Методические указания к лабораторному практикуму по курсу «Химия» (стр. 1 )

Министерство образования Российской Федерации

Московский государственный институт электронной техники

(технический университет)

, ,

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ЛАБОРАТОРНОМУ ПРАКТИКУМУ

по курсу «Химия»

Под редакцией к. т.н., профессора

Утверждено редакционно-издательским советом института

в качестве методических указаний

Москва 2007

УДК 621.382.002

Методическое пособие включает указания к проведению лабораторных работ по всем основным разделам химии в рамках программы курса: кинетика химических процессов, приготовление растворов различных концентраций, свойства растворов электролитов, свойства соединений различных классов, процессы комплексообразования, окислительно-восстановительные и электрохимические процессы. Использован принцип преемственности - работы расположены в такой последовательности, что каждая следующая работа требует использования теоретических знаний из предыдущих разделов. Особенностью пособия является то, что описанию каждого опыта предшествует теоретическое введение, содержащее необходимые для понимания сути опыта сведения, обоснование методики проведения и объяснение ожидаемых результатов, что позволит студентам самостоятельно подготовиться к выполнению работы. Наряду с этим по ходу опыта поставлены вопросы по полученным результатам наблюдений и выводам, следующим на основе результатов эксперимента. В работы наряду с классическими опытами, иллюстрирующими известные закономерности, включены экспериментальные задания, выполнение которых требует творческого осмысления ранее проведенных опытов.

К каждому опыту предложены вопросы, ответы на которые предусматривают осмысленный подход к обсуждению полученных в опыте результатов. В каждом разделе даны вопросы для контроля знаний по теме.

Предназначен для студентов всех технических факультетов МИЭТ.

ã МИЭТ, 2007

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 гидроксо-групп.

Диссоциация гидроксидов в водном растворе может проходить по-разному. По типу основания:

Э(OH)x  Эx+ + xОН–

По типу кислоты:

HxЭOx  xH+ + ЭOxx-

Амфотерные гидроксиды диссоциируют двояко:

xH+ + ЭOxx- HxЭOx или Э(OH)x  Эx+ + x(OH)-

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

Н3РО4 = Н+ + H2PO4- (первая ступень);

H2PO4- = Н+ + HPO42- (вторая ступень);

HPO42-= Н+ + РО43– (третья ступень).

Многоосновные кислоты диссоциируют главным образом по первой ступени, в меньшей степени – по второй и лишь в 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 = MgOH+ + OH– (первая ступень);

MgOH+ = 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 (гидроксо-соли) – продукты неполного замещения гидроксильных групп в многокислотном основании на кислотные остатки, например: MgOHCl, FeOHSО4, (СuОН)2СО3.

В таблице приведены названия кислотных остатков некоторых кислот.

Названия кислотных остатков различных кислот

Анион	Название	Анион	Название
F–	Фторид		Фосфат
Сl–	Хлорид		Гидрофосфат
Вr–	Бромид		Дигидрофосфат
I–	Иодид		Гипохлорит
S2–	Сульфид		Хлорит
HS–	Гидросульфид		Хлорат
	Нитрит		Перхлорат
	Нитрат		Хромат
СНзСОО–	Ацетат		Дихромат
	Манганат		Арсенит
	Перманганат		Арсенат
	Сульфит		Борат
	Гидросульфит		Висмутат
	Карбонат		Сульфат
	Гидрокарбонат		Гидросульфат

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. 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 гидроксо-групп в катионе указывается греческим числительным) и указанием степени окисления металла, например:

CrOHCl2 – хлорид гидроксохрома (III);

Сr(ОН)2Сl – хлорид дигидроксохрома (III).

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 вводной (нейтральной) среде. В каждую пробирку прибавить по 5-7 капель 2н раствора серной кислоты. Отметить окраску растворов во всех пробирках. Повторить опыт, добавив в растворы индикаторов вместо раствора кислоты 2н раствор щелочи. Результаты наблюдений внести в таблицу:

Среда	Окраска индикатора
Лакмус	Метиловый оранжевый	Фенолфталеин
Нейтральная
Кислая
Шелочная

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, то есть 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 туда же 5-6 капель воды, размешать 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, то есть оксиды неметаллов обладают кислотными свойствами. Соответствующие молекулярное и ионное уравнения реакции, например, для оксида азота (V):

N2O5 + H2O = 2HNO3

N2O5 + H2O = 2H+ + 2NO3−

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 3. Изучение свойств оксидов и гидроксидов металлов

Оксиды металлов в зависимости от природы металлов и их 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) обладает амфотерным характером с преобладанием основных свойств. Это проявляется на реакциях взаимодействия его с кислотами и щелочами – в разбавленных кислотах он растворяется легко, а со щелочами взаимодействует только в расплавах с образованием ферритов.

Опыт 3а). Изучение свойств оксида меди.

Выполнение опыта. В две пробирки внести по ~0,01г (на кончике микрошпателя) порошка оксида меди и добавить по 5-6 капель в одну 2н раствора соляной кислоты, во вторую – 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.

Опыт 3б. 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↓

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 2н раствора гидроксида натрия до образования осадка гидроксида меди (II). Разделить содержимое пробирки на две части. Одну часть сохранить для опыта 8, другую осторожно нагреть на пламени спиртовки. Отметить изменение цвета осадка при нагревании. Написать уравнения реакций образования и разложения гидроксида меди.

Опыт 4. Изучение свойств гидроксидов металлов

Гидроксиды металлов в зависимости от природы металла и степени окисления обладают 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 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-х, 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 растворяются как в кислотах, так и в щелочах:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ZnO2 + 2H2O; Zn(OH)2 + 2OH− = ZnO2 2− + 2H2O

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O; Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O

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 2н раствора NaOH. Отметить выпадение осадков и их цвет. Установить, какие из полученных гидроксидов обладают амфотерными свойствами. Для этого содержимое каждой из 3 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 внести в таблицу.

Катион соли	Окраска	Формула гидроксида	Окраска	Растворимость (растворим, не растворим) гидроксида	Тип гидроксида
в кислоте	в щелочи
Zn2+
Cr3+
Ni2+

Написать молекулярные и ионные уравнения реакций:

а) взаимодействия солей со щелочью с образованием гидроксидов,

б) взаимодействия полученных гидроксидов с растворами щелочи и кислоты.