Химия

Министерство сельского хозяйства Российской Федерации 
Федеральное государственное бюджетное образовательное  
учреждение высшего образования  
«Самарский государственный аграрный университет» 
 
 
 
 
 
 
Л. В. Запрометова 
 
ХИМИЯ 
 
Практикум 
 
 
 
 
 
 
Кинель 2023 
 
 

УДК 540 (075) 
ББК 24Я7 
З-30 
 
 
Рекомендовано учебно-методическим советом Самарского ГАУ 
 
 
Рецензенты: 
С. Н. Яшкин, профессор кафедры «Аналитическая и физическая 
химия» ФГБОУ ВО СамГТУ, д-р хим. наук; 
Н. М. Троц, профессор, зав. кафедрой «Агрохимия, почвоведение 
и агроэкология», декан агрономического факультета ФГБОУ ВО 
Самарский ГАУ, д-р. с.-х. наук 
 
 
 
Запрометова, Л. В. 
З-30         Химия : практикум. – Кинель : ИБЦ Самарского ГАУ, 2023. –  
187 с. 
ISВN 978-5-88575-726-3 
 
Практикум содержит описание лабораторных работ, охватывающих 
основные разделы курса «Химия», приводятся теоретические сведения по 
каждой теме. В конце каждой лабораторной работы приведены контрольные вопросы. Предназначен для студентов агрономического факультета, 
обучающихся по направлению 35.03.01 Лесное дело. 
 
УДК 540 (075) 
ББК 24Я7 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
© ФГБОУ ВО Самарский ГАУ, 2023 
ISВN 978-5-88575-726-3                                © Запрометова Л. В., 2023 
 
 
2 

Предисловие 
 
Практикум по дисциплине «Химия» составлен в соответствии 
с требованиями образовательной программы подготовки студентов, 
обучающихся по направлению 35.03.01 Лесное дело, а также рабочей программы дисциплины. 
Цель практикума – определение содержания, формы и порядка 
проведения лабораторных работ. Практикум содержат описания лабораторных работ, охватывающих основные разделы курса «Химия». Описанию предшествуют краткие теоретические сведения по 
каждой теме – это позволяет проводить лабораторные занятия независимо от лекций и использовать в качестве единственного занятия 
по теме. По таким темам теоретические сведения в практикуме 
представлены в расширенном варианте.  
В экспериментальной части приведены методики выполнения 
одиннадцати лабораторных работ. В описание опытов включены 
вопросы, фиксирующие внимание студентов на наиболее важных 
моментах и тем самым стимулирующие более самостоятельное и 
углубленное изучение наблюдаемых явлений. После каждого опыта 
даны задания для самостоятельной работы. В конце каждой лабораторной работы приведены контрольные вопросы, которые можно 
использовать при собеседовании со студентами в целях контроля и 
активизации их деятельности.  
В данном практикуме кратко освещены основные вопросы общей химии. Значительное внимание уделено теоретическим разделам химии: химическая кинетика, свойства растворов, свойства 
комплексных соединений, окислительно-восстановительные процессы, а также одному из химических методов анализа – титриметрии. 
Данное учебное пособие призвано помочь студентам первого 
курса усвоить основные положения химии и приобрести навыки выполнения химического эксперимента, навыки использования основных законов химии для решения типовых задач профессиональной 
деятельности. 
 
 
 
3 

Принятые сокращения, условные обозначения, названия  
и единицы физико-химических величин 
 
ПСЭ – Периодическая система элементов 
Ei – Энергия ионизации 
𝐸𝑒̅ – Сродство к электрону 
ЭО – Электроотрицательность 
Ме – Металлы 
НеМ – Неметаллы 
КС – Комплексные (координационные) соединения 
КЧ – Координационное число 
ПР – Произведение растворимости 
𝑣 – Скорость реакции, моль/(м3·c) (СИ) или моль/(л·с) (для гомогенных реакций) и моль/(м2·с) (для гетерогенных реакций) 
τ – Время, с 
Ar – Относительная атомная масса  
Mr – Относительная молекулярная масса  
m – Масса, кг, г, мг 
NА – Постоянная Авогадро, равна 6,02∙1023структ. ед., моль1 
n или  – Количество вещества, моль 
М – Молярная масса, г/моль 
mА – Абсолютная масса атома или др. структ.ед., кг, г 
V – Объем, м3, дм3, см3 
Vm – Молярный объем газа, равен 22,4 л/моль при н.у. 
н.у. – нормальные условия, Р0 = 101,325кПа или 1,013105 Па;  
температура Т0 273,15 К или t=0оС;  
V0 равен 22,4 л/моль = 22,4103 м3/моль.  
 – Массовая доля 
fЭ – Фактор эквивалентности 
nЭ – Количество эквивалентов вещества, моль 
МЭ – Молярная масса эквивалента вещества, г/моль 
 
