Методичка для лабораторных работ по химии. Уфимский государственный нефтяной технический университет

• Название: Уфимский государственный нефтяной технический университет
• Анкор: Методичка для лабораторных работ по химии.doc
• Дата: 19.05.2018
• Размер: 306 Kb.
• Имя файла: Методичка для лабораторных работ по химии.doc
• Тип: Реферат; #19433
• Категория: Химия
• страница: 1 из 4

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ
"УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ

УНИВЕРСИТЕТ"

УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС,

ИСПОЛЬЗУЕМЫЙ ПРИ ДИСТАНЦИОННОМ ОБУЧЕНИИ

ПО ДИСЦИПЛИНЕ

ХИМИЯ

для обучения студентов,

обучающихся по специальностям

направления 130500 «Нефтегазовое дело»

ЭЛЕМЕНТ

"ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ"

Составитель профессор Ю.И. Пузин

УФА 2005

Содержание

стр.

1	Введение …………………………….………………….	3
2	Классификация и свойства неорганических веществ …………………..	3
	2.1. Лабораторная работа № 1…………………………………………..	3
	2.2. Лабораторная работа № 2…………………………………………..	6
	2.3. Лабораторная работа № 3…………………………………………..	10
	2.4. Лабораторная работа № 4…………………………………………..	13
3	Окислительно-восстановительные процессы…………………………….	15
	3.1. Лабораторная работа № 5…………………………………………..	15
	3.2. Лабораторная работа № 6…………………………………………..	20

1. 
   ВВЕДЕНИЕ
   

Лабораторные работы по курсу химии для студентов заочной формы обучения включают работы по трём основным темам: 1). получение и свойства основных классов неорганических веществ; 2). свойства металлов; 3). окислительно-восстановительные реакции неорганических веществ. Описания опытов, содержащихся в данном разделе, являются типическими и могут быть заменены аналогичными или подобными. Часть опытов проводится в демонстрационном режиме.

2. 
   КЛАССИФИКАЦИЯ И СВОЙСТВА НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
   

1. 
   Лабораторная работа № 1. Получение и химические свойства оксидов.
   

Опыт 1. Получение бинарных соединений магния реакцией горения (демонстрационный)

Небольшой кусочек стружки магния взять пинцетом и внести в пламя горелки; после воспламенения сжечь его над фарфоровым тиглем. К собранному в тигле оксиду магния прилить 1 – 2 мл воды и добавить 1 каплю фенолфталеина. Наблюдать изменение окраски индикатора.

Охарактеризовать внешний вид металлического магния.

Объяснить, почему в обычных условиях металлический магний устойчив на воздухе.

Отметить, как протекает реакция:

• 
  активно или нет, что выделяется;
  

• 
  стружка магния сгорела полностью или нет, объяснить;
  

• 
  охарактеризовать внешний вид продуктов реакции;
  

• 
  охарактеризовать состав воздуха;
  

• 
  составить уравнения реакций магния с основными компонентами воздуха
  

Mg+O₂→

Mg+N₂→

• 
  охарактеризовать растворимость оксида и гидроксида магния в воде;
  

• 
  объяснить изменение окраски раствора и ответить какая среда кислая, нейтральная или щелочная в полученном растворе;
  

• 
  составить уравнения реакций взаимодействия бинарных соединений магния с водой:
  

MgO+H₂O→…;

Mg₃N₂+H₂O→…;

• 
  составить уравнение электролитической диссоциации гидроксида магния;
  

Mg(OH)₂↓↔…;

• 
  охарактеризовать кислотно-основные свойства оксида и гидроксида магния.
  

• 
  сделать вывод.
  

Опыт 2. Получение и свойства оксидов фосфора.

