- •Химия
- •Химия
- •с методическими указаниями
- •ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭКВИВАЛЕНТА МЕТАЛЛА ПО ВОДОРОДУ
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3
- •СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5
- •ЭЛЕКТРОЛИТЫ
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6
- •ОПРЕДЕЛЕНИЕ рН. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
- •СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ
- •БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ
- •ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
- •КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
- •КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
- •ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
- •СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ
- •ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
- •ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
- •КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8
- •ГАЛОГЕНЫ
- •СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ
- •ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8а
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 9
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 10
- •ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ И ЩЕЛОЧАМ
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 21
- •ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
- •Цель работы: на конкретных опытах изучить электрохимическое поведение металлов при прохождении электрического тока через границу металл - электролит.
- •ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 33В
- •СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ
- •БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ЖЕЛЕЗНОДОРОЖНОГО ТРАНСПОРТА
Уральский государственный университет путей сообщения
Кафедра ТЕХНОЛОГИИ КОНСТРУКЦИОННЫХ МАТЕРИАЛОВ И ХИМИИ
А.Г. Мохов
Химия
С Б О Р Н И К
лабораторных работ с методическими указаниями
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ЖЕЛЕЗНОДОРОЖНОГО ТРАНСПОРТА
Уральский государственный университет путей сообщения
Kафедра
ТЕХНОЛОГИИ КОНСТРУКЦИОННЫХ МАТЕРИАЛОВ И ХИМИИ
А.Г. Мохов
Химия
С Б О Р Н И К
лабораторных работ
с методическими указаниями
для студентов дневной и заочной форм обучения всех специальностей
Екатеринбург
2005
УДК 54:371.388 М 80
Сборник лабораторных работ с методическими указаниями по курсу «Химия» составлен в соответствии с учебными, календарными планами занятий для студентов дневной и заочной форм обучения всех специальностей.
В сборнике рассмотрена теория химических процессов, приведен порядок выполнения лабораторных работ, даны описание лабораторных установок и схема составления отчета.
Сборник разработан коллективом преподавателей под редакцией доц. А.Г. Мохова.
А.В. Саблина, ассистент: компьютерный набор
Авторы: А.Г. Мохов, доцент кафедры «ТКМ и химия» Е.В. Михалева, ст. преподаватель (работы 6а, 6б), А.В. Саблина, ассистент (работы 7, 7а).
Рецензенты: Л. И. Горбунова, доцент кафедры «ТКМ и химия»
В. Н. Соколов, доцент кафедры «ТКМ и химия»
© Уральский государственный университет путей сообщения (УрГУПС), 2005
ОГЛАВЛЕНИЕ
1.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1 «Классы химических соединений». 4
2.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2 «Определение эквивалента металла по водороду» …………………………………..………………………… 12
3.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3 «Приготовление растворов кислот заданной концентрации и определение концентрации полученных растворов методом титрования» ……………………………………….. 18
4.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4 «Скорость химических реакций и
химическое равновесие» …. .………………… ……………………… |
24 |
5. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №5 «Электролиты»……...……………… |
33 |
6.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6 «Определение рН. Гидролиз солей»…………………………………………………………………….. 37
7.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6а «Буферные растворы»……………. 43
8.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6б «Комплексные соединения»…….. 47
9.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7 «Соединения хрома»………………. 51
10.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7а «Окислительные свойства пер-
манганата калия КМnО4»……………………………………………….. 54
11. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8 «Галогены»………………………… 56
12.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8а «Сера»……………………………. 58
13.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 9 «Окислительно-восстановитель- ные свойства азотной (HNO3) и азотистой (HNO2) кислот, их солей». 60
14.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 10 «Отношение металлов к кисло-
там и щелочам» …...…………………………………………………….. 63
15.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 21 «Электрохимические свойства ме-
таллов»……… …………………………………………………………… 67
16.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 33В «Изготовление текстолита и гетинакса методом прессования»………………………………………. 76
17.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 34В «Деструкция пластмасс»………. 87
3
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1
КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Цель работы: изучить классификацию неорганических веществ, состав и отличительные признаки формул соединений, их свойства.
