Лабор. роб

Змістовий модуль 1. Хімія як природнича наука. Основні поняття та закони

хімії. Будова речовини. Енергетика та кінетика хімічних процесів

Тема 1. Вступ до курсу. Основні поняття та закони хімії

Вступ. Визначення терміну «хімія», її місце серед природничих наук. Методи хімії. Роль хімії в сучасному виробництві. Поняття про матерію і рух, речовину і поле. Хімічний елемент. Прості і складні речовини. Атомна одиниця маси. Моль. Молекулярна маса. Валентність. Молекулярні формули. Класифікація неорганічних сполук за їх складом і властивостями.

Атомно-молекулярне вчення. Закон збереження маси. Закон сталості складу. Дальтоніди і бертоліди. Закон об'ємних відношень. Закон еквівалентів. Еквіваленти елементів і сполук. Об`єднаний газовий закон. Закон Авогадро і наслідки з нього. Молярний об`єм газу. Число Авогадро. Рівняння Клапейрона – Менделєєва.

Загальні правила роботи

ітехніка безпеки в хімічній лабораторії

1.Студенти повинні вдома ретельно підготуватися до лабораторної роботи: зробити протокол заданої роботи, написати рівняння реакцій, розставити коефіцієнти, вивчити закони, закономірності і властивості, експериментальному підтвердженню яких присвячена лабораторна робота.

2.Студенти приступають до виконання лабораторної роботи тільки після допуску викладача, коли з’ясовані всі питання, які виникли при домашній підготовці до роботи. Робота студентів в лабораторії проводиться під наглядом викладача.

3.Під час роботи в лабораторії слід зберігати чистоту, тишу і спокій. Стороннім забороняється відвідувати студентів, які працюють в лабораторії, та відволікати їх.

4.Забороняється пробувати на смак хімічні речовини, а також пити воду з хімічного посуду. Всі речовини в лабораторії слід вважати токсичними.

5.Хімічні реакції необхідно виконувати з такими кількістями та концентраціями реактивів, та в такому хімічному посуді і приладах, як це вказано у відповідних методичних вказівках.

6. При виникненні непорозумінь під час виконання завдання треба зупинити роботу та звернутися з запитаннями до викладача.

7.Забороняється зливати у раковину залишки кислот, лугів, вогненебезпечних речовин та рідин з сильним запахом; зливати їх треба в спеціальні склянки.

8. Під час нагрівання рідин та твердих речовин в пробірках не можна

направляти отвор пробірки на себе або сусіда; не заглядати у пробірку зверху, щоб в разі можливого викиду нагрітої речовини не трапилося нещасного випадку.

9.Прилади, в яких будуть відбуватися процеси при нагріванні, не повинні бути закритими.

10.Для попередження бурхливого закипання та викиду киплячої рідини необхідно внести в склянку декілька капілярів, один кінець в яких запаяний,

або шматочки пористого фарфору («кип’ятильники»). «Кип’ятильники» слід вносити тільки в холодну рідину, а ні в якому разі не в нагріту до кипіння рідину.

11.Всі роботи, які можуть супроводжуватися розбризкуванням їдких речовин (переливання кислот, лугів, подрібнення чи розтирання в ступках, сплавляння та ін.) небхідно проводити у захисних окулярах.

12.Обережно виконувати роботи зі склом, застерігатися поранень. Вставляти скляні трубки в отвори скляних посудин треба без надмірних зусиль.

13.При розведенні концентрованих кислот водою треба кислоти

повільно лити у воду, а не навпаки.

14.На робочому місті забороняється вживати їжу, пити воду, курити. Після закінчення роботи необхідно привести в порядок робоче місце, як слід вимити руки.

