Методические указания к лабораторным занятиям

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Воронежский государственный педагогический университет

Кафедра химии

 

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ЛАБОРАТОРНЫМ ЗАНЯТИЯМ

УЧЕБНОГО КУРСА

«Химия d- элементов»

направление подготовки 050100.01.62

педагогическое образование

профили «Химия», «Экология»

Воронеж 2012 г

Химия d-элементов является основой для изучения последующих дисциплин естественнонаучного цикла, таких как физика, экология, концепция современного естествознания и т.д.

Учебно-методическое руководство к лабораторным занятиям по химии d-элементов предназначено для студентов отделения “Химия – экология” естественно-географического факультета ВГПУ. Предлагаемое руководство содержит материал по всем изучаемым разделам химии d-элементов. Методические указания содержат планы лабораторных занятий по химии d-элементов и краткие описания лабораторных работ. Приведен список рекомендуемой литературы.

Цель лабораторных занятий – углубить и закрепить представления о физических и химических свойствах неорганических веществ, образованных d-элементами, а так же способы получения и применение их соединений. Привить навыки самостоятельного выполнения эксперимента и обобщения полученных данных. Настоящие методические указания призваны помочь в достижении данной цели.

Авторы выражают особую признательность Григоренко Людмиле Константиновне за предоставленную возможность частично использовать аналитический материал, собранный ею за время долголетней педагогической деятельности на кафедре химии естественно-географического факультета ВГПУ.

 

Компетенции обучающегося, формируемые в результате освоения дисциплины:

Изучение дисциплины “Химия d-элементов” направлено на формирование у обучающихся следующих компетенций.

 

1. Владеет основными физическими и химическими понятиями, знаниями фундаментальных законов физики и химии, явлений и процессов, изучаемых этими науками:

- знает сущность стехиометрических и газовых законов, понятия и основные положения термодинамики, фазовые равновесия, равновесия в растворах электролитов, понятия и основные закономерности химической кинетики, катализа и электрохимии;

- знает вербальные формулировки и аналитические выражения основных законов, изучаемых в общей химии;

- знает основные методы эмпирических исследований в естественных науках;

- иллюстрирует закономерности примерами, в том числе из человеческой практики;

- умеет использовать справочную химическую и физическую литературу для нахождения и расчёта характеристик изучаемых систем;

- находит необходимые справочные данные, рассчитывает энергетику химических реакций;

- находит и учитывает с целью прогноза направления реакций потенциалы различных химических и электрохимических процессов (потенциалы Гиббса, электродные) в стандартных условиях;

- решает типовые, нестандартные качественные и расчётные задачи;

- владеет современным химическим языком, терминологией и символами;

- использует современную систему наименований веществ, термины и символы, используемые в общей и неорганической химии.

 

2. Способен выбрать методику экспериментальной работы, обосновать и изложить основы метода, составить план проведения работы, выбрать реактивы, посуду, детали прибора, собрать установку, провести необходимые расчеты:

- знает общие правила проведения эксперимента, общие положения по организации охраны труда и техники безопасности при выполнении конкретных работ, опытов и отдельных операций в химической лаборатории;

- соблюдает правила техники безопасности при работе в химической лаборатории;

- выполняет рекомендации по подготовке рабочего места, оборудования, приборов, реактивов;

- владеет навыками обращения с наиболее широко применяемыми в учебной и исследовательской практике реактивами, материалами, посудой и оборудованием;

- работает с обычной и мерной посудой (колбами, цилиндрами, мензурками, пипетками);

- проводит химический эксперимент на оборудовании, с приборами и посудой рекомендованными для макро- и полумикрометодов работы;

- умеет проводить описанные в практикумах опыты, представлять результаты в табличной, графической формах и диаграммах, давать качественную оценку полученным результатам;

- использует компьютерную графику;

- знает типы и источники экспериментальных ошибок;

- понимает простейшие методики статистической обработки экспериментальных данных.

Общие указания к выполнению

Лабораторного практикума

 

При подготовке к очередной лабораторной работе студент должен дома по учебнику изучить теоретический материал. После этого письменно выполнить по руководству упражнения и ознакомиться с введением к работе и описанием опытов. Придя в лабораторию, студент показывает преподавателю оформленный журнал с описанием предыдущей работы и выполненные им упражнения; только после этого, с разрешения преподавателя, приступает к очередной работе.

Прежде чем выполнять опыт, необходимо внимательно прочитать описание его, составить себе ясное представление о цели данного опыта, об условиях и порядке его проведения, подобрать нужную посуду и приборы. В процессе выполнения опытов надо соблюдать все меры предосторожности, с которыми надо предварительно ознакомиться.

