Metodichka_Akimov_Khimia

УДК 541 (075)

Рецензент канд. техн. наук, доцент А. Н. Койда (СПбГАСУ)

Химия: методические указания / сост.: Л. И. Акимов, Н. А. Андреева, М. Д. Бальмаков, И. В. Гончарова, В. В. Инчик, А. М. Миронов, Д. А. Миронов, А. И. Павлов, А. В. Ухина, О. М. Халина; под ред. Л. И. Акимова. – 3-е изд., перераб. и доп.; – СПбГАСУ. – СПб., 2013. – 114 с.

Методические указания являются необходимой частью учебного комплекса по химии и включают описание 19 основных лабораторных работ. Их последовательность соответствует расположению основных разделов курса химии в рабочих программах по химии.

Описанию лабораторных работ предшествуют небольшие теоретические введения, а завершают их контрольные вопросы для самопроверки. В приложение включены справочные таблицы, необходимые при решении задач и выполнении лабораторных работ.

Указания содержат общие правила работы в химической лаборатории, технику безопасности, порядок оформления отчетов по лабораторным работам, а также список рекомендованной литературы.

Предназначены для студентов всех специальностей.

Табл. 20. Ил. 3. Библиогр.: 9 назв.

©Санкт-Петербургский государственный архитектурно-строительный университет, 2013

ОБЩИЕ ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ И ТЕХНИКА БЕЗОПАСНОСТИ.

ОФОРМЛЕНИЕ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ

При работе в химической лаборатории необходимо знать и строго соблюдать установленные правила по технике безопасности:

•рабочее место содержать в чистоте и порядке; не загромождать его посторонними предметами;

•не допускать попадания химических реактивов на кожу и на одежду;

•реактивы не уносить с рабочих мест, после пользования ставить их на прежние места; если нет указаний по дозировке реактивов для данного опыта, то брать их следует в минимальном количестве;

•во всех опытах использовать только дистиллированную воду; не путать пробки от склянок с разными реактивами; сухие реактивы брать только чистым шпателем; неизрасходованные реактивы не высыпать (не выливать) в те склянки, из которых они взяты;

•не пользоваться реактивами без этикеток или с сомнительными этикетками;

•опыты с огнеопасными или легковоспламеняющимися веществами проводить вдали от открытого огня;

•особуюосторожностьсоблюдатьприработесядовитымиивредными веществами, с концентрированными кислотами и щелочами; работать с ними в вытяжном шкафу, окна которого должны быть открыты не более чем на одну треть;

•при нагревании или кипячении жидкости (особенно с осадком) во избежание разбрызгивания нагревать верхнюю часть пробирки, при этом держать ее отверстием от себя и работающих рядом;

•при всех несчастных случаях сразу же обращаться к преподавателю или дежурному лаборанту;

•после окончания лабораторного занятия вымыть посуду, убрать рабочее место, приборы и реактивы сдать лаборанту.

Каждый студент оформляет отчет по выполненной лабораторной работе в соответствии с рекомендуемой формой:

1)дата выполнения;

2)название лабораторной работы;

3)цель данной работы;

4)название опыта;

5)наблюдения, уравнения реакций, схемы приборов, расчеты, таблицы, графики;

6)выводы;

7)используемая литература;

8)домашнее задание.

Вбольшинстве лабораторных работ необходимо проводить расчеты. Для числовых значений рассчитываемых величин достаточно 3-4 значащих цифр (число знаков, стоящих после предшествующих им нулей).

Отклонение результатов измерений от истинных значений соответствующих величин неизбежно, поэтому в отчете должен быть расчет ошибок. Для определения ошибки необходимо получить не менее трех результатов параллельных измерений. Среднее арифметическое значение этих измерений является наилучшим приближением к истинному значению.

При обработке результатов отдельных измерений следует определять абсолютную и относительную ошибки данной величины. Абсолютная ошибка показывает, на сколько данная величина больше или меньше истинной; отношение этой ошибки к истинной величине, умноженной на 100, дает относительную ошибку, %.

Вряде лабораторных работ результаты измерений представляют в виде графиков. Их строят на миллиметровой бумаге и вклеивают в отчет. Оси координат располагают на расстоянии 2,0–2,5 см от края листа. Около осей указывают буквенные обозначения величин и единицы их измерений. Через равные интервалы на оси наносят деления в соответствующем масштабе, но не менее трех

ине более 6–8. Масштаб выбирают так, чтобы кривая полученной зависимости занимала почти всю площадь графика и не была прижата к одной из осей координат или расположена на какомто небольшом участке. Против делений на осях ставят числовые значения измеряемой величины. Кривую проводят через точки, руководствуясь не только их расположением, но и видом полученной зависимости.

