ЛР1 дор. Химические свойства кислот, оснований, солей

• Название: Химические свойства кислот, оснований, солей
• Дата: 24.09.2020
• Размер: 176.66 Kb.
• Имя файла: ЛР1 дор.docx
• Тип: Отчет; #139522

_{МИНОБРНАУКИ РОССИИ}

Санкт-Петербургский государственный

электротехнический университет

«ЛЭТИ» им. В.И. Ульянова (Ленина)

Кафедра физической химии


отчет

по лабораторной работе №_1

по дисциплине «Химия»

Тема: Химические свойства кислот, оснований, солей

Студент(ка) гр. 8871		Домнин А.В.
Преподаватель		Бугров А. Н.

Санкт-Петербург

2018
1. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ И ОСНОВАНИЙ

Цель работы.

Цели работы: ознакомление с методами получения оснований и изучение их химических свойств.

Основные теоретические положения.

Оксиды – химические соединения, состоящие из двух элементов, один

из которых кислород в степени окисления «-2».

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Последних довольно мало (СО, NO, N₂O), они не образуют солей ни с кислотами, ни со щелочами. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

2. ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОТ, СОЛЕЙ И ИЗУЧЕНИЕ ИХ ХИМИЧЕСКИХ СВОЙСТВ

Цель работы: ознакомление с некоторыми способами получения кислот, солей и с их химическими свойствами.

Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются ионы водорода (Н⁺ ) и анионы кислотных остатков



По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на бескислородные (например, HCl, HBr, H₂S) и кислородосодержащие (например,HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄ ). В растворах кислот индикаторы меняют свою окраску: лакмус становится красным.

Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими левее водорода в электрохимическом ряду напряжений (ряд активностей металлов), образуют соли и выделяют водород:



Водород не выделяется при взаимодействии металлов с азотной и кон-центрированной серной кислотами. Кислоты реагируют с основными оксидами и основаниями, образуя соль и воду.

Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы основных остатков и анионы кислотных остатков. Соли делятся на средние, кислые и основные. Средние соли, например Na₂CO₃, K₂SO₄, Ca₃(PO₄)₂ ,можно рассматривать как продукты полного замещения катионов водорода в кислоте катионами металла или как продукты полного замещения гидроксо- групп основания кислотными остатками.

Протокол наблюдений

1.12 Пробирку с раствором сульфата меди(II) добавили избыток гидроксида натрия. Получили, студенистый осадок голубого цвета.

Аналогичные опыты с растворами солей железа(III) Получили выпадение густого оранжевого осадка.

Аналогичные опыты с растворами марганца(II). Выпал студенистый белый осадок.

1.14 В пробирку с 6-8 каплями раствора щелочи прибавить

2-3 капли фенолфталеина. Раствор стал красно-фиолетового цвета.

Добавили по каплям раствор кислоты до исчезновения окраски индикатора. Цвет раствора стал молочным.

1.16 Получили осадок гидроксида никеля(II), прибавляя к 2-3 каплям раствора соли никеля(II) избыток раствора щелочи. Испытали действие кислоты на полученный осадок. Получили студенистый осадок бирюзового цвета. После добавления кислоты осадок растворился и обесцветился. Стал светло зелёного цвета.

1.18 В две пробирки поместил по 5 капель раствора соли цинка. Добавляя по каплям раствор NaOH до образования осадка. К полученному в первой пробирке осадку прибавили раствор кислоты, к осадку во второй пробирке– избыток раствора щелочи. Выпал осадок белого цвета. После добавления кислот осадок обесцветился и растворился. После добавления щёлочи осадок обесцветился и растворился.

1.9 Повторили опыт 1.18, используя в качестве реактива растворы солей алюминия и хрома(III). При смешении даёт мутный осадок зелёного цвета. После добавления кислот, в обоих случаях осадок исчез.

