Задания и методические указания для проведения практических занятий

Содержание

1.	Спецификация методических материалов по дисциплине «Химия металлов»	3
2.	Комплект методических материалов по дисциплине «Химия металлов»	3
2.1.	Задания и методические указания для проведения лабораторных занятий	3
2.1.	Задания и методические указания для проведения практических занятий	38
2.2.	Задания и методические указания для выполнения контрольных работ (для очной формы обучения, для заочной формы обучения)	48

Спецификация методических материалов по дисциплине «Химия металлов»

№	Вид ММ	Раздел (тема) рабочей программы	Форма представле ния ММ*	Место хранения ММ	Способ доступа обучающихся к ММ
*Обязательные компоненты ММ (в соответствии с учебным планом):*
1	ЗиМУ ЛЗ	Тема 1-9	Б	Папки согласно номенклатуре дел, кафедра	Выдается на лабораторных занятиях
2	ЗиМУ КР	Тема 1-9 для ЗФО	Эл	Кафедра (кафедральный компьютер), ЭИОС	ЭИОС
3	ЗиМУ ПЗ	Тема 1-9	Б	Папки согласно номенклатуре дел, кафедра	Выдается на практических занятиях
*Иные компоненты ММ:*
1	Презентации лекций	Тема 1-2	Эл	Кафедра (кафедральный компьютер), ЭИОС	ЭИОС, иные способы

Примечание:

* Б – бумажная; ПИ – печатное издание; Эл – электронная.

Комплект методических материалов по дисциплине (модулю) «безопасность жизнедеятельности»

2.1. Задания и методические указания для проведения лабораторных занятий Лабораторная работа №1 «Электронная структура атомов металлов» Цель лабораторной работы: получить навыки составления формул, выражающих электронную конфигурацию атомов и одноатомных ионов металлических элементов. Задачи лабораторной работы: выполнить опыты, составить электронные формулы атомов и ионов элементов. Оснащение занятия: раздаточный материал; реактивы, гранулы железа, и цинка, пробирки. Продолжительность: __2_ академических часа. Опыт 1. Электронная структура атомов и одноатомных ионов металлов При окислении атомов металлов число электронов в электронной оболочке уменьшается и образуются ионы с положительным зарядом. Например: Mg − 2ē = Mg ²⁺ 3s²… 3s⁰ Выполнение опыта В три пробирки налейте раствор нитрата свинца Pb ( NO ₃ )₂. В первую пробирку поместите железо, во вторую – цинк, в третью – магний. Через несколько минут на поверхности металлов, опущенных в раствор соли свинца, образуется налет металлического свинца, вытесненного из соли свинца более активными металлами – железом, цинком и магнием. Требования к оформлению результатов опыта: Напишите уравнения реакций взаимодействия нитрата свинца и металлами – железом, цинком и магнием. Заполните таблицу по образцу:

До реакции

После реакции

Химический символ атома или иона металла

Электронная конфигурация атома или иона

Химический символ атома или иона металла

Электронная конфигурация атома или иона

3 d ⁶ 4 s ²

Cu ²⁺

Pb ²⁺

Приведите графические электронные схемы, отвечающие электронным конфигурациям атомов магния, железа, цинка и свинца.

Какими значениями квантовых чисел (n, l и m_l) характеризуется атомные орбитали валентных электронов в атомах магния, железа, цинка и свинца? Найдите в периодической системе электронные аналоги свинца и запишите электронные конфигурации (сокращенные электронные формулы) атомов этих элементов.

Литература:

1. Харина, Г. В. Основные аспекты химии [Электронный ресурс] : учебное пособие / Г. В. Харина, М. В. Слинкина ; [рец.: Е. В. Русинова, Б. Н. Гузанов] ; Рос. гос. проф.-пед. ун-т. - Электрон. текстовые дан. (1 файл : 256323 Кб). - Екатеринбург: Издательство РГППУ, 2017. - 140 с. : ил., табл. - Библиогр.: с. 140 (13 назв.).

2. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: учебник / Ахметов Н. С. — Санкт-Петербург : Лань, 2018. — 744 с. — Режим доступа: http://e.lanbook.com/book/107904.

Лабораторная работа №2 «Окислительно-восстановительные реакции»

Цель лабораторной работы: изучить механизм окислительно-восстановительных реакций в растворах электролитов».

Задачи лабораторной работы: провести опыты, записать уравнения реакций, сформулировать выводы, ответить на вопросы.

Оснащение занятия: раздаточный материал, реактивы, штативы с пробирками.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Опыт 1. Влияние характера среды на окислительные свойства перманганата калия.

Выполнение опыта

В три пробирки налейте по 2-3 мл раствора перманганата калия. Затем в первую пробирку добавьте несколько капель разбавленной серной кислоты, во вторую – воду, в третью – раствор гидроксида натрия.

После этого в каждую из пробирок внесите кристаллический сульфит натрия и перемешайте растворы. Наблюдайте за изменением окраски растворов.

Требования к оформлению результатов опыта:

Составьте три уравнения химических реакций взаимодействия перманганата калия с сульфитом натрия в кислой, нейтральной и щелочной средах, учитывая, что сульфит-ион SO₃^2– во всех трех случаях окисляется до сульфат-иона SO₄^2–. Перманганат-ион MnO₄^– в кислой среде восстанавливается до иона Mn²⁺ (в водном растворе бесцветный), в нейтральной среде – до MnO₂ (осадок коричневого цвета), а в щелочной – до манганат-иона MnO₄^2– (в растворах имеет зеленый цвет).

Методом электронного баланса подберите коэффициенты в каждом из этих уравнений. Укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.

В выводе ответьте на вопрос, в какой среде перманганат калия проявляет более сильные окислительные свойства. Дайте ответ на основании сравнения значений стандартных электродных потенциалов иона MnO ₄ ^– в разных средах.

Опыт 2. Термическое разложение дихромата аммония.

Выполнение опыта

В фарфоровую чашку поместите горкой кристаллический дихромат аммония. Зажженной спичкой прикоснитесь к его поверхности. Что наблюдается в ходе реакции?

Требования к оформлению результатов опыта:

Опишите ход реакции. Напишите схему реакции, учитывая, что продуктами разложения является оксид хрома (III), свободный азот и вода. Уравняйте реакцию методом электронного баланса. Каков тип этой реакции? Какое природное явление в уменьшенном масштабе она напоминает

Опыт 3. Окислительные свойства соединений железа (III).

Выполнение опыта

Налейте в пробирку 1 мл раствора FeCl₃ и добавьте 0,5 мл раствора иодида калия. В какой цвет окрашивается раствор? Добавьте к полученному раствору несколько капель крахмала. Отметьте изменение окраски раствора

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнение реакции. Объясните, почему раствор окрашивается.

Литература:

Лабораторная работа №3 «Химические источники тока»

Цель лабораторной работы: изучение электрохимических процессов, протекающих при работе гальванического элемента растворах электролитов.

Задачи лабораторной работы: выполинть опыты, разобрать работу гальванического элемента, рассчитать ЭДС, сформулировать выводы.

Оснащение занятия: раздаточный материал; образцы металлов; штативы с пробирками; гальванометр.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Опыт 1. Исследование электрохимической активности металлов

Выполнение опыта

В шесть пробирок налейте по 1 мл растворов солей магния, цинка, железа (II), олова (II), свинца (II), меди (II). Опустите в пробирки по кусочку магния, исключая первую пробирку. Отметьте изменения, наблюдаемые в пробирках. Повторите опыт ещё пять раз, опуская цинк, железо, олово, свинец и медь во все пробирки, кроме тех, в которых содержится раствор соли того же самого металла.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения наблюдаемых реакций. Опытные данные занесите в таблицу, поставив знак "+" под ионами металлов в тех случаях, когда эти металлы вытеснялись из их солей, и знак "0", когда вытеснения не происходило.

Способность металлов восстанавливать друг друга из растворов их солей

Металл	Ионы металла в растворе
Металл	Mg ²⁺	Zn ²⁺	Fe ²⁺	Sn ²⁺	Pb ²⁺	Cu ²⁺
Mg
Zn
Fe
Sn
Pb
Cu

В выводе охарактеризуйте восстановительную способность изученных металлов и расположить их в ряд по уменьшению этого свойства. Соответствует ли расположение металлов в этом ряду их расположению в ряду электрохимической активности металлов?

Опыт 2. Изготовление и работа гальванического элемента

Выполнение опыта

Соберите гальванический элемент, который описывается схемой:

Pb │ Pb ( NO ₃ )₂║ CuSO ₄ │ Cu

Для этого один стаканчик заполните 1М раствором сульфата меди, а другой – 0,01М раствором нитрата свинца. Соедините их между собой с помощью электролитического мостика (U – образная трубка, заполненная насыщенным раствором хлорида калия).

В растворы указанных солей опустите соответственно медную и свинцовую пластинки, соединив их с потенциометром. Запишите показания потенциометра.

Требования к оформлению результатов опыта:

1) Составьте схему гальванического элемента и укажите концентрацию ионов металлов в растворах электролитов:

Ме₁⁰ │Ме₁ⁿ⁺ ║ Ме₂ⁿ⁺ │ Ме₂⁰

С_{Ме 1}ⁿ⁺ = … моль/л С_{Ме 2}ⁿ⁺ = … моль/л

2) Используя уравнение Нернста, рассчитайте значения электродных потенциалов и определите, какой из металлов является анодом, какой – катодом (анод – это металл с большей восстановительной активностью, т.е. с меньшим значением электродного потенциала, катод – металл с меньшей восстановительной активностью, т.е. с бóльшим значением электродного потенциала).

3) Укажите направление движения электронов во внешней цепи: от анода к катоду.

