КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК. ОКСИДИ. ГІДРОКСИДИ

МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ

до виконання лабораторних робіт з навчальної дисципліни „Хімія з основами біогеохімії” для студентів за напрямом підготовки 6.040106 „Екологія, охорона навколишнього середовища та збалансоване природокористування”

Затверджено на засіданні

методичної комісії напряму

6.040106 „Екологія, охорона

навколишнього середовища та

збалансоване природокорис-

тування”

Протокол № 4 від 13.01.2011 р.

Рівне – 2011

Методичні вказівки до виконання лабораторних робіт з дисципліни „Хімія з основами біогеохімії” для студентів за напрямом підготовки 6.040106 „Екологія, охорона навколишнього середовища та збалансоване природокористування”/ М.В.Яцков, О.І.Мисіна, К.Ю.Вербецька - Рівне: НУВГП, 2011, - 68 с.

Упорядники: М.В.Яцков, завідувач кафедри хімії;

О.І.Мисіна, асистент кафедри хімії;

К.Ю.Вербецька, асистент кафедри хімії.

Відповідальний за випуск: М.В.Яцков, канд.техн.наук,

завідувач кафедри хімії

О.І.Мисіна,

К.Ю.Вербецька, 2011

ЗМІСТ

Стор.

ПЕРЕДМОВА..............................................................................4

Загальні питання організації та проведення

лабораторних робіт..........................................................................5

Лабораторна робота №1. Визначення молярної маси

еквівалентів металу об’ємним методом...........................................6

Лабораторна робота №2. Класи неорганічних сполук. Оксиди.

Гідроксиди.........................................................................................13

Лабораторна робота №3. Класи неорганічних сполук.

Кислоти. Солі....................................................................................18

Лабораторна робота №4. Приготування розчину хлоридної

кислоти та визначення її концентрації титруванням ...................25

Лабораторна робота №5. Реакції в розчинах електролітів....31

Лабораторна робота №6. Йонний добуток води. Водневий

показник (рН) розчинів....................................................................35

Лабораторна робота №7. Гідроліз солей................................37

Лабораторна робота №8. Окисно-відновні реакції................40

Лабораторна робота №9. Визначення загальної лужності і

карбонатної твердості води............................................................48

Лабораторна робота №10. Якісне дослідження природної

води..................................................................................................53

Лабораторна робота №11. Реакція садження білків............60

Лабораторна робота №12. Визначення відносної

молекулярної маси амінокислот за амінним нітрогеном............65

ЛІТЕРАТУРА...........................................................................68

ПЕРЕДМОВА

Приєднання України до Болонської конвенції та інтеграція до єдиного європейського простору вищої освіти передбачає реформування школи шляхом впровадження кредитно-трансферної системи організації навчального процесу.

Лабораторні роботи з навчальної дисципліни „Хімія з основами біогеохімії” максимально наближені до майбутньої спеціальності студентів, охоплюють основні розділи хімії і спрямовані на більш поглиблене засвоєння знань.

Головною метою навчальної дисципліни „Хімія з основами біогеохімії” є:

- ознайомлення студентів з основними положеннями та закономірностями хімії та біогеохімії, формування наукового світогляду, розвиток хімічного мислення і здатності аналізувати явища;

- формування спеціальних умінь та навичок для застосування хімічних законів і процесів, для використання хімічних речовин і матеріалів у практичній діяльності.

В процесі виконання лабораторної роботи студенти повинні закріпити теоретичні знання з даного розділу програми, навчитися працювати з лабораторним посудом та приладами. Робота в лабораторії вимагає осмислення теоретичного матеріалу, з якими пов’язані досліди, тому студент повинен вивчити теоретичний матеріал з теми лабораторної роботи, який наведений у теоретичному вступі до кожної роботи. Обов’язкові знання студентів з правил техніки безпеки при роботі з приладами і відповідними реактивами, без чого не можна починати практичну частину роботи. Лабораторна робота з відповідним оформленням в зошиті подається у вигляді звіту для захисту.

Загальні питання організації та проведення лабораторних робіт

Свідоме виконання лабораторних робіт є можливим тільки за умови попередньої підготовки, тому перед лабораторним заняттям студент повинен вдома вивчити теоретичний вступ до роботи та порядок її виконання.

Всі роботи в лабораторії виконують бригадами, які складаються з 2-х студентів. За кожним студентом на весь час роботи закріплюється визначене робоче місце. Результати дослідів слід записувати в лабораторний журнал (зошит з полями для зауважень викладача). Необхідно відмічати умови проведення дослідів та явищ, які спостерігаються. Хімічні реакції треба виражати відповідними рівняннями. Іноді слід зробити малюнок приладу, за допомогою якого проводиться дослід.

Якщо при розрахунках, пов’язаних з обробкою експериментальних даних, вводяться величини атомних мас, то їх слід брати з двома знаками після коми.

Перед проведенням наступного досліду необхідно записати в зошит результати попереднього.

Після проведення кожної лабораторної роботи робочий зошит має бути представлений викладачу на підпис.

Розпочати виконання лабораторної роботи можна тільки з дозволу викладача. Реактиви слід брати в кількостях, які вказані в інструкції. Склянки з реактивами потрібно закривати корками і ставити на місце. Надлишок взятого реактиву не можна виливати назад в склянку. Використані реактиви слід виливати в раковину.

Усі роботи з шкідливими речовинами треба проводити тільки під тягою. Концентровані кислоти і луги не можна приносити на свої робочі місця.

Випадково вилиті кислоти або луги необхідно швидко змити інтенсивним струменем води з водопровідного крана. Потім слід звернутися до чергового лаборанта та за його вказівкою прибрати своє робоче місце.

Гарячі прилади та посуд можна ставити тільки на спеціальні підставки, а не на відкритий стіл.

Про витік горючого газу слід негайно повідомити чергового лаборанта або викладача.

В усіх нещасних випадках треба звертатися до викладача!

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 1

ВИЗНАЧЕННЯ МОЛЯРНОЇ МАСИ ЕКВІВАЛЕНТІВ МЕТАЛУ ОБ ’ЄМНИМ МЕТОДОМ

Теоретична частина

Еквівалентом речовини (Е) – називається така частка формульної одиниці ФО речовини, яка рівноцінна одному йону гідрогену в кислотно-основних або йонообмінних реакціях або одному електрону в окисно-відновних реакціях:

де Z – еквівалентне число.

Під формульною одиницею розуміють або реальні структурні одиниці речовин, здатні існувати самостійно (атоми, молекули, йони), або групи атомів, що входять до складу хімічних формул атомних чи йонних кристалів. Значення Z визначається за рівнянням хімічних реакцій, в якій приймає участь дана речовина:

1. Еквівалентне число Z чисельно дорівнює валентності елементу для простих речовин.

Розрахунок еквівалентів Феруму в реакціях:

а) Fe + H₂SO_{4 (РОЗЧ.)} = FeSO₄ + H₂.

Fe – 2e = Fe⁺² , еквівалентне число становить Z=2.

б) 2Fe +6H₂SO_{4 (КОНЦ.)} = Fe₂(SO₄)₃ +3 SO₂ + 6H₂O.

Fe – 3e = Fe⁺³, еквівалентне число становить Z=3.

2. Для кислот еквівалентне число визначається основністю кислоти (кількістю йонів гідрогену, що заміщені на йони металу):

а) H₃PO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O, Z(H₃PO₄) =1

б) H₃PO₄ + 2 NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O, Z(H₃PO₄) =2

в) H₃PO₄ + 3 NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O, Z(H₃PO₄) =3

3. Для основ еквівалентне число визначається кислотністю основи (кількістю гідроксогруп заміщених аніонами кислоти):

а) Al(OH)₃ + HCl = Al(OH)₂Cl + H₂O, Z (Al(OH)₃) = 1

б) Al(OH)₃ + 2HCl = Al(OH)Cl₂ + 2H₂O, Z (Al(OH)₃) = 2

в) Al(OH)₃ + 3HCl = Al(OH)₃ + 3H₂O, Z (Al(OH)₃) = 3

4. Для солей та амфотерних оксидів еквівалентне число визначається добутком заряду катіону або аніону (за модулем) n на кількість катіонів (або аніонів) m:

Z = n·m

а) NaCl , Z =1·1=1;

б) Na₂SO₄ , Z = 1·2=2;

в) Al₂(SO₄)₃, Z=3·2=6.

5. Визначення еквівалентного числа речовини окисника та речовини відновника у окисно-відновних реакціях.

Еквівалентне число окисника та відновника у окисно-відновних реакціях визначається кількістю прийнятих чи відданих електронів.

3 H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4 H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3 S + K₂SO₄ + 7 H₂O

відновник: H₂S – 2 = S + 2H⁺, Z = 2;

окисник: Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ + 6e = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O, Z = 6.

За аналогією до молярної маси речовини вводиться поняття молярної маси еквівалентів речовини (M _Е(Х)) – маса одного моль еквівалентів речовини (г/моль-екв):

M_Е (Х) = .

Для визначення молярних мас еквівалентів оксидів, основ, кислот і солей використовують формули:

;

Молярний об’єм еквівалентів (V_Е(Х)) – об’єм одного моля газоподібної речовини (л/моль-екв).

Для простих двоатомних газів: .

Для складних газоподібних речовин: .

Німецькі хіміки: Венцель та Ріхтер встановили (1793 р.), що речовини реагують утворюються в еквівалентних кількостях:

n_E(Х₁) = n_E(Х₂), або .

Якщо одним з учасників реакції є газоподібна речовина, закон еквівалентів можна записати у вигляді:

Кількість речовини еквівалента

Експериментально еквівалент елементу можна визначити хімічним шляхом – визначенням кількості приєднаного або заміщеного елементом Гідрогену, Оксигену або іншого елементу, еквівалент якого відомий, або електрохімічним шляхом на основі закону Фарадея, згідно якого при проходженні 1Ф електроенергії через розчин електроліту на електродах утворюється один еквівалент речовини.

В даній лабораторній роботі використовується найбільш простий спосіб визначення еквівалента металу, що базується на вимірюванні об’єму водню під час реакції його витіснення з розчину сульфатної кислоти:

Me + H ₂ SO ₄ = MeSO ₄ + H ₂ .

Згідно закону еквівалентів, один еквівалент металу витісняє один еквівалент водню, молярна маса еквівалентів якого становить 1 г/моль-екв.

Експериментальна частина

Визначення молярної маси еквівалентів металу виконується за допомогою приладу, який зображено на рисунку 1. Прилад складається зі штативу (1), на якому закріплені бюретки (2) і (3), з’єднані шлангом (4). Бюретки мають поперечний переріз, рівний 1 см³, та градуйовані поділки з точністю до 0,2 см³, нульова поділка знаходиться у верхній частині бюретки. До бюретки (3), за допомогою резинового шлангу приєднана пробірка (5) з газовідвідною трубкою (6). Бюретки заповнені водою, пробірка (5) – концентрованою сульфатною кислотою. У газовідвідній трубці розміщують шматочок металу з відомою масою, переводять пробірку з положення (7) в положення (6), тоді метал потрапляє в кислоту. При взаємодії металу з кислотою в пробірці (5) виділяється водень, який надходить до бюретки (3) та витісняє з неї воду до бюретки (2). Вимірювання проводяться за однакових положень рівнів води в обох бюретках, що означає однаковий тиск.

Рис. 1. Прилад для визначення молярної маси еквівалентів

металу об’ємним методом

Перед початком досліду бюретки повинні заходитись в такому положенні одна відносно одної, щоб рівні води в них були на середині шкали відліку.

Відвідну трубку (6) та корок, що її закриває, перед початком досліду насухо витирають фільтрувальним папером, потім до неї кладуть шматочок металу з відомою масою m(Ме).

Трубку щільно закривають корком. Перевіряють прилад на герметичність. Для цього повільно піднімають чи опускають бюретку (2), спостерігаючи за коливаннями рівня води в бюретці (3). Якщо прилад не герметичний, рівень води в обох бюретках буде вирівнюватись.