Лабораторна робота №1. Основні класи неорганічних сполук

Мета роботи. Ознайомлення з реакціями утворення різних типів оксидів, кислот, основ, та вивчення їх властивостей

Дослід 1. Одержання і властивості оксидів

а) одержання і властивості основного нерозчинного оксиду

Налити в пробірку 1-2 мл розчну купрум сульфату міді CuSO4 і додати натрій гідроксиду NаОН до утворення блакитного осаду купрум гідроксиду Сu(ОН)2. Обережно нагріти одержаний осад до його почорніння. Записати спостереження, скласти рівняння реакцій. Чи розчиняється CuO у воді? В пробірку з CuO додати l мл хлоридної НСl або сульфатної H2SO4 кислот. Записати, як змінюється колір вмісту пробірки, та навести рівняння реакції купрум оксиду з кислотою.

б) одержання і властивості основного розчинного оксиду та кислотного оксиду

В пробірку з газовідвідною трубкою покласти подрібнений шматочок крейди - кальцій карбонату СаСО3. Газовыдвыдну трубку занурити в пробырку з дистильованою водою. Прожарити крейду в пробірці протягом декількох хвилин в верхній частині полум’я пальника. В пробірку з газовідвідною трубкою додати лакмус. Прожарену крейду висипати в іншу пробірку з дистильованою водою, в яку додати 1-2 краплини фенолфталеїну. Записати спостереження і хімічні реакції, враховуючи, що при розкладанні СаСО3 утворюється газ СО2, який є кислотним оксидом, і СаО, який є розчинним основним оксидом. Які речовини утворюються при взаємодії цих оксидів з водою?

Дослід 2. Одержання різних типів кислот

В чотири пробірки додати на кінці шпателю сухих солей: в першунатрій ацетату CH3COONa, в другу – натрій сульфіту Na2SO3, в третю - розчин натрій силікату Na2SiO3, в четверту – розчин натрій сульфіду Na2S. Додати в пробірки по1-2 мл сульфатної кислоти Н2SО4 і обережно понюхати вміст першої, другої

та четвертої пробірок. Спостерігати утворення золю, а потім гелю (Н2SіОз)n в третій пробірці. Скласти рівняння реакцій.

Дослід 3. Одержання і властивості різних типів основ

а) розчинні основи

Впробірку вмістити порошок барій оксиду, налити 3-5 мл дистильованої води і додати 1-2 краплини індикатора - фенолфталеїну. Як змінюється колір розчину? Якого типу гідроксид утворився? В другу пробірку налити розчин

амоній хлориду NН4С1 і додати розчин натрій гідроксиду. Пробірку нагріти і обережно понюхати. Записати спостереження, скласти рівняння реакцій.

б) нерозчині основи

Вдві пробірки налити по 1-2 мл розчинів нікель сульфату NiSO4 та ферум хлориду FeC13 та додати по 1-2 мл розчину натрій гідроксиду. Якого кольору осади випали? Скласти рівняння реакцій утворення основ.

в) амфотерні основи

Вдві пробірки налити розчини цинк сульфату та хром сульфату (або алюміній хлориду) і додавати краплинами натрій гідроксид до утворення осадів

впробірках. Записати спостереження. Вміст кожної пробірки з осадом розділити на дві частини (буде 4 пробірки) і додати до двох пробірок з різними осадами розчин кислоти, а до двох інших - розчину натрій гідроксиду в надлишку, щоб всі осади розчинились. Скласти рівняння реакцій одержання гідроксидів цинку та хрому (або алюмінію) та їх розчинення в кислоті та лузі. Основи якого типу були одержані?

Дослід 4. Одержання солей

а) розчиненням металу в кислоті

Шматочок металічної міді розчинити в концентрованій нітратній HNO3 кислоті. Яка сіль утворилася? Якого кольору її розчин? Навести рівняння хімічної реакції.

б) взаємодією між двома солями

Втрьох пробірках провесrи реакції між розчинами: 1) калій хромату

K2CrO4 і барій хлориду BaCl2; 2) плюмбум нітрату Pb(NO3)2 і калій йодиду KI; 3) цинк сульфату ZnSO4 і барій хлориду BaCl2. Які солі випали в осад? Записати кольори утворених осадів солей. Скласти рівняння реакцій.