4) Составьте электронные уравнения процессов, протекающих на электродах. С позиции теории окислительно-восстановительных реакций, определите, характер процессов (какой из них является процессом окисления, какой – процессом восстановления). При написании уравнений электродных процессов следует учитывать, что более активный металл является восстановителем, а ион менее активного металла – окислителем.

5) Составьте суммарное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции, лежащей в основе работы гальванического элемента.

6) Рассчитайте величину ЭДС гальванического элемента как разность потенциалов катода и анода (Е_К – Е_А). Сравните полученное значение с показаниями потенциометра.

В выводе объясните причину возникновения ЭДС в гальваническом элементе.

Литература:

2. Гончаров, Е.Г. Краткий курс теоретической неорганической химии [Электронный ресурс] : учеб. пособие / Е.Г. Гончаров, В.Ю. Кондрашин, А.М. Ховив, Ю.П. Афиногенов. — Электрон. дан. — Санкт-Петербург : Лань, 2017. — 464 с. — Режим доступа: https://e.lanbook.com/book/93591. — Загл. с экрана.

Лабораторная работа №4 «Коррозия металлов и способы защиты от коррозии»

Цель лабораторной работы: моделирование процессов электрохимической коррозии и изучение методов защиты металлов от коррозии.

Задачи лабораторной работы: выполнить опыты, разобрать механизм работы коррозионных гальванопар, сформулировать выводы.

Оснащение занятия: раздаточный материал; штативы с пробирками, реактивы, образцы металлов.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Опыт 1. Качественная реакция на ионы Fe²⁺

Выполнение опыта

При коррозии железа будет происходить его окисление и образование соединений железа (II). Качественной реакцией на ионы Fe²⁺ является реакция взаимодействия солей железа (II) с гексацианоферратом ( III) калия (красной кровяной солью) K₃[ Fe( CN)₆]. Данная реакция позволит обнаружить ионы Fe²⁺, что и будет являться экспериментальным подтверждением коррозионного разрушения железа.

В пробирку внесите небольшое количество кристаллического сульфата железа ( II) и растворите его в воде. К полученному раствору FeSO₄ добавьте несколько капель раствора гексацианоферрата ( III) калия K₃[ Fe( CN)₆]. При этом образуется темно-синий осадок комплексного соединения железа (II), который называется турнбулевой синью:

3 FeSO₄ + 2 K₃[Fe(CN)₆] = Fe₃[Fe(CN)₆]₂ ¯ + 3 K₂SO₄

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите молекулярное, ионное и сокращенное ионное уравнения данной реакции. Докажите, что ионы [ Fe( CN)₆]^3– обусловливают качественное определение ионов Fe²⁺ в растворе.

В выводе дайте обоснование возможности использования этой качественной реакции для определения коррозионного разрушения железа.

Опыт 2. Электрохимическая коррозия железа с водородной деполяризацией

Выполнение опыта

В опыте используют две пластинки: одну из луженого, другую – из оцинкованного железа. Нарушьте целостность покрытия каждой пластинки путем нанесения глубокой царапины гвоздем. Затем нанесите на царапину каждой пластинки сначала по капле раствора разбавленной серной кислоты, затем – по капле раствора красной кровяной соли. Отметьте, на какой из пластин царапина окрасилась в синий цвет.

Требования к оформлению результатов опыта:

При рассмотрении механизма электрохимической коррозии металлов с водородной деполяризацией следует использовать следующий алгоритм:

е^–

1) Составьте схему коррозионной гальванопары Ме₁ çсреда çМе₂.

2) Учитывая характер среды, укажите окислитель (Н⁺ или О₂).

3) Определите, какой из металлов будет выполнять функцию анода, какой – катода. Для этого нужно сравнить значения стандартных электродных потенциалов. Анодом всегда является более активный металл, т.е. металл с меньшим значением стандартного электродного потенциала. Анод является восстановителем (анод в гальваническом элементе – отрицательно заряженный электрод, катод – положительно заряженный электрод). Металл с большим значением стандартного электродного потенциала будет катодом.

4) Укажите направление движения электронов в схеме коррозионной гальванопары: от более активного металла к менее активному металлу, т.е. от металла (или участка металла) с меньшим значением стандартного электродного потенциала к металлу (или участку металла) с большим значением стандартного электродного потенциала.

5) Запишите электронные уравнения процессов, протекающих на электродах, учитывая, что на аноде происходит процесс окисления, а на катоде – восстановления окислителя (Н⁺ или О₂).

6) Составьте суммарное ионное, а затем молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в коррозионной гальванопаре при электрохимической коррозии.

В выводе объясните причину коррозионного разрушения луженого железа. Определите, каким покрытием (анодным или катодным) по отношению к железу являются олово и цинк? Какое покрытие (анодное или катодное), способно защищать железо от коррозионного разрушения при нарушении целостности покрытия?

Опыт 3. Электрохимическая коррозия железа с кислородной деполяризацией

Выполнение опыта

В две пробирки налейте по 2 – 3мл раствора поваренной соли и в каждую из них добавьте по 2 – 3 капли красной кровяной соли. В первую пробирку поместите железную скрепку, обмотанную медной проволокой, во вторую – железную скрепку с зажатой в нее цинковой гранулой. Отметьте, в какой из пробирок раствор окрашивается в синий цвет.

Требования к оформлению результатов опыта:

Разберите механизм электрохимической коррозии, происходящей при контакте двух металлов (Fe– Cu, Fe– Zn) в нейтральной среде в соответствии с алгоритмом, приведенным в опыте 2.

Литература:

2. Харина, Г. В. Химические свойства конструкционных металлов и сплавов [Электронный ресурс] : учебное пособие / Г. В. Харина, С. В. Анахов ; [рец.: Е. В. Русинова, А. С. Борухович] ; Рос. гос. проф.-пед. ун-т. - Электрон. текстовые дан. (1 файл : 28000 Кб). - Екатеринбург: Издательство РГППУ, 2019. - 168 с. : ил., табл. - Библиогр.: с. 167 (15 назв.).

3. Пустов, Ю.А. Коррозионностойкие и жаростойкие материалы. Методы коррозионных исследований и испытаний. Курс лекций [Электронный ресурс] : учеб. пособие / Ю.А. Пустов, А.Г. Ракоч. — Электрон. дан. — Москва : МИСИС, 2013. — 128 с. — Режим доступа: https://e.lanbook.com/book/47452. — Загл. с экрана.

4. Лазуткина О. Р. Химическое сопротивление и защита от коррозии : учебное пособие. - Екатеринбург : Уральский федеральный университет, 2014. - 140 с. - Режим доступа: http://www.iprbookshop.ru/68511.

Лабораторная работа №5 «Электролитическое получение и рафинирование металлов»

Цель лабораторной работы: исследование электрофизических процессов, протекающих при электролизе водных растворов солей.

Задачи лабораторной работы: провести опыты, разобрать механизм электролиза раствора соли, сформулировать выводы.

Оснащение занятия: раздаточный материал, реактивы, электролизер, графитовые электроды.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Опыт 1. Электролиз хлорида никеля (II) с инертными электродами

Выполнение опыта

Электролизер заполните раствором хлорида никеля. Опустите в раствор графитовые электроды и подключите их к источнику постоянного тока.

Наблюдайте за процессами, происходящими на электродах. Отключите электроды от источника тока и выньте их из раствора.

Требования к оформлению результатов опыта:

1) Определите состав электролита. Для этого запишите уравнение электролитической диссоциации хлорида никеля.

2) Составьте условную схему электролиза, на которой покажите распределение ионов в пространстве и ориентацию полярных молекул воды у поверхности электродов. Следует помнить, что при электролизе катод – отрицательно заряженный электрод, и к нему притягиваются катионы. Анод – положительно заряженный электрод, и к нему притягиваются анионы.

3) На основании сравнения значений стандартных электродных потенциалов определите частицы (ион или молекула воды), участвующие в катодном процессе. При этом следует помнить, что на катоде восстанавливается частица (ион или молекула воды), обладающая большей окислительной активностью, т.е. имеющая большее значение стандартного электродного потенциала. Напишите электронное уравнение катодного процесса.

4) Определите, какая частица (ион или молекула), будет участвовать в анодном процессе. При этом следует помнить, что на аноде окисляется частица (ион или молекула воды), обладающая большей восстановительной активностью, т.е. имеющая меньшее значение стандартного электродного потенциала. Напишите электронное уравнение анодного процесса.

5) Составьте суммарное ионное, а затем – суммарное молекулярное уравнения процесса электролиза.

В выводе укажите, участвуют ли молекулы воды в процессе электролиза водного раствора хлорида никеля. Назовите вещества, образующиеся при электролизе. Укажите первичные и вторичные продукты электролиза.

Опыт 2. Электролиз водного раствора сульфата меди (II)

Выполнение опыта

Налейте в электролизер раствор сульфата меди ( II ), опустите в него графитовые электроды и подключите их к источнику постоянного тока. Наблюдайте за процессами, происходящими на электродах. По изменениям, происходящим на одном из электродов, определите (по внешнему виду), какое вещество на нем образуется.

Проведите аналогичный эксперимент с активным анодом, который уже создан (красный налет металлической меди на поверхности электрода). Чтобы этот электрод заработал как анод, опустите электроды в электролизер в том же порядке, но при подключении их к источнику постоянного тока поменяйте полюса. Какие процессы происходят на электродах? Что происходит с медным анодом?

Требования к оформлению результатов опыта:

Рассмотрите электрохимические процессы, протекающие при электролизе водного раствора сульфата меди ( II) с инертным и активным анодами в соответствии с алгоритмом, описанным в опыте 1. Назовите вещества, образующиеся при электролизе.

