ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ТЕХНОЛОГИЙ И УПРАВЛЕНИЯ

(образован в 1953 году)

__________________________________________________________

Кафедра неорганической и аналитической химии

Для дистанционного

обучения

Н.Н. Роева, Е.М. Голик, З.И. Кочергина

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Журнал лабораторных работ для студентов ДФО

1 курса технологических специальностей

часть 1

www.msta.ru

Москва – 2007

Содержанние

Лабораторная работа 1 Строение атома, периодический закон Менделеева;

Химическая связь, строение молекул ................................3

Лабораторная работа 2 Основные классы неорганических соединений...................8

Лабораторная работа 3 Скорость химической реакции............................................12 .............Лабораторная работа 4 Электрическая диссоциация, ионные реакции обмены.

Произведение растворимости..............................................18

Лабораторная работа 5 Ионное произведение воды. Водородный показатель

Гидролиз солей.....................................................................24

Лабораторная работа 6 Окислительно-восстановительные реакции......................28

Лабораторная работа 7 Типы окислительно-восстановительных реакции............33

..............Лабораторная работа 8. Комплексные соединения................................................. 36

Лабораторная работа 9 Основные количественные законы химии........................40

Лабораторная 1

Строение атома, периодический закон Менделеева

Химическая связь, строение молекул.

Задание 1. Что характеризует главное квантовое число (n)? Какие значения оно

принимает?

Задание 2. Каковы значения n для: водорода, хлора, хрома и ртути?

Задание 3. Что характеризует орбитальное ( азимутальное ) квантовое число (1)?

Какие значения оно принимает? Нарисуй и заполни таблицу:

n	l	Обозначение подуровня	Число подуровней
1
2
3
4

Задание 4. Что характеризует магнитное квантовое число (m_L)?

Нарисуй и заполни таблицу:

n	ll	Ml	Количество энергетических ячеек
1
2
3
4

Задание 5. Нарисуйте пространственную конфигурацию Px, Py, Pz орбиталей.

Задание 6. Что характеризует спиновое квантовое число? Какие значения оно

принимает?

Задание 7. Дайте формулировки принципа Паули, принципа наименьшей энергии,

правила Хунда.

Задание 8. Какие орбитали атома заполняются раньше: 4s или 3d; 5s или 4d?

Почему?

Задание 9. Разместить 6 электронов по квантовым ячейкам d-подуровни и пять

электронов по квантовым ячейкам f-подуровня.

Задание 10. Напишите электронные формулы атомов углерода, азота, фосфора,

серы, хлора, распределите электроны по квантовым ячейкам. Имеют ли эти атомы

возбужденные состояния? Какова валентность атомов в нормальном и если есть – в

возбужденном состояниях?

Задание 11. Дайте современную формулировку периодического закона

Д.И. Менделеева.

Задание 12. Что такое энергия ионизации (J_иониз.), сродство к электрону (E_ср.) и

электроотрицательность (ЭО)? В каких единицах они измеряются?

Задание 13. Как изменяются J_иониз., E_ср., ЭО в группах периодической системы

элементов?

Задание 14. Как изменяются J_иониз., E_ср., ЭО в периодах периодической системы

элементов?

Задание 15. Какой из двух элементов более электроотрицателен? Ответ

мотивируйте положением элементов в периодической системе:

а) B или F; б) Br или Cl; в) Mn или Br

Задание 16. Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего

периода периодической системы, отвечающих их высшей степени окисления.

Результаты занесите в таблицу:

Элементы
Оксиды
Гидроксиды

Как изменится химический характер этих соединений при переходе от Na и Cl?

Задание 17. Исходя из закономерности периодической системы дайте

мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов является более

сильным основанием?

а) Sc(OH)₂ или Ba(OH)₂

б) Sc(OH)₂ или Cd(OH)₂

в) Ca(OH)₂ или Fe(OH)₂

Задание 18. Как влияет повышение степени окисления элемента на свойства

образуемых ими гидроксидов? Исходя из этого дайте ответ на вопрос: какой из

двух оксидов является более сильным основанием?

а) CuOH или Cu(OH)₂ ;

б) Fe(OH)₂ или Fe(OH)₃

Задание 19. Что следует понимать под спинвалентностью атома в отличие от его

степени окисления? Чему равны спиновалентность (СВ) и степень окисления

(СО) азота в а) N₂ :СВ= СО = б)NH₂OH: СВ= СО= ,

в)N₂H₄: СВ = СО=, г) NH₃: СВ = СО =

Задание 20. Какая химическая связь называется ионной? Как она образуется?