– Плотность г/мл, г/см3 
D – Относительная плотность 
Т – Абсолютная температура, К (Кельвин) 
t – Температура по шкале Цельсия, °С 
Р – Давление, Па 
R – Универсальная газовая постоянная, равна 8,316 Дж/(Кмоль) 
ОВР – Окислительно-восстановительные реакции 
4 

Лабораторная работа № 1. Свойства соединений элементов 
и их положение в периодической системе 
 
Цель работы. Закрепить знания о периодически изменяющихся 
свойствах элементов в ПСЭ, экспериментально изучив химические свойства простых и сложных веществ третьего периода и IV A группы. 
 
В соответствии с современными представлениями о строении 
атома, Периодический закон Д.И. Менделеева формулируется следующим образом: 
Свойства химических элементов, а также образованных 
ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер. 
Главной характеристикой химического элемента является заряд ядра его атомов. Физический смысл заряда ядра атома заключается в том, что он равен числу протонов в ядре и общему числу электронов в нейтральном атоме. Порядковый номер химического элемента в периодической системе элементов (ПСЭ) совпадает с зарядом ядра атома (прил. 1). 
Периодичность – это повторяемость свойств химических и некоторых физических свойств простых веществ и их соединений при 
изменении заряда ядра и числа электронов в атоме элемента. 
Периодичность изменения свойств химических элементов объясняется периодическими изменениями числа электронов на внешних электронных слоях атомов. 
Химическая периодичность проявляется в аналогии химического поведения, однотипности химических реакций. По мере роста 
порядкового номера периодически повторяются не только сходные 
свойства, но и различия в свойствах.  
Вертикальная периодичность заключается в повторяемости 
свойств простых веществ и соединений в вертикальных столбцах 
Периодической системы элементов. На основании данной периодичности элементы объединены в группы. Элементы одной группы 
имеет сходные электронные конфигурации валентного электронного слоя, рассматриваются как электронные аналоги. 
Группой элементов называют вертикальную совокупность элементов, обладающую однотипной электронной конфигурацией и определенным химическим сходством. Номер группы (за исключением I, II, 
5 

VIII побочных подгрупп) равен сумме валентных электронов – электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. 
Существует деление на семейства, определяемое орбитальным 
квантовым числом l. Если у элемента заполняется s-подуровень, то 
s-семейство или s-элемент; p-подуровень – p-элемент; d-подуровень – d-элемент; f-подуровень – f-элемент. 
Главная подгруппа – это вертикальный ряд элементов, атомы 
которых имеют одинаковое число электронов на внешнем электронном слое, равное номеру группы. В главную подгруппу входят 
элементы малых периодов и сходные с ними по химическим свойствам элементы больших периодов. 
Побочная подгруппа – это вертикальный ряд d- и f-элементов, 
которые имеют одинаковое суммарное число электронов на d-подуровне предвнешнего слоя (f-подуровне третьего с краю слоя) и sподуровне внешнего слоя. Это число обычно равно номеру группы.  
Электронные аналоги – это элементы, атомы которых отличаются друг от друга числом энергетических уровней и сходны по 
конфигурации наружных уровней. 
Горизонтальная периодичность заключается в изменении (увеличении или уменьшении) значений свойств простых веществ и соединений в пределах каждого периода. 
Периодом называют горизонтальную последовательность элементов, начинающуюся со щелочного металла и заканчивающуюся 
благородным газом с тем же максимальным значением главного 
квантового числа n, равного номеру периода. 
Число элементов в периоде определяется емкостью подуровней. 
 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 период 
1s2 
2s22p6 
3s23p6 
4s23d104p6 
5s24d105p6 
6s24f145d106p6 
7s25f146d107p6 
2 
8 
8 
18 
18 
32 
32 элемента 
 
