Лабораторный практикум по химии

Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное агентство по образованию

Московский государственный институт электронной техники (технический университет)

В.И. Гребенькова, Н.Г. Осипенкова, Н.Г. Никитина, Е.Е. Козлова

Лабораторный практикум по курсу «Общая химия»

Под редакцией кандидата технических наук,

профессора В.И. Гребеньковой

Утверждено редакционно-издательским советом института

Москва 2008

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

УДК 621.382.002

Рецензент докт. техн. наук, проф. С.П. Тимошенков

Гребенькова В.И., Осипенкова Н.Г., Никитина Н.Г., Козлова Е.Е.

Лабораторный практикум по курсу «Общая химия» / Под ред. В.И. Гребеньковой. - М.: МИЭТ, 2008. - 116 с.: ил.

Практикум включает описания лабораторных работ по всем основным разделам химии в рамках программы курса. Особенностью практикума является то, что описанию каждого опыта предшествуют теоретические сведения, необходимые для понимания сути опыта, и объяснение ожидаемых результатов, что позволит студентам самостоятельно подготовиться к выполнению работы. В работы включены контрольные задания, выполнение которых требует творческого осмысления ранее проведенных опытов. В каждом разделе даны вопросы для контроля знаний по теме.

Для студентов всех технических факультетов МИЭТ.

Выполнено в рамках инновационной образовательной программы МИЭТ «Современное профессиональное образование для российской инновационной системы в области электроники».

ã МИЭТ, 2008

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Работа № 1

Свойства неорганических соединений различных классов

Важнейшими классами неорганических соединений являются бинарные соединения (в том числе оксиды и соли бескислородных кислот), гидроксиды, соли.

Оксидами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов двух элементов, один из которых кислород. По способности взаимодействовать с другими веществами оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующие (индифферентные, или безразличные) оксиды не взаимодействуют с другими веществами с образованием солей. К ним относятся оксиды азота (I) N2O и (II) NO, углерода (II) CO и

кремния (II) SiO.

Солеобразующие оксиды взаимодействуют с другими соединениями, образуя соли. В зависимости от химических свойств они подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Гидроксиды, так же как и оксиды, классифицируются на кислотные (или кислоты), основные (или основания) и амфотерные. Любой гидроксид можно выразить общей формулой Э(OH)x , где Э - символ элемента; x - валентность элемента и количество гидроксогрупп.

Диссоциация гидроксидов в водном растворе может проходить

Диссоциация многоосновных кислот протекает ступенчато с образованием двух и более кислотных остатков. Например:

Н3РО4 D Н+ + H2PO4– (первая ступень);

H2PO4– D Н+ + HPO42– (вторая ступень);

HPO42– D Н+ + РО43– (третья ступень). Многоосновные кислоты диссоциируют главным образом по

первой ступени, в меньшей степени - по второй и лишь в

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

незначительной степени - по третьей. Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот объясняет существование кислых солей,

например NaHSO3, KHS, NaH2PO4, Na2HPO4.

Электролитическая диссоциация многокислотных оснований протекает по ступеням с образованием двух или более основных остатков. Например:

Mg(OH)2 D MgOH+ + OH– (первая ступень); MgOH+ D Mg2+ + ОН– (вторая ступень).

Ступенчатая диссоциация многокислотных оснований объясняет существование основных солей, например MgOHCl, AlOHSO4.

Соли делятся на следующие основные типы:

•простые, включающие в себя средние, кислые и основные;

•двойные и смешанные;

•комплексные.

Средние соли - продукты полного замещения ионов водорода в молекулах кислот ионами металла, например: Na2SO4, CuCl2, AgNO3.

Кислые соли (гидросоли) - продукты неполного замещения ионов водорода в молекулах кислот ионами металла, например: NaH2PO4,

Са(НСО3)2, Са(Н2РO4)2.

Основные соли (гидроксосоли) - продукты неполного замещения гидроксильных групп в многокислотном основании на кислотные остатки, например: MgOHCl, FeOHSО4, (СuОН)2СО3.

