случае. Величина q зависит от того, вкаком соотношении в исследуемом образце смешаны кристаллогидратыCuSO 4 . Очевидно, что если q находиться в пределах 389,67 – 217,88 Дж, то всистеме имеет равновесие (1) и, следовательно, содержится CuSO 4 иCuSO 4 ·H 2 O. Если q находиться в пределах 217,88 – 71,23 Дж, то равновесиеописывается уравнением (2) и в системе содержаться – CuSO 4 ·H 2 O иCuSO 4 ·3H 2 O. И если q находиться в интервале 71,23 – (-46,09) Дж, торавновесие описывается уравнением (3). Для сталлизационной воды висследуемом образце CuSO 4 ·хH 2 O нужно составить соответствующиепропорции.В соответствии с правилом фаз Гиббса, в исследуемом образце можетбыть только две формы гидратов. Тогда 1 г образца состоит из n граммовCuSO 4 ·yH 2 O и m граммов CuSO 4 ·zH 2 O (0 ≤ y¸x ≤ 5).1= n + m.Теплота растворения 1 г образца складывается из теплот растворения nграммов CuSO 4 · yH 2 O и m граммов CuSO 4 · zH 2 O:q = n·QCuSO 4 ·yH 2 O + m·QCuSO 4 ·zH 2 O.Решением составленной системы уравнений находиться количество исоотношение гидратов. Зная количества гидратов и их состав легкорассчитать количество и процентное содержание кристаллизационной воды.Пример расчета. При растворении 3-х грамм смеси гидратов в 150 см 3воды q = 450Дж. Вычислить процентное содержание воды в образце.При растворении 1г q = 450/3 = 150Дж. Следовательно в образцесодержится две формы гидратов – CuSO 4 · H 2 O и CuSO 4 · 3H 2 O. Составимсистему уравнений.⎧1 = n + m⎨⎩150 = n·QCuSO 4 ·H 2 O + m·QCuSO 4 ·3H 2 O = n217,88 + m71,23Решая систему уравнений, определяем: n = 0,537; m =0,463. Т.е. в 1гисследуемого образца содержится 0,537 г CuSO 4 · H 2 O и 0,463 г CuSO 4 ·3H 2 O, а в 3 г – 1.611 и 1,389 г соответственно.Молекулярные массы CuSO 4 · H 2 O и CuSO 4 · 3H 2 O – 159,5 и 213,5г/моль.Составляем пропорции: d 159,5 u CuSO 4 · H 2 O содержится 18 г H 2 O, а в1,611 г CuSO 4 · H 2 O содержится x г H 2 O = 0,18.Аналогично определяем содержание воды CuSO 4 · 3H 2 O, оно равно 0,351г. Общее содержание в образце 0,531 г. Процентное содержание воды равно0,531× 100 = 17,7% .357

Список литературы1. Лабораторные работы по химии /Под ред. Н.В. Коровина.-М.:Высш.Шк., 1998.-256с.2. Коровин Н.В. – М.:Высш. шк., 2000.-559с.3. Краткий справочник физико-химических величин /Под ред. А.А.Равделя, А.М. П.ономаревой.-Л.: Химия, 1983.-321с.58

ПриложениеРабота с контроллером в автономном режиме1.Включаем контроллер Нажатием любой клавиши переходим в главноеменю. Производится выбор лабораторной установки, Для этого из пунктаглавного меню « /. Выбор установки» выбирается пункт «3. Термостат +электрохимия» (выбор производится контроллером автоматически —необходимо его только под твердить нажатием клавиши «¬»).2.Датчик температуры ассоциируется с первым измерительным каналом.Для этого в пункте главного меню «2.Каналы измерения» перемещаетсякурсор до канала 1 («1-й канал») и далее (после перехода ко второй строке спомощью клавиши «