Лабораторна робота №2. Експериментальне визначення молярної маси еквівалента металу методом витискання

Мета роботи. Вивчення методу визначення молярної маси еквівалента металу за об’ємом витисненого металом водню із кислот-неокисників.

Для роботи використовують порошки магнію, алюмінію, цинку або іншого активного металу.

В колбу місткістю 100 мл налити 10 мл розведеної хлорид-ної кислоти і закріпити її в штативі. В мірний циліндр налити води, закрити скляною пластинкою так, щоб не було бульбашок повітря, опустити його отвором в кристалізатор з водою. Зняти під водою скляну пластинку. Циліндро закріпити вертикально в затискачі штатива. В горло колби покласти наважку металу (0,05

- 0,07 г) і щільно закрити корком з газовідводною трубкою. Кінець трубки піднести під отвір циліндра. Перевести колбу у вертикальне положення, щоб метал впав у кислоту. Після початку реакції водень разом з повітрям, який містився у колбі, почне надходити у циліндр, витискаючи з нього воду.

Коли реакція закінчиться, визначити об’єм виділеного водню. Зняти показники барометра і термометра. Всі експериментальні та розрахункові дані занести в таблицю 1:

Таблиця 1. Експериментальні та розрахункові дані

Молярна маса еквівалента магнію розраховується на підставі закону еквівалентів через об’єм виділеного водню, приведений до нормальних умов:

Якщо є необхідність розрахувати тиск в мм.рт.ст. або в атм, то треба пам’ятати, що 101,325 кПа = 1 атм = 760 мм.рт.ст., та використовуючи просту

пропорцію, перевести тиск у відповідні одиниці.

За приведеним до н.у. об’ємом виділеного водню (V0), використовуючи закон еквівалентів, знайти еквівалентну масу металу:

де EH 2 - еквівалентний об’єм водню, який дорівнює 11200 мл/моль.

Визначити абсолютну похибку досліду, для чого розрахувати теоретичну молярну масу еквіваленту металу із співвідношення його атомної маси і валентності: Е = А/В (з точністю до сотих).

Абсолютна похибка досліду дорівнює абс = /Е теор - Е експ./ Відносна похибка досліду, %, дорівнює

Тема 2. Періодичний закон і періодична система елементів Д. І. Менделєєва

Сучасне формулювання періодичного закону Д.І. Менделєєва. Будова періодичної таблиці елементів. Періоди, групи, підгрупи. Періодичність зміни властивостей хімічних елементів та їх сполук в залежності від розташування в таблиці Менделєєва. s-, p-, d-, f- елементи в таблиці. Діалектичний характер періодичного закону.

Тема 3. Будова атома і хімічний зв'язок

Ядро і електрони. Ізотопи. Дуальна природа електрону. Квантові числа, їх фізичний зміст і можливі значення. Форми атомних орбіталей (АО). Електронні формули багатоелектронних атомів. Зв`язок електронної будови елементів з періодичною системою. Енергія іонізації. Енергія спорідненності до електрону. Поняття про електронегативність атомів.

Типи хімічного зв`язку. Ковалентний зв`язок, його характеристки. Нормальний і збуджений стан атома. Гібридизація атомних орбіталей. Метод валентних зв`язків. Іонний зв`язок. Металічний зв`язок, його особливості. Кристалічна структура металів.

Лабораторно-практична робота №3. Дослідження електронної будови атомів і одноатомних іонів. Типи хімічного зв’язку

Мета роботи: трактувати хімічні перетворення між речовинами з точки зору будови атомів, складати електронні формули атомів і простих іонів, аналізувати тип хімічного зв’язку в неорганічних сполуках.

