Министерство образования и науки Российской Федерации

НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

54 № 3099

О-28

ОБЩАЯ

И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Лабораторные работы

для студентов I курса МТФ

(специальность «Материаловедение

в машиностроении»)

НОВОСИБИРСК 2006

УДК 54+546](07)

О-28

Составители: Л.И. Афонина,

А.И. Апарнев

Рецензент Т.П. Александрова

Работа подготовлена на кафедре химии

 Новосибирский государственный

технический университет, 2006

Оглавление

Введение 4

Правила выполнения и оформления лабораторных работ 4

Лабораторная работа № 1 5

Лабораторная работа № 2 15

Лабораторная работа № 3 21

Лабораторная работа № 4 29

Лабораторная работа № 5 36

Лабораторная работа № 6 45

Лабораторная работа № 7 48

Лабораторная работа № 8 52

Список литературы 58

Приложение 59

Введение Правила выполнения и оформления лабораторных работ

1. При работе в химической лаборатории необходимо знать и строго соблюдать установленные правила по технике безопасности.

2. Рабочее место содержать в чистоте и порядке, не загромождать его посторонними предметами.

3. Не допускать попадания химических реактивов на кожу и одежду.

4. Реактивы общего пользования не уносить на рабочие места.

5. Во всех опытах следует использовать только дистиллированную воду. Не путать пробки от склянок с разными реактивами. Сухие реактивы брать только чистым шпателем.

6. Пользоваться реактивами без этикеток или с сомнительными этикетками категорически запрещается.

7. Категорически воспрещается производить различные испытания и опыты, не указанные в руководстве.

8. Никакие вещества в лаборатории нельзя пробовать на вкус и принимать пищу из лабораторной посуды.

9. После окончания лабораторного занятия вымыть посуду, убрать рабочее место,

Каждый студент оформляет в тетради для лабораторных работ ее результаты по следующей форме:

1) дата выполнения;

2) название лабораторной работы и ее номер;

3) название опыта;

4) уравнения реакций, наблюдения, схемы приборов, расчеты, таблицы, графики;

5) выводы.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1

Важнейшие классы неорганических соединений

Цель работы. Изучение свойств основных классов неорганических соединений: оксидов, оснований, кислот, солей. Приобретение навыков проведения реакций полумикрометодом. Научиться составлять и записывать в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций.

Неорганические соединения различаются по составу (простые и сложные) и функциональным признакам. По функциональным признакам все неорганические соединения делятся на классы: оксиды, гидроксиды и соли. Каждый класс объединяет вещества, сходные по составу и свойствам.

Простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы и состоят из атомов одного элемента.

Оксидами называются сложные химические соединения, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисле-ния –2. Все оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующие (индифферентные) оксиды – это оксиды, которые не образуют солей при взаимодействии с другими оксидами, а также с кислотами или основаниями. Это СО, SiO, N₂O, NO, S₂O.

Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с другими оксидами, а также с кислотами или основаниями.

По кислотно-основным свойствам солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды – это оксиды, гидраты которых являются основаниями. Например, оксидам Na₂O, CaO, FeO соответствуют основания NaOH, Ca(OH)₂, Fe(OH)₂. Все основные оксиды являются оксидами металлов.

Кислотные оксиды (ангидриды) – это оксиды, гидраты которых являются кислотами. Например, оксидам SO₃, P₂O₅, CO₂ соответствуют кислоты H₂SO₄, H₃PO₄, H₂CO₃. Большинство кислотных оксидов являются оксидами неметаллов. Кислотными оксидами являются также оксиды некоторых металлов с высокой степенью окисления. Например, оксидам CrO₃, Mn₂O₇ соответствуют кислоты H₂Cr₂O₇, HMnO₄.

Амфотерные оксиды – это оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Эти оксиды образуют элементы, которые в периодической системе расположены на диагонали Be – At или вблизи нее. Примеры амфотерных оксидов:

BeO, ZnO, Al₂O₃, SnO, SnO₂, PbO, PbO₂.

Важнейшие химические свойства оксидов

1. Основные оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов взаимодействуют с водой с образованием оснований (щелочей):

ВаО + Н₂О  Ва(ОН)₂.

2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:

СаО + СО₂  СаСО₃

СuО + 2 НСl  СuСl₂ + Н₂О.

3. Кислотные оксиды взаимодействуют с водой, образуя кислоты:

SO₂ + H₂O  H₂SO₃.

4. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:

N₂O₅ + 2 NaOH  2 NaNO₃ + H₂O.

4. Амфотерные оксиды вступают в реакции солеобразования и с кислотами и с основаниями:

Cr₂O₃ + 6 HCl  2 CrCl₃ + 3 H₂O

Cr₂O₃ + 2 NaOH  2 NaCrO₂ + H₂O.

Гидроксиды – продукты соединения оксидов с водой. Они бывают трех видов: основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные (амфолиты).

Основания – это сложные соединения, состоящие из катионов металла или аммония и одной или нескольких гидроксо-групп ОН^–. С точки зрения теории электролитической диссоциации основания – электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы.