Після перевірки приладу на герметичність урівнюють рівні води в обох бюретках та фіксують положення рівня води в бюретці (3) по нижньому меніску, записують в зошит V ₁ з точністю до 0,1мл. Тоді, обережно скидають метал в кислоту, переводячи пробірку (5) з положення (7) в положення (6). По закінченню процесу розчинення металу в кислоті вирівнюють положення рівнів води в обох бюретках і визначають положення рівня в бюретці (3) V ₂ з тією ж точністю.

Об’єм водню, що виділився в реакції: Me + H ₂ SO ₄ = MeSO ₄ + H ₂

дорівнює різниці рівнів води в бюретці (3) до та після проведення досліду V (Н₂), виміряного за атмосферних умов проведення досліду (Р, T). Результати вимірювання занести у таблицю 1.

Таблиця 1

Маса наважки металу, г

m (Ме)

Рівні води в бюретці, см

Об’єм водню, см³

V (Н₂) = V ₂ - V ₁

Умови проведення

досліду

до досліду V ₁

після досліду V ₂

тиск, Р, Па

температура, t⁰C

Розрахунки

1. Виміряний об’єм водню за атмосферних умов проведення досліду (Р, T) перераховуємо на нормальні умови за рівнянням Менделєєва-Клапейрона:

де Р_О, V_О, T_О тиск, об’єм та температура за нормальних умов, а Р, V, T - тиск, об’єм та температура за умов проведення досліду.

Тиск Р газів в бюретці (3) у відповідності до закону Дальтона дорівнює сумі парціальних тисків повітря Р _ПОВ., водню Р (Н₂) та насиченої водяної пари Р _ПАРИ: Р = Р _ПОВ + Р (Н₂)+ Р _ПАРИ.

За однакових положень рівнів води в бюретках тиск Р _АТМ. = Р_ПОВ. + Р (Н₂) в бюретці (3) буде меншим від атмосферного на величину тиску насиченої водяної, яка залежить тільки від температури (таблиця 3):

Р = Р_АТМ. - Р_ПАРИ.

Тоді, об’єм водню зведений до нормальних умов, становить :

2. Виходячи з математичного виразу закону еквівалентів:

визначаємо молярну масу еквівалентів металу М _Е:

враховуючи те, що за нормальних умов водень займає еквівалентний об’єм, рівний:

л/моль-екв,

а використана в досліді маса металу m (Ме) витісняє з кислоти, об’єм водню V _О (Н₂), зведений до нормальних умов.

Таблиця 2

Залежність тиску насиченої парціальної пари від температури

t, ⁰С	Па	мм рт.ст.	t,⁰С	Па	мм рт.ст.
			20	2337,8	17,53
10	1227,9	9,21	21	2486,4	18,65
11	1306,6	9,8	22	2643,7	19,83
12	1399,9	10,5	23	2809,0	21,07
13	1493,2	11,2	24	2983,7	22,38
14	1599,9	12	25	3167,2	23,76
15	1705,1	12,79	26	3361,0	25,21
16	1817,1	13,63	27	3564,9	26,74
17	1947,1	14,53	28	3779,6	28,35
18	2063,8	15,48	29	4004,9	30,04
19	2197,1	16,48	30	4242,2	31,82

3. Після визначення молярної маси еквівалентів металу розраховуємо молярну масу металу для двох значень еквівалентного числа (валентності металу) Z, рівних 2 і 3 за рівнянням:

M (Ме) = M _Е (Ме) · Z

За таблицею Д.Менделєєва вибираємо метал з відповідною валентністю, для якого розходження розрахованого значення молярної маси не перевищує 1 –2 г/моль.

4. Розраховуємо відносну похибку досліду:

Δ пох. =

де М_{Е ЕКСПЕР.} – молярна маса еквівалентів металу, розрахована за отриманими під час досліду даними, М_{Е ТЕОР.} – теоретично розрахована молярна маса еквівалентів металу.

Контрольні завдання

1. Розрахувати молярну масу еквівалентів металу, виходячи з даних, наведених у таблиці 3.

Таблиця 3

№	Маса металу, г	Отримана сполука, г
1	0,347	Сульфіт, 4,347
2	1,635	Хлорид, 3,41
3	7.82	Сульфат, 17,42
4	1,73	Нітрат, 7,93
5	1,8	Фторид, 5,6
6	5,395	Оксид, 5,795
7	6,075	Гідрогенфосфат, 30,075
8	4,6	Гідрогенсульфат, 24
9	1,59	Гідроксид, 2,44
10	4,0	Сульфід, 7,2

2. Розрахувати масу отриманої речовини за даними вихідних речовин (таблиця 4), використовуючи закон еквівалентів.

Таблиця 4

№	Об'єм газу (н.у.), л	Продукти реакції
1	Cl ₂, 3,8	FeCl₂
2	SO₂, 4,6	K₂SO₃
3	O₂, 7,4	CuO
4	F₂, 6,4	AlF₃
5	SO₃, 16,8	Na₂SO₄
6	Cl₂, 8,2	NiCl₂
7	SO₂, 2,7	Li₂SO₃
8	O₂, 3,5	Cr₂O₃
9	F₂, 14,7	AgF
10	SO₃, 11,4	CaSO ₄

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №2

Теоретична частина

Оксидами називаються сполуки елементів з Оксигеном, в яких він має ступінь окиснення -2.

За хімічними властивостями оксиди поділяють на несолетворні і солетворні. Оксиди, які не утворюють гідратних сполук і солей, називаються несолетворними (N₂O, NO, CO, SiO).

Оксиди, які під час хімічних реакцій утворюють солі, є солетворними. За хімічними властивостями вони поділяються на основні, кислотні та амфотерні.

Основними називають оксиди, гідрати яких є основними. До основних належать оксиди активних металів – лужних (Li , Na , K , Rb , Cs), лужноземельних (Ca , Sr , Ba , Ra), Магнію, Лантану, а також перехідних металів (Mn , Cr , Ni , Fe , Cu) в нижчих ступенях окиснення (+1, +2). Основні оксиди реагують з кислотними оксидами та їх гідратами (кислотами) з утворенням солей:

Оксиди лужних і лужноземельних металів розчиняються у воді, утворюючи при цьому їх гідрати – розчинні у воді основи (луги):

Кислотними оксидами або ангідридами називають оксиди, гідрати яких є кислотами. До них належать оксиди неметалів (CO ₂ , B ₂ O ₃ , N ₂ O ₅ , P ₂ O ₅ , SO ₃ , SO ₂ , N ₂ O ₃), а також оксиди перехідних металів у вищому (+6, +7) ступені окиснення (CrO ₃ , MnO ₃ , Mn ₂ O ₇). Кислотні оксиди реагують з основними оксидами і їх гідратами (основами) з утворенням солей:

Майже всі кислотні оксиди, окрім SiO ₂ і деяких інших розчиняються у воді, утворюючи при цьому їх гідрати – кислоти:

- сульфітна кислота,

- нітратна кислота,

- манганатна(VІІ) кислота,

- манганатна(VІ) кислота.

Ангідридами кислот називають кислотні оксиди, які одержані шляхом дегідратації (відбирання води) від відповідних оксигеновмісних кислот:

- нітратний ангідрид,

- сульфатний ангідрид.

Амфотерними оксидами називають оксиди, які мають слабко виражені і кислотні і основні властивості, тобто здатні реагувати і з сильними кислотами і з сильними основами (лугами) з утворенням солей. До них належать оксиди деяких малоактивних металів головних підгруп (ВеО, А1₂О₃), а також оксиди багатьох перехідних металів у проміжному ступені окиснення (ZnO, Cr₂O₃, MnO₂, SnO₂, Fe₂O₃, TiO₂).

У перехідних металів із змінною валентністю з підвищенням ступеня окиснення хімічний характер оксидів змінюється від основного через амфотерний до кислотного:

основний амфотерний кислотний

Амфотерні оксиди реагують з кислотними оксидами та кислотами, проявляючи слабко виражені основні властивості, з утворенням солей:

Проявляючи слабко виражені кислотні властивості, амфотерні оксиди реагують з оксидами, гідроксидами або карбонатами лужних та лужноземельних металів з утворенням солей. Ці реакції відбуваються під час сплавлення:

натрій цинкат

натрій метаалюмінат

натрій ортоалюмінат

Одержані солі приєднують воду за звичайних умов, утворюючи комплексні солі:

- натрій тетрагідроксоалюмінат,

- натрій гексагідроксоалюмінат.

При безпосередній взаємодії амфотерних оксидів з концентрованими розчинами лугів утворюються комплексні солі:

Основами називають сполуки, які у водних розчинах дисоціюють на катіони основних залишків та гідроксид-аніони ОН^-.

Найважливіша хімічна властивість основ – здатність реагувати з кислотами та кислотними оксидами (ангідридами) з утворенням солей:

Основи є продуктами гідратації основних оксидів. Розчинні у воді основи (луги) утворюються в результаті прямої гідратації розчинних у воді основних оксидів:

Нерозчинні у воді основи утворюються в результаті непрямої гідратації основних оксидів:

Амфотерні гідроксиди – це продукти непрямої гідратації амфотерних оксидів. Як і амфотерні оксиди, вони реагують як з кислотами, так і з лугами з утворенням солей. При взаємодії з кислотами вони поводять себе як слабкі основи, а при взаємодії з лугами – як слабкі кислоти:

натрій цинкат

натрій

тетрагідроксоцинкат

Експериментальна частина

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №3

Теоретична частина

Кислотами називають речовини, які у водних розчинах дисоціюють на гідроген-катіони та аніони кислотних залишків.

Кислоти поділяють на безоксигенні та оксигенні або оксигеновмісні. Безоксигенними кислотами є водні розчини сполук неметалів шостої та сьомої групи періодичної системи елементів з Гідрогеном: Н₂ S , H ₂ Se , HCl , HBr , HF , HI, а також HCN , HCNS. Оксигеновмісні кислоти є гідратами (продуктами гідратації) кислотних оксидів (ангідридів кислот): H₂ SO ₃ – продукт гідратації S O₂, H ₂ SO ₄ – SO ₃ , H ₂ CrO ₄ – CrO ₃ , HNO ₃ – N ₂ O ₅ , H ₃ PO ₄ – P ₂ O ₅ .

Один і той же ангідрид (наприклад, фосфатний) може утворювати декілька кислот. Продукти мінімальної гідратації ангідридів називають мета-кислотами, а максимальної – орто-кислотами:

- метафосфатна кислота;

- дифосфатна кислота;

- ортофосфатна кислота.

Число йонів гідрогену, які утворюються внаслідок дисоціації у водному розчині з однієї молекули кислоти, визначає основність кислоти. За основністю кислоти поділяють на одноосновні (HCl , HBr , HF , HI , HNO ₃ ), двоосновні (H ₂ SO ₄ , H₂ SiO ₃), триосновні (H ₃ PO ₄ , H ₃ AsO ₄).

Кислотними залишками називають негативно заряджені йони, які утворюються в результаті відриву від молекули кислоти одного або кількох йонів гідрогену. Валентність кислотного залишку виз начається числом йонів гідрогену, що відірвалися:

- хлорид-аніон;

;

гідрогенсульфіт-аніон сульфіт-аніон

;

дигідрогенфосфат- гідрогенфосфат- фосфат-

аніон аніон аніон

Кількість кислотних залишків відповідає кількості атомів Гідрогену у кислоті, тобто її основності.

Назви кислот складаються з назви елемента, характерного для кислотного залишку, вказуючи при необхідності ступінь окиснення та відповідного суфікса. Якщо оксигеновмісна кислота містить елемент у найвищому ступені окиснення, то його можна не вказувати.

Розчинні у воді кислоти отримують внаслідок прямої гідратації ангідридів кислот:

; .

Нерозчинні у воді кислоти можна одержати непрямою гідратацією їх нерозчинних у воді ангідридів. Спочатку нерозчинний оксид переводять у розчинну сіль, а потім дією сильної кислоти добувають відповідну нерозчинну кислоту:

; .