В металлическую ложечку с длинной ручкой поместить около 0,5 г красного фосфора. Осторожно поджечь фосфор в пламени спиртовки. Ложечку с горящим фосфором быстро поместить в колбу с водой, которую прикрыть стеклянной воронкой. При взбалтывании колбы наблюдать растворение белого оксида фосфора в воде. Затем:

• 
  охарактеризовать внешний вид красного фосфора;
  

• 
  отметить, как протекает реакция;
  

• 
  охарактеризовать внешний вид продуктов реакции;
  

• 
  составить уравнения реакций горения фосфора,
  

P+O_{2(недост.)}→…;

Р+О_2(изб.)→… .
Опыт 3. Взаимодействие оксидов фосфора с водой. Получение раствора ортофосфорной кислоты.

Обмыть стеклянную воронку и стенки стакана (опыт 2) дистиллированной водой. Добавить индикатор – метиловый оранжевый:

• 
  охарактеризовать растворимость оксидов фосфора;
  

• 
  составить уравнения реакции оксидов фосфора с водой:
  

P₂O₅+H₂O→…;

P₂O₃+H₂O→…;

• 
  объяснить изменение окраски раствора и какая среда (кислая, нейтральная или щелочная) в полученном растворе;
  

• 
  составить уравнения электролитической диссоциации ортофосфорной кислоты:
  

1 ст. – H₃PO₄↔…;

2 ст. – H₂PO₄^-↔…;

• 
  ст. – HPO₄^2-↔…;
  

• 
  составить выражения для констант диссоциации (К₁; К₂; К₃), привести значения констант (таблица);
  

• 
  в каком направлении смещены равновесия диссоциации первой, второй и третьей стадии;
  

• 
  какая стадия диссоциации осуществляется лучше;
  

• 
  назвать все полученные соединения и ионы, содержащие фосфор;
  

• 
  охарактеризовать кислотно-основные свойства оксидов фосфора и ортофосфорной кислоты.
  

Опыт 4. Получение оксида углерода (IV) разложением малахита [(CuOH)₂CO₃] и его взаимодействие с водой (демонстрационный)

На дно пробирки поместить небольшое количество измельченного малахита – карбоната гидроксомеди (II). Пробирку закрыть пробкой с газоотводной трубкой и закрепить в штативе в наклонном положении. Газоотводную трубку погрузить в пробирку с дистиллированной водой с 1 каплей индикатора метилоранжа. Пробирку с малахитом нагреть в пламени спиртовки до полного завершения реакции:

• 
  охарактеризовать внешний вид малахита до реакции и какие изменения происходят по мере его нагревания;
  

• 
  составить уравнение термического разложения карбоната гидроксомеди (II):
  

t^o

(CuOH)₂CO₃→…+…+…;

• 
  отметить, как изменяется цвет индикатора – метилоранжа в пробирке с дистиллированной водой, дать объяснение;
  

• 
  составить уравнение реакции взаимодействия оксида углерода (IV) с водой:
  

CO₂+H₂O↔…;

• 
  составить уравнения диссоциации угольной кислоты:
  

1 ст. - H₂CO₃↔…;

2 ст. - HCO₃^-↔…;

• 
  составить выражения и привести значения (таблица) констант диссоциации угольной кислоты по первой и второй стадии;
  

• 
  охарактеризовать кислотно-основные свойства оксида углерода (IV) и угольной кислоты;
  

• 
  назвать все полученные соединения и ионы, содержащие углерод;
  

• 
  привести все известные названия оксида углерода (IV).
  

Опыт 5. Получение оксида хрома (III) разложением дихромата аммония

На кафельную плитку насыпать немного кристаллов дихромата аммония. Нагреть в пламени горелки стеклянную палочку и внести её в дихромат аммония. Наблюдать энергичное разложение соли.

• 
  Охарактеризовать внешний вид дихромата аммония;
  

• 
  отметить, как протекает реакция: активно или нет, что выделяется, как изменяется цвет и объем реакционной массы;
  

• 
  составить уравнение термического разложения дихромата аммония, учитывая, что образуются оксид хрома (III), азот, вода:
  

(NH₄)₂Cr₂O₇→…+…+…;

• 
  ответить, к какому типу относится эта реакция.
  

