методичка для лабор химия. Методические указания к лабораторным работам для студентов i курса
 Скачать 0.78 Mb.
|
|
Министерство образования и науки Республики Казахстан ВОСТОЧНО- КАЗАХСТАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Д.Серикбаева Кафедра «Химия, цветная и порошковая металлургия» О.А.Хан, Р.М.Забабурина, О.А.Утешева, Т.А.Винокурова ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Часть 1 Методические указания к лабораторным работам для студентов I курса дневной и заочной форм обучения всех специальностей Усть-Каменогорск2002 УДК О.А.Хан, Р.М.Забабурина, О.А.Утешева, Т.А.Винокурова. Общая и неорганическая химия. Часть 1. Методические указания к лабораторным работам для студентов I курса дневной и заочной форм обучения для всех специальностей - Усть-Каменогорск, 2002.- с. Методические указания включают описание лабораторных работ. В каждой из них дано теоретическое введение, описаны методика и техника выполнения опытов, даны контрольные вопросы и задачи. Методические указания рекомендованы студентам I курса дневной и заочной форм обучения для всех специальностей. СОДЕРЖАНИЕ
ВВЕДЕНИЕ Методические указания представляют собой руководство к лабораторным занятиям по общей и неорганической химии и предназначены для студентов всех специальностей. В методические указания включены лабораторные работы, которые охватывают важнейшие разделы курса общей и неорганической химии: классы неорганических соединений, строение вещества, химическую кинетику и равновесие, энергетику химических реакций, растворы, окислительно-восстановительные реакции (ОВР), электрохимические процессы. В методических указаниях подробно описаны методика и техника выполнения опытов и требования к оформлению полученных результатов. Перед описанием экспериментальной части в каждой работе дано теоретическое введение. В руководство включены общие правила работы в лабораториях и правила техники безопасности. 1 ОБШИЕ ПРАВИЛА ВЫПОЛНЕНИЯ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ Лабораторные работы являются одной из важнейших составных частей курса химии. Для их выполнения студенту необходимо познакомиться с лабораторным оборудованием и техникой проведения основных лабораторных операций. Поскольку в химической лаборатории находятся электроприборы, ядовитые и огнеопасные вещества, студенты должны строго соблюдать правила внутреннего распорядка и техники безопасности. Перед каждым лабораторным занятием студент должен изучить соответствующий раздел учебника, конспекта лекций и описание лабораторной работы. При оформлении отчета по проделанной работе в лабораторном журнале записывают дату, номер, название работы и опыта; краткое описание опыта и результаты, полученные при его выполнении. При проведении эксперимента необходимо соблюдать следующие правила: - Опыты проводить в чистой посуде. - Нельзя выливать или высыпать избыток реактива пробирки обратно в склянку. - Сухие соли набирают шпателем или ложечкой. - Нельзя переставлять пробки от разных склянок - После опытов остатки металлов собирают в отдельную склянку. - Дорогостоящие реактивы (например остатки солей серебра) собирают в специально отведенную посуду. 2 ПРАВИЛА ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ - Не трогайте и не выключайте без разрешения преподавателя рубильники и электроприборы. - Не загромождайте свое рабочее место лишними предметами. - Нельзя брать вещество руками и пробовать их на вкус. При определении вещества по запаху пробирку (склянку) следует держать на расстоянии и направлять движением руки воздух от отверстия пробирки. - Опыты с ядовитыми веществами, с концентрированными кислотами и щелочами надо проводить в вытяжном шкафу. - При приливании реактивов нельзя наклоняться над отверстием сосуда во избежание попадания брызг на лицо и одежду. - Нельзя наклоняться над нагреваемой жидкостью, так как ее может выбросить; при нагревании пробирку держать отверстием в сторону от себя. - Разбавляя концентрированные кислоты особенно серную, вливать кислоту в воду. - С легковоспламеняющимися жидкостями нельзя работать вблизи нагревательных приборов. - Спиртовку зажигать только спичкой, тушить только колпачком; зажженную спиртовку не передвигать и не переносить. - При проведении опытов, в которых может произойти самовозгорание, необходимо иметь под руками песок, войлок и т.