МетодикиЛРСокращ

Е.А. Григорьева

Методики лабораторных работ

по химии

Челябинск, 2012

Таблица 1

Названия кислот и их солей

2

Лабораторная работа № 1. Классы неорганических соединений

Цель работы: ознакомиться с методами получения оксидов, кислот, оснований (щелочей), солей и изучить их свойства.

Приборы и реактивы: аппарат Киппа, пробирки, кислоты, основания, соли, индикаторы.

Опыт 1. Изменение окраски индикаторов в различных средах

1.Налейте в одну пробирку немного дистиллированной воды, в другую – раствор гидроксида натрия NaOH, в третью - раствор серной кислоты H2SO4. В каждую пробирку добавьте 2-3 капли лакмуса. Наблюдайте изменения окраски.

2.То же самое проделайте с индикаторами метилоранжем и фенолфталеином. 3.Результаты опыта занесите в таблицу.

Опыт 2. Получение и свойства основного оксида

1.Возьмите в сухую пробирку небольшое количество основной соли – карбоната гидроксомеди (II) (CuOH)2CO3 и нагрейте.

2.Наблюдайте изменения при нагреве соли.

3.Образовавшийся оксид меди (II) разделите на две пробирки. В одну из пробирок добавьте 2 – 3 мл дистиллированной воды и взболтайте.

4.В другую пробирку добавьте 2–3 мл разбавленной серной кислоты H2SO4 и взболтайте. 5. Наблюдайте происходящие изменения.

Опыт 3. Получение и свойства кислотного оксида

1.Налейте в пробирку 2-3 мл (примерно 1/3 объема пробирки) насыщенного раствора гидроксида кальция Са(ОН)2 (известковой воды).

2.Пропустите через раствор оксид углерода (IV) СО2, полученный в аппарате Киппа действием соляной кислоты НС1 на мрамор СаСО3.

3.Напишите уравнения реакций получения оксида углерода (IV) и его взаимодействия с

Са(ОН)2.

Опыт 4. Получение кислоты, растворимой в воде

1.Налейте в пробирку 2…3 мл дистиллированной воды, добавьте несколько капель лакмуса и пропустите углекислый газ из аппарата Киппа. Как меняется окраска индикатора?

2.Напишите уравнение реакции. Как диссоциирует угольная кислота в водном растворе? Составьте уравнения ступенчатой диссоциации угольной кислоты. Дайте названия кислотным остаткам.

Опыт 5. Получение нерастворимой в воде кислоты

1.Налейте в пробирку 1…2 мл раствора молибдата аммония (NH4)2MoO4, добавьте 2…3 капли концентрированной соляной кислоты НС1. Наблюдайте выпадение осадка молибденовой кислоты. Отметьте цвет осадка. Составьте уравнение реакции. 2.Определите степень окисления молибдена в полученной кислоте.

Опыт 6. Получение растворимого в воде основания (щелочи)

1.Поместите в пробирку кусочек оксида кальция (негашеной извести) СаО и прибавьте 3…4 мл дистиллированной воды.

2.Взболтайте содержимое пробирки, прибавьте 1…3 капли фенолфталеина. Что наблюдается?

3

3.Напишите уравнение реакции. Составьте уравнения ступенчатой диссоциации гидроксида кальция. Дайте названия основным остаткам.

Опыт 7. Получение нерастворимых в воде оснований

1.Налейте в три пробирки по 2 – 3 мл растворов солей: MgCl2, CuSO4, FeCl3. В каждую пробирку добавьте гидроксид натрия NaOH.

2.Наблюдайте процессы образования оснований.

Опыт 8. Получение малорастворимых средних солей

a) Налейте в пробирку 1…2 мл раствора нитрата свинца Pb(NO3)2 и добавьте такой же объѐм разбавленной серной кислоты Н2SO4. Что наблюдается? Напишите уравнение реакции и назовите получившиеся соединения.

б) Налейте в пробирку 1…2 мл раствора хлорида бария ВаCl2 и добавьте такой же объѐм хромата калия K2CrO4. Что наблюдается? Напишите уравнение реакции и назовите получившиеся соединения.

Опыт 9 Б. Получение и свойства кислой соли

1.Налейте в пробирку 2-3 мл раствора гидроксида кальция (известковой воды) Са(ОН)2. Пропустите оксид углерода (IV) СО2 из аппарата Киппа до растворения осадка карбоната кальция.

