
- •Федеральное агентство по рыболовству
- •Содержание
- •Лабораторная работа №1 Изучение классов неорганических соединений Введение
- •Номенклатура оксидов
- •Получение оксидов
- •Химические свойства оксидов
- •Кислоты
- •Номенклатура кислот
- •Кислородсодержащие кислоты хлора
- •Получение кислот
- •Химические свойства кислот
- •Специфические свойства кислот
- •Основания (гидроксиды металлов)
- •Номенклатура оснований
- •Получение оснований
- •Химические свойства оснований
- •Номенклатура солей
- •Получение солей
- •Химические свойства солей
- •Степень окисления элементов.
- •Графические формулы оксидов, кислот, оснований, солей
- •Экспериментальная часть Приборы и материалы
- •Варианты экспериментальных задач
- •Оформление лабораторной работы
- •Пример оформления лабораторного опыта
- •Тестовые задания для самоконтроля Вариант № 1
- •Вариант № 2
- •Вариант № 3
- •Вариант № 4
- •Вариант № 5
- •Укажите формулы оксидов, не реагирующих со щелочами
- •Вариант № 6
- •Вариант № 7
- •Вариант № 8
- •Вариант № 9
- •Вариант № 10
- •Вариант № 11
- •Вариант № 12
- •Вариант № 13
- •Вариант № 14
- •Вариант № 15
- •Задачи для самостоятельной работы
- •Вариант 5
- •Вариант 6
- •Вариант 12
- •Вариант 13
- •Вариант 14
- •Вариант 15
- •Лабораторная работа № 2 Приготовление раствора кислоты заданной концентрации Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •Классификация растворов
- •Примеры расчета концентрации растворов
- •3. Экспериментальная часть
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Плотность растворов некоторых неорганических кислот и щелочей в воде при 20ºС
- •Лабораторная работа № 3 Скорость химических реакций и химическое равновесие Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Исследование зависимости скорости гомогенной реакции от концентрации
- •3.2. Исследование зависимости скорости гомогенной реакции от температуры
- •3.3. Исследование влияния изменения концентрации на смещение равновесия
- •3.4. Исследование влияния изменения температуры на смещение равновесия
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 4 Ионно-обменные реакции Введение
- •1. Цели и задачи
- •1.1. Приобрести системные знания о теории электролитической диссоциации, изучить условия протекания реакций обмена в водных растворах электролитов.
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Электролитическая диссоциация. Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в водных растворах
- •2.2.Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты
- •2.3 Константа диссоциации
- •2.4. Реакции обмена в водных растворах электролитов. Ионные реакции и уравнения
- •2.5. Изменение энергии Гиббса и направленность химических процессов
- •Примеры решения задач
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Получение малорастворимых оснований
- •3.2. Получение малорастворимых кислот
- •3.3. Реакции со слабыми электролитами
- •3.4. Получение малорастворимых солей
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 5 Водородный показатель и гидролиз солей Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Ионное произведение воды, рН - растворов
- •2.2. Гидролиз солей
- •Примеры решения задач
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Определение реакции среды при помощи индикаторов
- •Определение рН при помощи универсального
- •Индикатора
- •3.3. Реакция среды растворов различных средних солей
- •3.4. Факторы, влияющие на степень гидролиза
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 6 Окислительно-восстановительные реакции Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Степень окисления.
- •2.2.Окислители и восстановители
- •2.3. Методика составления овр
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Окислительные свойства галогенов
- •3.2. Окислительные и восстановительные свойства пероксида водорода н2о2
- •3.3. Окислительные свойства перманганат - иона MnO4-
- •3.4. Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных процессов
- •3.5. Внутримолекулярная окислительно-восстановительная реакция
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 7
- •Электрохимическая активность металлов и гальванический
- •Элемент
- •Введение
- •1. Цель и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Электродный потенциал. Химическая активность металлов
- •2.2. Устройство и работа гальванического элемента
- •3. Экспериментальная часть
- •3. 1. Качественное определение различной электрохимической активности металлов
- •3.2. Изготовление медно-цинкового гальванического элемента
- •3.3. Изготовление медно-никелевого гальванического элемента
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 8 Электролиз водных растворов солей Введение
- •1. Цель и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Сущность электролиза. Электролиз расплава электролита
- •2.2. Законы Фарадея
- •2.3. Электролиз растворов электролитов
- •3. Экспериментальная часть
- •Лабораторная работа № 9 Коррозия металлов и методы защиты от коррозии Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •Химическая коррозия
- •Электрохимическая коррозия
- •Примеры решения эталонных задач
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Образование микрогальванопар
- •3.2. Электрохимическая коррозия железа
- •3.3. Действие ионов, активирующих процесс коррозии
- •3.4. Ингибиторы раствора
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 10 Химический контроль качества воды Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Краткий теоретический материал
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Определение жесткости воды
- •3.2. Определение щелочности воды
- •3.3. Определение водородного показателя
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 11 Полимеры Введение
- •1. Цели и задачи лабораторной работы
- •2.Теоретическая часть
- •2.1. История развития науки о полимерных материалов
- •2.2. Классификация полимерных соединений
- •2.3.Получение полимеров
- •2.4.Особенности строения полимеров
- •2.5. Свойства полимеров
- •2.5.1. Растворы полимеров
- •2.5.2 Набухание
- •2.6. Использование полимеров.