Дослід 1. Електронна структура атомів та одноатомних катіонів металів

При окисленні атомів металів число електронів в електронній оболонці

зменшується і утворюються іони металів з позитивним зарядом (катіони), наприклад: Mg0 - 2ē = Mg2+

1s22s22p63s2 - 2ē = 1s22s22p63s0

Для дослідження в три пробірки влити по 1-2 мл розчину плюмбум нітрату Рb(NO3)2. В першу пробірку занурити гранулу металічного цинку, в другу – залізний цвях, в третю – магнієву стружку. Через кілька хвилин спостерігати розчинення цинку, магнію і заліза з утворенням відповідних катіонів металів і відновлення катіонів Плюмбуму в вільний свинець. Написати відрив електронів (за наведеним прикладом) від атомів Цинку, Феруму з утворенням катіонів Zn2+, Fe3+. Для кожного атома металу і його катіона написати електронну формулу, навести розподіл електронів по квантових комірках, навести значення квантових чисел для валентних електронів атомів. Вказати, виходячи з положення в періодичній системі та будови зовнішніх електронних шарів, до s-, p-, d-, чи f-елементів належать ці метали.

Дослід 2. Електронна структура атомів та одноатомних аніонів неметалів

При відновленні атомів неметалів число електронів в електронній оболонці збільшується і утворюються іони неметалів з негативним зарядом

(аніони), наприклад: Br0 + ē = Br -

1s22s22p63s23d104s24p5 + ē = 1s22s22p63s23d104s24p6

Для дослідження налити в 2 пробірки по 1-2 мл розчинів натрій сульфіду Na2S і калій йодиду КІ. Додати в обидві пробірки хлорної води Cl2 (під витяжкою). Спостерігати випадіння вільної сірки в першій пробірці та виділення вільного йоду у другій пробірці. Написати відрив електронів від сульфід-іону S2- до вільної сірки S, від йодид-іону І- до атома І; записати приєднання електронів до атома Хлору з утворенням хлорид-іонів Cl- ( за прикладом в досл.2). Навести для кожного атома неметалу і його аніона електронну формулу, навести розподіл електронів по квантових комірках, навести значення квантових чисел для валентних електронів атомів. Вказати, виходячи з положення в періодичній системі та будови зовнішніх електронних шарів, до s-, p-, d-, чи f-елементів належать згадані неметали.

Дослід 3. Визначення типу хімічного зв’язку в простих і складних речовинах

Який тип хімічного зв’язку (ковалентний неполярний, ковалентний полярний, металічний, іонний) має місце в речовинах: Рb(NO3)2, Na2S, КІ, Cl2, І2, Pb, Zn, Fe? Які властивості цих типів хімічного зв’язку? Навести графічні формули наведених солей: плюмбум нітрату, натрій сульфіду, калій йодиду.

Тема 4. Основи хімічної термодинаміки та хімічної кінетики

Енергетика хімічних процесів. Закони термохімії. Елементи хімічної термодинаміки. Перший початок термодинаміки. Внутрішня енергія і ентальпія. Елементи другого початку термодинаміки. Ентропія. Енергія Гіббса. Закон Гесса. Обчислення зміни ізобарно – ізотермічного потенціалу (енергії Гіббса). Напрямок хімічних процесів.

Хімічна кінетика. Зворотні, незворотні реакції, гомогенні і гетерогенні реакції. Швидкість хімічних реакцій та фактори, що на неї впливають. Закон Вант-Гоффа. Поняття про активні молекули. Енергія активації. Рівняння Арреніуса. Каталіз і каталізатори.

Хімічна рівновага. Константа хімічної рівноваги. Вплив концентрації, температури і тиску на зміщення рівноваги в системі. Принцип Ле Шательє.

Лабораторна робота № 4. Швидкість хімічної реакції. Хімічна рівновага

Мета роботи: вивчення впливу концентрації, природи, площі контакту реагуючих речовин, каталізатора на швидкість хімічних реакцій, а також спостереження рівноважних процесів та вивчення факторів, які впливають на зміщення хімічної рівноваги.