Опыт 6. Сравнение основных свойств оксида кальция и оксида меди (II)

Поместить в первую пробирку 1 микрошпатель оксида кальция, во вторую пробирку – 1 микрошпатель оксида меди (II). В каждую пробирку добавить по 10-12 капель раствора соляной кислоты или разбавленной азотной кислоты. Пробирку с оксидом меди (II) осторожно нагреть.

• 
  Отметить, как протекает реакция, активно или нет, что выделяется, в какой пробирке изменяется окраска раствора;
  

• 
  какой оксид растворяется полностью;
  

• 
  составить уравнения основных реакций, учитывая, что образуются соль и вода:
  

CaO+HCl→…;

CuO+HCl→…;

• 
  в какой пробирке наблюдается выделение газа, какой это газ;
  

• 
  обратите внимание, как хранятся оксиды кальция и оксид меди (II), чем могут они загрязняться при хранении на воздухе;
  

• 
  составить уравнение реакции, протекающей при хранении оксида кальция (негашеной извести) на воздухе:
  

CaO+CO₂→…;

• 
  составить уравнение реакции примеси карбоната кальция, содержащегося в оксиде кальция с кислотой:
  

CaCO₃+HCl→…

• 
  объяснить, почему оксид кальция загрязняется примесью карбоната в большей степени, чем оксид меди (II);
  

• 
  охарактеризовать кислотно-основные свойства оксидов кальция и оксида меди (II);
  

• 
  сравнить, какой оксид проявляет более основные свойства.
  

Опыт 7. Растворимость и кислотно-основные свойства оксида хрома (III)

В три пробирки поместить по 1 микрошпателю образовавшегося (опыт 5) оксида хрома (III). В 1-ую пробирку прилить дистиллированной воды, во 2-ую – раствор соляной кислоты, в 3-ю – раствор гидроксида натрия.

• 
  Отметить изменение окраски растворов, растворимость оксида хрома (III);
  

• 
  составить уравнения реакций:
  

Cr₂O₃+HCl→…;

Cr₂O₃+NaOH+H₂O→…;

• 
  сделать вывод о свойствах оксида хрома (III).
  

2. 
   Лабораторная работа № 2. Получение и химические свойства гидроксидов металлов и кислот
   

Опыт 1. Водородный показатель и электролитическая диссоциация кислот и оснований

Испытуемые растворы: HCl, CH₃COOH, NaOH, NH₄OH. На предметное стекло положить четыре полоски универсального индикатора, нанести на каждую из них по 1 капле испытуемых растворов и тотчас сравнить окраску бумаги с эталонной шкалой универсального индикатора.

- Записать значения рН в испытуемых растворах;

- объяснить, что характеризует водородный показатель (рН);

- как связаны водородный показатель (рН) и концентрация ионов водорода в растворе;

- рассчитать концентрацию ионов Н⁺ в испытуемых растворах;

- рассчитать гидроксильный показатель (рОН) и концентрацию ОН^—ионов в испытуемых растворах;

• 
  заполнить таблицу:
  

Раствор	рН= -lg[H+]	[H+], моль/л	Среда	рОН= -lg[OH-]	[OH-], моль/л	Уравнение электролитической диссоциации	Сила электролита
HCl
CH3COOH
NH4OH
NaOH

- объяснить, какие вещества из указанных проявляют кислотные свойства и какие – основные;

- сравнить рН и концентрации ионов [H⁺] в растворах кислот; какая из них лучше диссоциирует на ионы; в каком направлении смещены равновесия диссоциации HCl и CH₃COOH;

- составить выражение и привести значения (таблица) константы диссоциации слабой кислоты …;

- как связаны рН и сила кислоты для растворов с одинаковыми концентрациями кислот HCl и CH₃COOH;

- сравнить рН и концентрации ОН^—ионов в растворах оснований, какие из них лучше диссоциирует на ионы, в каком направлении смещены равновесия диссоциации NH₄OH и NaOH;

- составить выражения и привести значение (таблица) константы диссоциации слабого основания …;

- как связаны рН и сила основания для растворов с одинаковыми концентрациями оснований NaOH и NH₄OH.
Опыт 2. Электролитическая диссоциация слабого основания

Налить в две пробирки по 6 капель раствора гидроксида аммония и по 2 капли раствора фенолфталеина. Затем в одну из пробирок добавить один микрошпатель кристалличекого хлорида аммония. Пробирку встряхнуть несколько раз. Наблюдать ослабление интенсивности окраски раствора.