Например, если известно, что исследуемая зависимость линейная, то проводят прямую, хотя экспериментальные точки могут несколько отличаться от нее вследствие погрешности эксперимента.

Работа 1. ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Неорганические соединения классифицируются как по составу, так и по свойствам (функциональным признакам). По составу они подразделяются на двухэлементные (бинарные) и многоэлементные соединения (табл. 1 приложения).

По функциональным признакам неорганические соединения подразделяются на классы в зависимости от характерных функций, выполняемых ими в химических реакциях. Выделяют следующие основные классы: оксиды, кислоты, основания (как частный случай гидроксидов, т. е. соединений, включающих группу ОН) и соли.

Оксиды – сложные вещества, состоящие из атомов кислорода

идругого элемента. В оксидах кислород проявляет степень окисления −2. Общая формула оксидов следующая: ЭхОу−2.

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Последних довольно мало (СО, NО, N2О). Они не образуют солей ни с кислотами, ни со щелочами. Солеобразующие оксиды делятся на основные (их гидраты – основания), кислотные (их гидраты – кислоты), амфотерные (их гидраты проявляют свойства как кислот, так

иоснований).

По современной номенклатуре названия этого класса строятся следующим образом: к слову «оксид» добавляется название элемента с указанием его степени окисления, если она не постоянная. Например, МgО – оксид магния; СО – оксид углерода (II); CО2 – оксид углерода (IV).

К основным оксидам относятся оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также многие оксиды других металлов со степенью окисления +1, +2. Они взаимодействуют с водой с образованием оснований. Например,

СаО + Н2О = Са(ОН)2

Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:

СаО + CО2 = СаCО3

СаО + 2НCl = СаCl2 + Н2О

Кислотные оксиды образуют неметаллы (Cl2О, CО2, SО2, N2О5 и др.), а также металлы со степенью окисления +5, +6, +7 (V2О5,

CrО3, Mn2О7).

Многие кислотные оксиды непосредственно взаимодействуют с водой, образуя кислоты. Например,

CО2 + Н2О = Н2СО3

SО3 + Н2О = Н2SО4

Со щелочами кислотные оксиды образуют соль и воду:

N2О5 + 2NаОН = 2NаNО3 + Н2О

Амфотерные оксиды образуют металлы, имеющие степень окисления +2, +3, иногда +4. К амфотерным оксидам относятся, напри-

мер, ВеО, ZnO, Al2O3, Cr2O3, SnO, PbO, MnO2 и др. Они характери-

зуются реакциями солеобразования и с кислотами, и с основаниями, так как в зависимости от условий проявляют как основные, так и кислотные свойства. Например,

Cr2O3 + 6НCl = 2СrCl3 + 3Н2О

Cr2O3 + 2NаОН = 2NаCrO2 + Н2О

Оксиды можно получить следующими способами:

• непосредственно взаимодействием простого вещества с кислородом:

Сu(ОН)2 =t° СuО + Н2О СаCО3 =t° СаО + CО2

2Zn(NO3)2 =t° 2ZnO + 4NO2 + О2

Кислоты – вещества (табл. 3 приложения), при электролитической диссоциации которых катионами могут быть только положительно заряженные ионы водорода Н+ (точнее, ионы гидроксония

[Н3О]+). Например,

НCl → Н+ + Cl−

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации молекулы кислоты: НCl – одноосновная кислота, H2SO4 – двухосновная, H3PO4 – трехосновная.

Кислоты можно разделить на бескислородные (HCl, HBr, HCN, H2S) и кислородсодержащие (HNO3, H2SO4, H3PO4).

Названия кислородсодержащих кислот, в которых степень окисления кислотообразующего элемента (центрального атома) равна номеру группывПериодическойсистемехимическихэлементовД.И.Менделеева (высшаястепеньокисления),образуетсяотназванияэлементасдобав- лениемсуффикса-н-(-ов-или-ев-)иокончания-ая.Например,HNO3 – азот-н-ая кислота, H2SiO3 – кремни-ев-ая кислота. При меньшей степени окисления центрального атома названия кислот образуются с суффиксом -ист-. Например, HNO2 – азот-ист-ая кислота, H2SO3 – серн-ист-ая кислота. В зависимости от содержания молекул воды некоторые кислоты могут находиться в метаили ортоформе. Приставка метаозначает минимальное содержание молекул воды, орто- – на одну или несколько молекул больше. Например, HPO3 – метафосфорная кислота, H3PO4 (HPO3 + Н2О) – ортофосфорная кислота.