Разберите на примере.

Задание 21. Какая химическая связь называется ковалентной (

полярной и неполярной)? Разберите на примере.

Задание 22. Какая химическая связь называется донорно-акцепторной? Для каких

соединений она характерна?

Задание 23. Какая ковалентная связь называется δ связью? Укажите типы связей

в молекулах а)HCl - , б) O₂

в) N₂ - ,г) CO

Задание 24. Какой показатель является мерой полярности молекул? Какая из

молекул HF, HCl, или HJ более полярна?

ЭО н =2,1; ЭО_F = 4.0; ЭО _Cl =3.0; ЭО_I =2.5

Что такое дипольный момент молекулы?

Задание 25. Какой тип связи осуществляется в кристаллах металлов?

Задание 26. Какие кристаллические структуры называются ионными, атомными,

молекулярными?

Задание 27. Пользуясь приведенными ниже правилами, составьте графические

формулы Al(OH)₃, HNO₃, H₂SO₄, P₂O₅, Mn₂O₇, H₂S₂O₇

Правила построения графических формул:

1.Атом кислорода имеет B=2 (образует две связи).

2.Атом водорода имеет B=1 (образует одну связь).

3.Центральное место в молекулах кислот и оснований занимает атом неметалла

или металла.

4.Атом водорода соединяется с центральным атомом через атом водорода.

5.Если число атомов кислорода больше числа атомов водорода, то избыточные

атомы кислорода соединяются с центральным атомом непосредственно.

6.Когда в состав молекул входят два центральных атома, то они соединяются

друг с другом с помощью атома кислорода, а гидроксильные ионы и

остальные атомы кислорода распределяются поровну между обоими

центральными атомами.

Задание 28. Какие типы межмолекулярной связи Вы знаете?

Задание 29. Что такое водородная связь? Приведите примеры.

Упражнения

1. Какие из перечисленных ниже атомных орбиталей не имеют смысла (подчеркните): 4f, 2d, 2s, 5p, 1p, 3f, 3d?

2. Расположите указанные ниже подоболочки в порядке возрастания энергии: 4s, 3d, 2p, 1s, 2s, 4f, 3s ?

3. Какие характеристики орбиталей определяются значением:

а) главного квантового числа n;

б) орбитального квантового числа 1;

в) магнитного квантового числа m₁?

4. Впишите максимальное число электронов в атомах, имеющих следующие квантовые числа: а) n=3, 1=1: б)n=4, 1=2:: ; в)n=3, 1=2: _.

Исходя из положений элементов в периодической таблице подчеркните в

перечисленных парах атом с наибольшим размером: а) Na, Li; б) Li, Be;

в) 0, P. г) N, Si.

5. Подчеркните в перечисленных ниже парах атомы с наибольшей энергией ионизации и наибольшим отрицательным значением сродства к электрону:

а) 0, F; б) N, P; в) Sc, Ca; г) Ga, Si.

6. Вторая энергия ионизации вдвое больше первой (J₁=735 кжд/моль, J₂=1445 кжд/моль). Объясните это явление

7. Впишите химическую формулу ионного соединения, образуемого каждой из перечисленных ниже пар элементов: а) Sr, B ; б) Be, O ; в) Al, S ;

г) Zn, F ; д) K, Se ; е) Zn, O .

8. Изобразите валентные структуры (графические формулы) следующих молекул: а) SiH₄; б) H₂S; в) CO; г) N₂; д) H₂O₂; е) CS₂

9. Какая из следующих связей полярна: а, б, в, г? (подчеркните)

а) Cl-J; б) P-P; в) C-N; г) F-F; д) O-H.

Подчеркните для каждой полярной cвязи более электроотрицательный атом:

10. Укажите все типы межмолекулярных сил, которые могут действовать в

перечисленных ниже веществах и смесях:

а) CH₃OH – H₂O_(ж)

б) Xe_(ж) ;

в) C₆H_6(ж);

г) ClF_(ж);

д) Ca(NO₃)_2(ж).