В табл.1 приведены названия кислотных остатков некоторых кислот.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Названия кислых солей образуются от названия аниона кислотного остатка с приставкой «гидро-» (количество атомов водорода в анионе указывается греческим числительным) и названия металла в родительном падеже с указанием его степени окисления (римской цифрой). Например:

Na2HPO4 - гидрофосфат натрия; NaH2PO4 - дигидрофосфат натрия; Fе(НSO4)3 - гидросульфат железа (III).

Названия основных солей образуются от названий соответствующих аниона и катиона с добавлением приставки «гидроксо-» (количество гидроксогрупп в катионе указывается греческим числительным) и указанием степени окисления металла (римской цифрой). Например:

CrOHCl2 - хлорид гидроксохрома (III); Сr(ОН)2Сl - хлорид дигидроксохрома (III).

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Опыт 1. Изучение окраски индикаторов в различных средах

Индикаторы - вещества, имеющие специфическую окраску в разных средах.

Рис.1. Штативы для пробирок с реактивами: а - прямоугольный; б - круглый

Выполнение опыта. В три пробирки (рабочие пробирки и пробирки с реактивами находятся в штативах - рис.1) поместить по 5 - 7 капель дистиллированной воды и прибавить в каждую по 2 - 3 капли индикаторов: в первую - лакмуса, во вторую - метилового оранжевого, в третью - фенолфталеина. Отметить их окраску в водной (нейтральной) среде. В каждую пробирку прибавить по 5 - 7 капель 2 н. раствора серной кислоты. Отметить окраску растворов во всех пробирках. Повторить опыт, добавив в растворы индикаторов вместо 2 н. раствора кислоты раствор щелочи. Результаты наблюдений записать в форму табл.2.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Форма табл.2

Окраска некоторых индикаторов в различных средах

Опыт 2. Оксиды и гидроксиды активных металлов

При растворении оксидов типичных металлов (натрия, калия, магния, кальция и т.п.) в воде получаются растворы, в которых фенолфталеин приобретает малиновую, а лакмус - синюю окраску. Это свидетельствует о том, что растворы имеют щелочную реакцию среды, т.е. оксиды типичных металлов (щелочных и щелочноземельных) обладают основными свойствами. Соответствующие молекулярное и ионное уравнения реакции, например, для оксида натрия:

Na2O + H2O = 2NaOH;

Na2O + H2O = 2Na+ + OH−.

Выполнение опыта. В пробирку поместить небольшое количество оксида магния и добавить 5 - 6 капель воды, перемешать содержимое пробирки, добавить 1 - 2 капли раствора фенолфталеина. Отметить изменение окраски раствора и реакцию среды. Написать уравнение соответствующей реакции. Отметить характер оксида магния.

Опыт 3. Оксиды и гидроксиды неметаллов

При растворении оксидов неметаллов (бора, фосфора, углерода, серы и т.п.) в воде получаются растворы, в которых лакмус приобретает красную окраску. Это свидетельствует о том, что растворы имеют кислую реакцию среды, т.е. оксиды неметаллов обладают кислотными свойствами. Соответствующие молекулярное и ионное уравнения реакции, например, для оксида азота (V):

N2O5 + H2O = 2HNO3;

N2O5 + H2O = 2H+ + 2NO3−.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Исключение составляют оксиды СО, SiO, N2O, NO, относящиеся к несолеобразующим, или безразличным оксидам.

Выполнение опыта. В пробирку поместить немного оксида бора и добавить 5 - 6 капель воды, перемешать содержимое пробирки, добавить несколько капель нейтрального лакмуса. Отметить изменение окраски лакмуса и реакцию среды. Написать уравнение соответствующей реакции. Отметить характер оксида бора.

Опыт 4. Изучение свойств оксидов металлов

Оксиды металлов в зависимости от природы металлов и степени окисления могут обладать и основными (в степенях окисления +1, +2), и амфотерными (в степенях окисления +2, +3, +4), и кислотными (в степенях окисления выше +4) свойствами. Основными оксидами являются, например, Na2O, MgO, CaO, FeO, CdO, MnO, NiO, CrO и др; амфотерными - Al2O3, ZnO, SnO, MnO2, Cr2O3; кислотными - MnO3, Mn2O7, CrO3, V2O5, WO3. У некоторых из них могут преобладать те или иные свойства. Например, оксид железа (III) имеет амфотерный характер с преобладанием основных свойств. Это проявляется в реакциях взаимодействия его с кислотами и щелочами - в разбавленных кислотах он растворяется легко, а со щелочами взаимодействует только в расплавах с образованием ферритов.