- Объяснить появление интенсивной малиновой окраски фенолфталеина в растворе гидроксида аммония, в какой среде фенолфталеин окрашивается (таблица), на присутствие каких ионов в растворе указывает окраска фенолфталеина;

- составить уравнение диссоциации гидроксида аммония

NH₄OH↔…;

- составить уравнение диссоциации хлорида аммония

NH₄Cl↔…;

- объяснить, о чем свидетельствует ослабление окраски фенолфталеина после добавления хлорида аммония;

- объяснить, как изменилась щелочность раствора после добавления хлорида аммония к раствору гидроксида аммония;

- используя принцип Ле Шателье, ответить в каком направлении смещается равновесие диссоциации NH₄OH после добавления NH₄Cl (т.е. увеличения концентрации NH₄⁺), как это изменяет концентрацию ОН^--ионов в растворе и рН-раствора.
Опыт 3. Получение и кислотно-основные свойства гидроксидов железа (II) и железа (III)

а) В две пробирки прикапать по 2 капли раствора сульфата железа (II) (соли Мора) и 2 н раствора гидроксида натрия до образования осадка. В первую пробирку к образовавшемуся осадку гидроксида железа (II) добавить избыток раствора соляной кислоты, во вторую пробирку – избыток раствора гидроксида натрия:

– охарактеризовать внешний вид осадка;

- составить уравнения реакции образования гидроксида железа (II) в молекулярной и ионной форме

FeSO₄+NaOH→…;

- отметить, с каким раствором: соляной кислоты или гидроксида натрия взаимодействует гидроксид железа (II);

- составить уравнение реакции гидроксида железа (II) с соляной кислотой

Fe(OH)₂+HCl→…;

- отметить, как изменяется внешний вид осадка Fe(OH)₂ во второй пробирке при хранении на воздухе, объяснить;

- составить уравнение реакции окисления гидроксида железа (II) на воздухе

Fe(OH)₂+O₂+…→…;

- сделать вывод о свойствах гидроксида железа (II).

б) В две пробирки прикапать по 2 капли раствора хлорида железа (III) и 2 н раствора гидроксида натрия до образования осадка. В первую пробирку к образовавшемуся осадку гидроксида железа (III) добавить избыток раствора соляной кислоты, во вторую пробирку – избыток концентрированного раствора гидроксида натрия:

- охарактеризовать внешний вид осадка;

- составить уравнение реакции образования гидроксида железа (III) в молекулярной и ионной форме:

FeCl₃+NaOH→…;

- отметить в избытке какого раствора - соляной кислоты или гидроксида натрия - осадок гидроксида железа (III) растворился полностью;

- составить уравнение реакции взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой в молекулярной и ионной форме:

Fe(OH)₃+HCl→…;

- частично растворяясь в избытке концентрированного раствора гидроксида натрия, гидроксид железа (III) образует гидроксомплекс, составить уравнение:

Fe(OH)₃+NaOH↔…;

- отметить, какие свойства - кислотные или основные - преобладают у гидроксида железа (III);

- сравнить кислотно-основные свойства гидроксида железа (II) и гидроксида железа (III).
Опыт 4. Получение и свойства гидроксида меди (II)

В четыре пробирки прикапать по 2 капли раствора сульфата меди (II) и 2 н раствора гидроксида натрия до образования осадка. В первую пробирку к образовавшемуся осадку гидроксида меди (II) добавить избыток раствора соляной кислоты; во вторую пробирку – избыток раствора гидроксида натрия; в третью пробирку – избыток концентрированного раствора аммиака; четвертую пробирку нагреть в пламени спиртовки.