силікатна кислота

Таблиця 7

Систематичні назви кислот та кислотних залишків

Формула кислоти	Систематична назва	Формула кислотного залишку	Назва кислотного залишку
HCl	Хлоридна	Cl^-	Хлорид
HBr	Бромідна	Br^-	Бромід
HF	Флуоридна	F^-	Флуорид
HI	Йодидна	I^-	Йодид
HNO ₃	Нітратна	NO ₃ ^-	Нітрат
HNO ₂	Нітратна(ІІІ), нітритна	NO ₂ ^-	Нітрит
H₂ CO ₃	Карбонатна	CO ₃ ^2-	Карбонат
H ₂ SO ₄	Сульфатна	SO ₄ ^2-	Сульфат
H ₂ SO ₃	Сульфатна(ІV), сульфітна	SO ₃ ^2-	Сульфіт
Н₂ S	Сульфідна	S^2-	Сульфід
H₂ SiO ₃	Силікатна	SiO ₃ ^2-	Силікат
H ₃ PO ₄	Ортофосфатна, фостфатна	PO ₄ ^3-	Ортофосфат, фосфат

Найважливіша хімічна властивість кислот – здатність реагувати з основами, в результаті чого утворюються сіль і вода. Така реакція називається реакцією нейтралізації:

;

Солями називають складні речовини, які у водних розчинах дисоціюють на катіони основних та аніони кислотних залишків. Солі поділяють на середні, кислі та основні.

Середні солі – це продукти повної взаємної нейтралізації кислоти і основи:

;

калій сульфат

амоній хлорид

Середні солі бувають прості, подвійні, змішані, комплексні. Солі, які у водному розчині дисоціюють на два основних і один кислотний залишки, називають подвійними:

;

калій магній хлорид

алюміній калій сульфат

В назвах подвійних солей катіони перелічуються у алфавітному порядку.

Солі, які у водному розчині дисоціюють на два кислотних і один основний залишки, називають змішаними:

кальцій гіпохлорид-хлорид

В назвах змішаних солей аніони перелічуються у алфавітному порядку.

Солі, які у водних розчинах дисоціюють на комплексні йони, називають комплексними:

калій гексаціонаферат(ІІ)

Кислі солі - продукти часткової нейтралізації багатоосновних кислот основами:

;

калій гідрогенсульфат

калій дигідрогенфосфат

При додаванні лугів кислі солі перетворюються на середні:

Кислі солі утворюються при додаванні кислоти до середньої солі:

ферум(ІІ) гідрогенсульфат

Основні солі – продукти часткової нейтралізації багато- кислотних основ кислотами:

алюміній дигідроксид хлорид

алюміній гідроксид хлорид

Основні солі утворюються при взаємодії лугу з надлишком середньої солі:

;

кальцій гідроксид сульфат

При додаванні кислоти малорозчинні основні солі перетворюються у розчинні середні солі:

а при додаванні лугу – у відповідну нерозчинну основу:

При змішуванні кислих та основних солей відбувається їх взаємна нейтралізація:

ферум(ІІ) ферум(ІІ)

гідрогенсульфат гідроксид сульфат

Експериментальна частина

І. Добування середніх солей

1. В пробірку налити 1-2 мл розчину натрій гідроксиду, додати 2 краплі фенолфталеїну, потім додавати краплями хлоридну кислоту. Пояснити зміну забарвлення розчину. Написати відповідне рівняння реакції.

2. Налити в пробірку 1-2 мл розчину натрій фосфату і додати стільки ж розчину кальцій хлориду до утворення осаду. Записати спостереження та рівняння реакції.

Контрольні завдання

1. Складіть формули всіх можливих солей (середніх, кислих, основних), які утворюються при взаємодії речовин, наведених у таблиці 8:

Таблиця 8

№ варіанту	Речовини, що реагують	№ варіанту	Речовини, що реагують
1	Fe(OH)₃ та H₂SO₄	11	KOH та H₂SiO₃
2	Ca(OH)₂ та H₃PO₄	12	Mn(OH)₂ та H₂SO₄
3	Al(OH)₃ та H₂SO₄	13	Al(OH)₃ та H₃PO₄
4	Fe(OH)₂ та H₂SO₃	14	Cu(OH)₂ та H₂SO₄
5	Cr(OH)₃ та H₃PO₄	15	Cr(OH)₃ та HCl
6	Mg(OH)₂ та H₃PO₄	16	Ba(OH)₂ та H₂CO₃
7	Zn(OH)₂ та H₂S	17	Ca(OH)₂ та H₂SiO₃
8	NaOH та H₃PO₄	18	Fe(OH)₃ та H₂SO ₃

Продовження табл.8

9	Ca(OH)₂ та H₂CO₃	19	Zn(OH)₂ та H₂S O ₄
10	Fe(OH)₃ та HNO₃	20	KOH та H₃PO₄

2. Складіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі перетворення (таблиця 9):

Таблиця 9

№	Схема перетворення
1
2
3
4
5
6	Cr₂(SO₄)₃ → Cr(HSO₄)₃ → Cr₂(SO₄)₃ ↓ CrOHSO₄ → Cr(OH)₃ → NaCrO₂
7	Са(ОН)₂ → Са₃(РО₄)₂ → Са(Н₂РО₄)₂ ↓ ↓ СаНРО₄ ( СаОН ) ₃ РО ₄
8	Fe ₂ ( SO ₄ )₃ → Fe ( HS О₄)₃ → Fe ₂ ( SO ₄ )₃, → FeOHSO ₄ → FeSO₄
9	С oCl ₂ → С o ОНС l →Со(ОН)₂ → Со SO ₄ → C о( HSO ₄ )₂
10	CuSO₄ → (CuOH)₂SO ₄ → Си(ОН)₂ →CuSO₄ → Cu(HSO₄)₂
11	FeCl₃ → FeOHCl₂ → Fe(OH)₂Cl → Fe(OH)₃ → Fe₂(SO₄)₃
12	MgSO₄ → Mg(HSO₄)₂ → MgSО₄ → (MgOH)₂SO₄ → Mg(OH)₂.
13	CuSO₄ → (CuOH)₂SО₄→ Cu(OH)₂ ↓ С u(HSO₄)₂ → CuSO₄

Продовження табл.9

14	AlCl₃ → AlOHCl₂→ Al(OH)₂Cl → Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ → Al(HSO₄)₃
15	ZnCl₂ → ZnOHCl → Zn(OH)₂ → ZnSO₄ → Zn(HSO₄)₂ ↓ ZnCl₂
16	Mg ₃ ( PO ₄ )₂ → MgHPO ₄ ↓ ↓ Mg ( H ₂ PO ₄ )₂ ( MgOH )₃ PO ₄ → Mg ₃ ( PO ₄ )₃
17	Ba ( NO ₃ )₂ → BaOHNO ₃ → Ва(ОН)₂ → ВаСО₃ → Ва(НСО₃)₂
18	C r SO₄ → (C r OH)₂SO ₄ → С r (ОН)₂ →C r SO₄ → Cr (HSO₄)₂
19
20	Be(OH)₂ →BeSO₄ → Be(SO₄)₃ ↓ BeOHNO₃ → Be(OH)₂→ Na₂BeO₂

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 4

Теоретична частина

Концентрація – це найважливіша характеристика будь-якого розчину. Вона визначає вміст речовини в одиниці маси або об'єму розчину (іноді розчинника).

ІЮПАК рекомендує використовувати кілька способів вираження кількісного складу розчинів, які ґрунтуються на сталості маси розчину, розчиненої речовини, розчинника чи об'єму розчину.

Експериментальна частина

І. Проведення розрахунків

1. Приготувати розчин об’ємом 100 мл з молярною концентрацією еквівалентів хлоридної кислоти в розчині 0,1 моль-екв/л з заданою густиною.

2. За заданою густиною хлоридної кислоти (ρ=1,078 г/мл) визначити масову частку кислоти в розчині за табличними даними.

3. Розрахувати масу розчиненої речовини (хлоридної кислоти), яка міститься в розчині об‘ємом 100 мл з молярною концентрацією еквівалентів розчиненої речовини 0,1 моль-екв/л за формулою:

звідки: m ( HCl ) = C _Е (НС l ) ^. М_Е( HCl ) ^. V _РОЗЧ..

4. Розрахувати масу розчину HСl, яка містить розраховану масу розчиненої речовини - хлоридної кислоти, з формули:

звідки

5. Розрахувати об’єм розчину хлоридної кислоти за відомою густиною:

ІІ. Приготування розчину

У мірну колбу на 100 мл налити дистильованої води 1/3 від її об’єму. З бюретки прилити розрахований об'єм вихідного розчину хлоридної кислоти, перемішати вміст колби і долити дистильованою водою до мітки на шийці колби. Концентрація одержаного розчину має становити приблизно 0,1моль-екв/л. Визначити концентрацію приготовленого з високою точністю можна методом об’ємного аналізу - титруванням.

Чистою піпеткою (на 10 мл) за допомогою груші відібрати 10 мл приготовленого розчину хлоридної кислоти. Даний об’єм розчину перенести в конічну колбу та додати 2-3 краплі розчину індикатора фенолфталеїну (безбарвний в кислому середовищі і малиновий – в лужному). Закріплену в штативі бюретку заповнити титрованим розчином NaOH і встановити рівень рідини в бюретці на нульовій поділці. Конічну колбу з відібраним розчином хлоридної кислоти та індикатором поставити на аркуш білого паперу під бюретку (носик бюретки мусить на 1-2 см входити в горло колби). При постійному перемішуванні досліджуваного розчину хлоридної кислоти приливати з бюретки по краплях розчин натрій гідроксиду до моменту, коли від однієї краплі лугу розчин в колбі набуде малинового забарвлення. Це свідчитиме про те, що вся кислота в колбі нейтралізована еквівалентною кількістю лугу, а остання крапля зумовила слаболужну реакцію розчину і зміну забарвлення індикатора. Перше титрування є приблизним.

Точне титрування необхідно провести не менше трьох разів. Рівень розчину лугу в бюретці кожного разу встановлювати на нульову поділку. Луг з бюретки приливати в конічну колбу з досліджуваним розчином кислоти швидко і тільки останні 1-2 мл – повільно, щоб зафіксувати момент появи забарвлення від однієї краплі лугу.

Результати трьох титрувань не повинні відрізнятися більше, ніж на 0,1 мл. Результати записати в таблицю 10.

Таблиця 10

№ титрування	V(HCl), мл	V(NaOH), мл	C_H(NaOH)	C_H(HCl)
1	10
2	10
3	10
Середнє

Контрольні завдання

1. Розрахувати масову частку, молярну концентрацію, молярну концентрацію еквівалентів, моляльну концентрацію розчину заданої речовини, використовуючи значення густини даного розчину та відповідні величини, наведені у таблиці 11 згідно варіанту.

Таблиця 11

Умови	V, мл	ρ, г/мл	M (А), г	Речовина А
Варіант	V, мл	ρ, г/мл	M (А), г	Речовина А
1	300	1,08	38,8	H₂SO₄
2	150	1,2	21,0	H₃PO₄
3	200	1,1	41,5	HNO₃
4	250	1,09	112	CaCl₂
5	100	1,15	40,0	NaOH
6	350	1,18	60,0	BaCl₂

Продовження табл.11

7	180	1,07	73,0	HCl
8	160	1,4	65,0	Na₂CO₃
9	240	1,35	34,2	KOH
10	400	1,28	56,2	AlCl₃
11	350	1,06	48,8	Na₂SO₄
12	300	1,15	42,0	K₂CO₃
13	250	1,17	55,5	CaCl₂
14	200	1,9	68,0	Na₃PO₄
15	150	1,5	56,0	KOH
16	100	1,8	63,0	HNO₃
17	120	1,7	98,0	H₂SO₄
18	400	1,25	24,0	NH₄OH
19	450	1,5	78,0	MgCl₂
20	500	1,05	55,0	H₃PO₄

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №5

Теоретична частина

Електроліти – це речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм за рахунок дисоціації на йони.