В выводе сформулируйте основные отличия процессов, протекающих при электролизе водного раствора сульфата ( II) с использованием анодов различной природы.

Литература:

3. Гончаров, Е.Г. Краткий курс теоретической неорганической химии [Электронный ресурс] : учеб. пособие / Е.Г. Гончаров, В.Ю. Кондрашин, А.М. Ховив, Ю.П. Афиногенов. — Электрон. дан. — Санкт-Петербург : Лань, 2017. — 464 с. — Режим доступа: https://e.lanbook.com/book/93591. — Загл. с экрана.

Лабораторная работа №6 «Химические свойства s -металлов »

Цель лабораторной работы: изучение основных химических свойств щелочных и щелочно-земельных металлов.

Задачи лабораторной работы: выполнить опыты, записать уравнения реакций, сформулировать выводы.

Оснащение занятия: раздаточный материал, штативы с пробирками, реактивы.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Опыт 1. Взаимодействие магния с кислотами

Выполнение опыта

В четыре пробирки опустите по кусочку магниевой стружки. В одну пробирку внесите 5–6 капель 1 М раствора соляной кислоты, в другую – такое же количество капель 1 М раствора серной кислоты, в третью – концентрированной серной кислоты, в четвертую – 1 М азотной кислоты (опыты с концентрированной серной и азотной кислотами проводятся в вытяжном шкафу!). По окраске и запаху определите выделяющиеся из пробирок газы.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения реакций. В выводе дайте оценку химической активности магния.

Опыт 2. Восстановительные свойства лития.

Выполнение опыта

Опыт проводить очень осторожно, не наклоняться над чашкой.В небольшую фарфоровую чашку или тигель налейте воду (примерно ½ объема). Возьмите пинцетом из керосина маленький кусочек лития (размером с рисовое зерно или даже меньше) и поместите его в фарфоровую чашку, предварительно осушив его фильтровальной бумагой. Что наблюдается?Какой газ при этом выделяется? Какое вещество образуется в растворе?К раствору, получившемуся в чашке, добавьте соответствующий индикатор (какой?). Почему изменяется окраска раствора?

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнение реакции. Обратите внимание на внешний вид металлического лития. Легко ли он режется скальпелем? Какой металл – натрий или литий – должен был бы реагировать с водой более активно? Почему?

Опыт 3. Восстановительные свойства магния и кальция

Выполнение опыта

В одну пробирку налейте 2–3 мл воды, а в другую – такой же объем разбавленной хлороводородной (соляной) кислоты. В каждую пробирку опустите по кусочку магния. Что происходит в пробирках? Взаимодействует ли магний с холодной водой? Определите величину рН в пробирке с водой и магнием (универсальный индикатор). Что происходит при нагревании пробирки с водой на спиртовке? Какой газ выделяется при взаимодействии магния с соляной кислотой и водой? Такие же опыты проведите с металлическим кальцием. Одинаково ли ведут себя эти металлы при взаимодействии с водой и кислотой? Как изменяется химическая активность металлов в группе (сравните Mg и Са), в периоде (сравните Na и Mg)?

Требования к оформлению результатов опыта:

Составьте уравнения реакций. Сформулируйте вывод о восстановительных свойствах кальция и магния.

Опыт 3. Взаимодействие оксидов магния и кальция с водой

Выполнение опыта

В две пробирки налейте по 2–3 мл воды. В одну пробирку добавьте на кончике шпателя оксид магния, в другую – оксид кальция и перемешайте.Что наблюдается? К полученным растворам добавьте по 1–2 капли фенолфталеина. В какой пробирке окраска раствора должна быть более интенсивной? Почему?

Требования к оформлению результатов опыта:

Составьте уравнения реакций. Запишите уравнение диссоциации полученных гидроксидов. Как называется в технике реакция взаимодействия оксида кальция с водой и как называется образовавшийся при этом продукт?

Опыт 4. Получение и свойства гидроксидов магния и кальция

Выполнение опыта

В одну пробирку налейте примерно 0,5 мл раствора любой соли магния, а в другую пробирку – соли кальция. В обе пробирки добавьте примерно такой же объем разбавленного раствора гидроксида натрия.Что происходит? Полученные растворы с осадком разделите на две пробирки. В одну пробирку добавьте несколько капель соляной кислоты, а в другую – избыток раствора щелочи. В обеих ли пробирках растворяется осадок?

Требования к оформлению результатов опыта:

Каков химический характер полученных гидроксидов магния и кальция? Составьте уравнения реакций получения гидроксидов и их взаимодействия с кислотой.

Опыт 5. Свойства солей кальция и магния

Выполнение опыта

В две пробирки налейте примерно по 0,5 мл раствора соли магния. В первую пробирку прилейте примерно такой же объем сульфата натрия, во вторую – карбоната натрия. Что наблюдается? Аналогичные опыты проведите с раствором солей кальция. Обратите внимание на то, что при взаимодействии соли магния с карбонатом натрия образуется гидроксокарбонат магния, а соли кальция при взаимодействии с содой дают осадок карбоната кальция. Будут ли происходить какие-нибудь изменения, если пробирки с полученными карбонатами прокипятить? В пробирки с осадками прилейте несколько капель разбавленной соляной кислоты.Что происходит?

Требования к оформлению результатов опыта:

Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Что такое жесткость воды и как она влияет на свойства воды?

Литература:

1. Харина, Г. В. Химические свойства конструкционных металлов и сплавов [Электронный ресурс] : учебное пособие / Г. В. Харина, С. В. Анахов ; [рец.: Е. В. Русинова, А. С. Борухович] ; Рос. гос. проф.-пед. ун-т. - Электрон. текстовые дан. (1 файл : 28000 Кб). - Екатеринбург: Издательство РГППУ, 2019. - 168 с. : ил., табл. - Библиогр.: с. 167 (15 назв.).

3. Тер-Акопян, М.Н. Химия металлов [Электронный ресурс] : учеб. пособие / М.Н. Тер-Акопян, Ю.В. Соколова, О.А. Брагазина. — Электрон. дан. — Москва : МИСИС, 2015. — 148 с. — Режим доступа: https://e.lanbook.com/book/69743. — Загл. с экрана.

Лабораторная работа №7 «Свойства алюминия и его соединений»

Цель лабораторной работы: изучение основных химических свойств алюминия и его соединений.

Задачи лабораторной работы: выполнить опыты, записать уравнения реакций, сформулировать выводы.

Оснащение занятия: раздаточный материал, реактивы, гранулы алюминия, штативы с пробирками.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Опыт 1. Взаимодействие алюминия с кислотами

Выполнение опыта

В три пробирки положите по кусочку металлического алюминия и добавьте по 5-10 капель разбавленных кислот: в первую – 2 М HCl, во вторую – 1М H₂ SO₄, в третью – 2 М HNO₃. Наблюдайте выделение газа во всех пробирках. Какие это газы?

Проведите аналогичный опыт в трех других пробирках, заменив разбавленные кислоты на концентрированные: соляную, серную и азотную. С какой кислотой алюминий не реагирует? Почему?

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения проведенных реакций. В выводе ответьте на все вопросы. Влияет ли изменение концентрации соляной кислоты на характер ее взаимодействия с алюминием? Почему?

Опыт 2. Пассивирование алюминия

Выполнение опыта

Кусочек алюминиевой фольги или проволоки очистите наждачной бумагой, опустите в пробирку и прилейте 5-10 капель концентрированной азотной кислоты. Реагирует ли алюминий с концентрированной азотной кислотой на холоду? Через 2 – 3 минуты вылейте кислоту из пробирки и осторожно, не встряхивая металла, промойте его водой. После этого внесите в пробирку 5-10 капель концентрированной соляной кислоты. Что наблюдаете?

Требования к оформлению результатов опыта:

В выводе объясните, почему в этом опыте алюминий не реагирует с концентрированной соляной кислотой.

Опыт 3. Взаимодействие алюминия с раствором щелочи

Выполнение опыта

В пробирку поместите кусочек металлического алюминия и добавьте к нему 5-10 капель 2М раствора щелочи (гидроксида натрия). Наблюдайте выделение газа.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнение взаимодействия алюминия с раствором гидроксида натрия. Следует учитывать, что реакция протекает в несколько стадий. Сначала гидроксид натрия растворяет оксидную пленку на поверхности алюминия с образованием гидроксоалюмината натрия, затем алюминий взаимодействует с водой, образуя гидроксид алюминия, который, как амфотерный гидроксид, взаимодействует со щелочью, образуя гидроксоалюминат натрия.

В выводе объясните, почему алюминий не взаимодействует с водой, но взаимодействует с раствором щелочи.

Опыт 4. Получение гидроксида алюминия и исследование его свойств

Выполнение опыта

В две пробирки внесите по 5-6 капель раствора соли алюминия и добавьте по 1-3 капли 2 М раствора гидроксида натрия. Наблюдайте образование осадка гидроксида алюминия. В одну пробирку к полученному осадку добавьте 3-5 капель 2 М раствора соляной кислоты, в другую − такое же количество 2 М раствора гидроксида натрия. Что происходит в обоих случаях?

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения реакций:

а) получения гидроксида алюминия;

б) взаимодействия гидроксида алюминия с соляной кислотой;

в) взаимодействия гидроксида алюминия с гидроксидом натрия.

Сделайте вывод о свойствах гидроксида алюминия.

Литература:

Лабораторная работа №8 «Свойства металлов IV А группы и их соединений »

Цель лабораторной работы: получение и исследование свойств свинца и олова.

Задачи лабораторной работы: выполнить опыты, записать уравнения реакций, сформулировать выводы.

Оснащение занятия: раздаточный материал, реактивы, гранулы олова и свинца, штативы с пробирками.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Опыт 1. Отношение олова к кислотам.