Категорически запрещаются какие-либо отступления от условий выполнения опытов, описанных в руководстве!

В процессе работы нужно внимательно наблюдать за ходом опыта и описать все особенности его: выпадение или растворение осадков, изменение цвета, тепловые эффекты, показания приборов и т. д. Результаты опыта тотчас же по окончании его надлежит записать в лабораторный журнал, придерживаясь следующей последовательности:

1. Название лабораторной работы, ее номер, дата выполнения.

2. Наименование опыта.

3. Краткое описание хода опыта и наблюдений с обязательными ответами на вопросы, имеющиеся в тексте.

4. Уравнения реакций.

5. Числовые данные с вычислениями.

6. Рисунок прибора, выполненный в карандаше.

7. Выводы – с новой строчки и подчеркнутые (лучше цветным карандашом).

За 15 мин до окончания занятия студент предъявляет свой журнал преподавателю и приводит в порядок рабочее место.

По каждой выполненной работе студент сдает зачет. При этом студент должен хорошо разбираться во всех теоретических вопросах, относящихся к выполненной работе, ясно излагать условия опыта, описать наблюдавшиеся явления, уметь составлять молекулярные и ионные уравнения протекающих реакций.

Студент, выполнивший все работы и отчитавшийся по ним, получает общий зачет и допускается к экзамену.

КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ.

 

Лабораторная работа №1

 

Цель: 1) выяснить способность соединений d-элементов к комплексообразованию;

2) изучить реакции образования и разрушения комплексных соединений.

 

Опыт 2. анионные комплексы

 

а) Тетраиодовисмутат калия

В пробирку к 3 – 4 каплям раствора нитрата висмута Bi(NO₃)₃ прибавлять по каплям раствор иодида калия KI (С_экв = 0,50 моль(экв)/л) до выпадения темно-бурого осадка иодида висмута BiI₃. Растворить этот осадок в избытке раствора иодида калия.

Каков цвет полученного раствора? Может ли эта окраска обуславливаться присутствием ионов K⁺, I^–, Bi³⁺? Какой из этих ионов может быть комплексообразователем? С какими лигандами он мог образовать в данном растворе сложный ион? Ответ мотивировать.

Зная, что состав полученного соединения выражается эмпирической формулой KI · BiI₃, написать его координационную формулу, учитывая, что координационное число Bi³⁺ равно четырем. Написать уравнения реакций: образования иодида висмута, взаимодействия иодида висмута с избытком иодида калия. Написать уравнение электролитической диссоциации полученного комплексного соединения.

б) Гидроксокомплексы

В три пробирки поместить раздельно растворы солей цинка, хрома (III) и алюминия и в каждую из них добавлять по каплям раствор щелочи. Наблюдать вначале выпадение осадков, а затем их растворение в избытке щелочи.

Написать уравнения проделанных реакций, учитывая, что образуются растворимые гидроксокомплексы, содержащие ионы [Zn(OH)₄]^2–, [Cr(OH)₄]^– и [Al(OH)₄]^–. Зная, что гидроксиды цинка, хрома и алюминия растворяются также в кислотах, указать, к какому типу они относятся.

 

Опыт 3. катионные комплексы

 

Получить осадок гидроксида никеля (II) внеся в пробирку 3 – 4 капли раствора сульфата никеля и такой же объем раствора едкого натра. Пипеткой удалить жидкую фазу.

К осадку добавить 5 – 6 капель 25%-ного раствора аммиака. Что происходит? Сравнить окраску ионов Ni²⁺ в растворе сульфата никеля с окраской полученного раствора.

Присутствием каких ионов обусловлена окраска раствора?

Написать уравнения реакций: образования гидроксида никеля (II), взаимодействия гидроксида никеля с аммиаком и уравнение электролитической диссоциации образовавшегося комплексного основания (координационное число никеля принять равным шести). Какое основание является более сильным: простое или комплексное? Ответ обосновать.

 

ОПЫТ 4. РАЗЛИЧИЕ МЕЖДУ ПРОСТЫМИ И КОМПЛЕКСНЫМИ ИОНАМИ ЖЕЛЕЗА (III)

а) К 1 – 2 мл раствора FeCl₃ прилить немного раствора KSCN. Написать уравнение реакции. Эта реакция характерна для иона Fe³⁺ и применяется для его обнаружения.

б) Доказать, обнаруживается ли ион Fe³⁺ в растворе K₃[Fe(CN)₆], проделав характерную реакцию, как предыдущем опыте.