Дисоціація – розпад молекул, йонів, радикалів на частинки з меншою масою.

Електроліти

С И Л Ь Н І: 1. Розчинні у воді солі; 2. Кислоти: HNO₃, HClO₄, HCl, HBr, HJ, H₂SO₄ (за І ступенем дисоціації); 3. Гідроксиди лужних та лужно-земельних металів: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ (за І ступенем дисоціації)

С Л А Б К І: 1. Малорозчинні у воді солі; 2. Більшість органічних кислот (СН₃СООН); 3. H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂S, HCN, H₃BO₃, H₂SO₃; 4. NH₄OH та малорозчинні у воді гідроксиди металів: Cu(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃, Mg(OH)₂, Pb(OH)₂, Cr(OH)₃

Речовини, які практично повністю дисоціюють на йони в розчинах, називаються сильними електролітами.

Електроліти, які частково дисоціюють або є нерозчинними, називаються слабкими електролітами.

Кількісною характеристикою електролітичної дисоціації є ступінь дисоціації (α), який дорівнює відношенню числа дисоційованих молекул до загального числа молекул електроліту в розчині:

Процес дисоціації багатоосновних кислот та багатокислотних основ відбувається ступінчасто. Наприклад, дисоціація сульфітної кислоти відбувається таким чином:

І ступінь: L ;

ІІ ступінь: L .

Константа рівноваги слабкого електроліту К називається константою дисоціації К_ДИС. Вона як і ступінь дисоціації є кількісною мірою здатності електроліту дисоціювати у розчині. Для розчину сульфітної кислоти, яка дисоціює за І ступенем, константа дисоціації має вираз:

; К₁ = 4,5 ^. 10^-7,

а за ІІ ступенем:

; К₂ = 4,8 ^. 10^-7.

Чим менше значення К_ДИС., тим електроліт є слабкішим. Між константою дисоціації та ступенем дисоціації є зв’язок, відомий під назвою закону розбавлення Оствальда:

, звідки

Реакції обміну в розчинах електролітів відбуваються в напрямку утворення слабких електролітів, виділення газу і утворення осаду.

Експериментальна частина

Контрольні завдання

1. Скласти молекулярні, повні та скорочені йонно-молекулярні рівняння взаємодії між речовинами, наведеними у таблиці 12:

Таблиця 12

№	Речовини, що реагують	№	Речовини, що реагують
1	Fe(OH)₃ та H₂SO₄	11	KOH та H₂SiO₃
2	Ca С O ₃ та H ₂ SO₄	12	Zn(OH)₂ та H₂SO₄
3	Al(OH)₃ та H₂SO₄	13	Al(OH)₃ та NaOH
4	FeS та HNO₃	14	CuCl₂ та KOH
5	Cr(OH)₃ та HCl	15	Cr(NO₃)₃ та NaOH

Продовження табл.12

6	Mg(OH)₂ та H₂SO₄	16	Ba(HSO₄)₂ та Ba(OH)₂
7	NaOH та H₂S	17	CaOHNO₃ та HNO₃
8	NaOH та H₃PO₄	18	NH₄OH та H₂SO₄
9	Zn(OH)₂ та NaOH	19	(NH₄)₂SO₄ та NaOH
10	Fe₂(SO₄)₃ та LiOH	20	CuS та HNO₃

2. Написати повні йонно-молекулярні рівняння та молекулярні однієї з реакцій, які описуються скороченими рівняннями, наведеними у таблиці 13:

Таблиця 13

№	Речовини, що реагують
1	ZnOH⁺ + H⁺ = Zn²⁺ + H₂O
2	HCO₃^- + H⁺ = CO₂ + H₂O
3	CuOH⁺ + OH^- = Cu(OH)₂↓
4	H⁺ + OH ^- = H₂O
5	Zn(OH)₂ + 2OH ^- = [Zn(OH)₄]^2-
6	HS ^- + OH^- = S^2- + H₂O
7	NO₂^- + H⁺ = HNO₂
8	Cu²⁺ + 2OH^- = Cu(OH)₂↓
9	Pb²⁺ + 2I^- = PbI₂↓
10	S^2- + H⁺ = H ₂ S
11	Cu²⁺ + S^2- = CuS
12	Al³⁺ +3 ОН^- = Al( О H)₃ ↓
13	Pb(OH)₂ + 2OH^- = PbO₂^2- + 2H₂O
14	CH₃COO^- + H⁺ = CH₃COOH
15	HS О₄^- + OH^- = S О₄^2- + H₂O
16	СаСО₃ + 2 H ⁺ = Са²⁺ + Н₂О + СО₂
17	Fe ³⁺ + 3 О H ^- = Fe( О H)₃ ↓
18	Cu²⁺ + S ^2- = CuS
19	Ва²⁺ + S О₄^2- = Ва S О₄↓
20	Ag⁺ +Cl ^- = AgCl ↓

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №6

ЙОННИЙ ДОБУТОК ВОДИ.

ВОДНЕВИЙ ПОКАЗНИК (рН) РОЗЧИНІВ

Теоретична частина

Вода - слабкий електроліт. Ступінь дисоціації води при 22⁰С = 1,8 ^. 10^-9. Це означає, що у воді об’ємом 1л при цій температурі тільки 10^-7 моль дисоціюють на йони:

Н₂О L Н⁺ + ОН^-.

Внаслідок цього утворюється 10^-7 моль [H⁺] і 10^-7 моль [ОН^-].

Добуток концентрацій гідроген- і гідроксид-йонів називають йонним добутком води ( ) і при 22⁰С становить:

= 10^-7 ^. 10^-7 = 10^-14 (моль/л)².

Розчини, в яких концентрації гідроген- і гідроксид-йонів однакові і дорівнюють 10^-7 моль/л, називають нейтральними.

Розчини, в яких концентрація [H⁺] перевищує концентрацію [ОН^-] називають кислими.

Розчини, де концентрація [H⁺] менша ніж [ОН^-] є лужними.

Кислотність розчину виражають через концентрацію Н⁺. Для зручності замість концентрації гідроген-йонів використовують водневий показник рН.

Водневий показник рН – це від’ємний десятковий логарифм концентрації гідроген-йонів.

рН = -lg[H⁺],

a pOH = -lg[OH^-], pH + pOH = 14.

В нейтральних розчинах рН = 7 , в кислих – рН < 7, а в лужних – рН > 7.

В розчинах сильних одноосновних кислот рН визначається за формулою:

рН = -lgС_М(кислоти).

В розчинах слабких одноосновних кислот рН = 1/2pK(кисл.) -

- 1/2lgС_М(кисл.), де рК – показник константи дисоціації кислоти.

Експериментальна частина

Визначення величини рН розчинів електролітів

За величиною рН можна не тільки визначити реакцію середовища розчину електроліту, а й порівняти силу відповідних кислот і основ.

а) В одну пробірку налийте 5-6 крапель 0,1 н. розчину СН₃СООН, а в другу 5-6 крапель 0,1 н. НС1 і додайте до них 1-2 краплі універсального індикатора або на полоску універсального індикаторного паперу нанесіть скляною паличкою декілька крапель розчину СН₃СООН і НС1. Визначте рН досліджуваних розчинів. Зробіть висновок відносно сили ацетатної кислоти. Порівняйте значення рН за універсальним індикаторним папером з розрахунковими значеннями рН 0,1 н. СН₃СООН і 0,1 н. HCl. За відомим значенням рН і концентрацією розчину СН₃СООН визначте ступінь дисоціації цієї кислоти.

б) Способом, аналогічним п.а визначте рН 0,1 н розчину NH ₄ OH та 0,1 н. NaOH .

Порівняйте ці значення з розрахунковими. Зробіть висновок про силу амоній гідроксиду. Знаючи рН розчину NH ₄ ОН і вихідну концентрацію, розрахуйте ступінь дисоціації цього розчину.

Таблиця 14

Колір універсального індикатора в залежності від рН

рН	Колір	рН	Колір
1-3	червоний	8	зелено-блакитний
4-5	оранжевий	9-10	блакитний
6	жовтий	11-13	фіолетовий
7	зелений

Контрольні завдання

Для наведених нижче речовин (таблиця 15) :

1) скласти рівняння дисоціації;

2) розрахувати ступінь дисоціації, р H розчину

3) для кислот розрахувати концентрацію іонів Н ⁺, для основ – йонів ОН^-.

Таблиця 15

№	Речовина	К_Д	C_M, моль/л
1	HF	7,2.10^–4	0,1
2	HF	7,2.10^–4	0,001
3	HNO₂	4.10^–4	0,001
4	HNO₂	4.10^–4	0,01
5	HCN	7,2.10^–10	0,01
6	HCN	7,2.10^–10	0,001
7	H₃BO₃	5,8.10^–10	0,01
8	H₃BO₃	5,8.10^–10	0,1
9	H₂S	1,1.10^–7	0,001
10	H₂CO₃	4,4.10^–7	0,001
11	H₂CO₃	4,4.10^–7	0,01
12	H₃PO₄	7,1.10^–3	0,01
13	H₃PO₄	7,1.10^–3	0,1
14	CH₃COOH	1,8.10^–5	0,1
15	CH₃COOH	1,8.10^–5	0,001
16	NH₄OH	1,7.10^–5	0,01
17	NH₄OH	1,7.10^–5	0,1
18	H₂Se	6.10^–⁸	0,1
19	H₂SO₃	1,6.10^–²	0,01
20	H₂S	1,1.10^–7	0,01

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 7

ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

Теоретична частина

Гідроліз солі – це обмінна реакція йонів солі з молекулами води, в результаті чого утворюється слабкий електроліт і змінюється рН середовища.

Гідролізуються лише ті солі, до складу яких входить залишок слабкого електроліту, наприклад NH ₄ Cl :

L ,

L .

В результаті гідролізу цієї солі утворюється слабка основа NH ₄ ОН і сильна кислота НС1, рН цього розчину буде кислим (рН < 7).

Солі, до складу яких входять багатозарядні залишки слабких електролітів, гідролізуються ступінчасто, наприклад К₂СО₃:

І ступінь: L

L ; рН > 7.

Як правило, самовільно гідроліз відбувається тільки за І ступенем. Щоб змістити йонну рівновагу і підсилити гідроліз цієї солі, необхідно додати сильну кислоту, щоб нейтралізувати лужну реакцію розчину.

ІІ ступінь:

Продуктами повного гідролізу цієї солі буде слабка карбонатна кислота (СО₂ + Н₂О) і сильна основа КОН.

Якщо сіль утворена слабкою кислотою і слабкою основою, то гідроліз такої солі одночасно відбувається за катіоном і за аніоном, наприклад СН₃COONH₄:

L ,

L .

Реакція такої солі майже нейтральна.

Кількісно гідроліз солей характеризується величиною ступеня та константи гідролізу. Ступенем гідролізу (h) солі називається відношення молярної концентрації гідролізованої солі до загальної молярної концентрації солі в розчині:

Константа гідролізу солі тісно зв’язана з константою дисоціації слабкого електроліту, що утворюється в результаті гідролізу:

Ступінь та константа гідролізу солі зв’язані залежністю відповідно закону Оствальда:

Експериментальна частина

Контрольні завдання

Для наведених нижче солей (таблиця 16) :

1) скласти рівняння гідролізу;

2) розрахувати константу К_г та ступінь гідролізу h та рН розчину.

Таблиця 16

№	Речовина	С_М, моль/л	№	Речовина	С_М, моль/л
1	NaNO₂	0,1	11	NH₄NO₃	0,01
2	Na₂S	0,1	12	Na₂CO₃	0,05
3	K₂CO₃	0,01	13	LiF	0,1
4	NH₄F	0,05	14	(NH₄)₂CO₃	0,01
5	Na₃PO₄	0,5	15	K₂S	0,05
6	CH₃COONa	0,1	16	NH₄Cl	0,5
7	NaBO₂	0,1	17	KCN	0,1
8	KF	0,01	18	NaF	0,1
9	Na₃BO₃	0,05	19	NH₄I	0,01
10	K₃PO₄	0,1	20	KNO₂	0,05

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 8

ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

Теоретична частина

Окисно-відновні реакції - це реакції, що супроводжуються зміною ступенів окиснення атомів, що входять до складу реагуючих речовин.