2.5 Испытать действие соляной или серной кислоты на осадки гидроксидов меди(II) и марганца(II), предварительно получив их в двух пробирках реакцией обмена между растворами солей меди(II), марганца(II) и Na(OH). В первом случае голубой осадок обесцветился и исчез. Во втором случае Белый осадок обесцветился и исчез.

2.8 В двух пробирках испытали действие растворов: сульфата натрия на хлорид бария, хлорида кальция на карбонат натрия. В первом случае получили осадок молочного цвета. Во втором случае получили белый мутный осадок.

2.12 К раствору хлорида кобальта(II) добавили по каплям раствор гидроксида натрия до образования синего осадка, который является густым и скапливается на стенках пробирки.

2.13 Осадок, полученный в опыте 2.12, разделили на две порции, и поместили в пробирки. К одной порции добавили раствор щелочи до изменения цвета осадка, к другой - раствор хлористоводородной кислоты до его растворения. В первом раствор стал прозрачным, а осадок растворился. Во втором случае раствор приобрёл розовый оттенок.

Обработка результатов

Опыт № 1.12

1. 
   CuSO₄+2NaOH→Cu(OH)₂+Na₂SO₄
   

Cu²⁺ + SO₄^2-+ 2Na⁺ +2OH^-→Cu(OH)₂↓+2Na⁺+SO₄^2-

Cu²⁺+2OH^-→Cu(OH)₂↓

2. 
   Fe₂(SO₄)₃ + 6NaOH→2Fe(OH)₃↓+3Na₂SO₄
   

2Fe³⁺ + 3SO₄^2-+ 6Na⁺ + 6OH^- →2Fe(OH)₃↓+3Na⁺ + 3SO₄^2-

2Fe³⁺ +6OH^-→2Fe(OH)₃↓

3. 
   MnSO₄+2NaOH→Mn(OH)₂↓+Na₂SO₄
   

Mn²⁺ + SO₄^2-+ 2Na⁺ + 2OH^- → Mn(OH)₂↓+2Na⁺ + SO₄^2-

Mn²⁺ + 2OH^- → Mn(OH)₂↓

Опыт № 1.14

1. 
   NaOH + ФЕНОЛФТАЛЕИН → становится малиновым
   

2. 
   Раствор фенолфталеина и NaOH + HCL →
   

NaOH+HCl→NaCl+H₂O

Опыт № 1.16

1. 
   NiSO₄+2NaOH→Ni(OH)₂↓+Na₂SO₄
   

Ni²⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺+ 2OH^-→Ni(OH)₂↓+2Na⁺ + SO₄^2-

Ni²⁺ + 2OH^-→Ni(OH)₂↓

2. 
   Ni(OH)₂ + 2HCl→NiCl₂+2H₂O
   

Ni²⁺+2(OH)^- + 2H⁺ + 2Cl^- → Ni²⁺+2Cl^-+ 2H₂O

2(OH)^- +2H⁺→ 2H₂O

Опыт № 1.18

1. 
   ZnSO₄+2NaOH→Zn(OH)₂↓+Na₂SO₄
   

Zn²⁺ + SO₄^2-+2Na⁺+ 2OH^- →Zn(OH)₂↓+2Na⁺ + SO₄^2-

Zn²⁺+ 2OH^- →Zn(OH)₂↓

2. 
   Zn(OH)₂↓+2HCl→ZnCl₂+2H₂O
   

Zn⁺²+2(OH)^- + 2H⁺ + 2Cl^- →Zn²⁺+2Cl^-+ 2H₂O

2H⁺+ 2OH^- →2H₂O

3. 
   Zn(OH)₂↓+2NaOH→Na₂[Zn(OH)₄]
   

Zn⁺²+2(OH)^- +2Na⁺ + 2OH^-→ 2Na⁺+[Zn(OH)₄]^2- ↓

Zn²⁺+2OH^-+2OH^-→[Zn(OH)₄] ↓
Опыт № 1.19

1. 
   Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH →2Cr(OH)₃ + 3Na₂SO₄
   