Таблица 1Растворимость солей и оснований в водеКатионыАнионыLi + Na + K + +NH 4 Cu 2+ Ag + Mg 2+ Ca 2+ Sr 2+ Ba 2+Cl – Р Р Р Р Р Н Р Р Р РBr – Р Р Р Р Р Н Р Р Р РI – Р Р Р Р – Н Р Р Р Р–NO 3 Р Р Р Р Р Р Р Р Р РCH 3 COO – Р Р Р Р Р Р Р Р Р РS 2– Р Р Р Р Н Н – Р Р Р2–SO 3 Р Р Р Р Н Н Н Н Н Н2–SO 4 Р Р Р Р Р М Р М Н Н2–CO 3 Р Р Р Р – Н Н Н Н Н2–SiO 3 Р Р Р – – – Н Н Н Н2–CrO 4 Р Р Р Р Н Н Р М М Н3–PO 4 Н Р Р Р Н Н Н Н Н НOH – Р Р Р Р Н – Н М М РZn 2+ Hg 2+ Al 3+ Sn 2+ Pb 2+ Bi 3+ Cr 3+ Mn 2+ Fe 3+ Fe 2+Cl – Р Р Р Р М – Р Р Р РBr – Р М Р Р М – Р Р Р РI – Р Н Р Р Н – Р Н – Р–NO 3 Р Р Р – Р Р Р – Р РCH 3 COO – Р Р Р – Р – – Р – РS 2– Н Н – Н Н Н – Н Н Н2–SO 3 Н Н – – Н Н – Н – Н2–SO 4 Р – Р Р Н – Р Р Р Р2–CO 3 Н – – – Н Н – Н – Н2–SiO 3 Н – Н – Н – – Н Н НН Н – – Н Н Р Н – –2–CrO 43–PO 4Н Н Н Н Н Н Н Н Н НOH – Н – Н Н Н Н Н Н Н НПримечание: Р – растворимое, М – малорастворимое, Н – практически нерастворимоевещество, прочерк означает, что вещество не существует или разлагается водой60

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМАпериодырядыГ Р У П П ЫI II III IV V1 I H2 II3 III456IVVVIVIIVIIIIX7 XLa 57138.90555d 1 6s 2лантанLi 36.9412s 1литийNa 1122.989773s 1натрийK 1939.0984s 1калий29 Cu63.5463d 10 4s 1 медьRb 3785.4675s 1рубидий47 Ag107.86825s 1 сереброСs 55132.90546s 1цезий79 Au196.96655d 10 6s 1золотоFr 87[223]7s 1францийCe 58140.124f 2 6s 2церийPr 59140.90774f 3 6s 2празеодимBe 49.012182s 2берилийMg 1224.3053s 2магнийCa 2040.084s 2кальций30 Zn65.384s 2цинкSr 3887.625s 2стронций48 Cd112.415s 2 кадмийBa 56137.336s 2барий80 Hg200.596s 2ртутьRa 88226.02547s 2радийNd 60144.244f 4 6s 2неодим5 B10.812p 1бор13 Al26.98153p 1алюминийSc 2144.95593d 1 4s 2скандий31 Ga69.724p 1 галлийY 3988.90594d 1 5s 2иттрий49 In114.825p 1индий57 La–Lu 71*81 Tl204.376p 1 таллий89 Ac-(Lr)103* *Pm 61[145]4f 5 6s 2прометий6 С12,0112p 2 углерод14 Si28.0853p 2 кремнийTi 2247.903d 2 4s 2титан32 Ge72.594p 2германийZr 4091.224d 2 5s 2цирконий50 Sn118.695p 2оловоHf 72178.495d 2 6s 2гафний82 Pb207.26p 2 свинецKu 104[261]6d 2 7s 2курчатовийSm 62150.44f 6 6s 2самарий7 N14.00672p 3азот15 P30.97383p 3 фосфорV 2350.94153d 3 4s 2ванадий33 As74.92164p 3 мышьякNb 4192.90644d 4 5s 1ниобий51 Sb121.755p 3 сурьмаTa 73180.94795d 3 6s 2тантал83 Bi208.98046p 3 висмутNs 105[261]6d 3 7s 2нильсборий* Л А Н Т А НEu 63 Gd151.96 644f 7 6s 2157.25европий 4f 7 5d 1 6s 2гадолиний** А К Т И НAc 89 Th 90 Pa 91 U 92 Np 93 Pu 94 Am 95 Cm 9661