2.Наблюдайте образование кислой соли. Напишите уравнение реакции получения кислой соли и дайте ей название.

3.К раствору полученной кислой соли налейте 1-2 мл известковой воды. Что наблюдается? Напишите уравнение реакции. Как кислая соль может быть переведена в среднюю?

Опыт 10. Получение и свойства основной соли

1.Налейте в пробирку 3-4 мл раствора хлорида кобальта (II) CoCl2, добавьте 3…4 капли (не более!) разбавленной щелочи (NaOH), взболтайте и поставьте в штатив. Через 3-5 минут наблюдайте образование зеленого осадка основной соли.

2.Взболтайте раствор с осадком и разлейте в две пробирки. В одну пробирку добавьте 2- 3 мл щелочи NaOH. Во вторую пробирку прилейте 1…2 мл соляной кислоты НС1.

Лабораторная работа № 2. Кинетика химических реакций

Цель работы: Изучить зависимость скорости гомогенной реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре.

Приборы и реактивы: бюретки, химические стаканчики, пробирки, термометр, секундомер, водяная баня, дистиллированная вода, Na2S2О3, H2SО4.

Опыт 1. Зависимость скорости разложения тиосерной кислоты от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре

Опыт выполняется при комнатной температуре. Возьмите три небольших стаканчика. В первый стаканчик налейте из бюретки 10 мл 0,125 М раствора Na2S2О3 и 20 мл Н2О; во второй – 20 мл 0,125 М раствора Na2S2О3 и 10 мл Н2О; в третий – 30 мл 0,125 М раствора Na2S2О3. Затем в пробирку налейте 10 мл 0,25 М раствора H2SО4. Раствор H2SО4 вылейте в первый стаканчик и отметьте время с момента сливания раствора до появления коллоидных частиц серы – помутнения раствора. Подобным образом поступите со вторым и третьим стаканчиками.

4

Уравнение взаимодействия тиосульфата натрия и серной кислоты:

Na2S2О3 + H2SО4 = S + SО2 + Na2SО4 + Н2О.

Данная реакция сложная. Изучение механизма реакции показало, что она протекает через

Написать кинетическое уравнение для сложной реакции (по лимитирующей стадии). Результаты опыта занести в таблицу.

Средняя скорость реакции разложения тиосерной кислоты в зависимости от еѐ концентрации при постоянной температуре может быть рассчитана как величина обратно пропорциональная времени: = 1/ .

Сделайте вывод: как меняется скорость гомогенной реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре? Рассчитайте во сколько раз изменится скорость реакции (υ2/υ1 и υ3/υ2) при увеличении концентрации тиосульфата натрия в 2 и 3 раза.

Опыт 2. Зависимость скорости разложения тиосерной кислоты от температуры при еѐ постоянной начальной концентрации

Первый вариант опыта проводите при комнатной температуре t °C. Возьмите две пробирки. В первую налейте 5 мл 0,125 М раствора Na2S2О3, во вторую – 5 мл 0,25 М раствора H2SО4. Вылейте содержимое одной пробирки в другую. Отметьте время с момента сливания растворов до начала помутнения раствора. Второй вариант проводите при температуре на 10° выше комнатной (t + 10°). Для этого пробирки с растворами Na2S2О3 и H2SО4, взятыми в том же количестве, что и в варианте первом, поместите в водяную баню, температура которой t + 10°. Выдержите пробирки при этой температуре 5…7 минут. Затем содержимое их слейте вместе и отметьте время с момента сливания растворов до начала помутнения этой смеси. Третий вариант проводите аналогично второму при температуре на 20° выше комнатной t + 200. Для каждого опыта рассчитайте среднюю скорость реакции.

На основании полученных данных постройте график зависимости скорости реакции от температуры, отложив на оси абсцисс значение температуры, а на оси ординат – среднюю скорость реакции. Полученные точки плавно соедините. Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры и объясните эту зависимость. Вычислите температурный коэффициент скорости реакции.

Лабораторная работа № 3. Химическое равновесие

Цель работы: Изучить влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия.

Приборы и реактивы: стаканчик, пробирки. Насыщенные растворы FeCl3 и KCNS. Кристаллические соли FeCl3, KCNS, КСl, дистиллированная вода.

