Практична робота №3

Розв’язування експериментальних задач

Тема: Розв’язування експериментальних задач.
Мета: навчитися розв’язувати експериментальні задачі шляхом використання
якісних реакцій.
Обладнання та реактиви: чисті пробірки, пронумеровані пробірки із
невідомими речовинами (№1, №2, №3, №4), скляні палички, розчини речовин
Інструкція: Вам необхідно визначити речовини, що містяться у
пробірках під номерами. Для цього вам потрібно розділити досліджуваний
розчин на декілька частин і по черзі добавляти по 1 мл реактиви, які
допомагають показати якісну реакцію на досліджувану речовину. Для цього ви
користуєтеся таблицею 1.

Таблиця 1 – Якісні реакції

Речовина (йон) Якісна реакція Ознаки реакції
Сульфати (сульфат-іон) Дія розчинних солей Барію Білий осад
Хлориди (хлорид-іон) Дія аргентум(І) нітрату Білий осад
Кислоти (Н-йон) Дія індикаторів (лакмус) Червоний
Луги (ОН – йон) Дія

індикатора(фенолфталеїн)

Малиновий

Хід роботи

Дослід №1. В трьох пробірках містяться розчини: натрій гідроксиду,
натрій хлориду та сульфатної кислоти. Розпізнайте ці речовини. Складіть
рівняння хімічних реакцій. Визначте продукти реакції. Запишіть Дослід №2. В трьох пробірках містяться розчини: натрій сульфату, барій
хлориду та сульфатної кислоти. Розпізнайте ці речовини Складіть
рівняння хімічних реакцій, які проведені в цьому досліді. Визначте
продукти реакції. Запишіть Дослід №3. Добути з розчину купрум(ІІ) сульфату розчин купрум(ІІ)
хлориду.
Дослід №4. Здійсніть перетворення, запишіть рівняння хімічної реакції та
назвіть продукти.
Fe→FeO→FeSO4→Fe(OH)2→Fe(NO3)2.
Зробіть загальні висновки щодо виконання практичної роботи.

                эл.ток

а) FeBr2      Fe   + Br2

                              k            a

                                 эл.ток

б) Na2S + 2H2O H2 + S + 2 NaOH;

                                                      k      a

                                           эл.ток

в) 2Cu(NO3)2  + 2H2O      2Cu  + O2  + 4HNO3;

                                                                   k        a

1. 3H2 +N2 <> 2HN3+Q

vпр.реакции = с(Н2) в степени 2* с (N2);

vобр..реакции = с(NН3) в степени 2

2. v пр.реакции = с(Н2) в степени 2* с (N2);

vпр.реакции = (3с(Н2)) в степени 2*3 с (N2)= 9* 3* с(Н2) в степени 2* с (N2)=

27 с(Н2) в степени 2* с (N2);

3.  v t2/vt1 = δ  в степени (t2 - t1)/10 ;

v t2 = vt1*δ  в степени (t2 - t1)/10= 0,1 моль/л*с * 2 в степени (130-110)/10 = 0,1 моль/л*с * 4 =0,4 моль/л*с  ;

4. 3H2 +N2 <> 2HN3+Q

чтобы сдвинуть равновесие вправо необходимо понизить t , повысить Р, повысить концентрации исходных веществ;

чтобы сдвинуть влево всё необходимо сделать наоборот;

;

;

опр-ия HNO2: азотистая к-та HNO2 устойчива только в разб-х водных р-ах; при конц-ии р-ра или нагревании она распадается с выделением NO и обр-ем азотной к-ты по р-ии: 3HNO2 = 2NO + HNO3 + H2O; обр-ся при этом NO быстро окис-ся кислородом с обр-ем бурого NO2 по р-ии: NO + 0.5O2 = NO2 (бурый газ);

опр-ия HNO2: нужно добавить иодоводородную к-ту HI с крахмалом в пробирку с в-ом и нагреть; в пробирке с HNO2 произ-т р-ия окисления ионов I- до свободного иода I2, кот-ый c крахмалом даст синее окраш-е: 2HNO2 + 2HI = 2NO + I2 + 2H2O;

Поскольку в 2 оставшихся р-ра сод-т один и тот же катион - Zn2+, то достаточно будет провести р-ия разл-ия анионов (NO3)- и Cl- "классическим" р-ей с AgNO3: 2AgNO3 + ZnCl2 = 2AgCl (белый ТВОРОЖИСТЫЙ-СМЕТАНИСТЫЙ осадок) + Zn(NO3)2.