2Cr³⁺ + 3SO^2-₄ + 6Na⁺ +6OH^- → 2Cr(OH)₃↓+6Na⁺ + 3SO₄^2-

2Cr³⁺+6OH^- → 2Cr(OH)₃

2. 
   Cr(OH)₃↓+3HCl→Cr(Cl)₃+3H₂O
   

Cr³⁺+3(OH)^-+3H⁺ + 3Cl^- →Cr³⁺ +3Cl^- + 3H⁺₂O^2-

3H⁺+3(OH)^- → 3H₂O

3. 
   Cr(OH)₃↓+3NaOH→Na₃[Cr(OH)₆]
   

Cr³⁺+3(OH)^-+3Na⁺ + 3(OH)^-→3Na⁺ +[Cr(OH)₆]^3-

Cr³⁺+3(OH)^- + 3(OH)^-→ [Cr(OH)₆]

Опыт №2.5

1. 
   CuSO₄+ 2NaOH→ Cu(OH)₂↓+Na₂SO₄
   

Cu²⁺+SO₄^2-+2Na⁺+2OH^-→Cu(OH) ₂↓+2Na⁺+SO₄^2-

Cu²⁺+2OH^-→ Cu(OH) ₂↓

2. 
   Cu(OH)₂↓+2HCl→CuCl₂+2H₂O
   

Cu²⁺+2(OH)^-+2H⁺+2Cl^-→Cu²⁺+2Cl^-+2H₂O

2(OH)^-+2H⁺→2H₂O

3. 
   MnSO₄+2NaOH→Mn(OH)₂↓+Na₂SO₄
   

Mn²⁺+SO₄^2-+2Na⁺+2OH^-→Mn(OH)₂↓+2Na⁺+SO₄^2-

Mn²⁺+ 2OH^-→ Mn(OH)₂↓

4. 
   Mn(OH)₂↓+2HCl→MnCl₂+2H₂O
   

Mn²⁺+2(OH)^-+2H⁺+2Cl^-→Mn²⁺+2Cl^-+2H₂O

2OH^-+2H⁺→ 2H₂O

Опыт №2.8

1. 
   Na₂SO₄+BaCl₂→2NaCl+BaSO₄↓
   

2Na⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2Cl^- →2Na⁺ + 2Cl^- + BaSO₄↓

SO₄^2- + Ba²⁺→ BaSO₄↓

2. 
   CaCl₂+Na₂CO₃→2NaCl + CaCO₃↓
   

Ca²⁺ + 2Cl^- + 2Na⁺ + Co₃^2- →2Na⁺ + 2Cl^- + CaCO₃↓

Ca²⁺+ Co₃^2-→ CaCO₃↓
Опыт № 2.12

CoCl₂+NaOH→NaCl+Co(OH)Cl

Co²⁺ + 2Cl^- + Na⁺ + OH^- →Na⁺ + Cl^- + Co(OH)Cl

Co²⁺+ Cl^-+ OH^- → Co(OH)Cl
Опыт №2.13

1. 
   Co(OH)Cl+ NaOH→Co(OH)₂↓+NaCl
   

Co²⁺+OH^- + Cl^- +Na⁺ + OH^-→Co(OH)₂↓+Na⁺+Cl^-

Co²⁺ + 2OH^-→Co(OH)₂↓

2. 
   Co(OH)Cl+HCl→CoCl₂+H₂O
   

Co²⁺+OH^- + Cl^- +H⁺ + Cl^- →Co²⁺ + 2Cl^- + H₂O

OH^-+H⁺ →H₂O

Вывод

В ходе лабораторной работы были проведены опыты с основными видами веществ:

-основания

-кислоты

В результате был получен опыт при получении тех или иных веществ, изучены их основные свойства, а также изучены и закреплены основные методы тестирования веществ, на предмет идентификации.

Также в работе были проведены опыты по нейтрализации кислот основаниями.