Лабораторная работа по химии. Важнейшие классы химических соединений. Косяк Анна Факультет нук рлм

• Название: Лабораторная работа по химии. Важнейшие классы химических соединений. Косяк Анна Факультет нук рлм
• Дата: 24.02.2023
• Размер: 302 Kb.
• Имя файла: lab1.doc
• Тип: Лабораторная работа; #952542

М Г Т У и м е н и Н. Э. Б а у м а н а

Лабораторная работа

по химии.

«Важнейшие классы химических соединений».

Выполнила: Косяк Анна

Факультет: НУК РЛМ

Группа: БМТ2 - 12
Дата выполнения: 10. 09. 2004

Дата сдачи: 17. 09. 2004

М О С К В А

2 0 0 4

1. Цель работы.
Получить представление о классах химических соединений и как распознавать оксиды, соли, основания, кислоты в растворах. Освоить способы получения этих веществ и исследовать их взаимодействие между собой и другими веществами.
2. Теоретическая часть.
Важнейшими классами химических соединений являются оксиды, кислоты основания и соли.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых – кислород. Оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие в свою очередь делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основными оксидами называются оксиды, которым соответствуют основания.

Кислотными оксидами называются те, которым соответствуют кислоты.

Амфотерными оксидами – называются те, которые в зависимости от условий проявляют основные и кислотные свойства

Основания – сложные вещества, в состав которых входят ионы металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксильными группами.

Кислоты – сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов, и кислотных остатков. Кислоты делятся на кислородные и безкислородные. Число атомов водорода, способных свободно замещаться на металл, определяет основность кислоты:

• 
  одноосновные – HBr, HClO₃;
  
• 
  двухосновные – H₂SO₃, H₂S;
  
• 
  трехосновные – H₃PO₄.
  

Соли – сложные вещества, которые можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов или как продукты замещения гидроксогрупп в молекулах гидроксидов кислотными остатками. Соли делятся на основные, кислые, средние, двойные и смешанные.

Основные соли – соли, которые образуются при неполном замещении гидроксогрупп оснований кислотными остатками.

Средние соли – соли, которые образуются при полном замещении атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов.

Кислые соли – соли, которые образуются при неполном замещении атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов.

3. Практическая часть.

3. 1 Опыт 1.

1. Название эксперимента.

Получение оксида магния.

2. Ход эксперимента.

Стружку магния серого цвета тигельными щипцами вносим в пламя горелки.

3. Наблюдения.

Через некоторое время магний вспыхивает ослепительно белым светом, цвет пламени горелки при этом ярко – красный.

4. Уравнение реакции.

2Mg + O₂ = 2MgO

O ⁰₂ + 4e = 2O^-2 1 окислитель процесс восстановления

Mg⁰ - 2e = Mg⁺⁴ 2 восстановитель процесс окисления.

5. Иллюстрационный материал


6. Вывод.

При нагревания магния в присутствии кислорода воздуха получается оксид магния MgO. Причем магний вспыхивает ослепительно белым пламенем, а пламя при этом становится ярко – красным.

7. Ход эксперимента.

Опускаем стружку магния с образовавшимся оксидом магния MgO в пробирку с дистиллированной водой и добавляем фенолфталеин.

8. Наблюдения.

Цвет содержимого пробирки становится малиновым. Остается осадок гидроксида магния, так как он не растворим в воде.

9. Уравнение реакции.

MgO + H₂O = Mg(OH)₂

10. Иллюстрационный материал.


11. Вывод.

При реагирования оксида магния с водой получается гидроксид магния. На присутствие щелочной среды указывает окрас раствора в малиновый цвет.

3. 2 Опыт 2.

1. Название эксперимента.

Получение оксида меди.

2. Ход эксперимента.

Кусочек медной пластины вносим в пламя горелки и нагреваем его.

3. Наблюдения.

Образуется черный налет.

4. Уравнение реакции.

2 Cu + O₂ = 2CuO

Cu⁰ – 2e = Cu⁺² 2 восстановитель

O₂⁰ + 4e = 2O^-2 1 окислитель

5. Иллюстрационный материал


CuO
6. Вывод.