Рабочее задание: на конкретных химических реакциях рассмотреть взаимодействие неорганических веществ различных классов, написать химические уравнения реакций, обратив внимание на основные, кислые, средние соли. Составить и оформить отчет.
СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ
Неорганические вещества делятся на четыре класса: оксиды, основания, кислоты и соли.
1. Оксиды
Оксидами называются соединения, состоящие из кислорода и другого элемента. По своим свойствам оксиды делятся на: кислотные, основные, амфотерные, безразличные оксиды и пероксиды.
Кислотными оксидами называются сложные вещества, гидраты которых являются кислотами. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, основаниями и основными оксидами с образованием солей.
Например,
CO2 + CaO = CaCО3,
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O.
Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой, а в результате их взаимодействия получается кислота.
Например,
SO3 + H2O = H2SO4.
Кислотными оксидами являются оксиды неметаллов и некоторые оксиды металлов высшей валентности.
Например, P2O5; CrO3; MnO3; Mn2O7 и т.п.
Основными оксидами называются такие, гидраты которых являются основаниями. Большинство основных оксидов с водой не взаимодействуют и
4
соответствующие им гидраты получаются косвенным путем - действием щелочи на раствор соли данного металла.
Например,
MnSO4 + 2NaOH = Mn(OH)2 + Na2SO4.
Все основные оксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей.
Например,
MgO + H2SO4 = H2O + MgSO4, FeO + SO3 = FeSO4.
Основными оксидами являются только оксиды металлов, обычно с валентностью 1, 2 и 3: K2O, CaO, FeO, Fe2O3, NiO, Ni2O3, CuO, CdO, MnO, Mn2O3 и т.д.
Амфотерными оксидами называются такие, которые обладают двойственными свойствами: и кислотных, и основных оксидов, т.е. они взаимодействуют и с кислотами, и со щелочами с образованием солей. При взаимодействии со щелочами металл амфотерного оксида входит в состав кислотного остатка образовавшейся соли. При взаимодействии с кислотой элемент оксида переходит в соль в виде катиона металла.
Например,
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O,
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O.
Амфотерными оксидами являются некоторые оксиды металлов. Например, ZnO; BeO; Al2O3 и металлов d-элементов с промежуточ-
ной степенью окисления: Cr2O3, MnO2 и т.д.
Все три типа оксидов являются солеобразующими оксидами. Безразличными оксидами называются такие, которые не
взаимодействуют ни со щелочами, ни с кислотами и не образуют солей. Примером таких оксидов являются NO и N2O, СО.
Пероксиды – соли пероксида водорода |
(Н2О2). В молекуле перокси- |
да атомы кислорода связаны между собой, |
образуя пероксидную группу |
“-О-О-“. |
|
Например, Na2O2, BaO2, CaO2 и т.д. Графически пероксид натрия может быть изображен следующим образом: Na – O – O – Na.
Все перекиси являются сильными окислителями.
2. Кислоты
Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворе на катионы водорода и анионы кислотного остатка.
5
Например,
HCl = H+ + Cl-, H2SO4 = 2H+ + SO42- .
Общие свойства кислот - кислый вкус и способность окрашивать лакмус, метил-оранж в красный цвет - вызваны наличием в их растворах ионов водорода, Н+.
Большинство кислот растворяют активные металлы с выделением водорода.
Например,
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑ ,
Fe + H2SO4 (разб) = FeSO4 + H2↑.
Однако некоторые кислоты растворяют активные и неактивные металлы без выделения водорода, но с выделением оксида кислотообразующего элемента.
Так ведут себя концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации.
Например,
Cu + 2 H2SO4 (конц) = CuSO4 + SO2↑ + 2 H2O,
8Fe + 30HNO3 (разб) = 8Fe(NO3)3 + 3N2O↑ + 15H2O.
Кислоты взаимодействуют с основными оксидами, основаниями и со щелочами с образованием солей и воды.