[227]6d 1 7s 2актиний62232.03816d 2 7s 2231.03595f 2 6d 1 7s 2протактиний238.0295f 3 6d 1 7s 2237.04825f 4 6d 1 7s 2[244]5f 6 7s 2[243]5f 7 7s 2торийуран нептуний плутоний америцийЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА Таблица 2Э Л Е М Е Н Т О ВVI VII VIIIH 11.007941s 1водород8 O15.99942p 4кислород16 S32.063p 4сераCr 2451.9963d 5 4s 1хром34 Se78.964p 4селенMo 4295.944d 5 5s 1молибден52 Te127.605p 4 теллурW 74183.855d 4 6s 2вольфрам84 Po[209]6p 4полоний9 F18.9984032p 5фтор17 Cl35.4533p 5хлорMn 2554.93803d 5 4s 2марганец35 Br79.9044p 5 бромTc 4398.90624d 5 5s 2технеций53 I126.90455p 5иодRe 75186.2075d 5 6s 2рений85 At[210]6p 5астатFe 2655.8473d 6 4s 2железоRu 44101.074d 7 5s 1рутенийOs 76190.25d 6 6s 2осмийU 92 Атомный номерАтомная масса 238.029О И Д ЫTb 65158.92544f 9 6s 2тербийО И Д ЫBk 97[247]5f 9 6d 1 7s 2берклийDy 66162.504f 10 6s 2диспрозийCf 98[251]5f 10 7s 2калифорнийCo 2758.93323d 7 4s 2кобальтRh 45102.90554d 8 5s 1родийIr 77192.225d 7 6s 2иридий2 He4.002601s 2гелий10 Ne20.1792p 6неон18 Ar39.9483p 6аргонNi 2858.703d 8 4s 2никель36 Kr83.804p 6криптонPd 46106.44d 10 5s 0палладий54 Xe131.305p 6ксенонPt 78195.095d 9 6s 1платина86 Rn[222]6p 6радон5f 3 6d 1 7s 2 Распределение электронов по застраивающимся иуран последующим застроенным подуровнямHo67164.93044f 11 6s 2гольмийEs 99[254]5f 11 s 2эйнштейнийEr 68167.264f 12 6s 2эрбийFm 100[257]5f 12 7s 2фермийTm 69168.93424f 13 6s 2тулийMd 101[258]5f 13 7s 2менделевийYb 70173.044f 14 6s 2иттербий(No) 102[255]5f 14 7s 2(нобелий)Lu 71174.9675d 1 6s 2лютеций(Lr) 103[256]6d 1 7s 2(лоуренсий)[247]5f 7 6d 1 7s 2кюрий

Таблица 3Стандартные электродные потенциалы Е 0 некоторых металлов(ряд напряжений)Электрод Е 0 , В Электрод Е 0 , ВLi + /Li –3,045 Cd 2+ /Cd –0,403Rb + /Rb –2,925 Co 2+ /Сo –0,277K + /K –2,924 Ni 2+ /Ni –0,25Cs + /Cs –2,923 Sn 2+ /Sn –0,136Ba 2+ /Ba –2,90 Pb 2+ /Pb –0,127Ca 2+ /Ca –2,87 Fe 3+ /Fe –0,037Na + /Na –2,714 2H + /H 2 –0,000Mg 2+ /Mg –2,37 Sb 3+ /Sb +0,20Al 3+ /Al –1,70 Bi 3+ /Bi +0,215Ti 2+ /Ti –1,603 Cu 2+ /Cu +0,34Zr 4+ /Zr –1,58 Cu + /Cu +0,52Mn 2+ /Mn –1,18 Hg 2+ 2 /2Hg +0,79V 2+ /V –1,18 Ag + /Ag +0,80Cr 2+ /Cr –0,913 Hg 2+ /Hg +0,85Zn 2+ /Zn –0,763 Pt 2+ /Pt +1,19Cr 3+ /Cr –0,74 Au 3+ /Au +1,50Fe 2+ /Fe –0,44 Au + /Au +1,7063