Дослід 1. Вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість хімічної реакції

При взаємодії натрій тіосульфату Na2S2O3 з розбавленим розчином сульфатної кислоти H2SO4 спостерігається опалесценція розчину внаслідок виділення сірки при взаємодії натрій тіосульфату з сульфатною кислотою:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S + Н2O

Час від початку реакції (зливання розчинів) до помітної опалесценції розчину визначає швидкість реакції.

В три великі пронумеровані пробірки налити розведений розчин натрій тіосульфату Na2S2O3: в першу – 5 мл, в другу – 10 мл, в третю – 15 мл. В першу пробірку додати також 10 мл дистильованої води, а другу – 5 мл води. В три інші пробірки налити по 5 мл розведеної сульфатної кислоти. В кожну пробірку з розчином Na2S2O3 влити по 5 мл розчину сульфатної кислоти і визначити час з моменту додавання кислоти до появи опалесценції розчину в кожній пробірці.

Результати записати в таблицю 3 і представити графічно, відклавши на осі абсцис відносну концентрацію Na2S2O3, а на осі ординат – відносну швидкість реакції. Зробити висновок про залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин.

Таблиця 3. Експериментальні дані

Дослід 2. Вплив природи реагуючих речовин на швидкість реакції в гетерогенній системі

В дві пробірки налити по 1-2 мл розчинів ацетатної СН3СООН та хлоридної HCl кислот однакової концентрації. В пробірки внести однакові шматочки цинку. Записати спостереження, зробити висновок про вплив природи кислот на швидкість розчинення цинку. Яка кислота є сильнішою? Навести рівняння реакцій.

В склянку приладу для спостереженння електропровідності розчинів налити дистильовану воду, занурити електроди і включити прилад в електромережу. Чи засвітилася електролампа? Дослід повторити, перевіряючи електропровідність розчинів спирту, цукру, солі, кислоти, лугу, водогінної води. Перед кожним дослідом необхідно ретельно промивати електроди і склянку. Зробити висновки, які речовини є електролітами (слабкими, чи сильними), а які – неелектролітами. Скласти

рівняння електролітичної дисоціації даних електролітів.

Дослід 2. Залежність електропровідності розчину (ступеню дисоціації електроліту) від розведення

В хімічну склянку приладу для спостереження електропровідності розчинів налити мінімальний об’єм (необхідний для занурення електродів) концентрованого розчину CH3COOH. Включити прилад в електромережу та відзначити яскравість світіння електролампи. Кислоту поступово розвести дистильованою водою. Як змінюється яскравість лампи? Дати пояснення на підставі закону розбавляння Оствальда.

Дослід 3. Зміна забарвлення індикаторів в розчинах кислот і лугів

Налити в 3 пробірки по 1 мл дистильованої води і додати розчин нейтрального лакмусу до добре помітного забарвлення. В одну з пробірок з лакмусом додати декілька крапель кислоти, в другу пробірку додати луг. Третю пробірку залишити для порівняння. Спостерігати зміну кольору розчину в перших двох пробірках. Зробити аналогічні досліди з фенолфталеїном та з метиловим оранжевим. Спостереження оформити в таблицю 4, в якій відображено кольори кислотно-основних індикаторів в кислому, лужному та нейтральному середовищах. Написати рівняння реакцій електролітичної дисоціації кислоти і лугу.

Таблиця 4. Забарвлення кислотно-основних індикаторів різних

середовищах

Дослід 4. Необоротні іонні реакції

а) утворення малорозчинних солей

В три пробірки налити по кілька краплин розчинів різних солей сульфатної кислоти, наприклад, Na2SO4, ZnSO4. В кожну пробірку додати по краплях розчину барій хлориду до утворення осаду. Скласти молекулярні та йонні рівняння. Який йон є реагентом на сульфат-йон?

б) утворення малорозчинних основ