в) Налить в одну пробирку немного раствора FeCl₃, а в другую – K₃[Fe(CN)₆] и добавить в каждую из них одинаковый объем раствора FeSO₄. Объяснить отсутствие изменений в первой пробирке и образование во второй осадка так называемой турнбулевой сини KFe[Fe(CN)₆]. Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной форме.

Разрушение комплексов

 

а) Разрушение комплекса при разбавлении раствора

Внести в пробирку 2 капли раствора нитрата серебра AgNO₃ и добавлять раствор иодида калия KCl (С_экв = 0,10 моль(экв)/л) по каплям, встряхивая пробирку после каждого добавления.

Почему растворяется выпавший вначале осадок иодида серебра? К получившемуся раствору добавить 4 – 5 капель воды. Что наблюдается?

Описать наблюдаемые процессы. Написать уравнения реакций: образования иодида серебра, его перехода в комплексное соединение, диссоциации комплексного иона, выражение константы нестойкости. Какое влияние оказывает добавление раствора на диссоциацию комплексного иона?

б) Получение аммиакатов.

Налить в пробирку 1 – 2 мл раствора AgNO₃ и добавить немного раствора NaCl. К образовавшемуся осадку приливать раствор аммиака до его растворения. Составить уравнения реакций, учитывая, что координационное число равно двум. Объяснить происходящие изменения.

Полученный раствор разлить в четыре пробирки и использовать в опытах б), в), д).

в) Разрушение комплекса при замене комплексообразователя.

Налить в пробирку 1 – 2 мл раствора [Ag(NH₃)₂]Cl, полученного в опыте 3 а), и добавить туда кусочек цинка. Что наблюдаете? Записать уравнение реакции образование комплексного аммиаката цинка, учитывая, что координационное число Zn²⁺ равно четырем.

Объяснить, пользуясь таблицей констант нестойкости комплексных ионов, причину вытеснения цинком серебра из его аммиачного комплексного иона.

г) Качественные реакции на ион серебра.

Налить в две пробирки одинаковые объемы раствора AgNO₃. В одну из них добавить раствор NaOH, а в другую – KI. Записать наблюдения.

Эти реакции характерны для иона Ag⁺ и могут быть использованы для его обнаружения. Составить уравнения реакций.

Раствор [Ag(NH₃)₂]Cl, полученный в опыте 3 а), налить по 1 мл в две пробирки. В одну пробирку прилить раствор NaOH, а в другую – KI. Что происходит? Написать уравнение диссоциации комплексного иона [Ag(NH₃)₂]⁺ и выражение его константы нестойкости. Дать объяснение наблюдаемым явлениям, пользуясь уравнением диссоциации комплексного иона и правилом произведения растворимости.

д) Получение тиосульфатного комплекса серебра.

Получить в пробирке осадок AgCl. Затем добавлять раствор Na₂S₂O₃ (С_экв = 1,0 моль(экв)/л) до полного растворения осадка. Написать уравнение реакции образования Na₃[Ag(S₂O₃)₂].

К полученному раствору комплексного соединения

е) Сравнительная устойчивость тиоцианатного комплекса кобальта в воде и в спирте

Получить в пробирке тетратиоцианатокобальтат (II) аммония (NH₄)₂[Co(SCN)₄], добавляя к 7 – 8 каплям насыщенного раствора хлорида кобальта (II) равный объем насыщенного раствора тиоцианата аммония. Наблюдать появление ярко-синей окраски комплексного соединения. Разделить раствор на 2 пробирки; в одну из них добавить амиловый спирт, в другую – 10 капель воды. Как изменяется окраска в каждой пробирке?

Написать уравнения реакций; образования комплексного соединения, его диссоциации и диссоциации комплексного иона. В воде или в спирте диссоциация комплексного иона протекает полнее? Чем это объясняется?

ж) Разрушение комплекса при осаждении комплексообразователя

В две пробирки с раствором сульфата меди добавить: в одну раствор оксалата аммония, в другую – сульфида аммония. Написать уравнения реакций и отметить цвета выпавших осадков. В двух других пробирках получить комплексное соединение меди, добавив к 4 – 5 каплям раствора CuSO₄ (С_экв = 1,0 моль(экв)/л) раствор аммиака до растворения выпадающего вначале осадка основной соли меди. Отметить цвет полученного комплексного соединения. Написать уравнение реакции взаимодействия сульфата меди с аммиаком, учитывая, что координационное число меди равно четырем.