Выполнение опыта

В три пробирки налейте по 0,5–1 мл разбавленных кислот: соляной, серной и азотной. В каждую пробирку опустите по маленькому кусочку олова. Что происходит?Проделайте то же самое с концентрированными кислотами. Разбавленные кислоты аккуратно вылейте из пробирок и в пробирки с металлом налейте по 0,5–1 мл растворов этих же концентрированных кислот. Какие изменения произошли в пробирках? Зависят ли продукты реакции от концентрации кислоты?

Требования к оформлению результатов опыта:

Составьте уравнения реакций и на основании электронных уравнений расставьте коэффициенты.

Опыт 2. Отношение свинца к кислотам

Выполнение опыта

В три пробирки налейте примерно по 0,5–1 мл разбавленных кислот: соляной, серной и азотной. В каждую пробирку опустите по маленькому кусочку свинца. Видны ли какие-нибудь признаки протекания реакций?Нагрейте пробирки на водяной бане. Во всех ли пробирках протекает реакция? Охладите пробирки. Затем в каждую пробирку добавьте по 2–3 капли раствора иодида калия КI. Взаимодействие ионов Pb²⁺ с ионами I¯ используется как качественная реакция на ионы свинца. При этом образуется ярко-желтый осадок PbI₂. Во всех ли пробирках появился осадок желтый осадок PbI₂?Проделайте то же самое с концентрированными кислотами. В три пробирки с кусочками свинца налейте по 0,5–1 мл растворов этих же концентрированных кислот. В пробирки с концентрированными кислотами H₂SO₄ и HNO₃ раствор КI приливать не следует, так как в этом случае пойдет реакция между концентрированной кислотой и иодидом калия.Зависят ли продукты реакции от концентрации кислоты?

Требования к оформлению результатов опыта:

Составьте уравнения реакций и на основании электронных уравнений расставьте коэффициенты.

Опыт 3. Взаимодействие олова и свинца с растворами щелочей

Выполнение опыта

В одну пробирку поместите кусочек олова, в другую – свинца. В обе пробирки прилейте по 0,5–1 мл 30 %-ного раствора гидроксида натрия. Пробирки слегка нагрейте на спиртовке. Что происходит?

Требования к оформлению результатов опыта:

Составьте уравнения реакций и на основании электронных уравнений расставьте коэффициенты.

Опыт 4. Получение гидроксидов металлов и их свойства

Опыт 4-1. Гидроксид олова и его свойства

Выполнение опытаВ пробирку налейте по 0,5–1 мл раствора соли олова(II) и добавьте несколько капель разбавленного раствора NаОН до образования осадка.Выпавший осадок разделите на 2 пробирки. В одну пробирку прибавьте несколько капель разбавленного раствора серной кислоты, в другую – несколько капель раствора щелочи. Что происходит?

Требования к оформлению результатов опыта:

Составьте молекулярные и ионные уравнения всех реакций.

Опыт 4-2. Гидроксид свинца и его свойства

Выполнение опыта

В пробирку налейте 0,5–1 мл соли свинца (II) и добавьте несколько капель разбавленного раствора NаОН до образования осадка. Выпавший осадок разделите на 2 пробирки. В одну пробирку прибавьте несколько капель разбавленного раствора азотной кислоты, в другую – несколько капель раствора щелочи. Что происходит?

Требования к оформлению результатов опыта:

Составьте молекулярные и ионные уравнения всех реакций. Почему при растворении гидроксида свинца (II) в кислоте нельзя пользоваться соляной или серной кислотой?

Опыт 5. Гидролиз солей

Опыт 5-1. Гидролиз солей олова(II)

Выполнение опыта

В пробирку налейте 2–3 мл дистиллированной воды и добавьте несколько кристалликов соли хлорида олова (II). Раствор перемешайте и с помощью универсального индикатора определите характер среды в растворе соли. К прозрачному раствору добавьте еще немного воды (5–10 капель). Отметьте образование осадка гидроксохлорида олова (II).Каким образом можно уменьшить степень гидролиза этой соли? Проверьте свой вывод на опыте. Объясните влияние добавления воды и кислоты на степень гидролиза соли.

Требования к оформлению результатов опыта:

Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза этой соли.

Опыт 5-2. Гидролиз солей свинца(II)

Выполнение опыта

В пробирку поместите 2–3 кристаллика нитрата свинца (II) и добавьте примерно 1 мл воды (или используйте раствор соли, имеющийся в лаборатории).Перемешайте раствор до полного растворения соли. Определите характер среды в растворе с помощью универсального индикатора .Раствор слегка нагрейте и добавьте к нему такой же объем раствора карбоната натрия. В пробирке образуется осадок карбоната гидроксосвинца (II) – (PbOH)₂СО₃. Как влияет добавление соды на процесс гидролиза соли свинца? В какой кислоте можно растворить полученную соль?Проверьте это на опыте.

Требования к оформлению результатов опыта:

Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза этой соли. Какая соль должна подвергаться гидролизу в большей степени: соль олова или соль свинца? Почему?

Опыт 6. Окислительно-восстановительные свойства соединений олова и свинца

Опыт 6-1. Восстановительные свойства соединений олова(II)

Выполнение опыта

А) В две пробирки внесите по 2–3 капли раствора солей FeCl₃ и K₃[Fe(CN)₆]. В обе пробирки добавьте немного (по 1–2 мл) воды. Отметьте окраску полученных растворов. Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, в другую добавьте 2–3 капли раствора хлорида олова (II).Как изменилась окраска раствора?Комплексная соль K₃[Fe(CN)₆] используется как индикатор на ионы Fe²⁺. В присутствии ионов железа(II) в растворе протекает реакция:Fe ²⁺ + [ Fe ( CN )₆]^3- = Fe ₃ [ Fe ( CN )₆]₂и появляется синее окрашивание.

Требования к оформлению результатов опыта:

Составьте уравнение реакции и на основании электронных уравнений расставьте коэффициенты.Б) В пробирку поместите 2–3 капли раствора хлорида олова (II) и по каплям добавьте раствор щелочи до растворения, образовавшегося в начале осадка гидроксида олова(II). К полученному раствору Na₂[Sn(OH)₄] добавьте несколько капель раствора нитрата висмута (III) и перемешайте раствор.

Требования к оформлению результатов опыта:

Образовавшийся вначале осадок Bi(OH)₃ чернеет, так как Bi⁺³ восстанавливается до BiО, а станнит натрия окисляется и образуется станнат натрия:3Na₂[Sn(OH)₄] + 2Bi(NO₃)₃ + 6NaOH → 3Na₂[Sn(OH)₆] + 2Bi↓ + 6NaNO₃На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции. Эта реакция используется как качественная реакция на ионы Sn²⁺.

Опыт 6-2. Окислительные свойства соединений свинца(IV)

Выполнение опыта

В пробирку поместите несколько кристалликов PbO₂ (на кончике шпателя). Затем в пробирку добавьте 5–10 капель 1 М. раствора азотной кислоты и 1–2 капли сульфата марганца (II). Содержимое пробирки осторожно нагрейте и затем дайте раствору отстояться. Отметьте окраску полученного раствора.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнение реакции и на основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции.Учтите, что реакция протекает с образованием марганцовой кислоты и соли свинца (II).

Литература:

4. Ермолаева В. И. Химия элементов и соединений: учебное пособие / Ермолаева В. И., Горшкова В. М., Слынько Л. Е. — Санкт-Петербург : Лань, 2019. — 208 с. — Режим доступа: http://e.lanbook.com/book/111880.

Лабораторная работа №9 «Свойства меди, серебра и их соединений»

Цель лабораторной работы: изучить основные химические свойства меди, серебра и их соединений.

Задачи лабораторной работы: выполнить опыты, записать уравнения реакций, сформулировать выводы.

Оснащение занятия: раздаточный материал, реактивы, медная стружка, штативы с пробирками.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Опыт 1. Взаимодействие меди с кислотами

Выполнение опыта

В три пробирки поместите по кусочку меди и прибавьте по 1 мл 2 М кислот: в первую − соляной, во вторую − серной, в третью – азотной. Что наблюдаете? Во всех ли пробирках появилось голубое окрашивание, характерное для ионов меди Cu²⁺?

Проделайте аналогичный опыт с концентрированными кислотами − соляной, серной и азотной. Обратите внимание на запах диоксида серы и окраску диоксида азота.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения протекающих реакций.

В выводе ответьте на вопросы:

1) Какие ионы являются окислителями в каждой из этих реакций?

2) Почему медь не взаимодействует с соляной кислотой и разбавленной серной кислотой?

Опыт 2. Получение гидроксида меди (II) и исследование его термической устойчивости

Выполнение опыта

Внесите в пробирку по 0,5 мл раствора сульфата меди ( II ) и 2М раствора гидроксида натрия. Отметьте цвет выпавшего осадка гидроксида меди ( II ). Осторожно нагрейте пробирку с полученным осадком. Как изменяется цвет осадка?

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишитеуравнения реакций образования гидроксида меди ( II) и его разложения с образованием оксида меди.

Опыт 3. Взаимодействие оксида меди (II) с кислотами

В две пробирки внесите немного порошка оксида меди ( II) и прибавьте по 0,5 мл кислот: в одну пробирку − соляной, в другую − серной. Наблюдайте в обоих случаях появление окраски раствора.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения проведенных реакций. В выводе укажите, какие ионы вызывают окрашивание раствора?

Опыт 4. Получение комплексного аммиаката меди (II)

Выполнение опыта

В пробирку внесите 1 мл раствора сульфата меди и прибавьте столько же 2 М раствора гидроксида аммония. Наблюдайте образование осадка основной соли (С uOH)₂ SO₄. Продолжайте прибавление гидроксида аммония по каплям до полного растворения основной соли. Отметьте окраску исходного раствора сульфата меди и получившегося комплексного аммиаката меди ( II).