- •3. Экспериментальная часть
- •1.Определение примерной плотности полимеров1
- •2.Термопластичность полимеров
- •3. Горение
- •4.Отношение полимеров к растворам кислот и щелочей
- •5.Отношение полимеров к окислителям.
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Литература
Номенклатура солей
Названия солей образуются из двух слов: название аниона в именительном падеже и название катиона в родительном падеже ( NaCl – хлорид натрия). Для металлов с переменной валентностью ее указывают в скобках: CuCl – хлорид меди (I).
Названия кислых солей начинаются с приставки гидро- (дигидро-, если не замещены два атома водорода): NaHCO3 – гидрокарбонат натрия, NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия.
Перед названиями основных солей ставится приставка гидроксо- (дигидроксо-): Mg(OH)Cl – гидроксохлорид магния; Al(OH)2Cl - дигидроксохлорид алюминия.
Название кислотного остатка производится от корня (латинского названия кислотообразуещего элемента) с добавлением суффикса –аm (иногда при низких степенях окисления кислотообразующего элемента используют суффикс -um ) или –uд (для бескислородных кислот).
Приставка гипо- указывает на низшую степень окисления кислотообразующего элемента (если их больше двух). Приставка пер- указывает на высшую степень его окисления (для солей кислот с окончаниями названия -овая, -евая, -ная).
Например: NaOCl – гипохлорит, NaClО2 – хлорит, NaClО3 – хлорат, NaClО4 – перхлорат натрия.
Получение солей
Соли получают при химическом взаимодействии соединений различных классов и простых веществ. Отметим важнейшие способы получения солей.
Реакция нейтрализации:
KOH + HNO3 = KNO3 + H2O
2. Взаимодействие кислот с основными оксидами:
t0
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
Взаимодействие кислот с солями:
CaCO3 + 2HCl = СaCl2 + H2O + CO2 ↑
Взаимодействие двух различных солей:
CuCl2 + Na2S = CuS↓ + 2NaCl
Взаимодействие оснований с кислотными оксидами:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 ↓ + H2O
Взаимодействие щелочей с солями:
3 KOH + FeCl3 = 3KCl + Fe(OH)3 ↓
Взаимодействие основных оксидов с кислотными:
t0
CaO + SiO2 → CaSiO3
Взаимодействие металлов с неметаллами:
t0
Fe + S → FeS
Взаимодействие металлов с кислотами:
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2 ↑
Взаимодействие металлов с солями:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
11. Взаимодействие оснований с неметаллами:
6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3Н2О
Существуют и другие способы получения солей.
Химические свойства солей
Соли, за небольшим исключением, являются твердыми кристаллическими веществами. По растворимости в воде их можно разделить на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые. Химические свойства солей определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав.
1. Соли взаимодействуют с кислотами, оксидами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (выпадает осадок, выделяется газ, образуется малодиссоциирующее вещество, например, вода):
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl
NaHCO3 + HCl = NaCl + Н2О + CO2 ↑
Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3 ↓
KHSO4 + KOH = K2SO4 + Н2О
t0
Na2CO3 + SiO2 → Na2SiO3 + CO2 ↑
2. Соли взаимодействуют с металлами, если металл в ряду стандартных электродных потенциалов находится левее металла, образующего катион соли:
Cu + HgCl2 = CuCl2 + Hg
3. Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции; в том числе эти реакции могут проходить с изменением степени окисления атомов реагентов:
K2Cr2O7+3Na2SO3 +4H2SO4=Cr2(SO4)3 +3Na2SO4 +K2SO4 +4Н2О
AgNO3 + NaCl = AgCl ↓ + NaNO3
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 ↓ + 2NaCl
4. Некоторые соли разлагаются при нагревании:
t0
Hg(NO3)2 → Hg + 2NO2 ↑ + O2 ↑
t0
CuCO3 → CuO + CO2↑
t0
NH4NO3 → N2O↑ + 2Н2О