- •Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего
- •Рецензент:
- •Общие методические указания
- •Лабораторная работа №1 Тема: Правила безопасности при работе в лаборатории общей химии. Элементы техники лабораторных работ. Весы и взвешивание
- •1.1 Техника безопасности при работе в лаборатории общей химии
- •1.2 Помощь при несчастных случаях
- •1.3 Правила обращения с реактивами
- •1.4 Химическая посуда и оборудование. Элементы техники лабораторных работ
- •1.4.1 Весы и взвешивание
- •1.4.2 Правила обращения с весами
- •1.4.3 Взвешивание цинка на аналитических весах
- •1.5 Необходимый уровень подготовки студентов
- •1.6 Вопросы для самоконтроля
- •Лабораторная работа №2 Тема: Определение молярной массы эквивалента цинка
- •2.1 Теоретические пояснения
- •2.2 Методика проведения опыта
- •2.3 Обработка результатов опыта
- •2.4 Примеры решения задач
- •2.5 Необходимый уровень подготовки студентов
- •2.6 Задания для самоконтроля
- •Тема: Основные классы неорганических соединений: оксиды, основания и амфотерные гидроксиды
- •3.1 Теоретические пояснения
- •3.2 Методика проведения опытов
- •3.2.1 Оксиды их получение и свойства
- •3.2.2 Гидроксиды, их получение и свойства
- •Лабораторная работа №4 Тема: Основные классы неорганических соединений: кислоты и соли
- •4.1 Теоретические пояснения
- •4.2 Методика проведения опытов
- •4.2.1 Кислоты, их получение и свойства
- •4.2.2 Соли, их получение и свойства
- •Опыт 5: Получение солей взаимодействием двух солей
- •4.3 Необходимый уровень подготовки студентов
- •4. Уметь писать уравнения реакций, отражающие химические свойства оксидов, гидроксидов, солей. Знать условия протекания до конца реакций ионного обмена
- •4.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №5 Тема: Кинетика химических реакций
- •5.1 Теоретические пояснения
- •5.2 Методика проведения опытов
- •5.3 Примеры решения задач
- •5.4 Необходимый уровень подготовки студентов
- •5.5 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №6 Тема: Химическое равновесие
- •6.1 Теоретические пояснения
- •6.2 Методика проведения опыта
- •6.3 Примеры решения задач
- •6.4 Необходимый уровень подготовки студентов
- •6.5 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №7 Тема: Синтез и исследование свойств координационных соединений
- •7.1 Теоретические пояснения
- •7.2 Методика проведения опытов
- •7.3 Необходимый уровень подготовки студентов
- •7.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №8 Тема: Приготовление растворов заданной концентрации
- •8.1 Теоретические пояснения
- •8.2 Методика проведения опыта
- •8.3 Примеры решения задач
- •8.4 Необходимый уровень подготовки студентов
- •8.5 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа № 9 Тема: Гидролиз солей
- •9.1 Теоретические пояснения
- •Смещение равновесия в процессах гидролиза солей
- •9.2 Методика проведения опытов
- •8.3 Задания для самоконтроля
- •8.4 Примеры решения задач
- •8.5 Необходимый уровень подготовки студентов
- •Лабораторная работа №10 Тема: Окислительно-восстановительные реакции
- •10.1 Теоретические пояснения
- •10.2 Методика проведения опытов
- •10.3 Необходимый уровень подготовки студентов
- •10.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №11 Тема: Электрохимический ряд напряжений металлов
- •11.1 Теоретические пояснения
- •11.2 Методика проведения опытов
- •11.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа № 12 Тема:Гальванический элемент
- •12.1 Теоретические пояснения
- •12.2 Методика проведения опыта
- •12.3 Необходимый уровень подготовки студентов
- •12.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №13 Тема: Изучение свойств азотной, серной и ортофосфорной кислот
- •13.1 Теоретические пояснения
- •13.2 Методика проведения опытов
- •13.3 Необходимый уровень подготовки студентов
- •13.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №14 Тема: Электролиз солей
- •14.1 Теоретические пояснения
- •14.2 Методика проведения опыта
- •14.3 Необходимый уровень подготовки студентов
- •14.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа № 15 Тема: Коррозия металлов. Защита металлов от коррозии
- •15.1 Теоретические пояснения
- •15.2 Методика проведения опыта
- •Опыт 7: Пассивация алюминия.