Опыт 1. Влияние концентрации на смещение химического равновесия

FeCl3 + 3 KCNS Fe(CNS)3 + 3 КС1

5

В стаканчик налейте 20 мл дистиллированной воды и добавьте по 2 капли насыщенных растворов FeCl3 и КCNS. Полученный раствор разлейте поровну в четыре пробирки. Первая пробирка используется для контроля. Во вторую пробирку добавьте немного кристаллов соли FeCl3, в третью – KCNS, в четвертую – КС1. Содержимое каждой пробирки перемешайте. Отметьте изменение интенсивности окраски раствора в каждом случае, сравнивая с раствором в контрольной пробирке. Результаты опыта занесите в таблицу.

Сделайте вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия, исходя из принципа Ле Шателье – Брауна.

Лабораторная работа № 4. Реакции обмена в растворах электролитов

Цель работы: Ознакомиться с методами получения слабых кислот и оснований. Изучить влияние введения одноименного иона на смещение равновесия диссоциации слабого электролита. Ознакомиться с различными типами реакций обмена в водных растворах электролитов.

Приборы и реактивы: пробирки, кислоты, основания, соли, индикаторы.

Опыт 1. Получение слабой кислоты и слабого основания

а) В пробирку налейте раствор (примерно 13 объѐма) ацетата натрия СН3СООNa. Добавьте несколько капель концентрированной соляной кислоты НС1. Раствор перемешайте стеклянной палочкой и слегка подогрейте. Определите по запаху образование уксусной кислоты. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. По величине Кд определите, какая из кислот слабая?

Опыт 2. Смещение равновесия диссоциации слабого основания

б) Налейте в пробирку 5 мл (примерно ½ объѐма) раствора аммиака NH4ОH и добавьте две капли раствора фенолфталеина. Какова окраска раствора? Окрашенный раствор разлейте в две пробирки. Одна пробирка используется для контроля, a в другую бросьте несколько кристалликов хлорида аммония NH4Сl. Раствор перемешайте. Сравните окраску раствора в обеих пробирках. Напишите уравнения диссоциации NH4ОH и NH4Сl. Объясните изменение окраски раствора, пользуясь выражением константы диссоциации гидроксида аммония. Что надо прибавить к раствору слабого основания, чтобы сместить равновесие в сторону образования недиссоциированных молекул?

Опыт 3. Реакции нейтрализации

Налейте в две пробирки по 2…3 мл (примерно 13 объѐма) 2 М раствора едкого натра и добавьте по одной капле фенолфталеина. Почему изменилась окраска раствора? В первую пробирку по каплям добавьте 2 М раствора соляной кислоты, во вторую – 2 М раствор уксусной кислоты до обесцвечивания раствора. Почему растворы обесцветились? Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Какая из реакций нейтрализации является обратимой, а какая – необратимой и почему? Объясните смещение равновесия для обратимой реакции.

Опыт 4. Условие выпадения осадка

В две пробирки налейте по 2…3 мл (примерно 13 объѐма) 0,005 М раствора нитрата свинца Рb(NО3)2. В одну из них добавьте такой же объѐм 0,05 М раствора хлорида калия КС1, а в другую – такой же объѐм 0,05 М раствора йодида калия KI. В какой из пробирок

6

выпал осадок? Объясните полученные результаты, используя произведение концентраций ионов в растворе и значения произведений растворимости для PbC12 и РbI2. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

Опыт 6. Необратимая реакция обмена, идущая с образованием газообразного продукта реакции

В две пробирки налейте по 2…3 мл (примерно 13 объѐма) раствора соды Na2CO3.

Проверьте наличие в растворе иона CO32 . Для этого в одну пробирку добавьте немного раствора хлорида кальция CaCl2. Какое вещество выпало в осадок? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. Во вторую пробирку налейте немного разбавленного раствора соляной кислоты и наблюдайте выделение газа. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. Рассчитайте G0 реакции. Подогрейте слегка пробирку, дожидаясь конца выделения газа, и добавьте немного раствора хлорида кальция. Почему не выпадает осадок СаСО3?

Опыт 7. Обратимая реакция обмена, идущая с образованием менее растворимого соединения, чем исходное

В пробирку налейте немного раствора нитрата серебра AgNO3 и добавьте раствор хлорида натрия NaCl. Какое вещество выпало в осадок? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. Затем в ту же пробирку налейте немного раствора сульфида натрия Na2S. Почему цвет осадка изменился? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. На основании значений ПР объясните в каком направлении смещено равновесие. Рассчитайте G0 реакции.

