Отчет по лабораторным работам по химии ВУЗ. Химия. Лабораторная работа основные классы неорганических веществ. Растворы электролитов. Гидроксиды основные, амфотерные
 Скачать 36.44 Kb.
|
|
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ГИДРОКСИДЫ (ОСНОВНЫЕ, АМФОТЕРНЫЕ, КИСЛОТНЫЕ) Опыт. Получение гидроксидов никеля (II), цинка и кремния.Исследование их кислотно основных свойств. Ход работы:− В двух пробирках получить гидроксид никеля (ΙΙ). Для этого налить в каждую из них 1 мл раствора соли никеля (NiSO4) и добавить по каплям раствор щелочи (NaOH) до образования осадка. − В одну из пробирок с осадком гидроксида никеля (ΙΙ) добавить избыток раствора серной кислоты (H2SO4), в другую – избыток 10–40-процентного раствора гидроксида натрия (NaOH). − В двух других пробирках аналогичным способом получить гидроксид цинка. − В одну из пробирок с осадком гидроксида цинка добавить избыток раствора серной кислоты (H2SO4), в другую – избыток 10–40-процентного раствора гидроксида натрия (NaOH). − В двух пробирках получить гидроксид кремния. Для этого налить в каждую по 1 мл раствора силиката натрия и добавить раствор соляной кислоты до образования гелеобразного осадка. Затем в одну пробирку прибавить избыток соляной кислоты, а в другую – избыток 10–40процентного раствора гидроксида натрия. Результаты и наблюдения Обработка результатов и выводы:
− Уравнения реакций получения гидроксидов в молекулярном и ионном виде. Нерастворимые вещества отметить (↓). Указать цвет осадка. NiSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Ni(OH)2 Ni2+ +2OH- =Ni(OH)2↓ выпадает осадок синего цвета ZnSO4 + 2NaOH= Na2SO4 + Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH= Zn(OH)2 ↓ выпадает белый студенистый осадок Na2SiO3 + HCl = 2NaCl + H2SiO3 ↓ SiO32- + 2H+ = HSiO3↓ кремниевая кислота приобретает желтоватую окраску − Уравнения наблюдаемых реакций взаимодействия полученных гидроксидов с растворами кислот и щелочи (в молекулярном и ионном виде): Ni(OH)2 + H2SO4 = NiSO4 + H2O Ni(OH)2 + 2H+ = Ni2- + H2O Ni(OH)2 + NaOH = не взаимодействует Zn(OH)2 + H2SO4 =ZnSO4 + H2O Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + H2O Zn(OH)2 + NaOH = Na2[Zn(OH)4] Zn2+ +4OH- = [Zn(OH)4]2- H2SiO3 + H2SO4 = не взаимодействует H2SiO3 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O H2SiO3 + 2OH- = SiO3 2- + H2O Выводы − Нерастворимые гидроксиды получают смешением с щелочными растворами. Гидроксид никеля (II) проявляет основные свойства. гидроксид цинка – проявляет как основные, так и кислотные свойства; гидроксид кремния – проявляет слабые свойства кислот. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Опыт 1. Реакция среды в растворах различных солей Ход работы: В пробирки поместить растворы солей Na3PO4, Al2(SO4)3, KNO3. Перемешать стеклянной палочкой. Опустить в каждую индикаторную бумажку и отметить изменение ее цвета. Результаты опыта внести в таблицу
− Уравнения реакций гидролиза (в молекулярном и ионном виде) по 1-й ступени: KNO3 + H2O  не будет т.к не образуется слабый эле H+ + OH-+ H2O Na3PO4 + H2O  Na2HPO4 + NaOH PO43 + HOH ⇄ (HPO4)2- + OH- Al2(SO4)3 + H2O 2AlOHSO4 + H2SO4 Al3+ + HOH ⇄ AlOH2+ + H+ Выводы Гидролиз идет по иону слабого электролита. рН раствора определяет ион сильного электролита. Опыт 2. Необратимый (совместный) гидролиз солей Ход работы. В 2 пробирки поместить 1–2 мл раствора сульфата алюминия. В одну добавить такое же количество раствора карбоната натрия, в другую – сульфида натрия. Результаты опыта. В обеих пробирках наблюдается выпадение в осадок гидроксида алюминия, в первой выделение углекислого газа (по пузырькам), во второй – сероводорода (по запаху). Уравнения