Химия

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

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.

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