Окиснення – це процес віддавання електронів атомом, молекулою або іоном. Атоми, молекули або іони, що віддають електрони, називаються відновниками, самі ж вони окиснюються.

Відновлення – це процес приєднання електронів атомом, молекулою або іоном. Атоми, молекули або іони, що приєднують електрони, називаються окисниками, самі ж вони відновлюються.

Ступінь окиснення атома позначається арабською цифрою із знаком „+” або „– “ і ставиться над символом хімічного елемента.

Ступінь окиснення – це той електричний заряд, який виникає на атомі в результаті зміщення електронних пар від атома з меншою електронегативністю до атома з більшою електронегативністю.

Можна дати і інше визначення цього поняття: ступінь окиснення – це той умовний заряд атома в сполуці, який обчислений, виходячи з припущення, що речовина складається тільки з йонів.

В більшості сполук ступінь окиснення Оксигену дорівнює – 2 (винятки OF₂, де ступінь окиснення Оксигену +2 і пероксиди Н₂О₂, Na₂O₂, де ступінь окиснення –1).

Для Гідрогену в сполуках характерний ступінь окиснення +1 (виняток – гідриди металів NaH, CaH₂, де ступінь окиснення Гідрогену –1).

В молекулах простих речовин ступені окиснення атомів дорівнюють нулю.

Ступінь окиснення атомів в простих йонних сполуках за знаком і величиною дорівнює електричному заряду йону.

Наприклад, K⁺¹Cl^-1.

Якщо молекула утворюється за рахунок ковалентного зв’язку, то ступінь окиснення більш електронегативного атома має знак (-), а менш електронегативного (+). Наприклад, S⁺⁴O₂^-2.

Алгебраїчна сума ступенів окиснення атомів в сполуці дорівнює нулю, а в складному йоні – заряду йона. Виходячи з цього, можна легко визначити ступінь окиснення атомів в складних сполуках.

Окисника і відновника

В окисно-відновних реакціях еквівалент речовини – це та умовна частинка (частка структурної одиниці), яка приймає (окисник) або віддає (відновник) один електрон. Так, в кислому середовищі йон MnO₄^- приймає 5 електронів, тому f_екв для KМnO₄ дорівнює , а еквівалент калій перманганату - .

Молярна маса еквівалентів окисника дорівнює молярній масі окисника, поділеній на число приєднаних однією молекулою електронів.

Молярна маса еквівалентів відновника дорівнює молярній масі відновника, поділеній на число відданих однією молекулою електронів.

Визначимо еквіваленти і молярні маси еквівалентів окисника і відновника в такій окисно-відновній реакції:

Йон S ^2- віддає 2 електрони, тому f_ЕКВ для Н₂S дорівнює , а еквівалент . Йон SO₃^2- приймає 4 електрони, тому f_ЕКВдля H₂SO₃ дорівнює , а еквівалент - .

Молярна маса еквівалентів відновника H₂S:

Молярна маса еквівалентів окисника H₂SO₃:

Експериментальна частина

Контрольні завдання

Методом електронного балансу розставити коефіцієнти у наведених окисно-відновних реакціях, розрахувати молярні маси еквівалентів речовини окисника та відновника (таблиця 17):

Таблиця 17

№	Схема окисно–відновної реакції
1	1) KMnO₄ + HCl → Cl₂ + KCl + MnCl₂ + H₂O
	2) Zn + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O
2	1) MnO₂ + NaNO₃ + NaOH → Na₂MnO₄ + NaNO₂ + H₂O
	2) H₂SO₃ + Br₂ + H₂O → H₂SO₄ + HBr
3	1) KmnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + O₂ + K₂SO₄ + H₂О
	2) FeCl₂ + KclO₃ + HCl → FeCl₃+ KCl + H₂O
4	1) K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + I2 + K₂ SO₄ + H ₂ O
	2) HBr + H₂SO₄ → SO₂ + Br₂ + H₂O
5	1) KI + H ₂ O₂ + H ₂ SO₄ → I2 + H ₂ O + K ₂ SO₄
	2) K ₂ Cr₂O₇ + H ₂ SO₄ + H ₂ S → S + Cr ₂ (SO ₄ )₃ + K ₂ SO₄ + H ₂ O
6	1) P + HIO ₃ + H ₂ O → H ₃ PO₄ + HI
	2) H ₂ S + KmnO ₄ + H ₂ SO₄ → K ₂ SO₄ + MnSO ₄ + S + H ₂ O
7	2) PbO ₂ + MnSO ₄ + HNO ₃ → → PbSO ₄ + Pb(NO ₃ )₂ + HmnO ₄ + H₂O
	2) NaCrO ₂ + H ₂ O₂ + NaOH → Na ₂ CrO ₄ + H₂O
8	1) MnO ₂ + K ₂ CO₃ + KNO ₃ → K ₂ MnO ₄ + KNO ₂ + CO ₂
	2) Sn + H ₂ SO₄ → Sn(SO ₄ )₂ + SO ₂ + H ₂ O

Продовження табл.17

9	1) Na ₂ SO₃ + Br ₂ + H ₂ O → Na ₂ SO₄ + HBr
	2) MnO ₂ + HCl → MnCl ₂ + Cl ₂ + H ₂ O
10	1) Cl ₂ + KOH → KCl + KclO ₃ + H ₂ O
	2) Pt + HNO ₃ + HCl → PtCl ₄ + NO + H ₂ O
11	1) FeSO ₄ + HNO ₃ + H ₂ SO₄ → Fe ₂ (SO ₄ )₃ + NO + H ₂ O
	2) K ₂ Cr ₂ O₇ + H ₂ S + H ₂ SO₄ → K ₂ SO₄ + Cr ₂ (SO ₄ )₃ + S + H ₂ O
12	1) (NH ₄ )₂ Cr ₂ O₇ → N ₂ + Cr ₂ O₃ + H ₂ O
	2) Zn + H ₂ SO₄ → ZnSO ₄ + H ₂ S + H ₂ O
13	2) Na ₂ SO₃ + KmnO ₄ + H ₂ SO₄ → → K ₂ SO₄ + MnSO ₄ + Na ₂ SO₄ + H₂O
	2) PbS + HNO ₃ → PbSO ₄ + NO ₂ +H ₂ O
14	1) Mg + HNO ₃ → Mg(NO ₃ )₂ + N₂O +H₂O
	2) FeSO₄ + KmnO₄ + H₂SO₄ → → Fe₂(SO₄)₃ +MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O
15	1) NaCrO₂ + Br₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O
	2) K₂MnO₄ + Cl₂ → KmnO₄ + KCl
16	1) Zn + K₂Cr₂O₇+H₂SO₄ → → ZnSO₄ + Cr₂(SO₄)₃ +K₂SO₄ + H₂O
	2) SO₂ + HBrO₃ + H₂O → H₂SO₄ + Br₂
17	1) Na₂SO₃ + KMnO₄+ KOH → Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + H₂O
	2) NO + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → → HNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O
18	1) HNO₂+ PbO₂ + H₂SO₄ → HNO₃ + PbSO₄ + H₂O
	2) NaCrO₂ + Br₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O
19	1) KI + CuCl₂ → I₂ +CuI + KCl
	2) MnSO₄ + PbO₂+ HNO₃ → → HMnO₄ + Pb(NO₃)₂ + PbSO₄ + H₂O
20	1) H₂S + H₂SO₄ → S + SO₂ + H₂O
	2) HCl + HClO₃ → Cl₂ + H₂O
21	1) Mg + H₂SO₄ → H₂S + MgSO₄ + H₂O
	2) HCl + KClO₃ → Cl₂ + KCl + H₂O
22	1) KI + KNO₂ + H₂SO₄ → I2 + NO + K₂SO₄+ H₂O
	2) SO₂ + I2 + H₂O → H₂SO₄ + HI
23	1) KNO₂ + HClO₃ → KNO₃ + HCl
	2) KMnO₄ + HCl → Cl₂ + KCl + MnCl₂ + H₂O

Продовження табл.17

24	1) Al + NaOH + H₂O → NaAlO₂ + H₂
	2) K₂Cr₂O₇ + FeSO₄ + H₂SO₄ → → K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + Fe₂(SO₄)₃ + H₂O
25	1) Cu + H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + H₂O
	2) KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ → → K₂SO₄ + MnSO₄+ Fe₂(SO₄)₃ + H₂O

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 9

Теоретичний вступ

Лужність води може бути обумовлена наявністю розчинних основ, середніх і кислих солей, утворених сильними основами і слабкими кислотами (карбонати, гідрогенкарбонати, гідроген-силікати, гідрогенсульфіди тощо).

Активна лужність характеризується показником рОН.

Лужність визначається нейтралізацією води сильними кислотами.

Звичайно лужність природних вод обумовлена наявністю гідрогенкарбонатів лужних і лужноземельних металів, і значення рН таких вод не перевищує 8,3. Визначення загальної лужності проводиться нейтралізацією проби води сильною кислотою до рН = 4,5 в присутності індикатора метилового оранжевого (інтервал переходу рН 3,1-4,4).

Якщо рН>8,3, то визначають вільну лужність. Вона характеризується кількістю сильної кислоти (ммоль-екв/л), необхідної для зниження рН до цього значення (індикатор – фенолфталеїн, інтервал переходу рН складає 8,2-10,7). Вільна лужність обумовлена наявністю вільних лугів і розчинних солей – карбонатів, силікатів, сульфідів. Якщо рН<8,3, то вільна лужність дорівнює нулю.

Загальна лужність більшості природних вод обумовлена присутністю тільки гідрогенкарбонатів (йонів НСО₃^-).

Для переважної більшості природних вод йони НСО₃^- зв’язані тільки з йонами Са²⁺ і Mg²⁺.

Саме тому, коли лужність за фенолфталеїном дорівнює нулю, можна вважати, що загальна лужність води дорівнює її карбонатній твердості.

Твердість води зумовлена присутністю в ній розчинних кальцієвих та магнієвих солей різних кислот – карбонатної, сульфатної, хлоридної, нітратної, фосфатної та силікатної.

Твердість води поділяють на карбонатну та некарбонатну. Карбонатна твердість зумовлена присутністю у воді гідрогенкарбонатів кальцію і магнію. Її називають тимчасовою тому, що її майже повністю можна усунути кип’ятінням води. Гідрогенкарбонати при цьому розкладаються з утворенням кальцій карбонату і магній гідроксиду, які випадають в осад:

Некарбонатна твердість зумовлена присутністю кальцієвих і магнієвих солей сульфатної, хлоридної, нітратної, фосфатної та силікатної кислот, які при кип'ятінні залишаються в розчині.

Твердість води виражають сумою ммоль-екв. йонів кальцію і магнію, які містяться в 1л води. Один ммоль-екв твердості відповідає вмісту 20,04 мг/л Са²⁺ або 12,16 мг/л Mg²⁺.

Існує така класифікація природних вод за твердістю (О.Алєкін):

- дуже м’яка (від 0 до 1,5 ммоль-екв/л);

- м’яка (від 1,5 до 3 ммоль-екв/л);

- середньої твердості (від 3 до 5,4 ммоль-екв/л);

- тверда (від 5,4 до 10,7 ммоль-екв/л);

- дуже тверда (більше за 10,7 ммоль-екв/л).

Найбільш м’які води – це води атмосферних опадів, які мають твердість 70-100 мікро-екв/л. Твердість підземних вод визначається складом контактуючих з ними порід. Так, ґрунтові води Донбасу, які формуються під дією крейдяних та доломітових порід, є дуже твердими: Т = 18-20 ммоль-екв/л.