п. -В случае воспламенения горючих веществ отключите электроприборы, погасите спиртовку, горящие жидкости прикройте войлоком, если нужно, засыпьте песком, но не заливайте водой. 3 ПЕРВАЯ ПОМОЩЬ ПРИ НЕСЧАСТНЫХ СЛУЧАЯХ В лаборатории бывают случаи, требующие неотложной медицинской помощи, - порезы рук стеклом, ожоги горячими предметами, паром, кислотами, щелочами. В особо серьезных случаях необходимо немедленно обратиться к врачу. Основные правила первой медицинской помощи сводятся к следующему: - При ранении стеклом удалите осколки стекла из раны, смажьте края раны раствором йода и перевяжите бинтом. - При ожоге лица и рук реактивом смойте реактив большим количеством воды, затем либо разбавленной уксусной кислотой (в случае ожога щелочью), либо раствором соды (в случае ожога кислотой), а затем опять водой. - При термическом ожоге нужно обработать обожженное место свежеприготовленным раствором KMnO4, смазать мазью от ожога или вазелином. - При химических ожогах глаз нужно обильно промыть глаза водой и обратиться к врачу. 4 КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ Лабораторная работа № 1 4.1 Цель лабораторной работы Исследование свойств соединений меди, цинка, кобальта, кальция. 4.2 Теоретическая часть Неорганические соединения обычно подразделяются на пять основных классов: оксиды кислоты, основания, амфотерные гидроксиды и соли. Оксидами называют сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Все оксиды можно разделить на солеобразующие Na2O, SO3, ZnO и безразличные CO, N2O, NО. Солеобразующие оксиды делятся на три группы: основные, кислотные, амфотерные. Основными называют такие оксиды, гидратные соединения которых являются основаниями. Основные оксиды образуются только металлами. Например: K2O, MgO, CuO – основные оксиды, так как соответствующие им гидратные соединения: KOH, Mg(OH)2, Cu(OH)2 – являются основаниями. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно соединяются с водой, образуя растворимые в воде основания – щелочи, например: K2O + H2O = 2KOH (4.1) Большинство же основных оксидов с водой не взаимодействуют, а соответствующие им основания получаются из солей. Например: CuSO4 + 2NaOH = ¯ Cu(OH)2 + Na2SO4 (4.2) Все основные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием солей, например: MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O (4.3) Кислотными оксидами (или ангидридами), называют такие оксиды, гидратные соединения которых являются кислотами. Например: N2O5, SO2, SO3 – кислотные оксиды, так как им соответствуют кислоты HNO3, H2SO3, H2SO4. Большинство кислотных оксидов непосредственно соединяется с водой, образуя кислоты, например: SO2 + H2O = H2SO3 (4.4) Кислотные оксиды образуются неметаллами и некоторыми металлами в высшей степени окисления, например: Mn2O7 отвечает марганцевая кислота HMnO4. Главным отличительным признаком кислотных оксидов является их способность взаимодействовать со щелочами с образованием солей, например: CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O (4.5) Амфотерными называют такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют и основные, и кислотные свойства, т.е. обладают двойственными свойствами, например: ZnO, Al2O3, Cr2O3. ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O (4.6) ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] (4.7) Кислотами называют электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Диссоциацию кислот можно написать так: HCl Û H+ + Cl- (4.8) Все кислоты делятся на одно- и многоосновные. Основность определяется числом ионов водорода, которые замещаются в реакции на основной остаток. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато H2SO3 Û H+ + HSO3- (4.9) HSO3- Û H+ + SO32- (4.10) По составу различают кислородные (HNO3, H2SO4, H2CO3) и бескислородные (HCl, HBr, H2S) кислоты. Кислоты получают при взаимодействии кислотных оксидов с водой: N2O5 + H2O = 2HNO3 (4.11) Na2SiO3 + H2SO4 = ¯H2SiO3 +Na2SO4 (4.12) Бескислородные кислоты получают путем синтеза водорода с неметаллом. Основаниями называют электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Диссоциацию оснований следует писать так: KOH Û K+ + OH- (4.13) Все основания делятся на одно - и многокислотные. Кислотность оснований определяется числом гидроксид-ионов, которые замещаются в реакции на кислотный остаток. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато, например: Ba(OH)2 Û BaOH+ + OH- (4.14) BaOH+ Û Ba2+ + OH- (4.15) По растворимости все основания делятся на две группы: растворимые (щелочи) и нерастворимые в воде основания. Растворимые в воде основания получаются при взаимодействии металлов или их оксидов с водой: 2Na + H2O = 2NaOH = H2 (4.16) K2O + H2O = 2KOH (4.17) Нерастворимые в воде основания получаются реакцией обмена: FeSO4 + 2NaOH = ¯Fe(OH)2 + Na2SO4 (4.18) Амфотерными называются такие гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы водорода Н+ и гидроксид-ионы ОН- . К ним относятся, например: Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, Be(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2 и другие. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами. Например: Sn(OH)2 + 2HCl = SnCl2 + 2H2O (4.19) Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4] (4.20) Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются ионы кислотных и основных остатков. Уравнения диссоциации солей следует изображать так: K3PO4 Û 3K+ + PO43- (4.21) В зависимости от состава различают следующие типы солей: средние, кислые, основные, двойные, комплексные. Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл и гидроксид – ионов в основании на кислотный остаток. H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O (4.22) Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O (4.23) Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл. Они получаются при недостатке основания: H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O (4.24) Диссоциацию их можно выразить уравнениями: NaHSO4 Û Na+ + HSO4- (4.25) HSO4- Û H+ + SO42- (4.26) Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксид-ионов основания на кислотные остатки. Они получаются при недостатке кислоты. Mg(OH)2 +HCl = Mg(OH)Cl + H2O (4.27) Диссоциацию основных солей можно выразить уравнениями: Mg(OH)Cl Û MgOH+ + Cl- (4.28) MgOH+ Û Mg2+ + OH- (4.29) 4.3 Экспериментальная часть 4.3.1 Опыт 1. Получение и свойства гидроксида меди (II) Из имеющихся реактивов получите реакцией обмена гидроксид меди (II). Разделите осадок на три части (в три пробирки). Подействуйте на него: а) кислотой, б) щелочью. Третью пробирку нагрейте на спиртовке. Что наблюдается? Составьте уравнения реакций. Сделайте вывод о характере гидроксида. Для опытов берите 1,5-2 мл раствора. 4.3.2 Опыт 2. Получение и свойства гидроксида цинка. Получите реакцией обмена гидроксид цинка. Как можно доказать его амфотерный характер? Проделайте соответствующие реакции, напишите уравнения реакций. 4.3.3 Опыт 3. Получение основной соли. Из имеющихся реактивов получите основную соль – хлорид гидроксококобальта (II) (осадок синего цвета). При каком соотношении реагентов получается основная соль? Составьте уравнения реакций. Полученный осадок разделите на две пробирки. В одну из пробирок прибавьте избыток щелочи и слегка подогрейте. В другую – раствор соляной кислоты, следите за изменением осадка. Составьте уравнения реакций. 4.3.4 Опыт 4. Получение средней и кислой соли взаимодействием основания с кислотным оксидом и кислотой. А) Налейте в пробирку 2-3 мл насыщенного свежеприготовленного раствора гидроксида кальция (известковой воды), пропустите в раствор диоксид углерода из аппарата Киппа. Вначале образуется нерастворимая в воде средняя соль – карбонат кальция; при дальнейшем насыщении раствора диоксидом углерода осадок растворяется, т.к. образуется гидрокарбонат кальция. Пробирку с этим раствором нагрейте до кипения, наблюдайте образование осадка. Составьте уравнения реакций. Б) Налейте в пробирку 2-3 мл насыщенного раствора гидроксида кальция. Затем прибавьте при помощи пипетки по каплям 0,5 н раствор ортофосфорной кислоты. Наблюдайте появление вначале осадка средней соли фосфата кальция, а затем растворение осадка в избытке кислоты с образованием дигидрофосфата кальция. Составьте уравнения реакций. 4.3.5 Опыт 5. Получение двойной соли. В пробирку налейте по 2 мл насыщенных растворов сульфата аммония и железа(II). Выпадающая в осадок двойная соль имеет состав (NH4)2Fe(SO4)2. Если осадок сразу не появляется, нужно потереть стеклянной палочкой стенку пробирки. Составьте уравнение реакции. |