Испытать действие растворов оксалата аммония и сульфида аммония на полученный раствор комплексной соли меди. От действия какого реактива выпадает осадок? На присутствие каких ионов в растворе комплексной соли указывает появление этого осадка? Добавить в пробирку, где выпал осадок, еще 6 – 7 капель того же реактива и для ускорения коагуляции осторожно нагреть. Сохранилась ли в растворе окраска комплекса меди?

Описать наблюдаемые явления. Ответить на поставленные по ходу работы вопросы. Написать уравнения проделанных реакций, уравнение электролитической диссоциации комплексной соли меди и ее комплексного иона. Как влияет добавление (NH₄)₂S на диссоциацию комплексного иона? Почему при добавлении оксалата аммония осадок не выпадает? Сравнить по табл. произведение растворимости соответствующих солей меди.

 

Опыт 9. двойные соли

 

В трех пробирках приготовить раствор двойной соли (NH₄)₂SO₄ · FeSO₄ · 6H₂O (соли Мора), внеся в каждую по 6 – 8 капель воды и по одному микрошпателю соли. В одну пробирку к раствору соли Мора добавить 5 – 6 капель раствора сульфида аммония, в другую – столько же раствора хлорида бария. Выпавший черный осадок представляет собой сульфид железа (II). Отметить цвет осадков и написать ионные уравнения реакций их образования. На присутствие каких ионов в растворе двойной соли указывают эти реакции?

В третью пробирку добавить 7 – 8 капель раствора едкого натра (С_экв = 2,0 моль(экв)/л) и, укрепив в штативе, опустить ее в водяную баню, нагретую почти до кипения. Подержать над пробиркой красную лакмусовую бумажку, смоченную водой. По изменению окраски лакмуса и по запаху определить, какой газ выделяется из пробирки. Написать ионное уравнение реакции его образования. На присутствие каких ионов в растворе двойной соли указывает эта реакция?

Учитывая результаты опыта, написать уравнение электролитической диссоциации соли Мора.

Проверить действием раствора сульфида аммония, обнаруживаются ли ионы Fe²⁺ в растворе K₄[Fe(CN)₆]. Наблюдается ли выпадение черного осадка FeS? Почему?

Описать наблюдаемые явления. Ответить на вопросы, поставленные по ходу работы, и написать уравнения соответствующих реакций. Написать уравнение электролитической диссоциации K₄[Fe(CN)₆]. Чем отличается электролитическая диссоциация двойной соли от диссоциации соли, содержащей устойчивый комплексный ион?

 

Семейство железа.

 

Лабораторная работа №2

 

Цель: 1) изучить отношение железа к кислотам;

2) исследовать кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений элементов семейства железа;

3) выяснить способность соединений железа, кобальта, никеля к комплексообразованию.

 

Опыт 11. получение ферратов

(Работу проводить в вытяжном шкафу)

 

Поместить в пробирку немного измельченного гидроксида калия (не содержащего карбоната), добавить к нему 3 – 5 капель раствора FeCl₃ и 2 – 3 капли брома и нагреть. Отметить цвет образовавшегося феррата калия. Написать уравнение реакции.

 

Марганец и его соединения.

 

Лабораторная работа №3

 

Цель: 1) изучить отношение марганца и его соединений к кислотам и щелочам;

2) выяснить кислотно-основный характер соединений марганца в различных степенях окисления;

3) исследовать роль среды на поведение соединений марганца в окислительно-восстановительных реакциях.

 

Хром и его соединения.

 

Лабораторная работа №4

 

Цель: изучить зависимость свойств соединений хрома в различных степенях окисления от реакции среды.

 

Цинк, кадмий, ртуть.

 

Лабораторная работа №5

 

Цель: исследовать свойства цинка, кадмия, ртути и их соединений.

 

Опыт 12. получение каломели

 

Из растворимой соли ртути (I) получить каломель. Написать уравнение реакции.

 

МЕДЬ, серебро, золото.

 

Лабораторная работа №6

 

Цель: 1) экспериментальным путем исследовать свойства меди и её соединений;

2) изучить свойства соединений серебра.

 

Опыт 1. свойства меди

(Работу проводить в вытяжном шкафу)

 

а) Взаимодействие меди с кислотами

К небольшому количеству медных стружек прилить в отдельных пробирках разбавленные и концентрированные растворы кислот HCl, H₂SO₄ и HNO₃.

Наблюдать происходящие явления. Те пробирки, в которых реакция не началась, нагреть (осторожно!). Со всеми ли кислотами взаимодействует медь? Обратить внимание на окраску раствора. Присутствие какого иона обусловливает эту окраску? Определить по характерному запаху и окраске выделяющиеся в результате реакции газы.

Написать уравнения реакций, объяснить подбор коэффициентов.

