Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Неорганическая и аналитическая химия. Практикум
.pdf
НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
АГРОНОМИЧЕСКИЙ ФАКУЛЬТЕТ
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ И АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Практикум
по выполнению лабораторных работ
и самостоятельных заданий
Новосибирск 2012
УДК 54 (075)
ББК 24, я73
Н 526
Рецензенты: д-р хим. наук В. Г. Пономарева,
канд. хим. наук Л.И Афонина
Составитель канд. хим. наук, доц. Г. А. Маринкина
Неорганическая и аналитическая химия: практикум / Новосиб.
гос. аграр. ун-т. Агроном. фак.; сост.: Г. А. Маринкина. – Новосибирск,
2012. – 113 с.
Практикум составлен по основным разделам дисциплины «Неорганическая и аналитическая химия» в соответствии с ФГОС и учебным планом по направлениям подготовки: 110100.62 – Агрохимия
и агропочвоведение, 110400.62 – Агрономия, 250100.62 – Лесное дело,
280100.62 – Природообустройство и водопользование, 250700.62 –
Ландшафтная архитектура.
Предназначен для студентов 1-го курса агрономического факультета НГАУ.
Утвержден и рекомендован к изданию учебно-методической комиссией агрономического факультета (протокол № 3 от 10 марта 2012 г).
© Новосибирский государственный аграрный университет, 2012
ПРЕДИСЛОВИЕ
Практикум по неорганической и аналитической химии – один из первых лабораторных практикумом в вузе,
при работе с которым будущий специалист приобретает
навыки лабораторного эксперимента вообще и химического – в частности. В этом смысле практикум по нашей
дисциплине – важный этап подготовки к работе в других
лабораториях (агрохимии, почвоведения, микробиологии,
химической защиты и т. д.).
Цель практикума – привить навыки выполнения элементарных лабораторных операций, лаконичной записи наблюдений, обработки результатов в виде таблиц и графиков,
использования табличных и справочных материалов, анализа и обобщения результатов на основе опытов, конкретного
восприятия понятий «вещество», «химическая реакция»,
проверить опытным путем действия некоторых химических
закономерностей, способствуя тем самым более глубокому
пониманию и освоению предмета.
Важно, чтобы студенты понимали, что достижение
этих целей возможно лишь при условии активного участия
в процессе обучения и работы, как можно большей самостоятельности, инициативы, как при подготовке, так и при
выполнении работ.
3
СТРУКТУРА И СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
Количество часов
Наименование разделов
и тем
1 2 3 4 5 6
ВВЕДЕНИЕ. Основные понятия
и законы химии. Химические системы
РАЗДЕЛ 1. Энергетика химических процессов
Тема 1.1. Химическая термодинамика, основные понятия
Тема 1.2. Энергетика химических
процессов. Скорость реакции и методы ее регулирования. Катализаторы и каталитические процессы
РАЗДЕЛ 2. Строение атома и Периодическая система элементов
Тема 2.1. Строение атома. Основные понятия квантовой теории
Тема 2.2. Химическая связь. Комплиментарность. Химическая
идентификация
Тема 2.3. Периодический закон.
Периодическая система элементов
Д. И. Менделеева
РАЗДЕЛ 3. Кислотно-основные и окислительно-
восстановительные свойства элементов
Тема 3.1. Способы выражения концентрации растворов
Тема 3.2. Растворы электролитов.
Ионные равновесия и обменные
реакции в растворах электролитов.
Реакционная способность веществ
Тема 3.3. Ионное произведение
воды. Гидролиз солей. Кислотноосновные свойства веществ
Тема 3.4. Окислительно-восстановительные свойства веществ. Окислительно-восстановительные реакции с точки зрения строения атома
ЛР
ПЗ
лекции
2 - 2 4
2 2 4 8
4 6 4 14
2 2 4 8
2 2 4 8
2 2 4 8
2 6 6 14
2 6 4 12
2 4 6 12
2 4 4 10
сам.