При нагревании кусочка медной пластины на ней образуется черный налет.

7. Ход эксперимента.

Нальем в пробирку 3 капли разбавленной соляной кислоты и опустим в нее прокаленный кусочек меди.

8. Наблюдения.

Черный налет растворился, и раствор стал темно – зеленым.

9. Уравнение реакции.

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

10. Иллюстрационный материал.

11. Вывод.

При взаимодействии оксида меди CuO с соляной кислотой HCl раствор зеленеет, получается раствор хлорида меди CuCl₂. Так как оксид меди CuO растворяется в кислоте, то он является основным.
3. 3 Опыт 3.

1. Название эксперимента.

Получение оксида реакцией разложения.

2. Ход эксперимента.

Взять тигельными щипцами белый кусочек мела СaCO₃ и прокалить его в пламени горелки

3. Наблюдения.

При нагревании мел темнеет.

4. Уравнение реакции.

CaCO₃ → CO₂ + CaO



СаО
5. Иллюстрационный материал.

6. Вывод.

Мел СaCO₃.при нагревании разлагается на оксид кальция СаО и углекислый газ СО₂

7. Ход эксперимента.

Опускаем прокаленный мел (оксид кальция СаО) в пробирку с дистиллированной водой и добавляем фенолфталеин.

8. Наблюдения.

Раствор становится малиновым.

9. Уравнение реакции.

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

10. Иллюстрационный материал.


11. Вывод.

В результате проведенного эксперимента, мы путем разложения мела СaCO₃ получили оксид кальция и гидроксид кальция Са(ОН)₂, на что указывает малиновый окрас полученного раствора.

3. 4 Опыт 4.

1. Название эксперимента.

Получение гидроксида никеля.

2. Ход эксперимента.

Вносим 2 капли раствора сульфата никеля NiSO₄ в 3 ячейки капельного планшета и добавляем в каждую ячейку по 2 капли раствора гидроксида натрия NaOH.

3. Наблюдения.

В ячейках образуется салатовый осадок гидроксида никеля Ni(OH)₂ и раствор сульфата натрия Na₂SO₄.

4. Уравнение реакции.

NiSO₄ + 2NaOH = Ni(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄

5. Иллюстрационный материал.


6.Вывод.

При взаимодействии солей никеля со щелочами образуется осадок гидроксида никеля.

7. Ход эксперимента.

Проверим растворимость гидроксида никеля в щелочи и кислоте. Для этого сначала добавим к гидроксиду никеля Ni(OH)₂ избыток гидроксид натрия NaOH, а затем соляную кислоту HCl.

8. Наблюдения.

При добавлении щелочи NaOH осадок Ni(OH)₂ не растворяется, но при добавлении кислоты HCl Ni(OH)₂ растворяется полностью.

9. Уравнения реакций

Ni(OH)₂ ↓ + NaOH = реакция не идет, осадок не растворяется

Ni(OH)₂ ↓ + 2HCl = NiCl₂ + 2H₂O

10. Иллюстрационный материал.



11. Вывод.

Таким образом, в результате опыта мы выяснили, что гидроксид никеля Ni(OH)₂ обладает основными свойствами, так как он растворяется в кислоте и не растворяется в щелочи.
3. 5 Опыт 5.

1. Название эксперимента.

Получение гидроксида алюминия.

2. Ход эксперимента.

Вносим по 2 капли раствора бесцветного сульфата алюминия Al₂(SO₄)₃ в 3 ячейки капельного планшете, затем добавляем по капле гидроксида натрия NaOH.

3. Наблюдения.

Выпадает белый гелеобразный осадок.

4. Уравнение реакции.

Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Al(OH)₃ + 3Na₂SO₄

5. Иллюстрационный материал.


6. Вывод.

При взаимодействии солей алюминия с щелочами образуется осадок гидроксида алюминия.

7. Ход эксперимента.

К получившемуся раствору гидроксида алюминия Al(OH)₃ добавляем в одну ячейку избыток щелочи, а в другую – соляную кислоту.

8. Наблюдения.

И в одной, и в другой ячейках осадок растворяется.

9. Уравнения реакции.