Сделать вывод о восстановительных свойствах меди.

б) Взаимодействие меди с ионами менее активных металлов

Пользуясь электрохимическим рядом напряжений металлов, определить, ионы каких металлов в растворах их солей способны окислять медь.

В раствор нитрата ртути (II) опустить конец медной проволоки, предварительно зачищенной наждачной бумагой. Какие наблюдаются признаки протекания химической реакции? Написать уравнение реакции.

 

Комплексной соли меди (II)

 

К раствору сульфата меди (II) добавлять по каплям раствор аммиака до растворения выпадающего вначале осадка основной соли. Написать уравнения реакций. В состав какого иона входят атомы меди? Каков цвет образовавшегося иона? Составить уравнение электролитической диссоциации образовавшейся комплексной соли и написать выражение константы нестойкости комплексного иона. Доказать опытным путем, что в растворе имеются сульфат-ионы.

Пользуясь таблицей произведения растворимости, подобрать реактив, с помощью которого можно обнаружить ионы меди (II) в растворе комплексной соли.

 

Опыт 5. галогениды серебра

 

а) Получить галогениды серебра. Обратить внимание на характер и цвет полученных соединений. Написать уравнения реакций. Испытать отношение осадков к HNO₃. Почему галогениды серебра не растворяются в HNO₃?

б) Получить осадки галогенидов серебра, отфильтровать и промыть водой. Испытать действие на них света (лучше прямого солнечного). Написать уравнения реакций.

 

ПРИЛОЖЕНИЯ

Таблица 1.

Таблица 2.

Обозначения: р – растворимое вещество (больше 10 г на 1000 г воды); м – малорастворимое вещество (от 10 до 0,01 г на 1000 г воды); н – практически нерастворимое (меньше 0,01 г на 1000 г воды); черта означает, что вещество не существует или разлагается водой.

 

Таблица 3.

Растворимость в воде солей и оснований (при 18°С)

Анионы	Катионы
Na+	K+	Ag+	Mg2+	Ca2+	Sr2+	Ba2+	Zn2+	Pb2+
F– Cl– Br– I– NO3– ClO3– SO42– CO32– CrO42– C2O42– OH–	4,44 35,86 88,76 177,9 83,97 97,16 16,83 16,39 61,21 3,34 116,4	92,56 32,95 65,86 137,5 30,34 6,6 11,11 108,0 63,1 30,27 142,9	195,4 1,6·10–4 1·10–5 3,5·10–7 213,4 12,25 0,55 0,003 0,0025 0,0035 0,01	0,0076 55,80 103,1 148,2 74,3 126,4 35,43 0,01 73,0 0,03 0,001	0,0016 73,19 143,3 121,8 179,3 0,20 0,0013 0,4 5,6·10–4 0,17	0,012 51,09 96,52 169,2 66,27 174,9 0,011 0,0011 0,12 0,0046 0,77	0,16 37,24 103,6 201,4 8,74 35,42 2,3·10–4 0,0023 3,8·10–4 0,0086 3,7	0,005 203,9 478,2 419,0 117,8 183,9 53,12 0,004 – 0,0006 0,0005	0,07 1,49 0,598 0,08 51,66 150,6 0,0041 0,0001 0,00002 1,5·10–4 0,01

Таблица 4.

ω (%) и плотность растворов солей (при 20°С)

 

ω (%)	Плотность растворов солей, г/см3	ω (%)	Плотность растворов солей, г/см3
NaCl	Na2CO3	BaCl2	NaCl	Na2CO3	BaCl2
	1,005 1,013 1,027 1,041 1,056 1,071	1,009 1,019 1,040 1,061 1,082 1,103	– 1,016 1,034 1,053 1,072 1,092		1,086 1,101 1,116 1,132 1,148 1,164	1,124 1,146	1,113 1,134 1,156 1,179 1,203 1,228

В таблицах 4, 5 приведена относительная плотность , т. е. плотность раствора при t °C, относящаяся к плотности воды при 4°C.

Таблица 5.