- •15.3 Необходимый уровень подготовки студентов
- •15.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №16 Тема: Криоскопический метод определения молекулярной массы растворенного вещества
- •16.1 Теоретические пояснения
- •16.2 Методика проведения опыта
- •4. Толстостенный стакан
- •6,7. Мешалки
- •8. Крышка
- •16.3 Примеры решения задач
- •16.4 Необходимый уровень подготовки студентов
- •16.5 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №17 Тема: Определение кажущейся степени диссоциации хлорида калия криоскопическим методом
- •17.1 Теоретические пояснения
- •17.2 Методика проведения опыта
- •4. Толстостенный стакан
- •6,7. Мешалки
- •8. Крышка
- •17.3 Примеры решения задач
- •17.4 Необходимый уровень подготовки студентов
- •17.5 Задания для самоконтроля
- •Содержание
- •Лукашов Сергей Викторович
- •Методические указания по выполнению лабораторных работ
- •241037. Г. Брянск, пр. Станке Димитрова, 3, редакционно-издательский
3.1 Теоретические пояснения
Все неорганические вещества можно разделить на простые и сложные. Сложные неорганические вещества по составу делятся на бинарные (оксиды, галогениды, сульфиды, гидриды, нитриды, карбиды и другие) и многоэлементные соединения.
Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов один из которых кислород в степени окисления -2. Соединения с фтором, где кислород проявляет положительную степень окисления, пероксиды (степень окисления – 1), супероксиды (степень окисления –1/2), озониды (степень окисления –1/3) оксидами не являются.
По функциональным признакам оксиды делятся на солеобразующие (при взаимодействии с кислотами или основаниями дают соли) и несолеобразующие, которые не образуют солей, им не соответствуют гидроксиды с той же степенью окисления элемента, что и в оксиде. Несолеобразующие оксиды могут вступать с кислотами или основаниями только в окислительно-восстановительные реакции. Примером таких оксидов служат N2O, NO, CO, OsO4 и другие.
Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные (ангидриды кислот) и амфотерные.
Основными называют оксиды, которым соответствуют основания. К ним относятся оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, MgO, CuO, CdO, HgO, VO, CrO, MnO, FeO, NiO, CoO, Bi2O3 и другие. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей:
MgO + 2HCI → MgCI2 +H2O
CaO +CO2 → CaCO3
Непосредственно с водой взаимодействуют оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, частично MgO. При этом образуются основные гидроксиды (основания):
CaO+H2O→Ca(OH)2
Кислотными называют оксиды, которым соответствуют кислоты. К ним относятся CO2, SiO2, SO2, SO3, P2O5, N2O3, NO2, N2O5, B2O3, CrO3, Mn2O7 и другие.
Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями и основными оксидами с образованием солей:
SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O
SO3 + CaO → CaSO4
Многие из кислотных оксидов, за небольшим исключением (SiO2, TeO2, TeO3, MoO3, WO3 и другие), непосредственно взаимодействуют с водой, образуя кислородсодержащие кислоты:
SO2 + H2O → H2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
Амфотерными называют оксиды, которым соответствуют и основания и кислоты. К данным оксидам относятся BeO, ZnO, PbO, SnO, Al2O3, Cr2O3, MnO2, SnO2, PbO2, Sb2O3 и другие.
Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями с образованием солей:
AI2O3+ 6HCI→2AICI3+3H2O
AI2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[AI(OH)4]
Эти оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют.
Как показывают приведенные примеры, с повышением степени окисления металла основные свойства их оксидов ослабевают, а кислотные усиливаются.
Названия оксидов образуются следующим образом:
слово «оксид» и название элемента в родительном падеже с указанием в скобках римской цифрой его степени окисления (если элемент может проявлять несколько степеней окисления);
стехиометрические соотношения между элементами указываются при помощи греческих умножающих префиксов, присоединяемых без дефиса к названиям элементов (если в формуле свыше 12 атомов одного вида, то вместо префиксов используются цифры).
Например, СО2 – оксид углерода (IV) или диоксид углерода, N2O – оксид азота (I) или оксид диазота, Fe3O4 – оксид дижелеза (III)-железа (II) или тетраоксид трижелеза, W20O58 – 58 – оксид 20 – вольфрама.
Солеобразующим оксидам соответствуют гидроксиды – гидратированные оксиды. По кислотно-основным свойствам гидроксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.
Основные гидроксиды (основания) диссоциируют в водных растворах с образованием в качестве анионов только ОН-:
NaOH → Na+ + ОН-
Ca(OH)2→ Ca2+ + 2ОН-
Они подразделяются на нерастворимые, малорастворимые в воде основания (АI(OH)3, Cu(OH)2) и хорошо растворимые основания или щелочи (KOH, NaOH, Ca(OH)2). Важнейшее химическое свойство основных гидроксидов – способность взаимодействовать с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей.
К амфотерным относятся гидроксиды, которые реагируют как с основаниями, так и с кислотами:
АI(OH)3 +3 HCI → AICI3 + 3H2O
АI(OH)3 + NaOH → Na[AI(OH)4]