A l(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄] NaAlO(OH)₂ + H₂O NaAlO₂ + 2H₂O

реакция протекает во времени.

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

10. Иллюстрационный материал.


Al(OH)₃


11. Вывод.

В результате проведенного нами опыта можно утверждать, что гидроксид алюминия – амфотерный, так как он растворяется и в щелочи и в кислоте.
3. 6 Опыт 6.

1. Название эксперимента.

Получение гидроксида меди.

2. Ход эксперимента.

В пробирку наливаем 2 капли голубого раствора сульфата меди CuSO₄ и добавляем к нему 4 капли раствора гидроксида натрия NaOH.

3. Наблюдения.

Выпадает голубой гелеобразный осадок.

4. Уравнение реакции.

2NaOH + CuSO₄ = Na₂SO₄ + Cu(OH)₂

5. Иллюстрационный материал.


6. Вывод.

При взаимодействии солей меди щелочами образуется осадок гидроксида меди.

7. Ход эксперимента.

Нагреем раствор гидроксида меди Cu(OH)₂.

8. Наблюдения.

Цвет с голубого сменился на коричневый. При дальнейшем нагревании образуется черный осадок оксида меди.

9. Уравнение реакции.

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

10. Иллюстрационный материал.


t^ْْ



11. Вывод.

При нагревании неустойчивый осадок гидроксида меди Cu(OH)₂ разлагается на оксид меди CuO и выделяется вода Н₂О.

3. 7 Опыт 7.

1. Название эксперимента.

Получение уксусной кислоты.

2. Ход эксперимента.

В пробирку помещаем небольшое количество кристаллического ацетата натрия CH₃COONa и по каплям приливаем соляную кислоту HCl.

3. Наблюдения.

Появляется характерный для уксусной кислоты запах.

4. Уравнение реакции.

CH₃COONa + HCl = NaCl + CH₃OOH

5. Иллюстрационный материал.


6. Вывод.

В результате смешивания кристаллического ацетата натрия CH₃COONa и соляной кислоты получается уксусная кислота и хлорид натрия.
3.8 Опыт 8.

1. Название эксперимента.

Получение угольной кислоты.

2. Ход эксперимента.

В пробирку помещаем небольшой кусочек мела CaCO₃ и добавляем раствор соляной кислоты HCl.

3. Наблюдения.

Выделяется большое количество газа

4. Уравнение реакции.

CaCO₃ + 2HCl = H₂CO₃ + H₂O

Угольная кислота практически сразу распадается на углекислый газ и на воду.

H₂CO₃ = H₂O + CO₂ ↑

5. Иллюстрационный материал.


6. Вывод.

В результате смешивания карбоната кальция CaCO₃ и соляной кислоты HCl образуются хлорид кальция CaCl₂ и слабая угольная кислота H₂CO₃, которая сразу же распадается на углекислый газ CO₂ и воду H₂O.
3.9 Опыт 9.

1. Название эксперимента.

Получение средней соли.

2. Ход эксперимента.

Вносим 2 капли хлорида бария ВaCl₂ в ячейку капельного планшета и добавляем 1 каплю раствора серной кислоты H₂SO₄.

3. Наблюдения.

Выделяется белый осадок.

4. Уравнение реакции.

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ ↓ + 2HCl

5. Иллюстрационный материал.


6. Вывод.

При взаимодействии хлорида бария ВaCl₂ с серной кислотой H₂SO₄ получилась плохо растворимая соль – сульфат бария BaSO₄, которая является средней.
3. 10 Опыт 10.

1. Название эксперимента.

Получение основной соли.

2. Ход эксперимента.

Вносим 2 капли хлорида кобальта CоCl₂ розового цвета в ячейку капельного

планшета и добавляем 1 каплю гидроксида натрия NaOH.

3. Наблюдения.

Выпадает голубой осадок основной соли кобальта.

4. Уравнение реакции.

CoCl₂ + 2NaOH = Co(OH)Cl ↓ + NaCl

5. Иллюстрационный материал.


6. Вывод.

В результате взаимодействия хлорида кобальта CоCl₂ и гидроксида натрия NaOH получилась основная соль гидроксохлорида кобальта Co(OH)Cl
3. 11 Опыт 11.

