1594

Министерство науки и высшего образования РФ ФедеральноеСгосударственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования

« ибирский государственный автомобильно-дорожный университет (СибАДИ) »

и ОСНОВЫбОБЩЕЙ ХИМИИ

АПрактикум

для лабораторных работ

СоставительДС. . Эмралиева И

Омск 2018

Рецензент

д-р биол. наук, доц. А.В. Синдирева (ОмГАУ им. П.А.Столыпина)

СибАДИРабота утверждена редакционно-издательским советом СибАДИ в качестве практикума.

О-75 Основы общей х м [Электронный ресурс] : практикум для лабораторных работ / сост. .А. Эмрал ева. – Омск : Си АДИ, 2018. – URL: http://bek.sibadi.org/cgibin/irbis64r plus/cgiirbis 64 ft.exe. - Режим доступа: для авторизованных пользователей.

Предназначен для проведения лабораторных занятий обучающимися по дисциплине «Х м я». Содержит теоретический материал по 8 темам, 8 лабораторных работ, вопросы для защ ты ла ораторных работ, библиографический список, рекомендуемый к изучению, приложения.

Имеет интерактивное оглавление в виде закладок.

Рекомендуется для студентов всех форм обучения направления подготовки бакалавриата «Эксплуатация транспортно-технологических машин и комплексов».

Подготовлен на кафедре «Техносферная и экологическая безопасность».

Текстовое (символьное) издание (2,3 МБ)

Системные требования: Intel, 3,4 GHz; 150 Мб; Windows XP/Visa/7 DVD-ROM; 1 Гб свободного места на жестком диске; программа для чтения pdf-файлов:

Adobe Acrobat Reader; Foxit reader

Редактор .Г.Кузнецова Техническая подготовка Н.В. Кенжалинова

Издание первое. Дата подписания к использованию 01.10.2018 Издательско-полиграфический комплекс СибАДИ. 644080, г. Омск, пр. Мира, 5 РИО ИПК СибАДИ. 644080, г. Омск, ул. 2-я Поселковая, 1

ФГБОУ ВО «СибАДИ», 2018

ВВЕДЕНИЕ

Дисциплина «Химия» преподается студентам на лекциях, а также лабораторных занятиях. В издании приводится теоретический материал и методические указания для проведения лабораторных работ. Теоретический материал состоит из восьми тем: «Периодическая система. Основные классы неорганических соединений», «Окислительно-

СибАДИот корроз .

«Электрох м ческ е с стемы. Электролиз водных растворов и расплавов солей», «Электрох м ческие системы. Коррозия металлов», «Жесткость воды».

Во все времена химия служит человеку в его практической деятельности. Разв т е многих отраслей промышленности (металлургия,

машиностроен е, транспорт) связано с химией. Например, катализ (ускорен е процессов), х мическая обработка металлов, защита металлов

В курсе дисциплины «Химия» студенты изучают основы термохимии и химической термодинамики, чтобы они были в состоянии вычислить тепловой эффект различных процессов. Изучение основ химической кинетики знакомит студентов с закономерностями протекания химических реакций во времени, с механизмами химических реакций, с факторами, влияющими на скорость реакций, механизмами действия катализаторов и ингибиторов. Изучение электрохимических процессов знакомит студентов с реакциями, протекающими в первичных (батарейках) вторичных (аккумуляторах) источниках тока; факторами, ускоряющими процесс коррозии металлов, и способами предотвращения коррозионных повреждений металлических деталей. В окружающей нас среде часто приходится иметь дело с водой повышенной жёсткости. Изучение методов устранения жесткости позволит использовать умягченную воду при эксплуатации автотранспорта. зучение дисперсных систем необходимо, так как все используемые смазки являются дисперсными материалами.

3

1. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Между положением элемента в периодической системе и строением атома этого элемента существует взаимно-однозначное соответствие, т.е.

координаты элемента в Периодической системе определяют строение СибАДИатома, и наоборот, по строению атома можно определить его положение в

Периодической с стеме [1, 2].