Твердість річкових вод залежить від кліматичних умов і характеру живлення річок, а також від пори року. Найменша вона під час паводку. Наприклад, твердість води в Дніпрі 5,135 ммоль-екв/л.

Твердість вод морів значно вища. Так, вода Чорного моря має загальну твердість 65,5 ммоль-екв/л. Середнє значення твердості світового океану 130,5 ммоль-екв/л.

Для господарсько-питного водопостачання допустимою вважається твердість не більше 7 ммоль-екв/л (ДСанПіН 383).

Присутність у воді значної кількості солей кальцію і магнію робить воду непридатною для господарсько-побутових потреб.

У твердій воді погано розварюються овочі, збільшуються витрати мила. Така вода є непридатна для використання у парових котлах.

Для усунення твердості води застосовують методи осадження та йонного обміну. Методи осадження поділяються на термічний (нагрівання води до t = 95-98⁰С) та реагентний (застосування вапна або соди як осаджувачів). Термічним методом усувається карбонатна твердість, а реагентним методом переводяться в осад усі солі кальцію і магнію у вигляді CaCO₃і Mg(OH)₂.

Для усунення твердості методом йонного обміну воду пропускають через катіоніти. При цьому катіони Са²⁺, Mg²⁺, які знаходяться у воді, обмінюються на катіони Na⁺або H⁺ , які містяться в катіоніті:

(H₂R застосовують, якщо Т<1 ммоль-екв/л).

Експериментальна частина

До 100 мл досліджуваної води, відміряної мірною колбою в конічну колбу на 250 мл, додати 2-3 краплі розчину фенолфталеїну. Якщо з’явиться рожеве забарвлення, то воду слід титрувати 0,1н. розчином хлоридної кислоти до знебарвлення. Потім у ту ж пробу додати 2-3 краплі розчину метилоранжу і продовжувати титрування 0,1н. розчином хлоридної кислоти до переходу забарвлення з жовтого в рожеве. Записати об’єм 0,1н. розчину хлоридної кислоти, який витрачений на титрування за фенолфталеїном і загальний об’єм 0,1н. розчину хлоридної кислоти, який витрачений на все титрування.

Загальну лужність (Л_З) води (ммоль-екв/л) розраховують за формулою:

(ммоль-екв/л),

де V – загальний об’єм розчину хлоридної кислоти, витрачений на титрування взятого об’єму досліджуваної води, мл; - об’єм води, взятої для дослідження, мл; С_Н – молярна концентрація еквівалента розчину хлоридної кислоти.

Для розрахунку карбонатної твердості визначають лужність досліджуваної води за фенолфталеїном (Л_Ф), яку розраховують за формулою:

(ммоль-екв/л),

де V – об’єм розчину хлоридної кислоти, витраченої на титрування за фенолфталеїном, мл.

Тоді Т_КАРБ. = Л_З – Л_Ф. Якщо лужність за фенолфталеїном дорівнює нулю, то можна вважати, що загальна лужність води дорівнює її карбонатній твердості.

Титрування повторюють три рази. Розходження в об’ємі кислоти, витраченої на титрування, не повинно перевищувати 0,05 мл. В зазначену формулу підставляють середні значення. Результати дослідів представляють у вигляді таблиці 18:

Таблиця 18

Результати визначення Л_З, Л_Ф і Т_КАРБ.

№ з.п.	, мл	С_{Н НС1}_, моль-екв./л	V_H _Cl ф-фт, мл	Л_Ф, ммоль-екв./л	V_H _Cl ф-фт + м-ор, мл	Л_З, ммоль-екв./л	Т_КАРБ_., ммоль-екв./л
1
2
3
Сер.

Контрольні завдання

1. Розрахувати постійну твердість води, якщо для видалення кальцій-катіонів, які містились в 50 л цієї води, витрачено 21,6 г безводної бури.

2. Яку масу Са(ОН)₂ необхідно додати до 1000 л води, щоб усунути тимчасову твердість 2,86 ммекв/л?

3. Розрахувати тимчасову твердість води, знаючи, що на реакцію з гідрогенкарбонатом, який міститься в 50 мл цієї води, витрачено 2,5 мл 0,1н. розчину НС1.

4. Розрахуйте загальну твердість води, якщо в 0,15 л води міститься 16,20 мг кальцій гідрогенкарбонату, 2,92 мг магній гідрогенкарбонату, 11,10 мг кальцій хлориду і 9,50 мг магній хлориду.

5. Знайдіть тимчасову твердість води, якщо на титрування 0,1 л зразку води, яка містить магній гідрогенкарбонат, витрачено 7,2 ^. 10^-3л 0,14 н. НС1.

6. Для усунення загальної твердості вапняно-содовим методом до 50 л води було додано 7,4 г Са(ОН)₂ і 5,3 г Na₂CO₃. Розрахувати тимчасову і постійну твердість води.

7. Чому дорівнює постійна твердість води, якщо для її усунення до 25 л води було додано 21,6 г бури Na₂B₄O₇ ^. 10H₂О?

8. Некарбонатна твердість води дорівнює 3,18 ммекв/л. Яку масу Na₃PO₄ треба взяти, щоб пом’якшити 1м³ води?

9. Загальна твердість Рівненської водопровідної води дорівнює 8,52 ммекв/л, а тимчасова 6,95 ммекв/л. Яку масу Са(ОН)₂ і Na₂CO₃ треба взяти, щоб усунути твердість 5 л води?

10. Твердість деякого зразку води обумовлена тільки кальцій нітратом. При обробці 0,25 л зразку води натрій карбонатом в осад випало 37,8 мг СаСО₃. Чому дорівнює твердість води?

11. Для пом’якшення 100 л води витратили 12,72 г Na₂CO₃. Чому дорівнює твердість води?

12. Яку масу гашеного вапна треба додати до 2,5 л води, щоб усунути її тимчасову твердість 4,43 ммекв/л?

13. При визначенні тимчасової твердості на титрування 0,1 л води витрачено 5,25 ^. 10^-3 л 0,101н. НС1. Чому дорівнює твердість води?

14. Твердість деякого зразку води обумовлена тільки ферум(ІІ) гідрогенкарбонатом. При кип’ятінні 0,25 л води в осад випадає 4 мг FeCO₃. Чому дорівнює твердість води?

15. Яка тимчасова твердість води, в 1 л якої міститься 0,146 г магній гідрогенкарбонату?

16. Визначити загальну твердість води, якщо в 1 л цієї води міститься 120 мг Са²⁺ і 24 мг Mg²⁺. Чи можна цю воду застосовувати для зрошення?

17. Твердість води, що містить кальцій гідрогенкарбонат, дорівнює 3 ммоль-екв/л. Визначити масу гідрогенкарбонату в 1 л такої води.

18. Яку масу натрій карбонату необхідно додати до 2 л води, щоб усунути загальну твердість, що дорівнює 6,2 ммоль-екв/л.

19. Визначити тимчасову твердість води, якщо на реакцію з гідрогенкарбонатом, що міститься в 100 мл цієї води, використано 6 мл 0,1н розчину НС1.

20. Яку масу натрій карбонату потрібно додати до 5л води, щоб усунути загальну твердість води, що дорівнює 4,6 ммоль-екв/л?

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 10

Теоретичний вступ

Води світового океану, атмосфери, річок, озер, а також підземні води – об’єднують загальним поняттям – гідросфера.

Вода, внаслідок полярності її молекул, є добрим розчинником для багатьох речовин. Вона відіграє винятково важливу роль в геохімічних і гідрогеологічних процесах земної кулі. Природні води беруть активну участь в утворенні і руйнуванні різних мінералів. При взаємодії з твердими тілами і газами вода перетворюється в розчин. За своїм складом природні води – це складні фізико-хімічні системи, які містять розчинені речовини у вигляді йонів і молекул, а також мінеральні і органічні речовини у формі колоїдів, суспензій та емульсій. Усі прісні води (з вмістом сухого залишку від 1 г/л та менше), а також мінералізовані води (залишок більше1 г/л), є природними розчинами. Це води річок, озер, морів, океанів, ґрунтові води тощо.

Речовини, що містяться у воді, умовно поділяють за О.Алєкіним на п’ять груп:

Головні йони

В природних водах встановлена присутність більше 80 хімічних елементів, але найбільш поширені аніони: НСО₃^-, SO₄^2-, Cl^-, CO₃^2-, HSiO₃^- і катіони: Na⁺, Ca²⁺, Mg²⁺, K⁺. Вміст головних йонів у прісних водах складає 90-95% від загального солевмісту.

Розчинені гази

У воді найчастіше розчинені такі гази: кисень О₂, азот N₂, вуглекислий газ СО₂; рідше – сірководень Н₂S, метан СН₄.

Кисень та азот у поверхневі водойми надходять з повітря. Основним джерелом надходження карбон диоксиду є біохімічні процеси розпаду органічних речовин; крім того, він потрапляє у поверхневі водойми з підземними водами, а також поглинається з повітря. Сірководень утворюється в результаті розчинення сульфідних мінералів під дією карбонатної кислоти, а також при відсутності кисню у біохімічному розкладі органічних сполук, що містять Сульфур.

Біогенні речовини

До цієї групи належать сполуки, які необхідні для життєдіяльності водних організмів, а також утворені ними в процесі обміну речовин. Це, в першу чергу, є мінеральні і органічні сполуки Нітрогену. Органічні форми Нітрогену представлені білками та продуктами їх розпаду. Неорганічні сполуки Нітрогену (NH₃, NO₂^-, NO₃^- ) можуть утворюватись при розкладанні нітрогенвмісних органічних сполук або надходити в поверхневі води з атмосферними опадами, при вимиванні добрив з ґрунту.

Важливим біогенним елементом є Фосфор. Концентрація сполук Фосфору в чистих водоймах є незначною. Це є мінеральні (дигідроген- та гідрогенфосфати) та органічні сполуки.

Сполуки Феруму(ІІ) містяться тільки в підземних водах, в поверхневих водах концентрація сполук Феруму(ІІІ) незначна внаслідок повного гідролізу солей. Органічна форма вмісту Феруму у воді – це складні комплекси з гуміновими кислотами, які мають буре забарвлення.

Сполуки Силіцію бувають у природних водах у формі різних мінеральних сполук (силікатна кислота та її солі, алюмосилікати) та органічних сполук.

Мікроелементи

До цієї групи належать елементи, сполуки яких зустрічаються в природних водах у дуже малих концентраціях – менше за 1 мг/л.

О.О.Алєкін виділяє такі групи мікроелементів:

4.1. Типові катіони (Li⁺, Rb⁺, Cs⁺, Ba²⁺, Sr²⁺ тощо);

4.2. Йони важких металів (Cu²⁺, Ag⁺, Ni²⁺, Cd²⁺ тощо);

4.3. Амфотерні комплексоутворювачі (Co, Mo, V тощо);

4.4. Типові аніони (I^-, Br^-, F^- тощо);

4.5. Радіоактивні елементи.

Органічні сполуки

Основну частину органічних речовин природних вод складають гумусові сполуки, що утворюються при розкладанні рослинних решток, а також мікроорганізми і продукти їх взаємодії з навколишнім середовищем.

Вміст органічних сполук у воді характеризується величиною окиснюваності – кількістю кисню, який витрачається на окиснення домішок сильними окисниками (KMnO₄, K₂Cr₂O₇). В чистих водах окиснюваність складає від 1 до 4 мг О₂/л.

Першоджерела мінерального складу природних вод на земній кулі – це, по-перше, гази, що виділяються з надр Землі в процесі дегазації мантії, і, по-друге, продукти хімічної взаємодії води з кристалічними породами, які складають земну кору.

Походження аніонів пов’язане, в основному, з газами, які виділились при дегазації мантії. В атмосферу, як в минулому, так і тепер, надходять водневі сполуки Хлору - HCl, Нітрогену – NH₃, Сульфуру – H₂S, Брому - HBr, Карбону – CH₄ та кисневі сполуки Карбону - CO і CO₂.