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения реакций:

а) взаимодействия сульфата меди ( II) с раствором гидроксида аммония, приводящего к образованиюосновной соли (С uOH)₂ SO₄;

б) растворения основной соли (СuOH)₂SO₄ в избытке гидроксида аммония с одновременным образованием комплексного аммиаката меди (II) −[Cu(NH₃)₄]SO₄ и комплексного основания меди (II) − [Cu(NH₃)₄](OH)₂;

в) диссоциации полученных комплексных соединений меди.

В выводе ответьте на вопросы: Какие ионы обусловливают окраску раствора исходного раствора сульфата меди и комплексного аммиаката меди ( II)? Какое основание сильнее: гидроксид меди ( II) или комплексное основание меди (II) − гидроксид тетраамминмеди ( II)?

Опыт 5. Получение малорастворимых солей меди(II)

Выполнение опыта

В три пробирки внесите по 3–4 капли раствора сульфата меди (II).В первую пробирку прилейте такой же объем гексацианоферрата (II) калия K₄[Fe(CN)₆], во вторую тиоцианата (роданида) калия или аммония, в третью – сульфида натрия. Отметьте окраску образующихся осадков.

Требования к оформлению результатов опыта:

Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

Опыт 6. Получение оксида серебра (I)

Выполнение опыта

В пробирку с 3–4 каплями нитрата серебра (I) прилейте столько же раствора гидроксида натрия. Отметьте цвет выпавшего осадка оксида серебра (I).

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения образования гидроксида серебра и его мгновенного разложения, объясните причину неустойчивости гидроксида, учитывая сильное поляризующее действие катиона Аg+.

Опыт 7. Получение малорастворимых галогенидов серебра (I)

Выполнение опыта

В три пробирки внесите по 2–3 капли раствора нитрата серебра и добавьте по 2–3 капли растворов хлорида натрия, бромида натрия и йодида калия. Отметьте цвет выпавших осадков и сохраните их для следующего опыта.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Какой галогенид-ион является наиболее чувствительным реагентом на катион серебра, если произведения растворимости галогенидов серебра равны:

ПР(AgCl) = 1,78·10^–10, ПР(AgBr) = 7,7·10^–13, ПР(AgI) = 8,3·10^–17

Опыт 8. Окислительные свойства катиона Ag⁺

В пробирку внести 1–2 капли раствора АgNO3, 3–5 капель 3%-го раствора пероксида водорода и 1–2 капли раствора щелочи. Наблюдать образование мелкодисперсного металлического серебра.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнение реакции, уравняйте её методом электронного баланса.

Литература:

Лабораторная работа №10 «Свойства металлов IIB группы и их соединений »

Цель лабораторной работы: изучить основные химические свойства цинка, кадмия и ртути и их соединений

Задачи лабораторной работы: выполнить опыты, записать уравнения реакций, сформулировать выводы.

Оснащение занятия: раздаточный материал, реактивы, гранулы цинка, штативы с пробирками.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Опыт 1. Исследование химических свойств металлов

1.1. Изучение химической активности металлов

Выполнение опыта

В две пробирки внести по 5–7 капель растворов сульфата кадмия и нитрата ртути (II). В каждую пробирку опустить гранулу цинка. Наблюдать выделение металлов на поверхности цинка.

Требования к оформлению результатов опыта:

Приведите уравнения реакций, сравните восстановительные свойства цинка, кадмия и ртути, пользуясь значениями стандартных электродных потенциалов.

1.2. Взаимодействие цинка с кислотами

Выполнение опыта

В четыре пробирки поместите по одной грануле цинка и добавьте по 8–10 капель кислот: соляной, разбавленной серной, концентрированной серной (пробирку подогреть), разбавленной азотной. Выделение каких газов наблюдается?

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения реакций, уравняйте их методом электронного баоанса.

1.3. Взаимодействие цинка со щелочами

Выполнение опыта

В пробирку с раствором гидроксида натрия погрузите гранулу цинка, наблюдайте выделение газообразного вещества.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнение реакции, учитывая, что в ней участвует вода и образуется гидроксокомплексное соединение.

Опыт 2. Гидроксиды металлов

2.1. Получение и свойства гидроксидов цинка и кадмия

Выполнение опыта

В две пробирки поместите по 5 капель растворов солей цинка и кадмия. В каждую добавьте по 2 капли раствора щелочи. Полученные осадки разделите на три части и исследуйте взаимодействие гидроксидов с растворами соляной кислоты, щелочи и аммиака.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения реакций в ионном и молекулярном виде, принимая во внимание, что в комплексных соединениях координационное число цинка равно 4, а кадмия – 6. Сделайте вывод о кислотно-основных свойствах гидроксидов цинка и кадмия.

2.2. Взаимодействие солей ртути со щелочью.

Выполнение опыта

В одну пробирку внесите 5 капель раствора нитрата ртути (II), в другую – столько же нитрата ртути (I), добавить по 3 капли раствора NaOH. Отметить цвет выпавших осадков.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения реакций, имея в виду, что в первой пробирке образуется оксид ртути (II), а во второй – смесь металлической ртути и оксида ртути (II), получившихся в результате диспропорционирования оксида ртути (I). Сделайте вывод об устойчивости гидроксида ртути (II) и гидроксида ртути (I).

Опыт 3. Получение малорастворимых солей цинка, кадмия, ртути

3.1. Получение сульфидов цинка, кадмия, ртути.

Выполнение опыта

В три пробирки с растворами солей цинка, кадмия и ртути (3–4 капли) добавьте 1–2 капли свежеприготовленного раствора сульфида аммония. Отметьте цвет образовавшихся осадков. В каждую пробирку добавить 2–3 капли соляной кислоты. В какой пробирке наблюдается растворение осадка?

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Объясните различную растворимость сульфидов в соляной кислоте, используя значения произведения растворимости:

ПР(ZnS) = 1,6·10^-24; ПР(CdS) = 1,1·10^-29; ПР(HgS) = 3,0·10^-53. Какие сульфиды металлов подгруппы цинка можно получить по реакции:

Me²⁺ + H2S = MeS↓+ 2H⁺

3.2. Получение хлоридов ртути.

Выполнение опыта

Действием раствора хлорида натрия на растворы солей Hg(NO3)2 и Hg2(NO3)2 получите хлорид ртути (I) и хлорид ртути (II). Какой из хлоридов выпадает в осадок?

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения реакций, сравните растворимость сулемы HgCl2 и каломели Hg2Cl2. Где применяются эти соединения?

Опыт 4. Комплексные соединения цинка, кадмия, ртути

4.1. Получение амминокомплексных соединений.

Выполнение опыта

В три пробирки поместите по 3 капли растворов солей цинка, кадмия и ртути. Добавьте 2 капли раствора аммиака. Наблюдайте выпадение осадков. В каждую пробирку по каплям прибавьте избыток раствора аммиака. В какой пробирке осадок не растворился?

Требования к оформлению результатов опыта:

Уравнениями реакций покажите образование гидроксидов цинка, кадмия и ртути и растворения первых двух в избытке аммиака.

4.2. Получение тетрайодогидраргирата (II) калия.

Выполнение опыта

В пробирку с 3 каплями нитрата ртути (II) внесите 2 капли раствора йодида калия. Отметьте цвет выпавшего осадка. Прибавьте избыток йодида калия. Что наблюдается?

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения реакций получения йодида ртути (II) и комплексного соединения в молекулярной и ионной форме. Напишите схемы диссоциации и выражения константы диссоциации и константы нестойкости тетрайодогидраргирата (II) калия.

Опыт 5. Диспропорционирование соединений ртути (I)

Выполнение опыта

В три пробирки внесите по 3 капли раствора нитрата ртути (I). В первую добавьте 2 капли раствора щелочи, во вторую – столько же раствора йодида калия, в третью – сульфида аммония. Отметьте цвет выпавших осадков.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения реакций, учитывая, что в растворе катионы Hg⁺ не устойчивы и диспропорционируют по схеме:

Hg⁺ = Hg↓ + Hg²⁺.

Сравните устойчивость соединений ртути (II) и ртути (I). Приведите примеры устойчивых соединений ртути (I).

Литература:

Лабораторная работа №11 «Свойства соединений хрома»

Цель лабораторной работы: получить соединения хрома исследовать их свойства.

Задачи лабораторной работы: выполнить опыты, записать уравнения реакций, сформулировать выводы.

Оснащение занятия: раздаточный материал, реактивы, штативы с пробирками.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Опыт 1. Получение и свойства оксида хрома (III)

Выполнение опыта

Опыт проводить под тягой! На асбестовую сетку поместите небольшое количество растертого в порошок дихромата аммония. Раскалите железную проволоку и погрузите ее в дихромат. Наблюдается бурное разложение соли. Какой цвет имеет образовавшийся оксид хрома (III)? В две пробирки поместите немного полученного оксида хрома. В одну из них добавьте раствор серной кислоты H ₂ SO ₄, в другую – раствор гидроксида натрия NaOH.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнение реакции разложения дихромата аммония, учитывая, что одновременно образуются азот и вода. В выводе укажите, к какому типу окислительно-восстановительных процессов относится данная реакция.

Опыт 2. Получение и свойства гидроксида хрома (III).

Выполнение опыта

В двух пробирках получите гидроксид хрома (III) взаимодействием раствора сульфата хрома Cr ₂ ( SO ₄ )₃ (0,5 мл) с раствором щелочи NaOH (0,5 мл).