1. Название эксперимента.

Получение кислой соли.

2. Ход эксперимента.

В пробирку наливаем 3 капли насыщенного раствора гидроксида кальция Ca(OH)₂ и добавляем по каплям раствор фосфорной кислоты H₃PO₄ до выпадения осадка.

3. Наблюдения.

Выпадает осадок белого цвета.

4. Уравнение реакции.

3Сa(OH)₂ + 2H₃PO₄ = Ca₃(PO)₄ ↓ + 6H₂O

5. Иллюстрационный материал


6. Вывод.

При взаимодействии гидроксида кальция Ca(OH)₂ с фосфорной кислотой H₃PO₄ получается нерастворимый в воде осадок фосфата кальция Ca₃PO₄ .

7. Ход эксперимента.

Затем добавляем избыток фосфорной кислоты H₃PO₄.

8. Наблюдения.

Осадок растворяется, образуется кислая соль.

9. Уравнение реакции.

Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ = 3Ca(H₂PO₄)₂

10. Иллюстрационный материал


11. Вывод.

При добавлении избытка фосфорной кислоты H₃PO₄ осадок растворяется и получается кислая соль гидрофосфата кальция Ca(H₂PO₄)₂.
3. 12 Опыт 12.

1. Название эксперимента.

Получение комплексной соли.

2. Ход эксперимента.

В пробирку наливаем 2 капли голубого раствора сульфата меди CuSO₄ и добавляем 2 капли водного раствора аммиака NH₄OH.

3. Наблюдения.

Выделяется темно – синий гелеобразный осадок.

4. Уравнение реакции.

2CuSO₄ + 8NH₄OH = (CuOH)₂SO₄ + (NH₄)₂SO₄

5. Иллюстрационный материал.


6. Вывод.

При взаимодействии сульфата меди CuSO₄ с гидроксидом аммония NH₄OH образуется осадок гидроксосульфата меди (CuOH)₂SO₄.)₂SO₄

7. Ход эксперимента.

Добавляем избыток раствора аммиака NH₄OH до растворения осадка (CuOH)₂SO₄ и образования комплексной соли.

8. Наблюдения.

Цвет раствора меняется с темно – синего на синий.

9. Уравнениереакции.

(CuOH)₂SO₄ + 8NH₄OH = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + [Cu(NH₃)₄]SO₄ + 8H₂O

10. Иллюстрационный материал.


11. Вывод.

При добавлении избытка раствора аммиака NH₄OH осадок растворяется и образуется комплексная соль.

4. Контрольная задача.
Условие.

Одним из компонентов топлива баллистической ракеты США «Атлас – Центавр» является вещество, при сгорании которого образуются вода и азот. В газообразном состоянии плотность этого вещества по водороду D_отн. (Н₂) = 16. Расшифруйте состав горючего, ели его масса 3, 2 г дает воду массой 3, 6 г и азот объемом 2, 24 л (н. у.)

(Г. Н. Фадеев, Н. Н. Двуличанская. «Решение задач». Глава 1, §1. 2, №1)
Р ешение.

Дано:

m(N_x H_y) = 3, 2 г M(N_x H_y) = D_отн(H₂) * 2 = 16 * 2 = 32;

m(H₂ O) = 3, 6 г

V(N₂) = 2, 24 л m(H₂ O) * M(H₂) 3, 6 * 2

D_отн(H₂) = 16 Z1 = ——————— = ————— = 0,4 г

M(H₂ O) 18

Найти: N_x H_y

V(N₂) * M(N₂) 2, 24 * 28

Z2 = ———————— = ————— = 2,8 г

V_m 22, 4

Найдем количество атомов азота и водорода в

изначальном веществе:

Z2 2, 8

X(N) = ————— = ———— = 0, 2

A_r(N) 14

Z1 0, 4

Y(H) = ————— = ———— = 0, 4

A_r(H) 1

X(N) : Y(H) = 1:2, а значит х = 2 и у = 4, следовательно

вещество, которое является топливом баллистической

ракеты США «Атлас – Центавр» это гидразин, формула

которого N₂H₄.

Ответ: Гидразин - N₂H₄.