Початковий склад атмосфери Землі дуже відрізнявся від теперішнього. У ньому не було газів сучасної атмосфери (N₂, O₂), спостерігався інший вміст CO₂. Склад атмосфери за 4,5 млрд. років існування Землі змінився під впливом таких процесів:

1. Фотохімічні реакції розкладу молекул газів під впливом космічного випромінювання:

2. Фотосинтетична діяльність організмів, внаслідок якої виділявся кисень і зв’язувався Карбон з карбон(IV) оксиду.

3. Окиснення газів (після виникнення кисню):

З виникненням в атмосфері постійного вмісту кисню з’явилась окиснювальна атмосфера. Зникли NH₃, CH₄, H₂S. У воді з’явились сульфатні, нітратні йони та аніони інших оксигеновмісних кислот.

Походження катіонів природних вод пов’язане з виверженими кристалічними породами. Розкладання вивержених порід відбувалось під впливом кислих продуктів, які надходили з надр Землі. За хімічним складом ці кристалічні породи переважно належали до алюмосилікатів. За мінералогічним складом вони належали, в основному, до польових шпатів. З часом вивержені породи розкладались – вивітрювались. Спочатку відбувалось фізичне вивітрювання, тобто подрібнення породи під дією коливань температури, замерзання води тощо. Одночасно відбувалось хімічне вивітрювання. Дуже поширений мінерал ортоклаз – польовий шпат вивітрюється за схемою:

При наявності аніонів кислот (карбонатної, сульфатної) утворюється не гідрогенсилікат, а солі відповідних кислот, при дисоціації яких в розчині з’являються йони Na⁺, K⁺, Mg²⁺, Ca²⁺.

Природні води різного походження дуже відрізняються за кількістю і складом домішок та розчинених речовин. Дослідження фізичних і хімічних показників води дозволяє зробити висновки про якість води та придатність її для пиття, зрошення, а також для різних виробничих потреб.

Грубодисперсні домішки утворюють з водою кінетично нестійкі системи. В стані спокою для таких систем є характерним утворення осаду або спливання в залежності від їх густини. Даний фізико-хімічний процес визначає такі методи очищення вод від домішок:

- відстоювання,

- фільтрування,

- центрифугування.

Найважливіші показники придатності води для пиття – це санітарний стан, який характеризується вмістом нітрогенвмісних сполук (NH₃, NO₂^-, NO₃^-), сірководню H₂S, йона Cl^-, а також величиною окиснюваності, що визначається концентрацією органічних сполук у воді.

Аналізом водної витяжки можна дуже точно і швидко визначити ступінь засолення ґрунтів, необхідність промивання, а аналізом природних вод – можливість використання їх для зрошення. Засоленими вважаються ґрунти, які містять розчинені у воді солі більше за 0,2%. Найчастіше серед цих солей у засолених ґрунтах зустрічаються NaCl, Na₂SO₄, NaHCO₃, CaSO₄, CaCl₂, MgSO₄, MgCl₂. Вміст водорозчинних солей у більшості ґрунтів коливається від сотих до десятих часток відсотка. В засолених ґрунтах (наприклад, у солончаках) кількість водорозчинних речовин може досягати кількох відсотків.

При визначенні засоленості ґрунтів у водній витяжці визначають сухий залишок – загальну суму водорозчинних речовин, склад аніонів (CO₃^2-, НСО₃^-, SO₄^2-, Cl^-) і катіонів (Ca²⁺, Mg²⁺, Na⁺, K⁺). При скороченому аналізі визначають сухий залишок, катіони Ca²⁺і Mg²⁺, аніони НСО₃^-, Cl^- та SO₄^2-.

Негативно впливають на рослини не всі, а тільки токсичні солі, до яких належать Na₂CO₃, MgCO₃, NaHCO₃, Mg(HCO₃)₂, Na₂SO₄, MgSO₄, NaCl і CaCl₂.

Присутність йонів CO₃^2- у водній витяжці пов’язана тільки з токсичними солями. Наявність йонів НСО₃^- у водній витяжці може бути зумовлена присутністю токсичних солей NaHCO₃, Mg(HCO₃)₂ та нетоксичної солі Ca(HCO₃)₂. У тому випадку, коли йонів Ca²⁺ у водній витяжці більше, ніж НСО₃^-, то усі йони НСО₃^- відносять до нетоксичних. Наявність йонів SO₄^2- може бути зумовлена присутністю в ґрунті токсичних (Na₂SO₄, , MgSO₄) і нетоксичних (CaSO₄) солей.

Йони Cl^- відносять до токсичних, оскільки всі солі, що їх містять, є токсичними.

Експериментальна частина

Проба на окиснюваність води

До 1-2 мл водопровідної води додати стільки ж концентрованої H₂SO₄, потім краплями долити концентрований розчин KMnO₄. Якщо рідина тільки від однієї краплі розчину калій манганату забарвиться у рожевий колір, який не зникає протягом 1-2 хвилин, то вода не містить речовини, що окиснюються. Йонне рівняння реакції:

Контрольні завдання

1. Як класифікують хімічні сполуки природних вод за О.Альокіним?

2. Які йони природних вод належать до головних? До складу яких неорганічних сполук вони входять?

3. Зазначте якісні реакції для визначення вмісту в природних водах катіонів амонію.

4. Зазначте якісні реакції для визначення вмісту в природних водах солей магнію.

5. Зазначте якісні реакції для визначення вмісту в природних водах солей кальцію.

6. Зазначте якісні реакції для визначення вмісту в природних водах катіонів Fe ²⁺.

7. Зазначте якісні реакції для визначення вмісту в природних водах хлоридів.

8. Зазначте якісні реакції для визначення вмісту в природних водах сульфатів.

9. Які гази містяться в природних водах? Яке їх походження та сезонна динаміка?

10. Біогенні хімічні елементи природних вод.

11. Органічні речовини природних вод. Їх класифікація.

12. Мікроелементи природних вод, їх класифікація за О.Альокіним.

13. Які речовини зумовлюють окиснюваність води?

14. На чому заснований метод визначення перманганатної окиснюваності води? Відповідь обґрунтувати рівняннями реакцій.

15. Зазначте якісні реакції для визначення вмісту в природних водах катіонів Fe ³⁺.

16. Зазначте якісні реакції для визначення вмісту в природних водах карбонатів.

17. Походження аніонів природних вод та їх склад.

18. Походження катіонів природних вод та їх склад.

19. Які найбільш поширені форми вмісту Нітрогену, Фосфору, Силіцію та Феруму в природних водах.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 11

РЕАКЦІЯ ОСАДЖЕННЯ БІЛКІВ

Експериментальна частина

Висолювання білків

У водному розчині білкові молекули заряджені і гідратовані, що забезпечує стійкість білкових розчинів. При високій концентрації солей, йони яких теж, гідратовані, відбувається руйнування водних оболонок білкових молекул. Крім того, йони солей адсорбуються на поверхні білкової молекули, внаслідок чого зменшується заряд молекули білка, частинки білка менше відштовхуються, злипаються, випадають в осад.

Амоній сульфат має різко виражену висолюючу здатність і осаджує білки в нейтральному середовищі, а ще краще – у слабо кислому. Інші солі, наприклад натрій хлорид, осаджують білки лише при підкисненні розчину.

Для висолювання різних білків потрібна різна концентрація одних і тих же солей. Отже, білки можна висолювати фракційно. Так, глобуліни випадають в осад при напівнасичені розчину амоній сульфатом, а альбуміни осаджуються при повному насиченні.

Осадження білків спиртом

У пробірку наливають 1-1,5 см³ розчину білка і додають трохи кристалічного натрій хлориду. Доливають поступово 5-6 см³ етилового спирту. Випадає пластинчастий осад білка внаслідок дегідратації молекул при додаванні спирту.

Контрольні завдання

Білкова частина вірусу тютюнової мозаїки складається з 2130 субодиниць, молекулярна маса – 17500. Розрахуйте загальну довжину всіх поліпептидних ланцюгів, якщо частка спіральної конфігурації в них дорівнює 30%.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 12

Експериментальна частина

У мірну колбу (25 см³) вносять 2 см³ досліджуваного розчину амінокислоти (w=1%), додають 2 краплини тимолфталеїну і по краплях розчин натрій гідроксиду (С = 0,5 моль/дм³) до блідо-блакитного забарвлення (рН розчину – 10,2). Потім додають у колбу суспензію купрум(ІІ) фосфату. Суспензія спочатку розчиняється, бо Купрум використовується на утворення в лужному середовищі розчинного мідного комплексу амінокислоти синьо-фіолетового кольору. Оскільки вміст амінокислоти в розчині невідомий, то додають надлишок суспензії купрум(ІІ) фосфату. Вміст колби доводять водою до мітки, старанно перемішують перевертанням колби і відфільтровують надлишок купрум(ІІ) фосфату крізь цільний фільтр.

Фільтрат має бути абсолютно прозорим. Цього можна досягнути багаторазовим фільтруванням. З фільтрату піпеткою відбирають дві проби по 10 см³ в конічні колби на 50 см³ для титрування, підкислюють близько 0,4 см³ льодяної ацетатної кислоти до зникнення синього забарвлення мідного комплексу, додають 6-8 см³ розчину КІ з w=10% і йод, що виділився, титрують розчином Na₂S₂O₃ (С(1/2) = 0,01 моль/дм³). Індикатор крохмаль додають до розчину тоді, коли більша частина йоду вже відтитрована і розчин набув солом’яно-жовтого забарвлення.

Проводять контрольне визначення, у якому замість розчину амінокислоти беруть воду. Об’єм розчину Na₂S₂O₃ , що витрачався на контрольний розчин, віднімається від його об’єму в досліді.

Хімізм процесу. При взаємодії амінокислоти з суспензією купрум(ІІ) фосфату утворюється забарвлена в синій колір добре розчинна комплексна мідна сіль амінокислоти:

Фосфатна кислота зв’язується боратним буфером, і реакція відбувається до кінця. У фільтраті після відділення надлишку купрум(ІІ) фосфату залишаються лише мідні солі амінокислот (за винятком цистину, мідна сіль якого нерозчинна). Отже, за кількістю Купруму, що ввійшов до складу комплексу, можна визначити вміст амінокислот. При додаванні до розчину мідного комплексу амінокислот концентрованої ацетатної кислоти цей комплекс руйнується і в розчині з’являються йони купруму (Cu²⁺), вміст яких визначають йодометрією:

2Cu²⁺ + 4I^- → Cu₂I₂ + I₂ ,

2Na₂S₂O₃ + I₂ → 2NaI + Na₂S₄O₆ .

За рівнянням реакції 0,5 моль йоду, що виділився, відповідає 1 моль Купруму, який у свою чергу еквівалентний 28 г амінного Нітрогену. Титр робочого розчину Na₂S₂O₃ за визначуваною речовиною, становитиме:

Усі дані зводять у єдину формулу:

де V₁ – об’єм розчину Na₂S₂O₃ (С(1/2) = 0,01 моль/дм³), що пішов на титрування, см³; V₂ – аліквотний об’єм розчину комплексної мідної солі амінокислоти, см³; V₃ – загальний об’єм розчину комплексної мідної солі амінокислоти, см³.

Для розрахунку молярної маси амінокислоти за амінним.

Нітрогеном слід застосувати співвідношення:

Масу взятої для дослідження амінокислоти визначають за формулою:

M = V ^. d ^. w,

де m – маса амінокислоти, г; V – об’єм розчину амінокислоти, см³; d – густина розчину, г/см³; w – масова частка амінокислоти в розчині.

В умовах даної роботи d можна прийняти за 1. Звідси:

г/моль.

Особливі умови: необхідно знати кількість атомів амінного Нітрогену в молекулі амінокислоти, яка досліджується.

Після проведення дослідження студент подає викладачу оформлений лабораторний журнал і називає значення визначеної відносної молекулярної маси амінокислоти.