Диагональная периодичность – повторяемость свойств простых веществ и соединений по диагоналям Периодической системы. Она связана с возрастанием неметаллических свойств в периодах слева направо и в группах снизу-вверх. Свойства лития похожи на некоторые свойства магния, бериллия на алюминий, бора 
на кремния, углерода на фосфора. Например, бериллий и алюминий 
имеют сходные значения окислительно-восстановительных потенциалов, оксиды и гидроксиды данных элементов проявляют амфотерные свойства. Бор и кремний образуют реакционноспособные 
летучие, водородные соединения – гидриды.  
6 

Экспериментальными исследованиями была установлена зависимость химических и физических свойств элементов от их положения в периодической системе. 
К периодически изменяющимся относятся кислотно-основные 
и окислительные свойства веществ, радиусы атомов и ионов, энергии ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, 
устойчивые степени окисления, характер химических связей у простых веществ и др. 
Деление элементов и простых веществ на металлы и неметаллы в достаточно условно. 
Металличность – это способность атомов элемента отдавать 
электроны. Количественной характеристикой металличности элемента является энергия ионизации. 
Энергией ионизации Ei называется энергия, которую надо затратить для отрыва и удаления электрона от атома, иона или молекулы. Она выражается в Дж или эВ (1эВ=1,6·10-19 Дж). Чем меньше 
энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее металлические свойства элемента. 
Ei – мера восстановительной способности атома. Чем ниже значение Ei, тем выше восстановительная способность атома. Атомы, 
теряя электрон, превращаются в положительно заряженные ионы 
(катионы).  
Неметалличность – это способность атомов элемента присоединять электроны. Количественной характеристикой неметалличности элемента является сродство к электрону. 
Сродство к электрону 𝑬𝒆
̅ – энергия, которая выделяется при 
присоединении электрона к атому, молекуле или радикалу. Чем 
больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее неметаллические свойства элемента. 𝐸𝑒̅  – мера 
окислительных свойств, в периодах слева направо возрастает, а в 
группах сверху – уменьшается. 
Универсальной характеристикой метал-личности и неметалличности элементов является электроотрицательность элемента 
(ЭО). 
Электроотрицательность (ЭО) – это способность атома смещать к себе электроны других атомов при образовании связи. Оценить электроотрицательность можно только примерно. В настоящее 
7 

время существует несколько систем оценки относительной электроотрицательности атомов. Одна из наиболее распространенных – 
шкала Полинга. По Полингу наиболее электроотрицательный 
атом – фтор (значение ЭО ≈ 4). Наименее электроотрицательный 
атом –франций (ЭО = 0,7). 
Чем больше металличность, тем меньше ЭО. Чем больше неметалличность, тем больше ЭО. 
Различают радиусы атомов металлов и ковалентные радиусы 
неметаллов. Атомы и ионы не имеют строго определенных границ 
вследствие волновой природы электронов. Поэтому определяют 
условные радиусы атомов и ионов, связанных друг с другом химической связью в кристаллах. Наименьшее значение размера атома 
имеет гелий, а максимальное – цезий. У франций нет стабильных 
долгосуществующих изотопов (природный изотоп радиоактивен, 
период полураспада 21 минута).  
Если количество заполняемых энергетических уровней одинаковое, то радиус определяется зарядом ядра частицы. Чем больше 
заряд ядра, тем сильнее притяжение валентных электронов к ядру. 
Внутри периода (слева направо) размеры атомов уменьшаются, 
т.к. увеличивается заряд ядра и электроны сильнее притягиваются к 
ядру.  
В главных подгруппах размеры атомов увеличиваются, т.к. 
увеличивается число электронных слоев. В побочных подгруппах 
из-за d-сжатия такие изменения менее заметны, а при переходе из V 
в VI период за счет f -сжатия происходит даже уменьшение размеров атомов. 
Радиус катиона меньше радиуса соответствующего атома. С 
увеличением положительного заряда иона радиус уменьшается. Радиус аниона больше радиуса соответствующего атома. Изоэлектронные ионы – это ионы с одинаковым числом электронов. Для 
изоэлектронных частиц радиус также определяется зарядом ядра: 
чем больше заряд ядра иона, тем меньше радиус. Например, частицы Na+ и F‒ содержат по 10 электронов. Но заряд ядра натрия 
+11, а у фтора только +9. Следовательно, радиус иона Na+ меньше 
радиуса иона F ‒. 
Периодическое изменение высшей валентности объясняется 
периодическим изменением числа валентных электронов в атомах. 
Валентные электроны – это электроны, которые могут участвовать 
8 