Таблица 4Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водныхрастворах (при 298 К)Электролит К д Электролит К дАзотистая кислота HNO 2 4,6 × 10 -4 Аммония гидроксид 1,8 × 10 -5NH 4 OHАлюминиевая кислота К 1 = 6 × 10 -13 Вода H 2 O 1,8 × 10 -16HАlO 2Борная кислота H 3 BO 3 К 1 = 5,8 × 10 -10 Алюминия гидроксид К 3 =1,38 × 10 -9К 2 = 1,8 × 10 -13К 3 =1,6 × 10 -14Al(OH) 3Бромноватистая кислота 2,1 × 10 -9 Железа (II) гидроксид К 2 = 1,3× 10 -4HOBrFe(OH) 2Кремниевая кислотаH 2 SiO 3К 1 = 2,2 × 10 -10К 2 = 1,6× 10 -12Железа (III)гидроксидК 2 = 1,82 × 10 -11К 3 =1,35 × 10 -12Fe(OH) 3Муравьиная кислота 1,8 × 10 -4 Меди гидроксид К 2 = 3,4 × 10 -7HCOOHCu(OH) 2Селеноводородная кислота К 1 = 1,7 × 10 -4 Никеля гидроксид К 2 = 2,5 × 10 -5H 2 SeК 2 = 1 × 10 -11 Ni(OH) 2Сернистая кислота H 2 SO 3 К 1 = 1,7 × 10 -2К 2 = 6,3 × 10 -8Серебра гидроксидAgOH1,1 × 10 -4Сероводородная кислота К 1 = 1,1 × 10 -7H 2 SК 2 = 1,10 -14Теллуристая кислота К 1 = 3 × 10 -3H 2 TeO 3К 2 = 2 × 10 -8Теллуроводородная К 1 = 1 × 10 -3кислота H 2 Te К 2 = 1 × 10 -11Угольная кислота H 2 CO 3 К 1 = 4,5 × 10 -7К 2 = 4,8 × 10 -11Уксусная кислотаCH 3 COOHХлорноватистая кислотаHOClФосфорная кислота К 1 = 7,5 × 10 -3H 3 PO 4 К 2 = 6,3 × 10 -8К 3 = 1,3 × 10 -12Фтороводородная кислота 6,6 × 10 -4HFЦиановодородная кислота 7,9 × 10 -10HCNЩавелевая кислотаH 2 C 2 O 4 К 1 = 5,4 × 10 -2К 2 = 5,4 × 10 -5Примечание: к Д ОПРЕДЕЛЕНЫ ПРИ 303 КСвинца гидроксидPb(OH) 2Хрома гидроксидCr(OH) 31,8 × 10 -5 Цинка гидроксидZn(OH) 2К 1 = 9,6 × 10 -4К 2 = 3 × 10 -8К 3 = 1 × 10 -10К 1 = 4,4 × 10 -5К 2 = 1,5 × 10 -95 × 10 -8 Кадмия гидроксидCd(OH) 2 * К 2 = 5 × 10 -3Марганца гидроксидMn(OH) 2 *К 2 = 5 × 10 -464

СОДЕРЖАНИЕЛабораторная работа № 1. Определение общей, кальциевой икарбонатной жесткости ..................................................................... 4Лабораторная работа № 2. Определение концентрациикислорода растворенного в воде ........................................................ 8Лабораторная работа № 3. Определение содержанияорганических веществ воде .............................................................. 11Лабораторная работа № 4. Обессоливание воды методомионного обмена.................................................................................. 15Лабораторная работа № 5. Качественное определениеосновных ионов в природных водах ............................................... 18Лабораторная работа № 6. Адсорбция уксуснойкислоты активированным углем ...................................................... 23Лабораторная работа № 7. Коллоидные растворы ........................ 26Лабораторная работа № 8. Алюминий и его соединения ............. 31Лабораторная работа № 9. Медь и ее соединения ......................... 35Лабораторная работа № 10. Железо и его соединения ................. 39Лабораторная работа № 11. Цинк и его соединения ..................... 43Лабораторная работа № 12. Определение теплоты растворенияхорошо растворимых солей ............................................................. 46Лабораторная работа № 13. Определение теплотынейтрализации сильной кислоты сильным основанием ............... 53Лабораторная работа № 14. Определение теплоты диссоциациислабых кислот и щелочей ................................................................. 55Лабораторная работа № 15. Определение содержания водыв сульфате меди ................................................................................. 56Приложение ...................................................................................... 5965

Позиция №213в плане изданияучебной литературыМГУ на 2007 г.Валерия Яковлевна ШапкинаГалина Павловна ЩетининаНаталья Владимировна ПетроченковаЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМПО СПЕЦИАЛЬНЫМ РАЗДЕЛАМ ХИМИИУчебное пособие для выполнения лабораторных работдля студентов специальности 28010165_________________________________________________________уч.-изд. л. Формат 60 × 84 1 / 16Тираж экз. Заказ №66Отпечатано в типографии ИПК МГУ им. адм. Г.И. НевельскогоВладивосток, 59, ул. Верхнепортовая, 50а