реакций в молекулярном и ионном виде: Al2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3 ↓ + 3Na2SO4 + 3CO2 | 2Al3+ + 3CO32 + 3H2O+ 3CO2 + 2Al(OH)3↓ Al2(SO4)3 + 3Na2S +6H2O =3Na2SO4 + 2Al(OH)3↓ + 3H2S | 2Al3+ + 3S2- + 6H2O+ 2Al(OH)3↓ + 3H2S Выводы В результате одновременного присутствия катионов слабого основания и анионов слабой кислоты гидролиз протекает одновременно и по катиону, и по аниону практически необратимо. Подтверждением совместного гидролиза является образование: а) летучих продуктов (кислота) б) нерастворимого основания ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Опыт 1. Соединения серы (+IV) в окислительно-восстановительных реакциях Ход работы: В пробирки с раствором дихромата калия (№ 1) и раствором сульфида натрия (№ 2) внести по 1 мл 2 н. раствора серной кислоты и по 3 микрошпателя сульфита натрия. Результаты и наблюдения Изменение окраски раствора в пробирках № 1 оранжевый →зелёный № 2 выделение серобелого осадка Уравнения реакций (электронно-ионная схема, ионное и молекулярное уравнения): 1) K2Cr2+6O7 + H2SO4 + Na2S+4O3 → Cr3+, S+6O42– 1 | Cr2O72– + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O – процесс восстановления 3 | SO32– + H2O – 2ē = SO42– +2H+ – процесс окисления Cr2O72– + 14H+ + 3SO32– + 3H2O = 2Cr3+ + 7H2O + 3SO42– +6H+ K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O 2) Na2S-2 + H2SO4 + Na2S+4O3 → S0
2S2– + SO32– + 6H+ = 2S + S + 3H2O 2Na2S + Na2S+4O3 + 3H2SO4 = 3S + 3H2O + 3Na2SO4 Выводы − В реакции взаимодействия сульфита натрия с дихроматом калия ион SO32– является восстановителем. − В реакции взаимодействия сульфита натрия с сульфидом натрия ион SO3 2– является окислителем. − Таким образом, SO32–- ион может проявлять и окислительные, так и восстановительные свойства, так как сера находится в промежуточной степени окисления. − Укажите значения высшей и низшей степени окисления серы: +6 и –2. Опыт 2. Влияние рН среды на окислительные свойства перманганата калия Ход работы:В три пробирки внести по 1 мл раствора KMnO4. В первую пробирку добавить 1 мл 2 н. раствора H2SO4, во вторую – столько же воды и в третью – 1 мл раствора NaOH. Во все пробирки внести по два микрошпателя кристаллического KNO2. Отметить изменение окраски. Результаты и наблюдения Изменение окраски растворов в пробирках: № 1 (H2SO4) обесцвечивание № 2 (Н2О) бурый осадок № 3 (NaOH) зеленый раствор Уравнения реакций (электронно-ионная схема, ионное и молекулярное уравнения): Среда кислая KMn+7O4 + H2SO4 + KN+3O2 → Mn2+, N+5O3– 2 | MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O – процесс восстановления 5 | NO2– + H2O – 2ē = NO3– + 2H+ – процесс окисления 2MnO4– + 16H+ + 5NO2– + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5NO3– + 10H+ 2MnO4– + 6H+ + 5NO2– = 2Mn2+ + 3H2O + 5NO3– 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5KNO2 = 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O + 5KNO3 Среда нейтральная KMn+7O4 + Н2О + KN+3O2 → Mn+4O2↓, N+5O3– | MnO4– + 2H2O + 3ē = MnO2 + 4OH– – процесс восстановления | NO2– + H2O – 2ē = NO3– + 2H+ – процесс окисления 2MnO4– + 4H2O + 3NO2– + 3H2O = 2MnO2 + 8OH– + 3NO3– + 6H+ 2KMnO4 + 3KNO2 + H2O = 2MnO2 + 2KOH + 3KNO3 Средащелочная KMn+7O4 + NaOH + KN+3O2 → Mn+6O42–, N+5O3– 2 | MnO4– + 1ē = MnO42– – процесс восстановления 1 | NO2– + 2OH– – 2ē = NO3– + H2O – процесс окисления 2MnO4– + NO2– + 2OH– = 2MnO42– + NO3– + H2O 2KMnO4 + KNO2 + 2NaOH = Na2MnO4 + KNO3 + K2MnO4 + H2O Выводы Марганец в ходе этих реакций проявляет окислительные свойства, так как в ионе MnO4– находится в высшей степени окисления. Перманганат калия проявляет более сильные окислительные свойства кислой среде. |