Для каждого элемента в Периодической системе существует пять характер ст к: порядковый номер Z, атомная масса А, номер периода,

номер группы подгруппа (главная или побочная). С точки зрения

строения атома порядковый номер показывает число протонов в ядре. Атомная масса даёт сумму масс всех частиц атома: протонов, нейтронов и электронов. Уч тывая, что масса электрона мала по сравнению с массой

протона нейтрона, округлённо можно определять атомную массу как

сумму масс протонов нейтронов. Отсюда легко найти число нейтронов в

ядре как разность атомной массы числа протонов: А – Z. Атом

электронейтрален, поэтому число электронов в электронной оболочке равно числу протонов в ядре, т.е. порядковому номеру элемента Z.

Номер периода показывает число энергетических электронных уровней в атоме. Номер группы показывает общее число «валентных» электронов, т.е. электронов, которые могут принимать участие в образовании химических связей. Положение элемента в подгруппе (главной или побочной) определяется распределением «валентных» электронов: если элемент расположен в главной подгруппе, то все его валентные электроны находятся на последнем энергетическом электронном уровне, а все предыдущие уровни заполнены. Если элемент расположен в побочной подгруппе, то все остальные валентные электроны находятся на предпоследнем энергетическом уровне.

Существует форма записи энергетических состояний электронов в атоме, которая называется электронной формулой. В ней главное квантовое число n обозначается цифрой (1, 2, 3, 4,…), орбитальное l –

буквой (s-, p-, d-, f-), а число электронов на каждом подуровне показывается индексом вверху. Например, электронная формула атома азота 1s22s22p3. Электронную формулу изображают как распределение электронов по энергетическим ячейкам или атомным орбиталям. Атомной орбиталью называется совокупность энергетических состояний электронов, характеризующихся определённым набором трёх квантовых чисел: главного, орбитального и магнитного: n, l, ml. Атомная орбиталь

4

или квантовая ячейка обозначается в виде прямоугольника, а электроны в этих ячейках обозначаются стрелками. В каждой квантовой ячейке может

Основным или нормальным состоянием атома называется состояние, отвечающее м н мальному запасу энергии, т.е. электроны занимают энергетическ е состоян я с меньшей энергией. При затрате энергии

состояние.

энергетическ(например, при воздействии светового излучения) электроны могут переход ть в пределах одного энергетического уровня на более высокий

й подуровень. Атом переходит в «возбуждённое»

лежит пр нц п на меньшей энергии, согласно которому в первую очередь заполняются ор итали с минимальным уровнем энергии.

Реализац я этого пр нципа осуществляется на основе правил Клечковского; согласно первому правилу, атомные орбитали заполняются электронами в порядке увеличения суммы (n + l); согласно второму, при равенстве суммы (n + l) для различных энергетических уровней в первую очередь заполняются ор итали, имеющие меньшее значение главного квантового числа n.

Номер группы для элементов главных подгрупп указывает на число электронов на внешнем энергетическом уровне и на высшую

В основебАпоследовательности заполнения многоэлектронного атома

может быть 1 или 2. Все элементыДляв Периодической системе делятся на электронные семейства: s-элементы; p-элементы; d-элементы; f-элементы.

Строение внешних электронных уровней определяет формы и свойства его соединений. Еще один пример: для атома № 22 титан имеет электронную формулу 1s22s22p63s23p64s23d2, это d-элемент. Он обладает всего четырьмя валентными электронами, поэтому его высшая степень окисления +4. Оксид, отвечающий этой степени окисления, TiO2, имеет амфотерный характер (с преобладанием основных свойств), поэтому соответствующий ему гидроксид может быть записан в двух формах: Ti(OH)4 или H2TiO3, соответственно он образует соли при взаимодействии как с кислотами, так и со щелочами.

5

Низшая степень окисления Ti (как у большинства d-элементов) +2. Оксид TiО имеет основный характер, гидроксид Ti(OH)2 образует соли только с кислотами, например, TiSO4 или TiCl2.

войства элементов, определяемые строением внешних электронных слоев атомов, закономерно изменяются по периодам и группам Периодической системы. При этом сходство электронных структур порождает сходство свойств элементов-аналогов, но не тождественность этих свойств. Поэтому при переходе от одного элемента к другому в

Кол чественной мерой способности атома терять электроны является энерг я он зации I, а мерой способности их приобретать – энергия сродства к электрону Е. Характер изменения этих величин при переходе от одного пер ода к другому повторяется, причем в основе этих

их

изменен й леж т зменение электронной конфигурации атома. Так, завершенные электронные слои, соответствующие атомам инертных газов, обнаруживают повышенную устойчивость и повышенное значение потенциалов ионизации в пределах периода. В то же время наименьшими значениями энергии ионизации о ладают s-элементы первой группы (Li,

электроотрицательности элемента, а в подгруппах – ее снижение. Наименьшими значениями электроотрицательности обладают s-элементы I группы, а наибольшими – р-элементы VII группы.