В названиях бескислородных кислот к наименованию элемента добавляют слово «водородная». Например, HCl – хлороводородная, H2S – сероводородная.

В соответствии с электролитической диссоциацией общие свойства кислот обусловлены ионами водорода Н+. В растворах кислот индикаторы меняют свою окраску: лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым.

Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами: H2SO4 + Mg(OH)2 = MgSO4 + 2H2O

2HNO3 + СаО = Са(NO3)2 + H2O

При взаимодействии кислот с солями могут образовываться новые соль и кислота. Реакции этого типа идут при условии образования малорастворимых, летучих или малодиссоциирующих (слабых электролитов) продуктов реакции (табл. 2 приложения):

2HCl + СаСО3 = СаCl2 + H2СO3 H2SO4 + ВаCl2 = ВаSO4↓+ 2HCl

Кислоты получают:

• гидратацией кислотных оксидов:

Р2О5 + H2O = H3РО4

• обменной реакцией соли с кислотой:

Са3(РО4)2 + 3H2SO4 = 3СаSO4↓ + 2H3РО4

Основания – вещества, при электролитической диссоциации которых в качестве анионов образуются гидроксид-ионы ОН−:

NаОН → Nа+ + ОН−

Кислотность основания определяется числом ионов ОН−, образующихся при диссоциации молекулы гидроксида. NаОН – однокислотное основание, Са(ОН)2 – двухкислотное основание, Fe(ОН)3 – трехкислотное основание.

По растворимости в воде различают:

а) основания, растворимые в воде, – щелочи, например LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 и др.;

б) основания, нерастворимые в воде, например Cu(OH)2, Fe(OH)3, Cr(OH)3 и др.

Названияоснованийобразуютсяизслова«гидроксид»иназвания соответствующего металла с указанием его степени окисления, если она переменная. Например, Ca(OH)2 – гидроксид кальция, Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).

Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов. В их присутствии фиолетовый лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым.

Щелочи реагируют с кислотными оксидами и кислотами: Ba(OH)2 + СО2 = BaСО3 + H2O

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

При действии щелочей на растворы солей получаются новая соль и новое основание, причем одно из полученных веществ должно выпадать в осадок:

2КОН + CuSО4 = Cu(ОН)2↓ + К2SО4

Ca(OH)2 + Na2СО3 = CaСО3↓ + 2NaOH

По теореме электролитической диссоциации общие свойства щелочей обусловлены гидроксид-ионами ОН−.

Нерастворимые в воде основания, взаимодействуют с кислотами как и щелочи:

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

и разлагаются при нагревании:

2Fe(OH)3 =t° Fe2О3 + 3H2O

Получить щелочи можно растворением в воде соответствующих металлов и их оксидов:

2Na + 2H2O = 2NaOH + Н2 СаО + H2O = Ca(OH)2

Общий способ получения нерастворимых в воде оснований – действие щелочей на растворимые соли металлов, основания которых нерастворимы:

2NaOH + FeSО4 = Fe(OH)2↓ + Na2SО4

Основания являются частным случаем группы соединений с общим названием «гидроксиды». Гидроксиды – вещества, содержащие группу ОН−, – получаются соединением оксидов с водой. В зависимости от того, какой ион (Н+ или ОН−) образуется при электролитической диссоциации, гидроксиды бывают трех видов: основные (основания), кислотные (кислородсодержащие кислоты) и амфотерные (амфолиты).

Амфолиты – это гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся, например, Cr(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2,Al(OH)3 и др.

Амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и со щелочами. С кислотами они реагируют как основания, а со щелочами – как кислоты. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции его взаимодействия: с кислотой и со щелочью. Если обе реакции имеют место, то гидроксид амфотерен. Например, гидроксид алюминияAl(OH)3 при взаимодействии со щелочью ведет себя как кислота H3AlO3 (ортоалюминиевая) или HAlO2 (метаалюминиевая):

Al(OH)3 + 3HCl =AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 + 3NaOH = Na3AlO3 + 3H2O

Соли – вещества, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или аммония NН4+) и анионы кислотных остатков.

Соли можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или гидроксильных групп в молекуле основания кислотными остатками. В зависимости от этого соли делятся на средние, кислые и основные.

Средние соли – продукты полного замещения, они состоят только из катионов металлов или NН4+ и анионов кислотных остатков.

