Министерство образования Российской Федерации

Уральский государственный технический университет

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Методические указания к лабораторному

практикуму для студентов дневной формы обучения

физико-технического факультета

Екатеринбург 1999

УДК 546 (076.5)

Составители А.Н.Губанова, Д.Г.Лисиенко, С.Ю.Пальчикова, В.К.Слепухин,

Л.Б.Хамзина

Научный редактор доц., канд. хим. наук С.Ю.Пальчикова

ОБЩАЯ ХИМИЯ: Методические указания к лабораторному практикуму/

А.Н.Губанова, Д.Г.Лисиенко, С.Ю.Пальчикова, В.К.Слепухин, Л.Б.Хамзина.

Екатеринбург: УГТУ, 1999. 32 с.

Методические указания содержат описания лабораторных работ, а также контрольные вопросы и библиографический список. Данные указания составлены для студентов первого курса физико-технического факультета всех специальностей в соответствии с учебными планами.

Библиогр.: 4 назв. Табл. 6.

Подготовлено кафедрой «Физико-химические методы анализа».

© Уральский государственный

технический университет, 1999

К лабораторной работе студент готовится самостоятельно: читает литературу, соответствующую теме занятия, находит в справочниках численные значения констант и другие необходимые данные, делает предварительные расчеты.

Перед выполнением лабораторного практикума студент обязан пройти инструктаж по технике безопасности при работе в химической лаборатории.

Во время выполнения лабораторной работы необходимо быть предельно внимательным и осторожным. Запрещается проводить опыты, не предусмотренные планом, и создавать ситуации, опасные для окружающих.

По окончании работы студент оформляет и сдает отчет.

На титульном листе отчета указывается название работы, фамилия студента, номер группы, фамилия преподавателя и дата выполнения лабораторной работы.

Содержание отчета включает следующие пункты (по каждому заданию):

• номер и название (цель) задания;

• краткое теоретическое введение по теме задания, необходимые формулы и расчеты;

• экспериментальные данные: результаты измерений с указанием погрешности, наблюдаемые явления при выполнении химических реакций (изменение цвета раствора, образование или растворение осадка, выделение газа и др.);

• ответы на вопросы, поставленные в задании, запись уравнений химических реакций, выводы по теме работы.

Примеры отчетов, оформленных в соответствии с требованиями ГОСТа, представлены на специальном стенде.

Работа 1. Важнейшие классы неорганических соединений: оксиды, основания (гидроксиды), кислоты, соли

ОКСИДЫ – это соединения элементов с кислородом. Оксиды получают непосредственным взаимодействием простых веществ с кислородом или косвенным путем – термическим разложением солей, оснований, кислот:

2Mg + O₂ = 2MgO CaCO₃ = CaO + CO₂

2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O H₂SO₄ = SO₃ + H₂O

Оксиды подразделяются на солеобразующие (таких большинство) и несолеобразующие (NO, CO и некоторые другие).

Солеобразующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные, что связано с особенностями их поведения в различных химических реакциях, в частности при взаимодействии с водой, кислотами, основаниями.

Кислотные оксиды – это оксиды типичных неметаллов (CO₂, SO₃, P₂O₅, NO₂, SiO₂ и др.), а также оксиды металлов в степенях окисления +5 и выше (V₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇ и др.). Соединения данных оксидов с водой (гидраты) являются кислотами, поэтому кислотные оксиды называют также ангидридами кислот. Большинство кислотных оксидов непосредственно растворяются в воде, образуя кислоты: CO₂ + H₂O = H₂CO₃. Если оксид в воде нерастворим, то соответствующая кислота может быть получена косвенным путем, например, гидрат оксида кремния SiO₂H₂OH₂SiO₃ (кремниевая кислота) образуется по реакции Na₂SiO₃+2HCl=H₂SiO₃+2NaCl.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, а также с основными и амфотерными оксидами с образованием солей соответствующих кислот:

SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

SO₃ + MgO = MgSO₄

V₂O₅ + 2NaOH = 2NaVO₃ + H₂O

Основные и амфотерные оксиды образуют только металлы.

Основные: оксиды металлов IA и IIA групп Периодической системы (кроме ВеО), а также FeO, NiO, MnO и др.