Контрольні завдання

1. Амінокислоти кількісно визначають за реакцією з нінгідрином, вимірюючи об’єм СО₂, що виділився в результаті реакції. Розрахуйте кількість молей карбону(IV) оксиду, що утворився в результаті реакції нінгідрину з 0,1 г фенілаланіну. Знайдіть об’єм СО₂, що утворився в результаті реакції з нінгідрином, 1^.10^-4 моль амінокислоти (температура – 25⁰С, тиск – 985,5 г Па).

2. Білок містить 0,58% триптофану. Яка мінімальна відносна молекулярна маса цього білка?

РЕКОМЕНДОВАНА ЛІТЕРАТУРА

Базова

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1998. – 702 с.

2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1998. – 270 с.

3. Глінка М.Л. Загальна хімія. – К.: Вища школа, 1982. – 608 с.

4. Хомченко Г.П. Хімія для вступників до вузів. – К.: Вища школа, 2002. – 423 с.

5. Яцков М.В., Манековська І.Є., Мисіна О.І. Хімія. Інтерактивний комплекс навчально-методичного забезпечення, . – Рівне: НУВГП, 2006. – 214 с.

6. Манековська І.Є. Хімія. Інтерактивний комплекс навчально-методичного забезпечення, . – Рівне: НУВГП, 2006. – 279 с.

7. Буденкова Н.М., Вербецька К.Ю. Хімія. Інтерактивний комплекс навчально-методичного забезпечення, . – Рівне: НУВГП, 2006. – 62 с.

Допоміжна

1. Григор’єва В.В. та ін. Загальна хімія. – К., 1991. – 431 с.

2. Поліщук М.М., Яцков М.В. Збірник задач з хімії творчого характеру. – Рівне: РДТУ, 2000. – 31 с.

3. Манековська І.Є., Яцков М.В., Поліщук М.М. Задачі з хімії виробничого змісту. – Рівне: РДТУ, 2000. – 67 с.

4. Боднарюк Ф.М. Хімія, частина І (загальнохімічна). – Рівне: РДТУ, 1999. – 112 с.

5. Манековська І.Є., Яцков М.В., Поліщук М.М. Лабораторний практикум з навчальної дисципліни „Гідрохімія”. – Рівне: РДТУ, 1999. – 72 с.

6. Романова Н.М. Загальна та неорганічна хімія. – К.: Вища школа, 1998. – 430 с.

7. Боднарюк Ф.М. Загальна і неорганічна хімія. Частина І (загальнотеоретична). – Рівне: НУВГП, 2006. – 241 с.

8. Боднарюк Ф.М. Хімія. Інтерактивний комплекс навчально-методичного забезпечення, . – Рівне: НУВГП, 2007. – 124 с.

9. Вдовенко О.П. Загальна хімія. – Вінниця: Нова книга, 2005. – 279 с.

10. Попель П.П. Складання рівнянь хімічних реакцій. – К.: Рута, 2000. – 123 с.

11. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М., 2001 – 744 с.

12. Неділько С.А., Попель П.П. Загальна і неорганічна хімія. – К.: Либідь, 2001. – 398 с.

13. Слободяник М.С., Гордієнко О.В., Корнілов М.Ю. та ін. Хімія. – К.: Либідь, 2003. – 348 с.

МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ

Затверджено на засіданні

методичної комісії напряму

6.040106 „Екологія, охорона

навколишнього середовища та

збалансоване природокорис-

тування”

Протокол № 4 від 13.01.2011 р.

Рівне – 2011

Упорядники: М.В.Яцков, завідувач кафедри хімії;

О.І.Мисіна, асистент кафедри хімії;

К.Ю.Вербецька, асистент кафедри хімії.

Відповідальний за випуск: М.В.Яцков, канд.техн.наук,

завідувач кафедри хімії

О.І.Мисіна,

К.Ю.Вербецька, 2011

ЗМІСТ

Стор.

ПЕРЕДМОВА..............................................................................4

Загальні питання організації та проведення

лабораторних робіт..........................................................................5

Лабораторна робота №1. Визначення молярної маси

еквівалентів металу об’ємним методом...........................................6

Лабораторна робота №2. Класи неорганічних сполук. Оксиди.

Гідроксиди.........................................................................................13

Лабораторна робота №3. Класи неорганічних сполук.

Кислоти. Солі....................................................................................18

Лабораторна робота №4. Приготування розчину хлоридної

кислоти та визначення її концентрації титруванням ...................25

Лабораторна робота №5. Реакції в розчинах електролітів....31

Лабораторна робота №6. Йонний добуток води. Водневий

показник (рН) розчинів....................................................................35

Лабораторна робота №7. Гідроліз солей................................37

Лабораторна робота №8. Окисно-відновні реакції................40

Лабораторна робота №9. Визначення загальної лужності і

карбонатної твердості води............................................................48

Лабораторна робота №10. Якісне дослідження природної

води..................................................................................................53

Лабораторна робота №11. Реакція садження білків............60

Лабораторна робота №12. Визначення відносної

молекулярної маси амінокислот за амінним нітрогеном............65

ЛІТЕРАТУРА...........................................................................68

ПЕРЕДМОВА

Головною метою навчальної дисципліни „Хімія з основами біогеохімії” є:

Загальні питання організації та проведення лабораторних робіт

Перед проведенням наступного досліду необхідно записати в зошит результати попереднього.

Після проведення кожної лабораторної роботи робочий зошит має бути представлений викладачу на підпис.

Гарячі прилади та посуд можна ставити тільки на спеціальні підставки, а не на відкритий стіл.

Про витік горючого газу слід негайно повідомити чергового лаборанта або викладача.

В усіх нещасних випадках треба звертатися до викладача!

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 1

ВИЗНАЧЕННЯ МОЛЯРНОЇ МАСИ ЕКВІВАЛЕНТІВ МЕТАЛУ ОБ ’ЄМНИМ МЕТОДОМ

Теоретична частина

де Z – еквівалентне число.

1. Еквівалентне число Z чисельно дорівнює валентності елементу для простих речовин.

Розрахунок еквівалентів Феруму в реакціях:

а) Fe + H₂SO_{4 (РОЗЧ.)} = FeSO₄ + H₂.

Fe – 2e = Fe⁺² , еквівалентне число становить Z=2.

б) 2Fe +6H₂SO_{4 (КОНЦ.)} = Fe₂(SO₄)₃ +3 SO₂ + 6H₂O.

Fe – 3e = Fe⁺³, еквівалентне число становить Z=3.

а) H₃PO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O, Z(H₃PO₄) =1

б) H₃PO₄ + 2 NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O, Z(H₃PO₄) =2

в) H₃PO₄ + 3 NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O, Z(H₃PO₄) =3

а) Al(OH)₃ + HCl = Al(OH)₂Cl + H₂O, Z (Al(OH)₃) = 1

б) Al(OH)₃ + 2HCl = Al(OH)Cl₂ + 2H₂O, Z (Al(OH)₃) = 2

в) Al(OH)₃ + 3HCl = Al(OH)₃ + 3H₂O, Z (Al(OH)₃) = 3

Z = n·m

а) NaCl , Z =1·1=1;

б) Na₂SO₄ , Z = 1·2=2;

в) Al₂(SO₄)₃, Z=3·2=6.

5. Визначення еквівалентного числа речовини окисника та речовини відновника у окисно-відновних реакціях.

3 H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4 H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3 S + K₂SO₄ + 7 H₂O

відновник: H₂S – 2 = S + 2H⁺, Z = 2;

окисник: Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ + 6e = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O, Z = 6.

M_Е (Х) = .

Для визначення молярних мас еквівалентів оксидів, основ, кислот і солей використовують формули:

;

Молярний об’єм еквівалентів (V_Е(Х)) – об’єм одного моля газоподібної речовини (л/моль-екв).

Для простих двоатомних газів: .

Для складних газоподібних речовин: .

n_E(Х₁) = n_E(Х₂), або .

Якщо одним з учасників реакції є газоподібна речовина, закон еквівалентів можна записати у вигляді:

Кількість речовини еквівалента

Me + H ₂ SO ₄ = MeSO ₄ + H ₂ .

Експериментальна частина

Рис. 1. Прилад для визначення молярної маси еквівалентів

металу об’ємним методом

Об’єм водню, що виділився в реакції: Me + H ₂ SO ₄ = MeSO ₄ + H ₂

Таблиця 1

Маса наважки металу, г

m (Ме)

Рівні води в бюретці, см

Об’єм водню, см³

V (Н₂) = V ₂ - V ₁

Умови проведення

досліду

до досліду V ₁

після досліду V ₂

тиск, Р, Па

температура, t⁰C

Розрахунки

Р = Р_АТМ. - Р_ПАРИ.

Тоді, об’єм водню зведений до нормальних умов, становить :

2. Виходячи з математичного виразу закону еквівалентів:

визначаємо молярну масу еквівалентів металу М _Е:

враховуючи те, що за нормальних умов водень займає еквівалентний об’єм, рівний:

л/моль-екв,

Таблиця 2

Залежність тиску насиченої парціальної пари від температури

t, ⁰С	Па	мм рт.ст.	t,⁰С	Па	мм рт.ст.
			20	2337,8	17,53
10	1227,9	9,21	21	2486,4	18,65
11	1306,6	9,8	22	2643,7	19,83
12	1399,9	10,5	23	2809,0	21,07
13	1493,2	11,2	24	2983,7	22,38
14	1599,9	12	25	3167,2	23,76
15	1705,1	12,79	26	3361,0	25,21
16	1817,1	13,63	27	3564,9	26,74
17	1947,1	14,53	28	3779,6	28,35
18	2063,8	15,48	29	4004,9	30,04
19	2197,1	16,48	30	4242,2	31,82

M (Ме) = M _Е (Ме) · Z

4. Розраховуємо відносну похибку досліду:

Δ пох. =

Контрольні завдання

1. Розрахувати молярну масу еквівалентів металу, виходячи з даних, наведених у таблиці 3.

Таблиця 3

№	Маса металу, г	Отримана сполука, г
1	0,347	Сульфіт, 4,347
2	1,635	Хлорид, 3,41
3	7.82	Сульфат, 17,42
4	1,73	Нітрат, 7,93
5	1,8	Фторид, 5,6
6	5,395	Оксид, 5,795
7	6,075	Гідрогенфосфат, 30,075
8	4,6	Гідрогенсульфат, 24
9	1,59	Гідроксид, 2,44
10	4,0	Сульфід, 7,2

Таблиця 4

№	Об'єм газу (н.у.), л	Продукти реакції
1	Cl ₂, 3,8	FeCl₂
2	SO₂, 4,6	K₂SO₃
3	O₂, 7,4	CuO
4	F₂, 6,4	AlF₃
5	SO₃, 16,8	Na₂SO₄
6	Cl₂, 8,2	NiCl₂
7	SO₂, 2,7	Li₂SO₃
8	O₂, 3,5	Cr₂O₃
9	F₂, 14,7	AgF
10	SO₃, 11,4	CaSO ₄

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №2

КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК. ОКСИДИ. ГІДРОКСИДИ

Теоретична частина

Оксидами називаються сполуки елементів з Оксигеном, в яких він має ступінь окиснення -2.

- сульфітна кислота,

- нітратна кислота,

- манганатна(VІІ) кислота,

- манганатна(VІ) кислота.

- нітратний ангідрид,

- сульфатний ангідрид.

основний амфотерний кислотний

натрій цинкат

натрій метаалюмінат

натрій ортоалюмінат

Одержані солі приєднують воду за звичайних умов, утворюючи комплексні солі:

- натрій тетрагідроксоалюмінат,

- натрій гексагідроксоалюмінат.

Нерозчинні у воді основи утворюються в результаті непрямої гідратації основних оксидів:

натрій цинкат

натрій

тетрагідроксоцинкат

Експериментальна частина

12 3 4 5 6 7 8 9 10 Следующая ⇒

Последнее изменение этой страницы: 2019-04-10; Просмотров: 373; Нарушение авторского права страницы