Вещества бывают простыми и сложными. Простые вещества – это вещества, молекулы которых состоят из атомов одного элемента. В химических реакциях они не могут разлагаться с образованием других веществ. Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Резкой границы между металлами и неметаллами нет, т.к. есть простые вещества, проявляющие двойственные свойства. Простые вещества образованы за счет ковалентной неполярной или металлической связи.

6

Аллотропия – это способность некоторых химических элементов образовывать несколько простых веществ, различающихся по строению и, следовательно, по свойствам. Например,

– алмаз, графит, карбин;

молекулы которых состоят из атомов различных химических элементов. В химическ х реакц ях они разлагаются с образованием нескольких других веществ. Сложные вещества делятся на оксиды, основания, кислоты, соли.

Окс ды – это соед нения, состоящие из двух элементов, один из которых к слород. Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Несолео разующих оксидов немного: СО, NO, N2O и др.

Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные, амфотерные. Основные оксиды о разуют катионы металлов в степени окисления +1, +2 (Nа2O, СаО). Кислотные оксиды образуют неметаллы, а также металлы в степени окисления +5, +6, +7 (V2O5, WO3, Mn2O7). Основным оксидам соответствуют основания, кислотным – кислоты [1, 2].

Химические свойства основных и кислотных оксидов представлены

7

Амфотерными называются такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. К ним относятся: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al2O3, Cr2O3, Fe2O3, SnO2, PbO2 и др.

Амфотерные оксиды реагируют с кислотами и основаниями, но не реагируют с водой:

ZnO + 2 HCl = ZnCl2 + H2O;

2. Разложен ем сложных веществ: а) разложением оснований:

t

Ва(ОН)2 → ВаО + Н2О;

б) разложением кислот:

Н2СО3 = Н2О + СО2 ↑;

4 НNO3 = 4 NO2 + 2 H2O + O2;

СаСО3 → СаО + СО2 ↑;

2 Pb(NO3)2 = 2 PbO + 4 NO2 + O2.

3. Взаимодействием кислот, обладающих окислительными свойствами с металлами:

Cu + 4 HNO3 (K) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O.

8

Кислоты – это вещества, состоящие из водорода, способного замещаться на металл, и кислотного остатка: HCl, HNO3, H2CO3, H2S. Все кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные; сильные и слабые; одноосновные, двух- и трехосновные. Единственной твердой

кислотой является кремниевая кислота H2SiO3. СКислоты обладают следующими химическими свойствами:

1. Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжен я до водорода с выделением свободного водорода:

реагируютZn + H2SО4 = ZnSО4 + H2 ↑.

2. К слоты, являющиеся сильными окислителями (HNO3, H2SО4), практ чески со всеми металлами, но при этом выделяется не

водород, а окс д неметалла:

Zn + 4 HNO3 (КОНЦ) = Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2О.

3.К слоты вза модействуют с основными и амфотерными оксидами

собразованием соли и воды:

Cu(OН)2 + H2SО4 = CuSО4 + 2 H2O.

5. Кислоты взаимодействуют с солями с образованием соли и кислоты:

Ва(NO3)2 + H2SО4 = ВаSО4 ↓ + 2 HNO3 .

Получение кислот:

- при растворении ангидридов в воде:

SО3 + Н2О = H2SО4;

GrO3 + Н2О = H2GrO4;

9

- при взаимодействии солей с другими кислотами:

ВаСl2 + H2SО4 = BaSО4 ↓ + 2 HCl; Na2SiО3 + 2 HCl = NaCl + H2SiО3↓;

Основан я – это вещества, состоящие из металла и одновалентных гидроксидонов ОН-: NaOH, Mg(OH)2, Al(OH)3.

Раствор мые в воде основания называются щелочами. Их образуют

NaOH +ZnO = Na2ZnO2 + H2O.

Основания не взаимодействуют с основными оксидами: NaOH +СаO ≠.

10