Лабораторная работа 2

Основные классы неорганических соединений

:

Оксиды
Несолеобразующие	солеобразующие
CO, NO	Основные	Кислотные	Амфотерные
	K2O, CaO FeO	SO3, N2O5 P2O5	ZnO, Al2O3 Cr2O3

КИСЛОТЫ
по составу		По основности			По степени диссоциации
Безкисло родные	Кисло Родные	Одноос- новные	Двухос- новные	Многоос- новные	Сильные	Средние	Слабые
HCl	H2SO4	HCl	H2SO4	H3AsO4	HCl	H3PO4	H2S
HJ	HNO3	HNO3	H2S	H3BO3	H2SO4		H2CO3
H2S	H3PO4	HClO4	H2CO3	H3PO4	HNO3		HNO2

ОСНОВАНИЯ
По числу ОН- в молекуле			По растворимости в воде
Однокислот- ные	Двухкислот-ные	Многокислот ные	Растворимые (щелочи)	Нерастворимые
KOH	Ca(OH)2	Al(OH)3	LiOH	Al(OH)3
NaOH	Zn(OH)2	Cr(OH)3	NaOH	Zn(OH)2
NH4OH	Cu(OH)2	Sn(OH)4	Ba(OH)2	Cu(OH)2

Соли
Средние	Кислые	Основные	Двойные	Комплексные
K2SO4	KHSO4	ZnOHCl	KLiSO4	K4[Fe(CN)6]
NaCl	NaH2PO4	(MgOH)2CO3	KAl(SO4)2	[Cr(H2O)6]Сl3
Mg3(PO4)2	Ca(HCO3)2	(CuOH)2SO4	(NH4)Fe(SO4)2	K2[AgJ4]

Название кислот и их средних солей

Название кислот	Формула	Название средних солей
Азотная	HNO3	Нитраты
Азотистая	HNO2	Нитриты
Серная	H2SO4	Сульфаты
Сернистая	H2SO3	Сульфиты
Сероводородная	H2S	Сульфиды
Угольная	H2CO3	Карбонаты
Соляная	HCl	Хлориды
Хлорная	HClO4	Перхлораты
Хлорноватая	HClO3	Хлораты
Хлористая	HClO2	Хлориты
Хлорноватистая	HClO	Гипохлориты
Борная (орто)	H3BO3	Бораты
Борная (мета)	HBO2	метабораты
Борная (тетра)	H2B4O7	Тетрабораты
Родановодородная	HCNS	Роданиты
Уксусная	CH3COOH	Ацетаты
Хромовая	HCrO4	Хроматы
Синильная	HCN	Цианиды
Двухромовая	H2Cr2O7	Дихроматы
Фосфористая	H3PO3	Фосфиты
Фосфорная (мета)	HPO3	Метафосфаты
Фосфорная (орто)	H3PO4	Фосфаты
Фосфорная (пиро)	H4P2O7	Пирофосфаты
Марганцовая	HMnO4	Пергамонганаты
Марганцовистая	HMnO4	Манганаты
Кремневая	H2SiO3	Силикаты
Иодоводородная	HJ	Иодиды

Кислые соли содержат в себе приставку “гидро-”: Ca(HNO₃)₂ – гидрокарбонат

кальция, K₂HPO₄ – гидрофосфат калия, KH₂PO₄ – дигидрирования калия.

Основные соли – приставку “гидроксо”: PbOHNO₃ – гидроксонитрат свинца (II),

дигироксохлорид хрома (Ш).

Для закрепления материала по номенклатуре предлагается игра “химическое

лото”. (Подробный материал представлен в лекции по данной теме, имеющийся

на кафедре.)

Опыт 2.1. Получение гидроксидов.

2.1.1. Получение гидроксидов.

В пробирку с водой поместив на кончике шпателя оксид кальция и прибавьте 2-3 капли индикатора фенолфталеина (рН=8,2-10,0). Напишите уравнения реакции, отметьте изменение цвета индикатора.

2.1.2. Получение труднорастворимых оснований.

Налейте в пробирку I мл сульфата никеля (II), добавьте раствор гидроксида натрия. Напишите уравнение реакций, отметьте цвет осадка и раствора над осадком.

2.1.3. Получение кислот.

В пробирку с водой добавьте 2-3- капли лакмуса и пропустите оксид углерода (IV) из аппарата Киппа. Напишите уравнение реакции, отметьте изменение окраски индикатора.