Основные оксиды, соединяясь с водой, образуют основания.

Оксиды, хорошо растворимые в воде, образуют щелочи: Na₂O+H₂O=2NaOH.

Оксиды труднорастворимые – дают осадки гидроксидов:

MgO + H₂O = Mg(OH)₂

Большинство основных и амфотерных оксидов практически нерастворимо в воде. Соответствующие им гидроксиды также труднорастворимы и могут быть получены в водных растворах по реакциям обмена:

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂ + Na₂SO₄.

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, а также кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей:

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

NiO + SO₃ = NiSO₄

Амфотерные оксиды: BeO, PbO, SnO, ZnO, Cr₂O₃, Al₂O₃ и др.

Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами (кислотными оксидами), так и с основаниями (основными оксидами). При взаимодействии с кислотой образуется соль, в которой металл является катионом данной соли, например: ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O, катион соли Zn²⁺. При взаимодействии с основанием образуется соль, в которой металл входит в состав аниона данной соли, например:

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O, ZnO₂^2- - оксоанион соли,

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄], [Zn(OH)₄]^2- - гидроксоанион соли.

ОСНОВАНИЯ (щелочи, гидроксиды) – вещества, в состав которых входят гидроксильные группы ОН^- и других анионов нет. Общая формула оснований – Мe(ОН)_n.

Основания щелочных металлов, стронция, бария являются хорошо растворимыми. В водном растворе они полностью диссоциированы на ионы (являются сильными электролитами) и называются щелочами:

NaOH = Na⁺ + OH^-

Аммиак хорошо растворяется в воде, его раствор является основанием. Гидроксильные группы образуются в результате разрыва связей в молекулах воды: NH₃ + H₂O = NH₄⁺ + OH^-. Это равновесный процесс и равновесие смещено в сторону обратной реакции, поэтому водный раствор аммиака является слабым основанием.

Все основания других металлов, кроме перечисленных выше, являются троднорастворимыми соединениями, которые обычно и называют гидроксидами. Гидроксиды могут иметь характер основной (это гидраты основных оксидов) или амфотерный (это гидраты амфотерных оксидов).

Амфотерные гидроксиды проявляют как свойства кислот, так и оснований, т.е. диссоциируют по основному и кислотному типам одновременно:

Zn²⁺ + 2OH^-  Zn(OH)₂  H₂ZnO₂  2H⁺ + ZnO₂^2-

КИСЛОТЫ – это соединения, которые в водных растворах диссоциируют на ионы Н⁺ и кислотный остаток и других положительных ионов не дают. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂CO₃  H⁺ + HCO₃^-

HCO₃^-  H⁺ + CO₃^2-

По химическому составу различают кислоты бескислородные (HCl, H₂S, HBr, HF и др.) и кислородсодержащие (H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄ и др.). Кислородсодержащие кислоты - это гидраты кислотных оксидов.

СОЛИ – это соединения ионного типа, состоящие из катионов металлов Мeⁿ⁺ или аммония NH₄⁺ и кислотных остатков. Их можно рассматривать как продукты замещения Н⁺-ионов кислоты ионами Мeⁿ⁺, NH₄⁺ либо как продукты замещения гидроксильных групп основания кислотными остатками. Соли подразделяются на средние, кислые и основные.

Средние (нормальные) соли – это продукты полного замещения Н⁺-ионов кислоты или ОН^- -ионов основания, например: Na₂CO₃ – карбонат натрия, (NH₄)₃PO₄ – ортофосфат аммония, Al₂(SO₄)₃ - сульфат алюминия.

Средние соли в растворах полностью диссоциированы на ионы Мeⁿ⁺ (или NH₄⁺) и кислотные остатки:

Al₂(SO₄)₃ = 2Al⁺³ + 3SO₄^2-

Кислые соли – это продукты неполного замещения ионов Н⁺ в кислоте на ионы Мeⁿ⁺, NH₄⁺, например: NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия, (NH₄)H₂PO₄ – дигидрофосфат аммония.

