Сборник лаб. раб по общей химии new. Методические указания по выполнению лабораторных работ и организации самостоятельной работы для студентов всех форм обучения
 Скачать 1.56 Mb.
|
|
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО РЫБОЛОВСТВУ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Дальневосточный государственный технический рыбохозяйственный университет» (ФГБОУ ВПО «ДАЛЬРЫБВТУЗ») Каткова С.А., Бянкина Л.С., Бут И.В., Хальченко И.Г., Конева Е.Л. ХИМИЯ методические указания по выполнению лабораторных работ и организации самостоятельной работы для студентов всех форм обучения Владивосток 2012 УДК 54 (075.8) ББК 24 я 73 С 232 Утверждено редакционно-издательским советом Дальневосточного государственного технического рыбохозяйственного университета Автор: к.х.н., доцент Каткова С.А., к.х.н., доцент Бянкина Л.С., доцент Бут И.В., ст. препод. Хальченко И.Г., к.т.н., Конева Е.Л. Рецензент: Апанасенко О.А. к.х.н., доцент кафедры «Химия» Дальневосточного государственного технического рыбохозяйственного университета. Содержание 1. Л/р №1 «Изучение классов неорганических соединений» 4 Задачи для самостоятельной работы 41 2. Л/р №2 «Приготовление раствора кислоты заданной концентрации» 47 Задачи для самостоятельной работы 55 3. Л/р № 3 «Скорость химических реакций и химическое равновесие» 58 Задачи для самостоятельной работы 68 4. Л/р № 4 «Ионно-обменные реакции» 71 Задачи для самостоятельной работы 79 5. Л/р № 5 «Водородный показатель и гидролиз солей» 81 Задачи для самостоятельной работы 90 6. Л/р № 6 «Окислительно-восстановительные реакции» 92 Задачи для самостоятельной работы 102 7. Л/р № 7 «Электрохимическая активность металлов и гальванический элемент» 107 Задачи для самостоятельной работы 115 Л/р № 8 «Электролиз растворов солей» 117 Задачи для самостоятельной работы 124 9. Л/р № 9 «Коррозия металлов» 127 Задачи для самостоятельной работы 138 10. Л/р № 10 «Химический контроль воды» 141 Задачи для самостоятельной работы 148 11. Л/р 11 «Полимеры» 149 Задачи для самостоятельной работы 164 Лабораторная работа №1 Изучение классов неорганических соединений Введение В настоящее время известно более десяти миллионов различных веществ. Классификация их, т.е. объединение в группы или классы, обладающие сходными свойствами, позволяет систематизировать знания о веществах и облегчает изучение веществ. Знание того, к какому классу принадлежит то или иное вещество, позволяет прогнозировать его физические и химические свойства. Огромное количество соединений приводит к необходимости создания способа наименования химических веществ, или номенклатуры. До тех пор, пока веществ было известно сравнительно немного, они получали бессистемные названия, отражающие их свойства, способ получения, имя первооткрывателя и т.д. Часто это были весьма образные названия, многие из которых сохранились и поныне — глауберова соль, соляная кислота, нашатырный спирт и т.д. Однако с развитием химии появилась необходимость в универсальном способе названия веществ, который отражал бы их строение и был бы международным. В современной химии принято использовать несколько видов номенклатуры: международная систематическая номенклатура ИЮПАК (IUРАС - международный союз теоретической и прикладной химии) и исторически сложившаяся тривиальная и рациональная номенклатуры. Однако только номенклатура ИЮПАК связывает структуру соединения и его названия. Исторически первой и до сегодняшнего времени наиболее употребимой является классификация веществ, основанная главным образом на их строении (Рис. 1). В зависимости от состава все вещества можно разделить на две большие группы: простые и сложные. Простыми называют вещества, образованные атомами одного элемента. Сложными веществами (или химическими соединениями) называют вещества, образованные атомами разных элементов. Простых веществ гораздо меньше (учитывая аллотропные модификации – около 400), чем сложных; как правило, название простого вещества совпадает с названием образующего его элемента. Исключение составляют названия разных аллотропных модификаций одного вещества; как правило, они имеют собственные названия (например, алмаз, графит и т.д.).  