Например,
H2SO4 + MgO = MgSO4 + H2O,
2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O.
Кислоты могут быть получены взаимодействием кислотного оксида с водой или действием на соль данной кислоты более сильной или менее летучей кислотой.
Например,
SO3 + H2O = H2SO4,
2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl.
Кроме указанных общих способов существуют еще специфические способы получения некоторых кислот.
3. Основания
Основания – это электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов (ОН− ).
Большинство оснований практически нерастворимы в воде. Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами. К ним относятся только гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.
6
Основания и щелочи взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей и воды.
Например,
Ca(OH)2 + CO2↑= CaCO3↓+ H2O,
Ba(OH)2 + H2SO4= BaSO4↓+2H2O.
Обычно основания получаются косвенным путем - действием щелочи на раствор соли данного металла, например,
CuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2↓+ 2KCl.
Щелочи могут быть получены непосредственно взаимодействием оксида металла с водой.
Например,
Na2O + H2O = 2NaOH,
BaO + H2O = Ba(OH)2.
Гидроксиды тяжелых металлов непрочны и довольно легко выделяют воду, особенно при нагревании.
Например,
Cu(OH)2 t=0 CuO + H2O.
3.1. Амфотерные основания Амфотерными основаниями являются такие, которые ведут себя и как
основание, и как кислота, т.е. они взаимодействуют и с кислотами и с основанием с образованием соли и воды.
Например,
Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O,
Cr(OH)3 + KOH = KсrO2 + 2H2O.
4. Соли
Солями называются сложные вещества, состоящие из катионов металлов и кислотных остатков.
4.1. Средние соли Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода в
молекулах кислот атомами металлов, или гидроксильных групп в молекулах оснований кислотными остатками. Их молекулы не содержат ни катионов водорода, ни гидроксогрупп.
Например, Na3PO4, Na2SO4, KNO3 и т.д.
7
4.2. Кислые соли Кислые соли (гидросоли) образуются при неполном замещении атомов
водорода в молекуле слабой кислоты. Их молекулы содержат катионы водорода, соединенные с кислотными остатками.
Например, KHSO4, NaHCO3, K2HPO4 и т.д.
Кислые соли образуются многоосновными слабыми кислотами.
4.3. Основные соли Основные соли (гидроксосоли) образуются при частичном замещении
гидроксильных групп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками. Их молекулы содержат гидроксогруппы, соединенные с катионами металлов.
Например, FeOHSO4, ZnOHCl, (CuOH)2SO4 и т.д.
Основные соли могут быть образованы только многокислотными слабыми гидроксидами.
4.4. Двойные соли Двойные соли состоят из ионов двух разных металлов и кислотного
остатка.
Например, KCr(SO4)2, KAl(SO4)2 и т.д.
Названия солей составляют из названия аниона в именительном падеже и катиона в родительном.
NaNO3 - нитрат натрия, Al2(SO4)3 - сульфат алюминия.
Если металл проявляет разную степень окисления, то ее указывают в скобках римской цифрой.
NiSO4 - сульфат никеля (II), Ni2(SO4)3 - сульфат никеля (III), K2SO3 - сульфит калия.
В случае бескислородных кислот анион имеет окончание “-ид”. Например,
KCl - хлорид калия, Сu2S - сульфид меди (I), KCN - цианид калия.
Название кислых солей образуют так же, как и средних, но при этом добавляют приставку “гидро-”, а если необходимо, то соответствующими числительными, указывающими число незамещенных атомов водорода. Например,
Mg(HCO3)2 - гидрокарбонат магния, KH2PO4 - дигидрофосфат калия, Na4SiO4 - ортосиликат натрия, Cu(HSO3)2 - гидросульфит меди (II), CuHS - гидросульфид меди (I).
8
Название основных солей образуют подобно названиям средних солей, но при этом добавляют приставку “гидроксо-”, указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп.