ω (%) и плотность раствора кислот и щелочей (при 15°С)

 

ω (%)	Плотность раствора, г/см3
H2SO4	HNO3	HCl	CH3COOH	KOH	NaOH	NH3
	1,027 1,055 1,083 1,112 1,143 1,174 1,205 1,238 1,273 1,307 1,342 1,380 1,419 1,460 1,503 1,547 1,594 1,640 1,687 1,732 1,776 1,808 1,830 1,840 1,838	1,022 1,044 1,068 1,093 1,119 1,145 1,171 1,198 1,225 1,251 1,277 1,303 1,328 1,351 1,373 1,394 1,412 1,429 1,445 1,460 1,474 1,486 1,496 1,504 1,522	1,019 1,039 1,059 1,079 1,100 1,121 1,142 1,163 1,183	1,0052 1,0113 1,0171 1,0228 1,0284 1,0337 1,0388 1,0436 1,0481 1,0523 1,0562 1,0598 1,0631 1,0660 1,0685 1,0707 1,0725 1,0740 1,0747 1,0748 1,0742 1,0726 1,0696 1,0644 1,0553	1,033 1,065 1,100 1,137 1,176 1,217 1,263 1,310 1,358 1,411 1,460 1,511 1,564 1,616	1,046 1,092 1,137 1,181 1,225 1,268 1,310 1,352 1,395 1,437 1,478 1,519 1,560 1,601 1,643	0,983 0,967 0,953 0,939 0,926 0,913 0,903 0,893 0,884

Таблица 6.

Концентрация и плотность кислот и оснований при 20°С

 

ω, %	H2SO4	HCl	HNO3	H3PO4	CH3COOH	NaOH	KOH	растворNH3
	1,005 1,012 1,018 1,025 1,032	1,003 1,008 1,013 1,018 1,023	1,004 1,009 1,015 1,020 1,026	1,004 1,009 1,015 1,020 1,026	1,000 1,001 1,003 1,004 1,006	1,010 1,021 1,032 1,043 1,054	1,007 1,017 1,026 1,035 1,044	0,994 0,990 0,985 0,981 0,977
	1,039 1,045 1,052 1,059 1,066	1,028 1,033 1,038 1,043 1,047	1,031 1,037 1,043 1,049 1,054	1,031 1,037 1,042 1,048 1,053	1,007 1,008 1,010 1,011 1,013	1,065 1,076 1,087 1,098 1,109	1,053 1,062 1,072 1,081 1,090	0,973 0,969 0,965 0,961 0,958
	1,080 1,095 1,109 1,124 1,139	1,057 1,068 1,078 1,088 1,098	1,066 1,078 1,090 1,103 1,115	1,065 1,076 1,088 1,101 1,113	1,015 1,018 1,021 1,024 1,026	1,131 1,153 1,175 1,197 1,219	1,109 1,128 1,148 1,167 1,186	0,950 0,943 0,936 0,930 0,923
	1,155 1,170 1,186 1,202 1,219	1,108 1,119 1,129 1,139 1,149	1,128 1,140 1,153 1,167 1,180	1,126 1,140 1,153 1,167 1,181	1,029 1,031 1,034 1,036 1,038	1,241 1,263 1,285 1,306 1,328	1,206 1,226 1,247 1,267 1,288	0,916 0,910 0,904 0,898 0,892
	1,260 1,303 1,348	1,174 1,198	1,214 1,246 1,278	1,216 1,254 1,293	1,044 1,049 1,053	1,380 1,430 1,478	1,341 1,396 1,452
	1,395 1,445 1,498		1,310 1,339 1,367	1,335 1,379 1,426	1,058 1,061 1,064	1,525	1,511
	1,553 1,611 1,669		1,391 1,413 1,434	1,476 1,526 1,579	1,067 1,069 1,070
	1,727 1,779 1,814		1,452 1,469 1,483	1,633 1,689 1,746	1,070 1,069 1,066
	1,824 1,831 1,836		1,487 1,491 1,495	1,770 1,794 1,819	1,064 1,062 1,059
	1,836 1,831		1,501 1,513	1,844 1,870	1,055 1,050

 

Таблица 7.

 

Таблица 8.

 

Таблица 9.

 

Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем:

(г) – газ; (ж) – жидкость; (тв) – твёрдое вещество

 