Чтобы правильно написать формулу какой-либо соли, следует учитывать величины зарядов катиона и аниона. Число каждого иона должно быть таким, чтобы алгебраическая сумма зарядов была равна нулю, т. е. соединение было электронейтральным. Например, сульфат хрома (III) состоит из ионов Cr3+ и SO42−, имеет состав Cr2(SO4)3, а ортофосфат кальция, состоящий из ионов Са2+ и РО43−, – состав Са3(РО4)2.

Названия солей составляют из названия аниона кислоты в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже (хлорид натрия, карбонат кальция и т. п.). Если степень окисления катиона металла переменная, ее указывают римскими цифрами в скобках: сульфат железа (II) – FeSО4, сульфат железа (III) – Fe2(SО4)3.

Кислые соли (гидросоли) – продукты неполного замещения ионов водорода многоосновных кислот катионами металлов. Их образуют только многоосновные кислоты. Признак кислой соли – наличие в ее составе незамещенных Н+. Для верного написания формул кислых солей следует рассчитать заряд аниона с учетом незамещенных ионов Н+ (НСО3−, НРО42−, Н2РО4−). Число ионов подбирается так, чтобы соединение было электронейтральным. Например, формула кислой соли из ионов Cr3+ и НРО42− имеет состав Cr2(НРО4)3.

Названия кислых солей образуются добавлением к названию аниона (кислотного остатка) приставки гидроили дигидро-, если не замещены два иона Н+, что возможно только для трехосновных кислот: Cа(НСО3)2 – гидрокарбонат кальция,Al2(НРО4)3 – гидроортофосфат алюминия, Al(Н2РО4)3 – дигидроортофосфат алюминия.

Основные соли (гидроксосоли) по составу являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки. Их образуют только многокислотные основания. Признак гидроксосоли – наличие в составе незамещенных ОН−. Для верного написания формул основных солей следует рассчитать заряд катиона с учетом незамещенных групп ОН− (СаОН+, AlOH2+, Al(OH)2+). Далее число ионов как для средних, так и для кислых солей подбирается так, чтобы соединение было электронейтральным. Например, формула гидроксосоли из ионовAl(OH)2+ и SО42− –

(Al(OH)2)2SО4.

Названия основных солей образуются добавлением к названию катиона металла приставки гидроксоили дигидроксо-, если не замещены две гидроксогруппы, что возможно только для трехкислот-

ных оснований: (CuOH)2СО3 – карбонат гидроксомеди;AlOHSО4 – сульфат гидроксоалюминия, (Al(OH)2)2SО4 – сульфат дигидроксоалюминия.

Средние соли получают следующими способами: 1) металл + неметалл:

2Na + Cl2 = 2NaCl

2) металл + кислота:

Мg + 2НCl = МgCl2 + H2

3) металл + соль:

Zn + CuSО4 = Cu + ZnSО4

4)основной оксид + кислотный оксид: СаО + СО2 = СаСО3

5)основание + кислота:

Zn(ОН)2 + 2НNО3 = Zn(NО3)2 + 2Н2О 6) соль + соль:

Pb(NO3)2 + Na2SO4 = PbSO4↓ + 2NaNO3 7) основной оксид + кислота:

CuО + Н2SО4 = CuSО4 + Н2О 8) кислотный оксид + основание:

Р2О5 + 6NaОН = 2Na3РО4 + 3Н2О 9) щелочь + соль:

Ва(ОН)2 + К2СО3 = ВаСО3↓ + 2КОН 10) кислота + соль:

Н2SО4 + ВаCl2 = ВаSО4↓ + 2НCl Кислые соли могут быть получены в кислой среде: 1) основание + кислота (избыток):

NaОН + Н3РО4 = NaН2РО4 + Н2О

2NaОН + Н3РО4 = Na2НРО4 + Н2О 2) средняя соль + кислота (избыток):

Na3РО4 + 2Н3РО4 = 3NaН2РО4 2Na3РО4 + Н3РО4 = 3Na2НРО4

Основные соли могут быть получены в щелочной среде: 1) основание (избыток) + кислота:

Al(OH)3 + 2НCl =AlOHCl2 + 2Н2О

Al(OH)3 + НCl =Al(OH)2Cl + Н2О 2) средняя соль + щелочь:

AlCl3 + NaОН =AlOHCl2 + NaCl

AlCl3 + 2NaОН =Al(OH)2Cl + 2NaCl

Превращение кислых и основных солей в средние происходит следующими способами:

1) кислая соль + щелочь:

NaНSО3 + NaОН = Na2SО3 + Н2О

Са(Н2РО4)2 + 2Са(ОН)2 = Са3(РО4)2 + 4Н2О 2) основная соль + кислота:

(CuОН)2SО4 + Н2SО4 = 2CuSО4 + 2Н2О

Экспериментальная часть

Цель работы – получение и ознакомление со свойствами оксидов, кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей.