В пробирку с водой добавьте 2-3- капли лакмуса и поместите кристаллик оксида фосфора (V). Напишите уравнения реакции, отметьте изменение окраски индикатора.

Опыт 2.2. Получение амфотерного гидроксида и изучение его свойств.

В пробирку с I мл хлорида хрома (III) добавьте по каплям гидроксид натрия (до образования осадка). Затем содержимое пробирки разлейте на две пробирки. В одну добавьте соляную кислоту, а в другую – избыток гидроксида натрия. Объясните происходящее явление и напишите соответствующее уравнения реакций.

Опыт 2.3. Получение солей.

2.3.1. Взаимодействие основного оксида и соли с кислотой.

В пробирки, в одной из которых помещен оксид меди (II) (10 мг), а во второй налит раствор хлорида бария (1-2 мл), добавьте разбавленную серную кислоту. Что при этом наблюдается. Напишите уравнения реакций. При отсутствии индикатора в качестве индикатора использовать универсальную лакмусовую бумагу.

2.3.2. Взаимодействие основания с кислотой.

К Iмл гидроксида никеля (II), полученному в опыте 2.1.2., добавьте раствор соляной кислоты. Что при этом наблюдается? Напишите уравнение реакции.

2.3.3. Взаимодействие кислотного оксида с основанием.

Через известковую воду, налитую в пробирку, пропустите оксид углерода (IV) из аппарата Киппа до образования мути, а затем до ее исчезновения. Объясните происходящее явление и напишите соответствующее уравнение реакций.

2.3.4. Взаимодействие солей друг с другом.

В две пробирки с Iмл раствора нитрата свинца (II) добавьте: в одну – раствор хлорида натрия, в другую – раствор сульфата магния. Какие вещества выпадают в осадок? Напишите уравнения реакций. По таблице растворимости ознакомьтесь с растворимостью нитратов, хлоридов и сульфатов наиболее часто применяемых в лабораторной практике.

2.3.5. Взаимодействие соли с основанием.

В пробирку с Iмл сульфата меди (II) добавьте несколько капель раствора гидроксида натрия. Что при этом наблюдается? Напишите уравнение реакций.

Упражнения

1. Перечислите известные Вам способы получения оксидов. Приведите примеры.

2. Назовите следующие оксиды: MnO₂,

CaO MnO

Cr₂O₃ , N₂O₅.

3. Приведите примеры оксидов, которые при взаимодействии с водой образуют кислоты, непосредственно с водой не взаимодействуя.

4. Приведите примеры оксидов, которые непосредственно с водой не взаимодействуют.

5. Как называются растворимые основания? Приведите примеры. Как они получаются?

6. Какие оксиды и гидроксиды называются амфотерными? Докажите амфотерность: ZnO, Sb(OH)₃, Fe(OH)₃?

7. Какая реакция называется реакцией нейтрализации? Приведите несколько примеров.

8.Напишите возможные уравнения реакций для следующих переходов:

Ca  CaO  Ca(OH)₂  CaCO₃  Ca(HCO₃)₂;

Cr  Cr₂(SO₄)₃  Cr(OH)₃  NaCrO₂ CrCl₃

9.Назовите следующие соединения: NaNS,

Na₂SO₃ , Ca(H₂PO₄)₂,

NaH₂PO₄ , K₂SnO₃,

(CuOH)₂CO₃.

Задачи № 4, 4, 11, 15, 18, 57, 60, 68, 81, 86.

Лабораторная работа 3

Скорость химических реакций

Скорость химических реакций (V) измеряется измерением концентрации

реагирующих веществ (∆C) в единицу времени (∆τ):

∆C

V=+

∆τ

Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ, их

концентрации, температуры. В области умеренных температур она

определяются правилом Вант-Гоффа: «При повышении температуры на

каждые 10⁰ скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза».

T₂-T₁

V ₂ = V₂ • γ

10

где V₁ и V₂ – скорость реакций при температурах Т₂ и Т₁;

γ - температурный коэффициент;

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих

веществ определяется законом действующих масс: «Скорость химических

реакции при данной температуре прямо пропорциональна произведению

концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их стехиометрическим

коэффициентам».