Окисленная форма	Восстановленная форма	Уравнение реакции	Е °, В
Li+	Li (тв)	Li+ + e – ↔ Li	–3,02
K+	K (тв)	K+ + e – ↔ K	–2,92
Ba2+	Ba (тв)	Ba2+ + 2 e – ↔ Ba	–2,90
Sr2+	Sr (тв)	Sr2+ + 2 e – ↔ Sr	–2,89
Ca2+	Ca (тв)	Ca2+ + 2 e – ↔ Ca	–2,87
Na+	Na (тв)	Na+ + e – ↔ Na	–2,71
Mg2+	Mg (тв)	Mg2+ + 2 e – ↔ Mg	–2,34
Al3+	Al (тв)	Al3+ + 3 e – ↔ Al	–1,67
Mn2+	Mn (тв)	Mn2+ + 2 e – ↔ Mn	–1,05
SO42–	SO32–	SO42– + 2 e – + H2O ↔ SO32– + 2OH–	–0,90
NO3–	NO2 (г)	NO3– + e – + H2O ↔ NO2 + 2OH–	–0,85
Zn2+	Zn (тв)	Zn2+ + 2 e – ↔ Zn	–0,76
Cr3+	Cr (тв)	Cr3+ + 3 e – ↔ Cr	–0,71
AsO43–	AsO2–	AsO43– + 2 e – + 2H2O ↔ AsO2– + 4OH–	–0,71
Fe(OH)3	[Fe(OH)2] (тв)	Fe(OH)3 + e – ↔ [Fe(OH)2] + OH–	–0,56
Fe2+	Fe (тв)	Fe2+ + 2 e – ↔ Fe	–0,44
Cd2+	Cd (тв)	Cd2+ + 2 e – ↔ Cd	–0,40
Co2+	Co (тв)	Co2+ + 2 e – ↔ Co	–0,28
Ni2+	Ni (тв)	Ni2+ + 2 e – ↔ Ni	–0,25
NO3–	NO (г)	NO3– + 3 e – + 2H2O ↔ NO + 4OH–	–0,14
Sn2+	Sn (тв)	Sn2+ + 2 e – ↔ Sn	–0,14
Pb2+	Pb (тв)	Pb2+ + 2 e – ↔ Pb	–0,13
CrO42–	Cr(OH)3	CrO42– + 2 e – + 4H2O ↔ Cr(OH)3 + 5OH–	–0,12
2H+	H2	2H+ + 2 e – ↔ H2	±0,00
NO3–	NO2–	NO3– + 2 e – + H2O ↔ NO2– + 2OH–	+0,01
S (тв)	H2S	S + 2 e – + 2H+ ↔ H2S	+0,14
Sn4+	Sn2+	Sn4+ + 2 e – ↔ Sn2+	+0,15
Co(OH)3	Co(OH)2	Co(OH)3 + e – ↔ Co(OH)2 + OH–	+0,20
SO42–	H2SO3	SO42– + 2 e – + 4H+ ↔ H2SO3 + H2O	+0,20
Cu2+	Cu (тв)	Cu2+ + 2 e – ↔ Cu	+0,34
Co3+	Co (тв)	Co3+ + 3 e – ↔ Co	+0,43
H2SO3	S (тв)	H2SO3 + 4 e – + 4H+ ↔ S + 3H2O	+0,45
Ni(OH)3	Ni(OH)2	Ni(OH)3 + e – ↔ Ni(OH)2 + OH–	+0,49
ClO4–	Cl–	ClO4– + 8 e – + 4H2O ↔ Cl– + 8OH–	+0,51
I2	2I–	I2 + 2 e – ↔ 2I–	+0,53
MnO4–	MnO42–	MnO4– + e – ↔ MnO42–	+0,54
MnO4–	MnO2 (тв)	MnO4– + 3 e – + 2H2O ↔ MnO2 + 4OH–	+0,57
MnO42–	MnO2 (тв)	MnO42– + 2 e – + 2H2O ↔ MnO2 + 4OH–	+0,58
BrO3–	Br–	BrO3– + 6 e – + 3H2O ↔ Br– + 6OH–	+0,60
O2	H2O2	O2 + 2 e – + 2H+ ↔ H2O2	+0,68
H2SeO3	Se	H2SeO3 + 4 e – + 4H+ ↔ Se + 3H2O	+0,74
Fe3+	Fe2+	Fe3+ + e – ↔ Fe2+	+0,77
NO3–	NO2 (г)	NO3– + e – + 2H+ ↔ NO2 + H2O	+0,81