в образовании химических связей. В атомах s- и p-элементов валентными являются, как правило, все электроны внешнего слоя. В 
атомах d-элементов валентными являются электроны внешнего 
слоя, а также все или некоторые d-электроны предвнешнего слоя. 
Высшая степень окисления – это заряд, который приобретает 
атом в результате отдачи максимального количества валентных 
электронов. По этой причине высшая степень окисления имеет положительное значение, за исключением фтора, так как, фтор – самый электроотрицательный элемент.  
Высшая степень окисления элементов равна номеру группы. 
Исключение: фтор (0) и кислород (его высшая степень окисления в 
соединениях со фтором +2), элементы I, II побочных подгрупп и 
большинство элементов VIII группы, как главной, так и побочной. 
Гидроксиды – это продукты соединения оксида с водой. Однако не все гидроксиды можно получить реакцией оксида с водой. 
Например, не растворяются в воде оксиды кремния, алюминия и т.д. 
Их гидроксиды получают косвенным путем. 
Неметаллы (НеМ) в любой степени окисления образуют 
только кислотные гидроксиды – кислородосодержащие кислоты. 
Изменения кислотно-основных свойств гидроксидов металлов зависят от степени окисления элемента. Если металл (Ме) проявляет 
в гидроксиде степень окисления +1 или +2, например, натрий в 
NaOH, то связь между Na и O менее прочная, чем O—H и разрыв 
связи происходит по менее прочной связи. NaOH → Na+ + OH-. Соединение обладает основными свойствами. 
Если степень окисления металла от +5 до +7 (такая ситуация 
возможна у металлов побочных подгрупп), то связь элемент – кислород прочнее, чем связь О—Н и соединение обладает кислотными 
свойствами. Гидроксиды металлов в степени окисления +3 и +4 
проявляют амфотерные свойства, т.е. в зависимости от партнера по 
реакции могут проявлять как кислотные, так и основные свойства 
(исключения гидроксиды Zn+2, Be+2, Sn+2, Pb+2, Ge+2 имеют степень 
окисления +2, но являются амфотерными соединениям). 
Основным гидроксидам (основаниям) соответствуют основные 
оксиды, кислотным – кислотные оксиды (прил. 2), амфотерным – 
амфотерные оксиды.  
В одном периоде при увеличении порядкового номера происходит усиление кислотных свойств оксидов и увеличение силы соответствующих им кислот. В главных подгруппах периодической 
9 

системы при переходе от одного элемента к другому сверху вниз 
наблюдается усиление основных свойств оксидов. 
 
 
 
Рис. 1.1. Изменение основных свойств оксидов  
и гидроксидов элементов II А группы 
 
При повышении степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства оксида и ослабевают основные. 
 
 
 
Рис.1.2. Зависимость кислотно-основных свойств от степени 
окисления хрома 
 
Соответствующие оксидам хрома гидроксиды в зависимости 
от степени окисления также проявляют: 
а) Cr(OH)2 – основные свойства, реагирует только с кислотами 
Cr(OH)2 + 2 HCl → CrCl2 + 2 H2O (в инертной атмосфер; 
б) Cr(OH)3 (CrO(OH)) – амфотерные свойства, реагирует как с 
кислотами, так и с щелочами 
Cr(OH)3 + 3 HCl → CrCl3 + 3 H2O 
Cr(OH)3 + 3 NaOH(раствор) → Na3[Cr(OH)6] 
С безводной щелочью сплавляется при высокой температуре 
Cr(OH)3 + NaOH → NaCrO2 + 2 H2O↑ 
10