Так, для уравнения реакции, записанном в общем виде:

a^A + b^B = c^C V = KC^m_ACⁿ_B,

где C_A и C_B - молярные концентрации реагирующих веществ в данный момент

времени;

m, n- коэффициенты в уравнении скорости реакции, они равны

стехиометрическим коэффициентам только в случае одностадийной реакции.

Катализаторы – вещества, изменяющие скорость реакции, но сохраняющие

Свой состав и количество неизменным. Катализ бывает гомогенным

(все вещества, включая катализатор, находятся в одинаковом фазовом состоянии)

и гетерогенным (катализатор и вещества находятся в различных фазовых

состояниях)

Подробный теоретический материал представлен в лекции по данной теме,

имеющийся на кафедре.

Опыт 3.1. Зависимость скорость химических реакции от концентрации реагирующего вещества (Na₂S₂O₃).

Зависимость скорости реакции от концентрации рассмотрите на примере:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = S + Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O

Признаком протекания реакции является помутнение раствора вследствие выпадения серы.

Заполните три бюретки: первую – 1н раствором серной кислоты, вторую- 0,05н. Раствором тиосульфата натрия, третью – водой.

Налейте в три пробирки из бюретки по 2,5 мл серной кислоты.

В три конические колбы налейте: в первую – 2, 5 мл раствора тиосульфата натрия и 5 мл воды, во вторую 5 мл раствора тиосульфата натрия и 2,5 мл воды, в третью – 7,5.мл тиосульфата натрия.

В первую колбу прилейте из пробирки отмеренное количество раствора серной кислоты и быстро перемешайте полученную смесь. Отметьте время помутнения раствора. Проделайте тоже самое с оставшимися колбами. Результаты опыта внесите в таблицу. По результатам опыта постройте график в координатах V (C)

Номер колбы	Объем раствора в мл				Относит. конц. Na2S2O3	Время Начала помутне ния	Относит. скорость реакции
	Na2S2O3	H2O	H2SO4	Общий объем			Vтеор.	Vgh/
	2,5	5	2,5	10	1
	5	2,5	2,5	10	2
	7,5	-	2,5	10	3

Проанализируйте график и сделайте вывод о влиянии концентрации на скорость реакции. Вывод:

Опыт 3.2. Зависимость скорости реакции от температуры.

В три пробирки налейте по 3мл 0,1н раствора тиосульфата натрия. В одну из них при комнатной температуре (измерить) внесите каплю раствора серной кислоты, растворы перемешайте встряхиванием и включите секундомер. Определяют время начала помутнения.

Другую пробирку поместите в водяную баню с температурой, превышающей комнатную на 10⁰. После того, как в пробирке и бане температуры сравняются, в пробирку добавьте каплю серной кислоты, растворы перемешайте и определите время начала помутнения раствора.

Аналогично проведите опыт с третьей пробиркой, но температуру в ней установите выше комнатной на 20⁰.

Результаты наблюдений занесите в таблицу:

№ пробирки	Температура опыта, t0C	Время реакции	У словная скорость V =1/ τ
Эталон
1
2
3

В координатах V(t) по данным опыта постройте график.

Проанализируйте график и сделайте вывод о влиянии температуры на скорость реакции. Вывод:

Опыт 3.3. Влияние катализатора на скорость химической реакции.

В две пробирки налейте по 2-3 мл пероксида водорода. В одну пробирку внесите немного катализатора – оксида марганца (IV). Нагрейте смесь. В какой пробирке разложение пероксида водорода идет быстрее? Напишите уравнение реакции.

Упражнения

1. Какая из реакций (прямая или обратная) является гомогенной в системе:

2H₂S_(газ) + O_2(газ) ↔ 2S_(ТВ.) + 2H₂O_(газ)?

2. Назовите факторы, влияющие на скорость реакции и константу скорости химической реакции.

3. Во сколько раз увеличивается скорость химической реакции при повышении температуры от 30⁰ до 50⁰, если температурный коэффициент равен 3?

4. Напишите выражения скорости прямых химических реакций для следующих систем:

C_(т) + O_2(г) = CO_2(г)

2HJ_(ж) = J_2(т) + H₂

Fe_(т) + 6HNO_3(ж) = Fe(NO₃)_3(ж) + 3NO₂ + 3H₂O_(ж)

4KMnO_4(р-р) + 4KOH_(р-р) = 4K₂MnO_4(р-р) + O₂+ 2H₂O_(ж)

Задачи: 326, 329, 330, 331, 335.