Лабораторная работа № 5. Гидролиз солей

Цель работы: Определить характер среды при гидролизе солей. Исследовать влияние температуры на гидролиз солей.

Приборы и реактивы: Пробирки, дистиллированная вода, индикаторы, кристаллические соли 1 вариант: Na2CO3; CrCl3; (NH4)3PO4; NaCl,

2 вариант: Al2(SO4)3; Na3PO4; СН3СООNН4; КС1, 3 вар.: SnCl2; Na2CO3; (NH4)3PO4; NaCl, 4 вариант: Na3PO4;CuSO4; СН3СООNН4; KCl, 5: СН3СООNа; (NH4)3PO4; Al2(SO4)3; NaCl, 6 вариант: Na3PO4; SnCl2; СН3СООNН4; KCl.

Опыт 1. Гидролиз средних солей и определение характера среды раствора этих солей

1.Возьмите четыре пробирки. В каждую пробирку налейте дистиллированной воды (примерно 1/3 объема). Добавьте соответствующий индикатор.

2.В каждую пробирку насыпьте небольшое количество соли (несколько кристалликов). 3.Установите, как изменится окраска индикаторов в растворах солей. Определите характер среды индикаторами: фенолфталеином - щелочную, лакмусом - кислую. 4.Какие соли подвергаются гидролизу?

5.Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза данных солей по первой ступени.

6.Вычислите константу гидролиза по первой ступени для каждой соли, используя значения констант диссоциации электролитов.

7.На основании полученных данных определите, какая из солей гидролизуется в большей степени.

7

Опыт 3. Влияние температуры на гидролиз

1.В пробирку поместите небольшое количество сухой соли хлорида железа (III). 2.Добавьте воды и нагрейте раствор до образования осадка.

3. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза соли хлорида железа (III) для всех 3 стадий.

Лабораторная работа № 6. Коррозия и защита металлов

Цель работы: изучить процессы коррозии и некоторые способы защиты металлов от коррозии.

Приборы и реактивы: металлы – цинк, медная проволока, оцинкованное и луженое железо, стальная пластина. Спиртовый раствор фенолфталеина, смесь (3%-ный раствор NaCl + 10%-ный раствор K3[Fe(CN)6] + спиртовый раствор фенолфталеина), растворы солей (FeSO4, NaCl, K3[Fe(CN)6]), растворы кислот (H2SO4, HCl).

Опыт 1. Кислотная коррозия при контакте двух металлов

1.Налейте в пробирку 4-5 мл 2 н серной кислоты и поместите туда кусочек цинка. 2.Наблюдайте выделение водорода.

3.Опустите в пробирку, зачищенную медную проволоку, не касаясь цинка. Наблюдайте отсутствие выделения водорода на проволоке.

4.Прикоснитесь проволокой к поверхности цинка. Наблюдайте увеличение скорости выделения водорода.

5. Объясните, какой из металлов разрушается, на каком из металлов выделяется водород.

Опыт 2. Коррозия в нейтральной водной среде при контакте двух металлов (коррозия с кислородной деполяризацией)

а)1.Налейте в пробирку 5–6 мл 3% -ного раствора хлорида натрия, добавьте к нему 5–6 капель фенолфталеина.

2.Поместите в раствор зачищенную наждачной бумагой медную проволоку, обвитую цинковой проволокой.

3.Наблюдайте через 5–7 минут появление розовой окраски. На каком металле она появляется?

б)1.Налейте в пробирку 5–6 мл 3%-ного раствора хлорида натрия, добавьте к нему 5–6 капель фенолфталеина.

2.Поместите в раствор зачищенную наждачной бумагой медную проволоку, обвитую железной (стальной) проволокой.

3.Наблюдайте через 5–7 мин появление розовой окраски. На каком металле она появляется?

4.Добавьте в раствор несколько капель раствора красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Наблюдайте появление синей окраски.

5.Напишите уравнения электродных процессов на анодных и катодных участках, при коррозии железа в контакте с медью, в нейтральной среде со свободным доступом воздуха. Объясните изменения окраски раствора.

Опыт 3. Коррозия при неравномерной аэрации (атмосферная коррозия стали)

1.Зачистите стальную пластину наждачной бумагой, промойте водой, просушите фильтровальной бумагой.

8

2.На чистую поверхность металла пипеткой нанесите смесь растворов (хлорид натрия 3%, красная кровяная соль, индикатор фенолфталеин).