- Охарактеризовать внешний вид осадка гидроксида меди (II);

- составить уравнение реакции образования гидроксида меди (II) в молекулярной и ионной форме

CuSO₄+NaOH→…;

- отметить, в избытке какого раствора соляной кислоты или гидроксида натрия осадок гидроксида меди (II) растворился полностью;

- составить уравнение реакции взаимодействия гидроксида меди (II) с соляной кислотой в молекулярной и ионной форме

Cu(OH)₂+HCl→…;

- отметить, как изменился цвет раствора во второй пробирке при добавлении избытка гидроксида натрия; объяснить, учитывая возможность образования в незначительной степени гидроксокомплекса, составить уравнение реакции

Cu(OH)₂+NaOH→…;

- ответить, какие свойства: кислотные или основные преобладают у гидроксида меди (II);

- отметить изменения в третьей пробирке в избытке раствора аммиака;

- составить уравнение реакции

Cu(OH)₂+NH₃→…;

учитывая, что растворение гидроксида меди (II) в избытке раствора аммиака происходит в результате образования гидроксида тетраамин меди (II);

- отметить, какие изменения происходят при нагревании осадка гидроксида меди (II) в четвертой пробирке;

- составить уравнение термического разложения гидроксида меди (II), учитывая, что образуются оксид меди (II) и вода.

t^o

Cu(OH)₂→…+…;

- охарактеризовать свойства гидрокида меди (II).
Опыт 5. Получение и свойства гидроксида цинка

В три пробирки прикапать по 2 капли раствора сульфата цинка и 2 н раствора гидроксида натрия до образования осадка. В первую пробирку к образовавшемуся осадку гидроксида цинка добавить избыток раствора соляной кислоты, во вторую пробирку – избыток раствора гидроксида натрия, в третью пробирку – избыток раствора аммиака.

- Охарактеризовать внешний вид осадка гидроксида цинка;

- составить уравнение реакции образования гидроксида цинка в молекулярной и ионной форме

ZnSO₄+NaOH→…;

недост.

- отметить, растворение осадка гидроксида цинка в избытке раствора соляной кислоты, гидроксида натрия;

- составить уравнения реакций взаимодействия гидроксида цинка с соляной кислотой в молекулярной и ионной форме

Zn(OH)₂+HCl→…;

- составить уравнение реакции взаимодействия гидроксида цинка с избытком гидроксида натрия, учитывая, что образуется тетрагидроксоцинкат натрия

Zn(OH)₂+NaOH→…;

изб.

- ответить, какие кислотно-основные свойства проявляет гидроксид цинка;

- объяснить растворение гидроксида цинка в избытке аммиака;

- составить уравнение реакции, учитывая, что происходит образование гидроксида тетрааминцинка

Zn(OH)₂+NH₃→…;

- объяснить значение терминов «амфотерный оксид», «амфотерный гидроксид».
Опыт 6. Получение и свойства гидроксида алюминия

В две пробирки прикапать по 2 капли раствора соли сульфата алюминия и 2 н раствора гидроксида аммония до образования осадка. В первую пробирку к осадку гидроксида алюминия добавить избыток раствора соляной кислоты, во вторую пробирку – избыток раствора гидроксида натрия.

- Охарактеризовать внешний вид осадка гидроксида алюминия;

- составить уравнение реакции образования гидроксида алюминия в молекулярной и ионной форме

Al₂(SO₄)₃+NH₄OH→…;

- отметить, какие изменения происходят с осадком гидроксида алюминия при добавлении избытка соляной кислоты и избытка гидроксида натрия;

- составить уравнение реакции взаимодействия гидроксида алюминия с соляной кислотой в молекулярной и ионной форме

Al(OH)₃+HCl→…;

- составить уравнение реакции взаимодействия гидроксида алюминия с избытком гидроксида натрия:

Al(OH)₃+NaOH→…;

- ответить, какие кислотно-основные свойства проявляет гидроксид алюминия.
2.3 Лабораторная работа № 3. Получение и химические свойства средних, кислых и основных солей