В первую пробирку добавьте по каплям раствор соляной кислоты HCl, во вторую – концентрированный раствор гидроксида натрия NaOH до полного растворения осадка. (Сохраните раствор во второй пробирке для следующего опыта). Сделайте вывод о растворимости гидроксида хрома (III) в кислотах и щелочах.

Требования к оформлению результатов опыта:

Запишите уравнения реакций образования гидроксида хрома ( III ), диссоциации гидроксида хрома ( III ), взаимодействия гидроксида хрома ( III ) с соляной кислотой и гидроксидом натрия. В выводе укажите кислотно-основные свойства гидроксида хрома ( III ).

Опыт 3. Восстановительные свойства соединений хрома (III)

Выполнение опыта

К полученному в опыте 2 раствору хромита калия (K [ Cr ( OH )₄]) добавьте 0,5 мл 1 М раствора гидроксида натрия NaOH и 0,5 мл 3 %-ного раствора пероксида водорода H ₂ O ₂. Осторожно нагрейте смесь до перехода окраски из зеленой в желтую. Какое соединение при этом образовалось?

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнение реакции окисления хромита калия K [ Cr ( OH )₄] пероксидом водорода в щелочной среде. Укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

Опыт 4. Хроматы и бихроматы

4.1. Переход хромата калия в бихромат

Выполнение опыта

К раствору хромата калия KCrO ₄ (0,5 мл) добавьте по каплям 2 М раствора серной кислоты H ₂ SO ₄. Следите за изменением окраски раствора.

Требования к оформлению результатов опыта:

Запишите уравнение реакции. В выводе объясните, какими ионами обусловлено изменение окраски раствора бихромата калия.

4.2. Переход бихромата калия в хромат

Выполнение опыта

К раствору бихромата калия K ₂ Cr ₂ O ₇ (0,5 мл) добавьте по каплям 2 М раствора щелочи NaOH. Следите за изменением окраски раствора.

Требования к оформлению результатов опыта:

Запишите уравнение реакции. В выводе объясните, почему происходит изменение окраски и какими ионами оно обусловлено. Разберите смещение равновесия:

2 CrO ₄ ^2- + 2 H ⁺ « Cr ₂ O ₇ ^2- + H ₂ O

при добавлении кислоты и щелочи.

Опыт 5. Окислительные свойства хроматов

Выполнение опыта

Раствор дихромата калия K ₂ Cr ₂ O ₇ (0,5 мл) подкислите серной кислотой (4 – 5 капель) и добавьте 0,5 мл раствора иодида калия KI. Отметьте изменение окраски раствора. Докажите с помощью крахмала выделение свободного иода, для чего в пробирку внесите несколько капель крахмала.

Требования к оформлению результатов опыта:

Запишите уравнение реакции. Укажите процессы окисления и восстановления. В выводе объясните окислительные свойства соединений хрома (VI).

Литература:

Лабораторная работа №12 «Свойства соединений марганца»

Цель лабораторной работы: получить соединения марганца исследовать их свойства.

Задачи лабораторной работы: выполнить опыты, записать уравнения реакций, сформулировать выводы.

Оснащение занятия: раздаточный материал, реактивы, штативы с пробирками.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Опыт 1. Восстановление соли марганца (II) алюминием

Выполнение опыта

Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида марганца ( II ) и опустите кусочек алюминиевой фольги или 1 – 2 гранулы алюминия. Оставьте пробирку на 2 – 3 минуты. Отметьте изменение поверхности алюминия.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнение реакции взаимодействия хлорида марганца ( II ) с алюминием. Сделайте вывод о восстановительной активности марганца.

Опыт 2. Получение и свойства гидроксида марганца (II)

Выполнение опыта

В две пробирки внесите по 1 – 2 мл раствора хлорида марганца ( II ) MnCl ₂ и по 3 – 4 капли разбавленного раствора гидроксида натрия NaOH. Каков цвет полученного осадка гидроксида марганца ( II )? Размешайте осадок стеклянной палочкой. Как изменяется цвет осадка? В первую пробирку добавьте несколько капель концентрированного раствора гидроксида натрия NaOH, во вторую – 2 – 3 капли 2 М раствора серной кислоты H ₂ SO ₄. Что наблюдается?

Требования к оформлению результатов опыта:

Запишите уравнения реакций: а) получения гидроксида марганца ( II ) и его окисления кислородом воздуха в присутствии воды до MnO ( OH )₂, б) взаимодействия гидроксида марганца с серной кислотой. В выводах ответьте на вопрос, какими свойствами обладают соединения марганца ( II ).

Опыт 3. Окислительные свойства диоксида марганца (демонстрационный)

Выполнение опыта

Опыт выполняется под тягой! В пробирку поместите несколько кристалликов диоксида марганца MnO₂ и 2 – 3 капли концентрированной соляной кислоты H Cl. По цвету и запаху определите, какой газ выделяется.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнение реакции взаимодействия диоксида марганца с соляной кислотой. Укажите окислитель и восстановитель. В выводе ответьте на вопрос, какие свойства проявляет в этой реакции диоксид марганца.

Опыт 4. Разложение перманганата калия при нагревании

Выполнение опыта

Поместите 3 – 4 кристаллика перманганата калия KMnO₄ в пробирку и осторожно нагрейте небольшим пламенем спиртовки до полного разложения перманганата калия до диоксида марганца, манганата калия и кислорода. Выделение кислорода установите с помощью тлеющей лучинки. После охлаждения пробирки к сухому остатку добавьте 5 – 6 капель воды. Отметьте цвет полученного раствора.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнение реакции разложения перманганата калия. Укажите окислитель и восстановитель. В выводе укажите, к какому типу окислительно-восстановительных реакций относится процесс разложения перманганата калия.

5. Окислительные свойства перманганата калия

Выполнение опыта

Внесите в пробирку 1 – 2 мл раствора перманганата калия KMnO₄ и столько же раствора сульфата марганца MnSO₄. Отметьте исчезновение фиолетовой окраски и образование бурого осадка. Добавьте в пробирку несколько капель универсального индикатора.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнение реакции. Как изменилась степень окисления марганца в результате реакции? Укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

Литература:

Лабораторная работа №13 «Свойства железа и его соединений»

Цель лабораторной работы: изучитьосновные химические свойства железа и его соединений

Задачи лабораторной работы: выполнить опыты, записать уравнения реакций, сформулировать выводы.

Оснащение занятия: раздаточный материал, реактивы, железная стружка, штативы с пробирками.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Опыт 1. Взаимодействие железа с кислотами

Выполнение опыта

В четыре пробирки внесите по пять капель кислот: в первую –
2 М HCl, во вторую – 1М H₂ SO₄, в третью – концентрированной H₂ SO₄, в четвертую – 2 М HNO₃. В каждую пробирку внесите кусочек железной стружки (или железные опилки). Пробирку с концентрированной серной кислотой осторожно нагрейте. Наблюдайте происходящие процессы. Затем в каждую пробирку добавьте по одной капле 0,01 М раствора роданида калия или аммония, которые с ионами Fe³⁺ дают характерную красную окраску образующегося соединения Fe( SCN)₃. Наблюдайте за появлением окраски следует внимательно, так как через 1-2 минуты в кислой среде Fe( SCN)₃ разлагается. В каких пробирках образовались ионы Fe³⁺? В тех пробирках, где раствор не окрашивается в красный цвет, при растворении железа образуются ионы Fe²⁺.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения проведенных реакций. Какие ионы являются окислителями в каждой из этих реакций? Объясните, почему при взаимодействии железа с разбавленной серной кислотой
(1М H ₂ SO ₄) образуются ионы Fe ²⁺, а при взаимодействии с концентрированной серной кислотой образуются ионы Fe ³⁺?

Опыт 2. Получение гидроксида железа (II) и исследование его свойств

В солях железа (II) вследствие частичного окисления на воздухе всегда присутствует железо (III). Поэтому во всех опытах по изучению свойств железа (II) следует брать наиболее устойчивую двойную кристаллическую соль Мора ( NH ₄ )₂ SO ₄ × FeSO ₄ × 6 H ₂ O. При записи уравнений реакций вместо формулы Мора можно пользоваться формулой сульфата железа ( II ), так как двойная соль Мора практически полностью диссоциирует при растворении в воде на все составляющие ее ионы.

Выполнение опыта

В пробирку налейте 3-4 капли соли Мора и добавьте по каплям
2 М раствор щелочи до выпадения зеленоватого осадка гидроксида
железа ( II ).Перенесите часть осадка в чистую пробирку и проверьте, взаимодействует ли он с 2М HCl. Остальной осадок перемешайте стеклянной палочкой и наблюдайте через несколько минут побурение вследствие образования гидроксида железа ( III ).

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишитеуравнения реакций:

а) образования гидроксида железа (II);

б) окисления гидроксида железа( II)до гидроксида железа( III)под действием кислорода воздуха и воды. В выводе ответьте на вопрос, какими свойствами обладает гидроксид железа (II).

Опыт 3. Восстановительные свойства соединений железа (II)

Выполнение опыта

В две пробирки налейте по 1 – 2 мл раствора соли Мора. В одну из них добавьте 1 каплю концентрированной азотной кислоты, подогрейте раствор до прекращения выделения газа и дайте ему остыть. Затем в обе пробирки добавьте по 1 капле 0,01 н. раствора роданида аммония. В какой пробирке наблюдается красное окрашивание?

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишитеуравнение реакции, считая, что азотная кислота восстанавливается преимущественно до NO. Объясните, почему в одной из пробирок наблюдается красное окрашивание.