Кислые соли в растворе полностью диссоциируют на катионы Мeⁿ⁺ и водородсодержащие анионы, которые, в свою очередь, частично диссоциируют на ионы Н⁺ и кислотные остатки:

NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^-

HCO₃^-  H⁺ + CO₃^2-

Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксильных ионов в основании на кислотные остатки, например: Al(OH)Cl₂ – хлорид гидроксоалюминия, Cr(OH)₂NO₃ – нитрат дигидроксохрома(III). Все основные соли труднорастворимы в воде.

Задание 1. Свойства кислотных оксидов

Приготовьте три пробирки и газоотводную трубку. В первую налейте 1-2 мл дистиллированной воды и добавьте 1-2 капли индикатора на ионы Н⁺ - метилового красного (или метилового оранжевого). Во вторую пробирку внесите 1-2 мл известковой воды Ca(OH)₂ или раствор Ba(OH)₂. В третью пробирку поместите небольшое количество кристаллической соды Na₂CO₃, несколько капель концентрированного раствора уксусной кислоты СН₃СООН (сокращенно НАс) и быстро закройте пробкой с газоотводной трубкой. Выделяющийся углекислый газ СО₂ пропустите сначала через раствор в первой пробирке – наблюдайте изменение цвета индикатора, а затем через раствор во второй пробирке – наблюдайте образование белого осадка. Если выделение газа идет недостаточно энергично, то подогрейте пробирку. Напишите уравнения всех реакций:

Na₂CO₃ + HAc  H₂CO₃ + …….

CO₂ H₂O

CO₂ + H₂O ⇄ H₂CO₃

H₂CO₃ ⇄ H⁺ + HCO₃^- ⇄ 2H⁺ + CO₃^-

CO₂ + Ca(OH)₂ 

Задание 2. Свойства основных оксидов

В фарфоровую чашку поместит стружку магния и сожгите ее: Mg +O₂ 

Полученный белый порошок оксида магния растворите в разбавленной соляной кислоте HCl: MgO + HCl  MgCl₂ + …….

К полученному раствору соли хлорида магния добавляйте раствор щелочи NaOH до появления студенистого осадка труднорастворимого гидроксида:

MgCl₂ + NaOH  Mg(OH)₂  + …….

Допишите уравнения всех реакций.

Задание 3. Взаимодействие кислот с солями более слабых

или более летучих кислот

1. Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = H₂SO₃ + Na₂SO₄

SO₂ H₂O

Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = H₂SiO₃ + Na₂SO₄

Поместите в пробирку несколько кристалликов сульфита натрия Na₂SO₃ или 2-3 капли насыщенного раствора этой соли. Аккуратно внесите 2-3 капли концентрированной серной кислоты и идентифицируйте выделяющийся сернистый газ по запаху (очень осторожно!).

Налейте в пробирку 1-2 мл насыщенного раствора силиката натрия Na₂SiO₃ и очень аккуратно внесите 3-5 капель концентрированной серной кислоты. Наблюдайте образование студенистого осадка – геля кремниевой кислоты.

2. Менее летучие кислоты (H₂SO₄, H₃PO₄) вытесняют более летучие (HCl, H₂S, HF) из их солей при нагревании:

Na₂S + H₂SO₄ = H₂S  + Na₂SO₄

2 NaCl + H₂SO₄ = 2HCl  + Na₂SO₄

Внесите в пробирку несколько кристалликов хлорида натрия, добавьте 2-3 капли концентрированной серной кислоты. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой, осторожно подогрейте и пропустите выделяющийся хлороводород в другую пробирку с дистиллированной водой. Через 1-2 минуты уберите пробирку с водой и только после этого прекратите нагревание (!). Полученный раствор разделите на две пробирки и докажите наличие ионов Н⁺ с помощью индикатора метилового красного, а ионов С1^- - с помощью соли серебра AgNO₃.

Задание 4. Свойства солей

Нормальные (средние) соли при растворении в воде полностью распадаются на катионы и анионы, наличие которых можно доказать с помощью различных химических реакций.

В две пробирки поместите по 5 капель раствора одной из следующих солей: а) FeSO₄; б) CuC1₂; в) CuSO₄; г) BaC1₂. Докажите наличие в растворе соответствующих катионов и анионов качественными реакциями с использованием указанных в таблице реагентов. Запишите цвет осадков и уравнения реакций в ионном и молекулярном виде.

Таблица 1