Вещества Металлы Рис. 1. Классификация веществ Простые вещества делят на металлы и неметаллы. Неметаллов всего 22: водород, галогены, благородные газы, азот, кислород, углерод, бор, фосфор, сера, мышьяк, селен, теллур. Сложные вещества делят на две большие группы: органические и неорганические. К органическим относят большинство соединений углерода, за исключением его оксидов, солей угольной кислоты и ряда других. Неорганические соединения могут классифицироваться как по составу, так и по свойствам (функциональным признакам). По составу они, прежде всего, подразделяются на двухэлементные (бинарные) и многоэлементные соединения. К бинарным соединениям относятся, например, соединения элементов с кислородом (оксиды), галогенами (галиды – фториды, хлориды, бромиды, иодиды), серой (сульфиды), азотом (нитриды), фосфором (фосфиды), углеродом (карбиды), соединения металлов с водородом (гидриды). Названия бинарных соединений образуются из латинского корня названия более электроотрицательного элемента с окончанием «ид» и русского названия менее электроотрицательного элемента в родительном падеже. Так, Al2O3 – оксид алюминия, OF2 – фторид кислорода (так как фтор – более электроотрицательный элемент, чем кислород). Среди многоэлементных соединений важную группу образуют гидроксиды, т.е. вещества, в состав которых входят гидроксильные группы –ОН и которые можно рассматривать как соединения оксидов с водой. К ним относятся как основания (основные гидроксиды - NaOH), так и кислоты (кислотные гидроксиды – H2SO4 или SO2(OH)2), а также вещества, способные проявлять как кислотные, так и основные свойства (амфотерные гидроксиды – Al(OH)3). По функциональным признакам неорганические соединения подразделяются на классы в зависимости от характерных функций, выполняемых ими в химических реакциях: оксиды, основания (гидроксиды), кислоты и соли. Рассмотрим важнейшие классы неорганических веществ. ОКСИДЫ Оксидами называются сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых — кислород. Оксиды, в свою очередь, делятся на две группы солеобразующие и несолеобразующие. По химическим свойствам солеобразующие оксиды делят на три подгруппы: основные, кислотные и амфотерные. Несолеобразующие оксиды не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями. Наиболее важные из них такие, как СО - оксид углерода (II), N2O - оксид азота (I), NО - оксид азота (II). Номенклатура оксидов В соответствии с номенклатурой ИЮПАК любое одинарное соединение элемента с кислородом называют словом оксид, после которого ставится название (или символ) элемента в родительном падеже с указанием в скобках его валентности в данном оксиде; валентность указывают римскими цифрами.
Например, MgO – оксид магния, Cu2O – оксид меди (I), CuO - оксид меди (II), Cr2O3 – оксид хрома (III) и т.д. В химической литературе до сих пор используют названия окись (если элемент образует с кислородом только одно соединение), закись (соединение, в котором кислорода относительно меньше, если существует еще и окись, в которой кислорода относительно больше, например, N2O — закись азота, NО – окись азота). Окислы, в которых на один атом элемента приходится 2 или 3 атома кислорода, часто называют двуокись и трехокись (MnO2 – двуокись марганца, CrO3 – трехокись хрома и т.д.). Сохраняются также тривиальные названия, такие, как СО2 – углекислый газ, СО — угарный газ, N2O – веселящий газ, Fe3O4 – железная окалина, N2O5 — азотный ангидрид и т.д. По химическим свойствам оксиды делятся на три группы: основные, кислотные и амфотерные. Получение оксидов Основные оксиды — это оксиды, которым соответствуют основания. Основные оксиды образуются только типичными металлами. Другое определение: основные оксиды - это оксиды, которые взаимодействуют с растворами кислот с образованием соли и воды. Наиболее распространенными способами получения основных оксидов являются следующие: 1. Взаимодействие металла с кислородом: t0 2Zn + O2 → 2ZnO t0 2Сa + O2 → 2СaO Исключение составляют щелочные металлы, которые при взаимодействии с кислородом образуют пероксиды, поэтому получить оксиды щелочных металлов (типа Na2O) очень трудно. 2. Разложение гидроксидов: t0 Ca(OH)2 → СaO + H2O t0 2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O 3. Окисление сульфидов тяжелых металлов кислородом (обжиг): 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 ↑ 2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2↑ 4. Разложение солей кислородсодержащих кислот (нитратов, карбонатов, сульфатов): t0 Ca CO3 → СaO + CO2 ↑ t0 2Mg(NO3)2 → 2MgO + 4NO2 + O2 ↑ Кислотные оксиды – это оксиды, которым соответствуют кислоты; это оксиды неметаллов или переходных металлов высоких степенях окисления. Всем кислотным оксидам соответствует кислородсодержащая кислота, в которой элемент проявляет ту же степень окисления, что и в оксиде. Например, кислотным оксидам Р2О5 , SO2 , SO3 соответствуют