Оборудование и реактивы: аппарат Киппа, тигельные щипцы, пробирки цилиндрические, стеклянные палочки, спиртовка; карбонат гидроксомеди, медь, цинк, мел, ацетат натрия; растворы серной кислоты, гидроксида натрия – (2 М), ортофосфорной кислоты (разбавленная), гидроксида кальция (насыщенная), сульфата меди, хлорида железа (III), хлорида или сульфата цинка, сульфата алюминия, сульфата хрома (III), хлорида натрия, хлорида бария, хлорида кальция, карбоната натрия, сульфата кобальта (II) – (0,5 М); индикаторы: лакмус, фенолфталеин, индикаторная бумага.

Опыт 1. Получение оксида меди (II) разложением гидроксосоли

В сухую пробирку засыпать немного соли карбоната гидроксомеди (II) и нагреть до полного разложения соли. Какие произошли изменения? Составить уравнение реакции. Полученный оксид сохранить для опыта № 9.

Опыт 2. Получение оксида меди (II) окислением меди

Тонкуюмеднуюпластинкуили проволокузажатьщипцами и внести в пламя горелки. Нагреть до почернения. Составить уравнение реакции.

Опыт 3. Получение оксида кальция разложением карбоната кальция

Зажать щипцами небольшой кусочек мела и прокалить его в течение 5–7 мин в верхней части пламени горелки. На какие вещества разлагается СаСО3 при нагревании? Написать уравнение реакции. Затем, добавив в пробирку с водой несколько капель фенолфталеина, опустить туда прокаленный кусочек. Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

Опыт 4. Получение угольной кислоты

В пробирку с водой добавить несколько капель индикатора – (лакмуса), отметить окраску индикатора. Пропустить через воду в течение нескольких минут углекислый газ из аппарата Киппа. Как изменилась окраска индикатора? Составить уравнение реакции.

Опыт 5. Получение уксусной кислоты

Положить в пробирку немного кристаллов ацетата натрия NaСН3СОО и прибавить несколько капель Н2SО4. Определить по запаху, какое вещество образовалось. Написать уравнение реакции.

Опыт 6. Получение гидроксида кальция

Взболтать в пробирке небольшое количество оксида кальция с водой. Отстоявшийся раствор осторожно слить в другую пробирку и прилить к нему несколько капель фенолфталеина. Как изменился цвет раствора? Составить уравнение реакции.

Опыт 7. Получение нерастворимых в воде оснований

Налить в две отдельные пробирки растворы солей CuSO4 и FeCl3 и в каждую пробирку добавить раствора гидроксида натрия. Отме-

тить окраску образовавшихся осадков. К полученным осадкам добавить раствор серной кислоты до полного их растворения. Записать уравнения всех химических реакций.

Опыт 8. Получение амфотерных гидроксидов и изучение их свойств

1.В две пробирки внести 1–2 мл раствора любой соли цинка.

Вкаждую добавить по каплям раствор NaОН до образования осадка (пробирки встряхивать для перемешивания). К полученному осадку в одну пробирку прибавить раствор кислоты, в другую – избыток раствора щелочи. Происходит ли растворение осадка в обеих пробирках? Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

2.Повторить п. 1 опыта 8, взяв в качестве реактива раствор соли алюминия.

3.Повторить п. 1 опыта 8, взяв в качестве реактива раствор соли хрома (III).

Сделать вывод о характере гидроксидов цинка, алюминия и хро-

ма (III).

Опыт 9. Получение соли при взаимодействии оксида с кислотой

К полученному в опыте 1 оксиду меди добавить немного раствора серной кислоты и подогреть до полного растворения. Как изменилась окраска раствора? Составить уравнение реакции.

Опыт 10. Получение соли при взаимодействии металла

скислотой

Впробирку с раствором серной кислоты внести кусочек цинка. Испытать выделяющийся газ с помощью горящей лучины. Составить уравнение реакции.

Опыт 11. Получение соли взаимодействием двух растворимых солей

В четыре пробирки налить растворы солей: в первую пробир-

ку NaCl и AgNO3, во вторую – Na2SO4 и BaCl2, в третью – CaCl2