Продолжение
Окисленная форма	Восстановленная форма	Уравнение реакции	Е °, В
NO3–	NH4+	NO3– + 8 e – + 10H+ ↔ NH4+ + 3H2O	+0,87
NO3–	NO (г)	NO3– + 3 e – + 4H+ ↔ NO + 2H2O	+0,96
HNO2	NO (г)	HNO2 + e – + H+ ↔ NO + H2O	+0,99
Br2 (ж)	2Br–	Br2 + 2 e – ↔ 2Br–	+1,08
IO3–	I–	IO3– + 6 e – + 6H+ ↔ I– + 3H2O	+1,09
MnO2 (тв)	Mn2+	MnO2 + 2 e – + 4H+ ↔ Mn2+ + 2H2O	+1,28
ClO4–	Cl–	ClO4– + 8 e – + 8H+ ↔ Cl– + 4H2O	+1,34
Cl2 (г)	2Cl–	Cl2 + 2 e – ↔ 2Cl–	+1,36
Cr2O72­	2Cr3+	Cr2O72­ + 6 e – + 14H+ ↔ 2Cr3+ + 7H2O	+1,36
ClO3–	Cl–	ClO3– + 6 e – + 6H+ ↔ Cl– + 3H2O	+1,45
PbO2 (тв)	Pb2+	PbO2 + 2 e – + 4H+ ↔ Pb2+ + 2H2O	+1,46
HClO	Cl–	HClO + 2 e – + H+ ↔ Cl– + H2O	+1,50
MnO4–	Mn2+	MnO4– + 5 e – + 8H+ ↔ Mn2+ + 4H2O	+1,52
H2O2	H2O	H2O2 + 2 e – + 2H+ ↔ 2H2O	+1,77
Co3+	Co2+	Co3+ + e – ↔ Co2+	+1,84
F2 (г)	2F–	F2 + 2 e – ↔ 2F–	+2,85

Таблица 10.

 

ЛИТЕРАТУРА

Основная литература:

 

1. Практикум по неорганической химии: учеб. пособие для студентов пед. институтов. / Л.В. Бабич, С.А. Балезин, Ф.Б. Глинка и др. – М.: Просвещение, 1991. – 320 с.

2. Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А.. Лабораторные работы по общей и неорганической химии. / З.Г. Васильева, А.А. Грановская, А.А. Таперова. – М.: химия, 1979. – 336 с.

3. Коровин Н. В.Лабораторные работы по химии / Н. В. Коровин, Э. И. Мингулина, Н. Г Рыжова. – М.: Высшая школа, 1998. – 256 с.

Дополнительная литература:

1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов / Н.С. Ахметов. – М: Высшая школа, 2003. – 743 с.

2. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов: в 2-х т. / под ред. А.Ф. Воробьева. – М.: Академкнига, 2007. Т. 1: Теоретические основы химии. – 2007. – 371 с.

3. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии: учеб. пособие для студентов. / З.Е. Гольбрайх, Е.И. Маслов. – М.: Высшая школа, 2004. – 383 с.

4. Гончаров Е.Г. Строение вещества и химическая связь в курсе неорганической химии: учеб. пособие / Е.Г. Гончаров, Ю.П. Афиногенов, А.М. Ховив. — Воронеж: ИПЦ ВГУ, 2008. — 280 с.

5. Коржуков Н.Г. Общая и неорганическая химия. / Н.Г. Коржуков. – М.: МИСИС, 2004.– 511 с.

6. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для студ. вузов, обучающихся по тех. направлениям и спец. / Н.В. Коровин. – М.: Высш. шк., 2007. – 557 с.

7. Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л. Реакции неорганических веществ: справочник. / Р.А. Лидин, В.А. Молочко, Л.Л. Андреева. – М.: Дрофа, 2007. – 637 с.

8. Павлов Н.Н. Общая и неорганическая химия. / Н.Н. Павлов. – СПб.: Лань, 2011. – 496 с.

9. Пузаков С. А., Попков В. А., Филиппова А. А. Сборник задач и упражнений по общей химии: учебное пособие для вузов. / С. А. Пузаков, В. А. Попков, А. А. Филиппова. – М.: Юрайт Издательство ООО, 2012. – 255 с.

10. Третьяков Ю.Д. Неорганическая химия. Т. 1 – 3. / под. ред. Ю.Д. Третьякова. – М.: Академия, 2004 – 2007. Т. 1 – 240 с, Т. 2 – 368 с, Т.3. – 352 с.

11. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: учебник для студентов вузов. / Я.А. Угай. – М: Высшая школа, 2004. – 527 c.

12. Фримантл М. Химия в действии. / М. Фримантл. – М.: Мир, 1998. – Ч. 1. – 528 с. – Ч. 2. – 620 с.

13. Эмсли Дж. Элементы: Пер. с англ. / Дж. Эмсли. – М.: Мир, 1993. – 255 с.

14. Дроздов А.А., Дроздова М.В.. Неорганическая химия. / А.А. Дроздов, М.В. Дроздова. – Саратов: Научная книга, 2012. [электронный ресурс]: http://www.iprbookshop.ru/neorganicheskaya-ximiya.-uchebnoe-posobie.html (16.10.12 г.)

15. Елфимов В.И., Бережной А.И., Аликина И.Б., Ярошинский А.И.. Общая и неорганическая химия. / В.И. Елфимов, А.И. Бережной, И.Б. Аликина, А.И. Ярошинский. – М.: Высшая школа, Абрис: 2012. [электронный ресурс]: http://w