NaOH  Na⁺ + OH^–

Кислотность основания определяется числом ионов OH^-, образующихся при диссоциации. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Mg(OH)₂ ↔ (MgOH)⁺ + OH^–

(MgOH)⁺ ↔ Mg²⁺ + OH^– .

По растворимости в воде различают:

а) основания, растворимые в воде, – щелочи. Это основания щелочных и щелочно-земельных металлов (LiOH, KOH, CsOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ и др.).

б) основания, нерастворимые в воде, например, Cu(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃.

Амфолиты (амфотерные основания) – это гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся, например, Cr(OH)₃, Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Al(OH)₃, Fe(OH)₃, Sn(OH)₄ и др.

Важнейшие химические свойства оснований

1. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов:

лакмус – в синий;

фенолфталеин – в малиновый;

метилоранж – в желтый.

2. Щелочи реагируют с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

КОН + НСl  КСl + Н₂О.

3. Щелочи реагируют с растворимыми в воде солями, если в результате реакции образуется осадок, газ или слабый электролит:

2 КОН + СuSО₄   Сu(ОН)₂ + К₂SО₄

Са(ОН)₂ + Na₂CO₃   CaCO₃ + 2 NaOH.

4. Щелочи реагируют с кислотными оксидами:

2 КОН + СО₂  К₂СО₃ + Н₂О.

5. Амфотерные и нерастворимые в воде основания взаимодействуют с сильными кислотами (HCl, HNO₃, H₂SO₄):

Mg(OH)₂ + 2 HNO₃  Mg(NO₃)₂ + 2 Н₂О

Zn(OH)₂ + 2 HCl  ZnCl₂ + 2 Н₂О.

6. Амфотерные и нерастворимые в воде основания разлагаются при термолизе, теряя воду:

7. Амфотерные основания, проявляя кислотные свойства, реагируют со щелочами, образуя соли:

Al(OH)₃ + NaOH  Na[Al(OH)₄]

Zn(OH)₂ + 2 KOH  K₂[Zn(OH)₄].

Кислоты – это сложные химические соединения, состоящие из ионов водорода, способных замещаться на металл, и анионов кислотных остатков. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты – электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве положительно заряженных частиц образуют только катионы водорода Н⁺ (точнее ионы гидроксония Н₃О⁺):

НСl  Н⁺ + Сl^– .

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Н₂СО₃  Н⁺ +

НСО₃^–  Н⁺ + .

Кислоты можно разделить на бескислородные (НСl, НСN, Н₂S) и кислородсодержащие (Н₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄).

Важнейшие химические свойства кислот

1. Водные растворы кислот изменяют окраску индикаторов:

лакмус – в красный;

фенолфталеин – остается бесцветным;

метилоранж – в розовый.

2. Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими левее водорода в электрохимическом ряду напряжений металлов, образуя соль и водород. Водород не выделяется при взаимодействии с концентрированными азотной и серной кислотами:

Fe + H₂SO_{4 (разб)}  FeSO₄ + H₂

Zn + 2 H₂SO_{4 (конц)}  ZnSO₄ + SO₂ + 2 H₂O.

3. Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами и основаниями:

H₂SO₄ + Mg(OH)₂  MgSO₄ + 2 H₂O

HNO₃ + CaO  Ca(NO₃)₂ + H₂O.

4. При взаимодействии кислот с солями могут образовываться новые соль и кислота:

2 HCl + CaCO₃  CaCl₂ + H₂O + CO₂ ,

H₂SO₄ + BaCl₂   BaSO₄ + 2 HCl.

Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или ионы аммония и анионы кислотных остатков. Соли делятся на средние, кислые и основные.

Средние соли – это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на катион металла. Например, Na₂CO₃, K₂SO₄, Ca₃(PO₄)₂. Средние соли образуют все кислоты: как одно-, так и многоосновные. Уравнения диссоциации средних солей можно записать:

K₃PO₄  3 K⁺ +

NH₄Cl  + Cl^– .

Кислые соли (гидросоли) – продукты неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот атомами металла. Их образуют только многоосновные кислоты. Например, NaHCO₃, Ca(H₂PO₄)₂, KHSO₃. Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением:

NaHCO₃  Na⁺ + .

Основные соли (гидроксосоли) – продукты неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки. Основные соли об-разуются только многокислотными основаниями. Например, (CuOH)₂CO₃, AlOH(NO₃)₂, FeOHCl. Диссоциация основной соли выражается уравнением

MgOHCl  MgOH⁺ + Cl^– .

Важнейшие химические свойства солей

1. Соли взаимодействуют с кислотами и щелочами (см. выше).

2. При взаимодействии двух растворимых в воде солей образуются две новые соли, одна из которых должна выпадать в осадок:

Ba(NO₃)₂ + K₂SO₄  2 KNO₃ + BaSO₄.

3. Реакция металла с солью менее активного металла приводит к образованию соли и металла:

Fe + CuSO₄  FeSO₄ + Cu.