а) Изучение свойств оксида меди

Выполнение опыта. В две пробирки внести по 0,01 г (на кончике микрошпателя) порошка оксида меди и добавить по 5 - 6 капель в одну 2 н. раствора соляной кислоты, в другую - концентрированного раствора щелочи. Содержимое пробирок слегка нагреть на пламени спиртовки. Отметить растворение осадка и изменение окраски раствора. Написать соответствующие уравнения реакции в молекулярной и ионной форме. Сделать вывод о характере оксида меди.

б) Получение и разложение гидроксида меди

Оcновные и амфотерные оксиды металлов, как правило, нерастворимы в воде, и соответствующие им гидроксиды получаются при взаимодействии солей металлов со щелочами. Например:

ZnSO4 + 2NaOH = Zn(OH)2↓ + Na2SO4 ;

Zn2+ + 2OH− = Zn(OH)2↓.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

В отличие от гидроксидов щелочных металлов они неустойчивы и разлагаются при нагревании с образованием соответствующего оксида и воды.

Выполнение опыта. В пробирку поместить 3 - 4 капли раствора сульфата меди и добавить столько же 2 н. раствора гидроксида натрия до образования осадка гидроксида меди (II). Разделить содержимое пробирки на две части. Одну часть сохранить для опыта 9, другую часть осторожно нагреть на пламени спиртовки. Отметить изменение цвета осадка при нагревании. Написать уравнения реакций образования и разложения гидроксида меди.

Опыт 5. Получение гидроксидов металлов и изучение их свойств

Гидроксиды металлов в зависимости от природы металлов и степени окисления могут обладать основными, амфотерными или кислотными свойствами. Гидроксиды щелочных и других одновалентных металлов (серебра, таллия), а также двухвалентного бария являются сильными основаниями (щелочами). Гидроксиды кальция, магния, стронция - малорастворимые основания. Гидроксиды некоторых двухвалентных d-металлов (железа, кобальта, никеля, хрома и др.) - слабые нерастворимые в воде основания. Гидроксиды р-металлов также нерастворимы в воде и в большинстве своем относятся к амфотерным гидроксидам. К амфотерным также относятся гидроксиды d-металлов в степенях окисления 3, 4 и иногда 2. Например, Zn(OH)2, Fe(OH)3, Cr(OH)3, Mn(OH)3, Ti(OH)4 и др. Гидроксиды металлов в степенях окисления выше 4, как правило, относятся к кислотным. Например, HVO3, H2CrO4, H2WO4, H2MnO4, HMnO4 и др.

Главным отличием гидроксидов различных типов является их растворимость в кислотах и щелочах. Основные гидроксиды растворяются только в кислотах, амфотерные гидроксиды растворяются как в кислотах, так и в щелочах. Например:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O;

Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O;

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O;

Zn(OH)2 + 2OH− = ZnO22− + 2H2O.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com

Выполнение опыта. В три пробирки поместить по 5 капель растворов следующих солей: хлорида цинка, сульфата хрома (III) и сульфата никеля. В каждую из них добавить по 1 - 2 капли 2 н. раствора NaOH. Отметить выпадение осадков и их цвет. Установить, какие из полученных гидроксидов обладают амфотерными свойствами. Для этого содержимое каждой из трех пробирок разделить на две части, к одной из которых добавить избыток раствора щелочи, а к другой - кислоты. Отметить, в каких пробирках произошло растворение осадков. Указать свойства полученных гидроксидов. Результаты наблюдений записать в форму табл.3.

Написать молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия:

а) солей со щелочью с образованием гидроксидов; б) полученных гидроксидов с растворами щелочи и кислоты.

Опыт 6. Изучение химической активности кислот

В зависимости от степени диссоциации кислоты делятся на сильные (α > 0,3), средней силы (0,03 < α < 0,3) и слабые (α < 0,03) (табл.4). Они по-разному окрашивают индикаторы (в растворах сильных кислот окраска индикатора более интенсивная), с различной скоростью реагируют с веществами, что можно определить по скорости выделения газообразных веществ.

PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com