Опыт 4. Получение гидроксида железа (III) и исследование его свойств

Выполнение опыта

В две пробирки внесите по 5 – 6 капель раствора хлорида железа ( III) и добавьте по 3-4 капли 2 М раствора щелочи. Что наблюдается? В одну пробирку добавьте разбавленную серную кислоту до растворения осадка, в другую- 2 М раствор щелочи. Несмотря на отсутствие взаимодействия со щелочью при обычных условиях, гидроксид железа ( III) амфотерен. Кислотные свойства он проявляет только при сплавлении со щелочами или карбонатами щелочных металлов. При этом образуются соли железистой кислоты, называемые ферритами. Водой они полностью гидролизуются.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения реакций:

а) взаимодействия хлорида железа ( III) с раствором щелочи, приводящего к образованию гидроксида железа ( III);

б) растворения гидроксида железа (III) в серной кислоте;

в) образования ферритов при сплавлении, дописав уравнения следующих реакций:

Fe₂ O₃ + Na₂ CO₃ →

Fe₂ O₃+ KOH→

г) полного гидролиза феррита натрия, протекающего с образованием Fe( OH)₃.

Опыт 5. Окислительные свойства соединений железа (III). Окисление иодида калия.

Выполнение опыта

Налейте в пробирку 3-4 капли раствора FeCl₃ и добавьте 1-2 капли раствора иодида калия. В какой цвет окрашивается раствор?

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнение реакции. Объясните, почему раствор окрашивается.

Литература:

Лабораторная работа №14 «Комплексные соединения»

Цель лабораторной работы: получить и исследовать свойства комплексных соединений.

Задачи лабораторной работы: выполнить опыты, записать уравнения реакций, сформулировать выводы.

Оснащение занятия: раздаточный материал, реактивы, штативы с пробирками.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Опыт 1. Получение гидроксокомплексов

Выполнение опыта

В три пробирки поместите раздельно растворы солей цинка, хрома ( III ) и алюминия. В каждую из этих пробирок добавьте по каплям раствор щелочи. Наблюдайте вначале выпадение осадков, затем – их растворение.

Требования к оформлению результатов опыта:

Запишите уравнения проведенных реакций, учитывая, что сначала образуются малорастворимые гидроксиды цинка, хрома ( III ) и алюминия, а затем их растворимые гидроксокомплексы, содержащие ионы [ Zn ( OH )₄]^2-, [ Cr ( OH )₄]^-, [ Al ( OH )₄]^–. Зная, что гидроксиды цинка, хрома и алюминия растворяются также и в кислотах, определите, к какому типу они относятся.

Опыт 2. Получение комплексного основания никеля

Выполнение опыта

Получите осадок гидроксида никеля ( II ) внеся в пробирку 0,5 мл раствора сульфата никеля ( II ) и такой же объем раствора гидроксида натрия. К осадку добавьте 0,5 мл 20% раствора аммиака. Что происходит? Сравните окраску ионов Ni ²⁺ в растворе сульфата никеля с окраской полученного раствора. Присутствием каких ионов обусловлена окраска раствора?

Требования к оформлению результатов опыта:

Запишите уравнения реакций образования гидроксида никеля ( II ), взаимодействия гидроксида никеля с аммиаком и уравнение электролитической диссоциации образовавшегося комплексного основания. Координационное число никеля принять равным 6. В выводе ответьте на вопрос, какое основание является более сильным; простое или комплексное? Ответ обоснуйте.

Опыт 3. Прочность комплексных ионов. Разрушение комплексов

Выполнение опыта

В две пробирки с раствором CuSO ₄ добавьте: в одну – раствор оксалата аммония ( NH ₄ )₂ C ₂ O ₄ в другую – сульфида аммония ( NH ₄ )₂ S.

В двух других пробирках получите комплексное соединение меди, добавив к 0,5 мл раствора CuSO ₄ раствор аммиака до растворения выпадающего вначале осадка. Отметьте цвет полученного комплексного соединения.

Испытайте действие растворов ( NH ₄ )₂ C ₂ O ₄ и ( NH ₄ )₂ S на полученный раствор комплексной соли меди. От действия какого реактива выпадает осадок? На присутствие каких ионов в растворе комплексной соли указывает появление этого осадка?

Требования к оформлению результатов опыта:

Опишите наблюдаемые явления. Запишите уравнения проделанных реакций. Ответьте на поставленные по ходу работы вопросы. В выводе обоснуйте разрушение комплексного соединения меди при добавлении одного реактива и отсутствие изменений при добавлении другого.

Опыт 4. Комплексные соединения в окислительно-восстановительных реакциях

Выполнение опыта

Добавьте в пробирку к 0,5 мл раствора нитрата серебра такой же объем раствора хлорида натрия. Полученный осадок растворите в 25% растворе аммиака. Опустите в полученный раствор гранулу цинка. Что наблюдается?

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения реакций получения осадка хлорида серебра, его растворение в аммиаке с образованием комплексного соединения серебра и взаимодействия полученного комплекса с цинком. Запишите уравнение диссоциации комплексного иона. В выводе укажите, какой ион является окислителем в последней реакции.

Литература:

Лабораторная работа №15 «Гидролиз солей»

Цель лабораторной работы: изучить некоторые свойства водных растворов солей, связанных с реакцией гидролиза.

Задачи лабораторной работы: выполнить опыты, записать уравнения реакций, сформулировать выводы.

Оснащение занятия: раздаточный материал, реактивы, штативы с пробирками.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Опыт 1.Определение характера среды при гидролизе солей

Выполнение опыта

В четыре пробирки налейте по 1– 2 мл следующих реактивов: в первую – дистиллированной воды, во вторую – водного раствора карбоната натрия, в третью – хлорида алюминия и в четвертую – нитрата калия. В каждую пробирку добавьте по 3 – 4 капли универсального индикатора, который в нейтральной среде имеет зеленовато-желтый цвет, в кислой – красный, в щелочной – синий. Какую окраску приобрели растворы после добавления в них универсального индикатора?

Требования к оформлению результатов опыта:

Экспериментальные результаты сведите в таблицу

Соль	Окраска индикатора	Характер среды	Гидролиз соли (да, нет)

На основании полученных результатов определите, какие из солей подвергаются гидролизу.

Напишите уравнения процессов гидролиза в молекулярной и ионной формах по первой ступени.

В выводе объясните причину протекания или отсутствия процессов гидролиза солей, рассмотренных в данном опыте.

Опыт 2. Полный (необратимый) гидролиз солей

Выполнение опыта

В пробирку налейте 1 – 2 мл раствора сульфата алюминия и добавьте такой же объем водного раствора соды Na ₂ СО₃. Что наблюдаете? Какое соединение осаждается и какой газ выделяется? Докажите, что выпавший осадок не является солью угольной кислоты.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите (в молекулярном и ионном виде) уравнение реакции взаимодействия сульфата алюминия с карбонатом натрия и водой, приводящей к образованию гидроксида алюминия и углекислого газа (совместный гидролиз двух солей). Запишите ионные уравнения гидролиза как по катиону А1³⁺ (для трех ступеней), так и по аниону СО₃^2– (для двух ступеней).

В выводе на основе анализа равновесий гидролиза ионов А1³⁺ и СО₃^2–, протекающего в водном растворе, объясните причину полного гидролиза сульфата алюминия и карбоната натрия.

Используя таблицу растворимости, приведите примеры солей, которые не существуют в растворах, так как подвергаются полному (необратимому) гидролизу.

Опыт 3. Изучение влияния условий проведения гидролиза на полноту его протекания

3.1. Влияние концентрации

Выполнение опыта

В пробирку поместите 0,5 мл концентрированного раствора хлорида железа (III). Установите с помощью индикаторной бумаги среду раствора (рН). Раствор в пробирке разбавьте водой, увеличив объем в 3–4 раза и установите рН разбавленного раствора.

Требования к оформлению результатов опыта:

Напишите уравнения гидролиза по первой и второй ступеням в молекулярном и ионном виде. Сделать вывод о влиянии концентрации соли на полноту её гидролиза.

3.2. Влияние температуры

Выполнение опыта

В пробирку на 1/3 её объёма налейте раствор хлорида железа (III) и прокипятите его несколько минут на спиртовке. Что наблюдается? Почему раствор при кипячении становится мутным?

Требования к оформлению результатов опыта:

Запишите уравнения гидролиза в молекулярном и ионном виде по всем ступеням, имея в виду, что вторая и третья ступени гидролиза возможны при нагревании.

Литература:

Лабораторная работа №16 «Коллоидные растворы и их свойства»

Цель лабораторной работы: получить коллоидные растворы и изучить влияние концентрации раствора электролита на его коагулирующую способность.

Задачи лабораторной работы: выполнить опыты, записать уравнения реакций, сформулировать выводы.

Оснащение занятия: раздаточный материал, реактивы, штативы с пробирками.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Опыт 1. Получение золя гидроксида железа (III)

Выполнение опыта

Золь гидроксида трёхвалентного железа получают гидролизом раствора хлорида железа (III) в соответствии с уравнением реакции:

FeCl₃ + 3H₂O = Fe(OH)₃ + 3HCl

Мензуркой отмерьте 40 см³ дистиллированной воды и перенесите в термостойкий стакан на 100 см³. Воду нагрейте до кипения, после чего добавьте по каплям 7 см³ 2 % раствора FeCl₃, отмеренного мерным пальчиком. После кипячения раствора в течение нескольких минут в результате гидролиза образуется красно-коричневый золь гидроксида железа.

Требования к оформлению результатов опыта:

Запишите уравнение реакции гидролиза хлорида железа (III).

Частицы осадка Fe(OH)₃ избирательно адсорбируют ионы Fe³⁺, которые сообщают частицам положительный заряд. Строение мицеллы золя гидроксида железа (III) можно записать следующим образом:

{ [Fe(OH)₃] nFe³⁺3(n-x)Cl^– } ^3x+ 3xCl^–.