всего
работа
теме
по
Форма
текущего
контроля
КР или
тестировние
КР или
тестировние
КР или
тестировние
КР или
тестировние
КР или
тестировние
КР или
тестировние
КР или
тестировние
КР или
тестировние
КР или
тестировние
КР или
тестировние
4
1 2 3 4 5 6
Тема 3.5. Комплексообразование
и комплексные соединения
РАЗДЕЛ 4. Химия элементов
Тема 4.1. Химия неметаллов. Водород. Вода. Элементы VIIA группы
Тема 4.2. Химия неметаллов. Элементы VIА группы
Тема 4.3. Химия металлов
(s и d элементы)
Тема 4.4. Органогенные и биогенные элементы
РАЗДЕЛ 5. Аналитическая химия.
Качественный и количественный анализ
Тема 5.1. Основы аналитической
химии. Качественный анализ. Химическая идентификация
Тема 5.2. Количественный анализ.
Метод нейтрализациии
Тема 5.3. Метод перманганатометрии
Тема 5.4. Метод трилонометрии.
Значение аналитической химии
Итого 36 52 92 180
2 2 6 10
2 - 6 8
- - 6 6
2 4 6 12
2 4 4 10
2 4 4 10
2 4 4 8
КР или
тестировние
КР или
тестировние
КР или
тестировние
КР или
тестировние
КР или
тестировние
КР или
тестировние
КР или
тестировние
КР или
тестировние
КР или
тестировние
5
ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН
ПО ДИСЦИПЛИНЕ И ОЦЕНКА ЗАНЯТИЙ
ПО БАЛЛЬНО-РЕЙТИНГОВОЙ СИСТЕМЕ
№
п/п
Основные понятия и законы химии.
1
Основные классы неорганических
соединений
Расчет эквивалентов и молярной
2
массы эквивалентов элементов и их
соединений
3 Строение атома и химическая связь 4 10
Окислительно-восстановительные
4
реакции
Растворы. Способы выражения
5
концентраций растворов
Химическая кинетика. Зависимость
6
скорости реакции от концентрации
и температуры
Химическое равновесие.
7
Константы равновесия гомогенных
и гетерогенных реакций
8 Электролитическая диссоциация 4 10
9 Гидролиз солей 4 10
Аналитическая химия.
10
Качественный анализ
11 Метод нейтрализации 4 10
12 Метод перманганатометрии 4 10
Коллоквиум по количественному
13
анализу
ИТОГО 52 130
Тема занятия
Кол-во
часов
4 10
4 10
4 10
4 10
4 10
4 10
4 10
4 10
Максимальное
кол-во баллов
6
I. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
B
B
M
m
Практическое занятие № 1.
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ
План темы
1. Основные понятия:
а) элемент, атом, молекула, ион, радикал, простое
и сложное вещество;
б) относительная атомная и молекулярная масса,
моль, молярная масса и масса вещества, их связь,
единицы измерения всех величин;
в) ковалентность и степень окисления, формулы эм-
пирические и молекулярные, структурные и графические, определение ковалентности и степени
окисления по формулам.
2. Основные законы химии:
а) закон сохранения массы веществ, расчеты по хими-
ческим уравнениям;
б) закон постоянства состава, расчеты по формулам;
в) закон кратных отношений;
г) закон Авогадро, молярный объем газообразных ве-
ществ;
д) закон эквивалентов.
Стехиометрические расчеты
Стехиометрическими расчетами называют нахождение
значений количеств, масс и объемов веществ (реагентов
и продуктов), участвующих в химических реакциях. Количество вещества В (nВ) и масса этого вещества (mВ) связаны
между собой соотношением
nB=
,
где МВ – молярная масса данного вещества. Единица
количества вещества – моль.
7
Для газов количество вещества (nВ) и объем газа (VB)
связаны соотношением:
V
в
n
в
,
V
М
где VM – молярный объем газа, л/моль. При нормальных ус-
ловиях (н. у.) VM = 22,4 л/моль.