3.Наблюдайте изменение окраски в разных частях капли.

4.Обоснуйте разделение анодных и катодных участков на поверхности стали под каплей раствора при неравномерной аэрации.

Опыт 4. Защитные металлические покрытия

1.Сделайте глубокие царапины гвоздем на железных пластинах, покрытых цинком и оловом.

2. Налейте в 2 пробирки 3-4 мл 2 н серной кислоты и добавьте 2-3 капли раствора красной кровяной соли.

3.Опустите в первую пробирку пластинку оцинкованного железа, в другую луженого железа. Поставьте пробирки в штатив на 5-7 минут.

4.По истечении времени наблюдайте изменение окрашивания растворов в синий цвет вблизи царапины и на торцах.

5.Объясните смысл металлических защитных покрытий на металле.

Лабораторная работа № 7. Электролитическое никелирование меди

Цель работы: Получение никелевого покрытия на меди, определение толщины полученного покрытия и расчет катодного выхода по току.

Приборы и реактивы: Источник постоянного тока (выпрямитель), амперметр, переменный резистор (активное сопротивление), электролизѐр (химический стакан), квадрантные весы, электроды, соединительные провода. Водный раствор электролита NiSO4 с технологическими добавками КСl, KF, H3BO3 (рН = 6,0…6,5).

Общие положения. При выполнении лабораторной работы строго соблюдайте правила техники безопасности: включение установки в сеть проводить только в присутствии преподавателя или лаборанта! Обратите внимание на правильность собранной схемы, электроды необходимо осторожно помещать в стакан с электролитом, не допуская соприкосновения электродов (анода и катода). Запрещается извлекать электроды из раствора и разбирать схему без отключения источника тока. После проведения опыта необходимо отключить установку от источника питания.

Порядок выполнения работы:

1.Получите у преподавателя исходные данные для опыта (величину силы тока и промежуток времени проведения электролиза).

2.Перед выполнением работы изучите описание опыта, уясните цель, задачи и порядок проведения работы.

3.Закрепите никелевую пластину (анод) в верхней крышке электролизѐра.

4.Взвесьте тщательно очищенный и обезжиренный медный электрод.

5.Запишите в таблицу величину полученной массы электрода-катода m1, г.

6.Вставьте в электродержатель и закрепите в нем взвешенный медный электрод-катод.

9

7.Опустите в электролизѐр (стакан), содержащий подготовленный раствор для никелирования, два электрода (никелевую и медную пластинки).

8.Подключите к положительному полюсу источника тока никелевую пластинку, а к отрицательному – медную.

9.В присутствии преподавателя или лаборанта включите тумблером в сеть установку. Установите заданную преподавателем величину силы тока (3–5 А) и, используя секундомер или имеющиеся у Вас часы, начинайте отсчет промежутка времени, установленного преподавателем для проведения опыта (4–6 мин).

10.По окончании времени проведения опыта с помощью выключателя отключите электролизѐр от источника постоянного тока и всю установку – от внешней сети переменного тока.

11.Извлеките из электролизѐра электроды. Осторожно отсоедините медный электрод с никелевым покрытием от крышки-держателя, промойте под краном с водой, просушите его фильтровальной бумагой, не допуская царапин на поверхности покрытия, вновь взвесьте медный электрод и запишите в таблицу полученную массу электрода m2, г.

12.Определите массу выделившегося никеля на медном катоде из формулы:

mоп = m2 – m1,

где mоп – масса покрытия опытная, г;

m2 – масса медного электрода-катода с покрытием после опыта, г; m1 – масса катода до опыта, г.

13.Рассчитайте по уравнению теоретическое значение массы выделенного никеля mтеор и полученную величину занесите в таблицу.

Молярная масса эквивалентов никеля Мэк(Ni) = 29,35 г/моль.

14.Определите величину выхода по току, и данные занесите в таблицу. Объясните, почему выход по току меньше 100%.

= mоп : mтеор ∙100 %

15.С помощью линейки (с точностью до 0,1 см2) замерьте площадь S, см2 полученного двухстороннего никелевого покрытия (без учета толщины электрода) на медном электроде-катоде и ее величину запишите в таблицу.

16.Рассчитайте толщину полученного никелевого покрытия по формуле:

d = m / S ∙ρ,

где S – площадь покрытия, см2; ρNi = 8,9 г/см3.

17. Составьте схему процесса никелирования меди с учетом поляризации электродов.

10