кислоты H3PO4 , H2SO3 , H2SO4 . Другое определение: кислотные оксиды – это оксиды, которые взаимодействуют с растворами щелочей с образованием соли и воды. Получают кислотные оксиды так же, как и основные, - при взаимодействии с кислородом простых и сложных веществ, разложением кислородсодержащих солей и кислот, а также взаимодействием солей с кислотами: 4Р + 5О2 = 2Р2О5 2С2 Н6 + 7О2 = 4СО2 ↑ + 6Н2О t0 Н2СО3 → CO2 ↑ + Н2О K2Cr2O7 + H2SO4 = 2CrO3 ↓ + K2SO4 + Н2О t0 Ca CO3 → СaO + CO2 ↑ Кислотные оксиды могут быть получены путем отнятия воды от соответствующих кислот, поэтому их называют также ангидридами кислот. Амфотерные оксиды – обладают двойственной природой и взаимодействуют как с растворами (расплавами) щелочей, так и с растворами кислот с образованием соли и воды. Амфотерные свойства проявляют Al2O3 , Cr2 O3 , ZnO , BeO , Fe2O3 , SnO, SnO2 , PbO и некоторые другие. Их получают описанными выше методами, например: t0 t0 4Al + 3О2 → 2 Al2O3 или Zn(ОН)2 → ZnO + Н2О Химические свойства оксидов Свойства оксидов элементов закономерно изменяются в зависимости от положения элемента в периодической таблице; при продвижении внутри периода слева направо характер оксидов изменяется от основного через амфотерный к кислотному. Характер оксида элементов главных подгрупп можно определить по положению элемента в таблице Д.И. Менделеева. Линия Be – Al – Ge – Sn – Pb соединяет элементы, оксиды которых амфотерны. Левее этой линии амфотерные оксиды имеют галлий и индий. Амфотерным оксидом элемента, расположенного правее этой линии, является Sb2O3 . Левее элементов с амфотерными оксидами в главных подгруппах расположены элементы, имеющие основные оксиды, а правее – элементы, имеющие кислотные оксиды. Если оксиды элемента побочной подгруппы расположить в ряд по мере возрастания степени окисления центрального атома, то амфотерный оксид разделит все оксиды на две группы. Оксиды, содержащие центральный атом в степени окисления, низшей, чем в амфотерном оксиде, будут основными, а в высшей – кислотными. Основные оксиды: 1. Взаимодействуют с растворами кислот с образованием соли и воды (реакция происходит без изменения степеней окисления): CaO + H2SO4 = CaSO4 + Н2О MgO + HCl = MgCl2 + Н2О 2. При нагревании многие основные оксиды взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами: t0 CaO + SiO2 → CaSiO3 t0 MgO + Al2O3 → Mg(AlO2)2 3. Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием основания, если оно растворимо в воде (оксиды щелочных и щелочноземельных металлов): Li2O + Н2О = 2 LiOН CaO + Н2О = Ca(OН)2 4. Многие основные оксиды способны восстанавливаться до простых веществ (окислительно-восстановительные реакции): t0 CuO + H2 → Cu + Н2О t0 Fe2O3 + 2Al → Al2O3 + 2 Fe t0 3CuO + 2NH3 → 3Cu + N2 ↑ + 3 Н2О 5. Некоторые основные оксиды разлагаются при нагревании (оксиды благородных металлов и ртути): t0 2Au2O → 4Au + O2 ↑ t0 2HgO → 2Hg + O2 ↑ Кислотные оксиды 1. Взаимодействуют с растворимыми основаниями с образованием соли и воды (реакция протекает без изменения степени окисления): SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + Н2О CO2 + Ca(OН)2 = CaCO3 ↓ + Н2О CO2 + 2Mg(OH)2 = (MgOH)2CO3 + Н2О 2. Взаимодействуют с водой, при этом образуется соответствующая кислота, если она растворима в воде: SO3 + Н2О = H2SO4 Cl2O7 + Н2О = 2HClO4 Р2О5 + Н2О = 2HPO3 Р2О5 + 3Н2О = 2H3PO4 3. При нагревании могут взаимодействовать с основными и амфотерными оксидами: t0 Р2О5 + Al2O3 →2AlРО4 t0 Р2О5 + 3Na2O → 2Na3РО4 t0 3SO3 + Al2O3 → Al2(SO4)3 t0 N2O5 + K2O → 2KNO3 4. Вступают в окислительно-восстановительные реакции: Р2О5 + 5С = 5СО ↑ + 2Р SO2 + 2Н2S = 3S + 2 Н2О 5. Менее летучие кислотные оксиды вытесняют более летучие из их солей: t0 CaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + СО2 ↑ Амфотерные оксиды 1. Взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами (или расплавами) щелочей с образованием соли и воды (без изменения степени окисления): t0 Al2O3 + 2NaOН + 7Н2О → 2Na[ Al(ОН)4 ∙ 2Н2О] раствор тетрагидроксоалюминат натрия t0 Al2O3 + 2NaOН → 2NaAlO2 + Н2О расплав Al2O3 + 6HCl = 2 AlCl3 + 3 Н2О 2. Взаимодействуют с кислотными, основными и амфотерными оксидами с образованием солей (при нагревании): t0 Fe2O3 + CaO → Ca[ FeO2 ]2 t0 Fe2O3 + SO3 → Fe2 (SO4)3 3. При сплавлении Al2O3 с карбонатами щелочных металлов образуются безводные алюминаты: t0 Al2O3 + Na2CO3 → 2 NaAlO2 +СО2 ↑ 4. Вступают в реакции с изменением степени окисления: t0 Fe2O3 + 3С → 2Fe + 3СО ↑ t0 Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3 |