Зависимость между объемом газа, давлением и температурой выражают уравнением:
PV
T
VP
00
,
T
0
где P, V – давление и объем газа при температуре Т;
P0 ,V0 – давление и объем газа при нормальных условиях
(P0 = 101,3 кПа, Т0 = 273 К).
Уравнение Менделеева-Клайперона связывает массу (m,
г, кг), температуру (Т, К), давление (Р, Па) и объем (V, м3, л)
газа с его молярной массой (М, кг/кмоль, г/моль):
PV =
mRT
M
nRTPV
;
,
где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314
Дж/моль К.
Один моль любого газообразного вещества содержит
6,02.1023 частиц (число Авогадро).
Для необратимой химической реакции:
аА + вВ = сС + dD
Количества веществ, вступивших в реакцию реагентов
и образовавшихся продуктов, пропорциональны стехиометрическим коэффициентам:
nA
a
nB
в
nC
nD
c
d
Если известно количество одного из веществ-участников реакции, то приведенное выражение позволяет рассчитать количества всех остальных веществ, а следовательно,
их массы и объемы.
8
Указанные параметры укладываются в схему:
имеет массу содержит занимает при н. у.
1моль → МВ → 6,02 ∙ 1023 → объем 22,4 л
частиц (для газов)
Эту схему удобно использовать для составления пропорций при расчетах.
Методические указания к решению типовых задач
Пример 1. Рассчитать, сколько моль содержится в 100 г
N2, M (N2) = 28 г/моль.
Пропорция имеет вид:
из условия: х моль − 100 г
из схемы: 1 моль – 28 г
100 1
35728,
х =
моль
Пример 2. Рассчитать, сколько молекул в 100 г N2.
Из условия: х молекул – 100 г
из схемы: 6,02 ∙ 10
х =
23
молекул – 28 г
23
1001002,6
24
1015,2
28
Обратить внимание на соответствие единиц измерения
составляемых пропорций («по вертикали»).
Задачи можно решать, используя приведенные зависимости (формулы).
Пример 3. Рассчитать объем, который займет аммиак
массой 51 г при температуре 200С и давлении 250 кПа.
Решение.
1. Определить количество вещества аммиака:
n (NH3) =
NHm
3
n (NH3) =
)(
NHM
3
51
17
моль
3
)(
М (NH3) = 17 г/моль
2. Определить объем аммиака при н. у.
V0 (NH3) = n (NH3) ∙ Vm; V0 (NH3) = 3 ∙ 22,4 = 67,2 л
9
3. Привести объем аммиака к данным условиям, исполь-
зуя выражения
PV
T
VP
00
, V =
T
0
PT
TVP
00
.
0
T = 273 + 20 = 293K;
V (NH3) =
250 273
29 2
,
л.
101 3 293 67 2
,,
Вопросы для самостоятельной работы
1. Приведите значение молярной массы хлора, фосфор-
ной кислоты, хлорида натрия, оксида хрома (III).
2. Рассчитайте массу 0,5 моль воды, 3 моль кислорода.
3. Рассчитайте число моль, которое содержится в 64 г
кислорода.
4. Рассчитайте число атомов, молекул и ионов, которое
содержится соответственно в 1 моле алюминия, 2 молях
воды, 0,1 моля ионов Zn2+.
5. Рассчитайте массовую долю (%) каждого элемента,
входящего в состав KClO4, KMnO4, Na3PO4.
6. Рассчитайте массовую долю (%) элементов в соединениях: Al2O3; H2SO4, Na2CO3, составьте их графические
формулы.
7. Вычислите объём 3 молей аммиака, 0,1 моля сероводорода.
Рассчитайте массу углерода, водорода и кислорода
в 50 г С6Н12О6.
8. Определите объём оксида серы (IV), который выделится при сгорании 1 кг серы (н. у.).
9. Вычислите количество вещества молекулярного азота, которое находится в данном объеме, если он содержит:
а) 2,4·1022; б) 12,04·1018 молекул.
10. Определите количество вещества оксида углерода
(IV), занимающего объём 1,12 л, и число молекул данного
газа в этом объеме при н. у.
10
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]