MgOHCl - хлорид гидроксомагния, (CuOH)2SO4 - сульфат гидроксомеди (II), [Al(OH)2]2SO4 - сульфат дигидроксоалюминия.
Вдвойных солях названия металлов пишутся через дефис, причем оба
вродительном падеже. В скобках арабскими цифрами указываются атомные числовые соотношения металлов.
KCr(SO4)2 - сульфат калия-хрома,
K2NaPO4 - ортофосфат калия-натрия (2:1).
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
1. Свойства кислотных оксидов
1.1.Взаимодействие кислотного оксида с водой
Нагреть на железной ложечке серу до воспламенения и опустить в банку, прикрыв стеклянной пластинкой. После сгорания добавить в банку воды, взболтать и проверить реакцию раствора на метилоранж. Написать уравнения происходящих реакций.
1.2. Взаимодействие кислотного оксида с основанием и со средней солью
Налить в пробирку известковую воду (раствор Са(ОН)2) и пропускать СО2 из аппарата Киппа. Наблюдать образование белого осадка и его растворение в избытке СО2. Hаписать уравнение происходящих реакций.
2. Свойства основных оксидов
2.1. Взаимодействие основного оксида с водой Насыпать в пробирку немного негашеной извести (СаО), очень
осторожно смочить водой. Написать уравнение прошедшей реакции. Затем взболтать часть порошка в пробирке с водой и раствор испытать метилоранжем или фенолфталеином.
3. Свойства гидроксидов
3.1. Взаимодействие амфотерного гидроксида с кислотой и щелочью
9
Налить в пробирку раствор ZnSO4, добавить немного разбавленной щелочи, взболтать и разлить осадок в две пробирки, добавить в одну пробирку разбавленную H2SO4, в другую – щелочь до растворения осадка.
Написать уравнение реакции.
3.2. Разрушение гидроксидов тяжелого металла при нагревании Налить в пробирку немного раствора хлорида меди, добавить
разбавленной щелочи для образования светло-голубого осадка, нагреть. Написать уравнение реакции.
4. Свойства солей
4.1.Взаимодействие соли с другой солью с образованием нерастворимого соединения
Краствору BaCl2 в пробирке прилить раствор сернокислого натрия Na2SO4, наблюдать образование белого осадка и написать уравнение реакции.
4.2.Взаимодействие соли с кислотой
Краствору азотнокислого бария Ba(NO3)2 прибавить H2SO4, наблюдать образование осадка, написать уравнение реакции.
4.3.Взаимодействие соли со щелочью
4.3.1.В две пробирки, содержащие растворы хлорида магния MgCl2 и хлорида железа (III) FeCl3 прилить раствор едкого натра.
Наблюдать образование осадков, отметить их цвет и написать уравнения реакций.
4.3.2.В две пробирки налить раствор сернокислой меди CuSO4. В одну пробирку добавить разбавленной, а в другую концентрированной щелочи. Наблюдать образование основной соли меди в первой пробирке и гидроксид меди во второй. Обратить внимание на цвет осадков.
Написать уравнения реакций; графические формулы основных, средних, кислых солей.
4.4. Взаимодействие соли с металлом В пробирку с раствором медного купороса положить 2-3 кусочка
гранулированного цинка и нагреть до обесцвечивания раствора. Наблюдать выделение металлической меди. Написать уравнение реакции.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Какие классы неорганических веществ существуют?
10
2.Какие вещества относятся к оксидам и каковы их химические свойства?
3.Какие вещества называются основаниями и каковы их химические свойства?
4.Какие соединения называются кислотами, каковы их отличительные химические свойства?
5.Какие вещества называются солями и каковы их свойства?
6.Чем отличаются по составу основные, кислые, средние соли?
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1.Хомченко Г.П. Пособие по химии для поступающих в вузы. - М.:
Новая волна, ОНИКС, 2000. – С. 150-158.
2.Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. - Л.: Химия, 1980 (81). - С. 34-41.
3.Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1980. –719 с.
4.Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Интеграл – Пресс, 2003. – 728 с.
11