Укажите ядро мицеллы, потенциалопределяющие ионы, адсорбционную и диффузионную части мицеллы. В выводе отметьте, каким способом получен золь гидроксида трёхвалентного железа.

Опыт 2. Влияние концентрации раствора электролита на его коагулирующую способность.

Выполнение опыта

Для исследования процесса коагуляции в качестве электролита используют растворы K₂ SO₄ с концентрацией:

1) 0,025 моль/л,

2) 0,0008 моль/л.

В три пробирки из стакана налейте по 4 см³ золя гидроксида железа, отмеренного мерным пальчиком. Одну пробирку оставьте для сравнения, а в две другие медленно по каплям добавьте по 1 см³ раствора K₂ SO₄ (отмеренного также мерным пальчиком) концентрацией 0,025 моль/ли 0,0008 моль/л соответственно.

Через 5 минут после добавления электролитов отметьте, в какой пробирке произошло помутнение раствора, т.е. коагуляция.

Требования к оформлению результатов опыта:

Результаты наблюдений занесите в таблицу:

Электролит	Концентрация раствора электролита, моль/л
K₂ SO₄	0,025	0,0008
K₂ SO₄

Наличие или отсутствие коагуляции отметьте знаками «+» или «–».

Ответьте на вопрос, что такое коагуляция и чем она может быть вызвана.

В выводе отметьте, какой ион в составе K₂ SO₄ вызывает коагуляцию золя гидроксида железа, и как влияет концентрация электролита на его коагулирующую способность.

Литература:

Задания и методические указания для проведения практических занятий

Практическая работа №1 «Электронная структура атомов и ионов металлов»

Цель практической работы: приобретение знаний и умений по составлению электронных формул, выражающие электронную конфигурацию атомов и ионов металлов.

Задачи практической работы: ответить на вопросы занятия, выполнить задания.

Оснащение занятия: раздаточный материал, Периодическая таблица Д.И. Менделеева.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Вопросы, рассматриваемые на занятии:

1. Дайте определению понятию «атом». Каков состав атома?

2. В чем сущность корпускулярно-волновой природы электрона?

3. Охарактеризуйте энергетическое состояние электрона в атоме с позиции теории квантовой механики.

4. Что такое атомная орбиталь? Перечислите возможные орбитали на 1, 2, 3, и 4-м энергетических уровнях.

5. Как определить максимальное количество электронов на энергетическом уровне?

6. Как определить количество орбиталей на энергетическом уровне?

7. В чем физический смысл главного квантового числа? Какая связь между числом энергетических уровней в атоме и положением элемента в Периодической системе?

8. Какие значения может принимать орбитальное квантовое число? Какие энергетические уровни не имеют: а) p - ; б) d - и в) f - подуровней?

9. На основе учения о строении атома объясните, почему энергетический s -подуровень включает одну атомную орбиталь,
р-подуровень – три, d -подуровень – пять и f -подуровень – семь атомных орбиталей?

10. Каким правилом определяется последовательность заполнения электронами энергетических подуровней? Какова последовательность заполнения электронами энергетических подуровней в многоэлектронных атомах?

11. Покажите, как при заполнении электронами атомных орбиталей образуются периоды и группы Периодической системы?

12. Что понимают под металлическими (восстановительными) и неметаллическими (окислительными) свойствами атомов?

Литература:

Практическая работа №2 «Электродный потенциал»

Цель практической работы: научиться рассчитывать электродные потенциалы и определять восстановительную активность металлов.

Задачи практической работы: ответить на вопросы занятия, выполнить задания.

Оснащение занятия: раздаточный материал, электрохимический ряд напряжений металлов.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Вопросы, рассматриваемые на занятии:

1. Что такое электродный потенциал? В каких единицах он измеряется? В чем его физический смысл?

2. От каких факторов зависит электродный потенциал? Приведите уравнение Нернста.

3. Что такое стандартный электродный потенциал? Как он определяется?

4. Что такое металлический электрод? Газовый водородный электрод?

5. Что представляет собой ряд стандартных электродных потенциалов?

6. Какую информацию содержит электрохимический ряд стандартных электродных потенциалов о сравнительной активности металлов и их ионов?

7. Каким выражением связаны электродный потенциал и изменение энергии Гиббса? Как определяется направление протекания окислительно-восстановительной реакции?

8. Что такое гальванический элемент? Какой металл в гальваническом элементе является анодом? Какой процесс протекает на аноде? Какой металл в гальваническом элементе является катодом? Какой процесс протекает на катоде?

9. Что такое электродвижущая сила гальванического элемента? Как она рассчитывается?

10. Будет ли олово вытеснять магний, ртуть, цинк и серебро из растворов их солей? Какие из этих металлов вытесняют олово? Ответ обоснуйте.

Темы сообщений:

1. Анализ современных источников тока

2. Цинково-угольные гальванические элементы.

Литература:

3. Харина, Г. В. Химические свойства конструкционных металлов и сплавов [Электронный ресурс] : учебное пособие / Г. В. Харина, С. В. Анахов ; [рец.: Е. В. Русинова, А. С. Борухович] ; Рос. гос. проф.-пед. ун-т. - Электрон. текстовые дан. (1 файл : 28000 Кб). - Екатеринбург: Издательство РГППУ, 2019. - 168 с. : ил., табл. - Библиогр.: с. 167 (15 назв.).

Практическая работа №3 «Электролиз растворов и расплавов солей»

Цель практической работы: научиться составлять схемы электролиза.

Задачи практической работы: ответить на вопросы занятия, выполнить задания.

Оснащение занятия: раздаточный материал, электрохимический ряд напряжений металлов.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Вопросы, рассматриваемые на занятии:

1. Что такое электролиз?

2. Какие электроды называют катодом и анодом? Какую роль играет внешний источник тока при электролизе?

3. Чем обусловлено направление движения ионов электролита при электролизе?

4. В чем отличие электролиза водных растворов электролитов от электролиза их расплавов?

5. Каковы отличия электролиза водных растворов солей с использованием активного и инертного анодов?

6. В чем сущность электролитического рафинирования металлов?

7. Что является критерием, определяющим природу частиц, разряжающихся на различных электродах?

8. Какой процесс протекает на катоде? Какова последовательность разрядки ионов и молекул воды на катоде?

9. Какой процесс протекает на аноде? Какова последовательность разрядки ионов и молекул воды на аноде?

10. Сформулируйте законы Фарадея. Приведите математическое выражение.

11. Дайте понятие электрохимического эквивалента вещества. Что такое выход по току?

12. Какой ион будет разряжаться на аноде в первую очередь при электролизе водного раствора, содержащего в одинаковых концентрациях ионы Cl^-, I^-, NO₃^-?

13. Определите, в какой последовательности будут выделяться металлы на катоде при электролизе водного раствора, содержащего в своем составе ионы Zn²⁺, Ni²⁺, Cu²⁺?

14. Какие ионы будут разряжаться на катоде при электролизе водного раствора AgNO₃?

15. Какие ионы будут разряжаться на аноде при электролизе водного раствора BaCl₂?

Темы сообщений:

1. Получение чистых и сверхчистых металлов.

2. Электролитическое рафинирование меди в промышленности.

Литература:

Практическая работа №4 «Защита металлов и сплавов от коррозии»

Цель практической работы: приобретение знаний и умений по рассмотрению механизма коррозии и подбору способов защиты металлов от коррозии.

Задачи практической работы: ответить на вопросы занятия, выполнить задания.

Оснащение занятия: раздаточный материал, электрохимический ряд напряжений металлов.

Продолжительность: __2_ академических часа.

Вопросы, рассматриваемые на занятии:

1. Что такое коррозия? Назовите виды коррозии.

2. Охарактеризуйте особенности химической коррозии.

3. От каких факторов зависит скорость коррозии?

4. В чем сущность электрохимической коррозии? Каков механизм протекания электрохимической коррозии?

5. Что такое деполяризаторы? Что является деполяризатором в кислой среде? В щелочной среде? Назовите виды электрохимической коррозии по механизму ее протекания.

6. Какой металл в коррозионном гальваническом элементе является анодом? Какой процесс протекает на аноде? Какой металл в коррозионном гальваническом элементе является катодом? Какой процесс протекает на катоде?

7. Какой вид коррозии протекает во влажном воздухе? Что является окислителем?

8. При каком соотношении потенциалов металла и водорода (E ⁰ _Ме ⁺ ⁿ /_Ме⁰ и Е⁰_2Н⁺/_Н2) возможно протекание электрохимической коррозии с водородной деполяризацией?

9. При каком соотношении потенциалов металла и кислорода (E ⁰ _Ме ⁺ ⁿ /_Ме⁰ и Е⁰_О2/_2Н2О) возможно протекание электрохимической коррозии с кислородной деполяризацией?

10. Перечислите основные способы защиты металлов от коррозии.

11. Какое покрытие металла называется анодным? Приведите примеры.

12. Какое покрытие металла называется катодным? Приведите примеры.

13. Почему некоторые достаточно активные металлы, например, алюминий, не корродируют на воздухе?

Темы сообщений:

1. Современные способы защиты металлов от коррозии

2. Проблема создания нержавеющих сталей.

Литература:

4. . Пустов, Ю.А. Коррозионностойкие и жаростойкие материалы. Методы коррозионных исследований и испытаний. Курс лекций [Электронный ресурс] : учеб. пособие / Ю.А. Пустов, А.Г. Ракоч. — Электрон. дан. — Москва : МИСИС, 2013. — 128 с. — Режим доступа: https://e.lanbook.com/book/47452. — Загл. с экрана.

Дата добавления: 2022-12-03; просмотров: 54; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

12 3 4 5 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!

© 2014-2024 — Студопедия.Нет — Информационный студенческий ресурс. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав (1.203)