Лабораторный практикум по химии (стр. 3 )

1.  Сильные (α>30%) – все растворимые соли и основания кроме NH4OH, некоторые кислоты, например: H2SO4, HCl, HNO3, HBr, HY и др.

2.  Слабые (α ≤ 30%) – все нерастворимые соли и основания, кроме Са(ОН)2, некоторые кислоты, например: Н2СО3, H2S, H2SO3, HF, CH3COOH4 и др.

Свойства растворов веществ определяются теми ионами, на которые данные вещества диссоциируют. Кислоты можно определить как электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах в качестве катионов исключительно ионы водорода, а основания – как электролиты, образующие в качестве анионов только гидроксид-ионы:

, ,

,

Ионы H+ определяют кислую среду, а ионы ОН - щелочную. Раствор, обладающий одинаковыми концентрациями ионов H+ и ОН, называют нейтральным. Кислотность и щелочность среды определяют с помощью индикаторов (лакмус, метилоранж, фенолфталеин и др.).

Амфотерные гидрокиды при диссоциации образуют и ионы водорода, и гидроксид-ионы. Примером амфотерного электролита может служить гидроксид цинка, диссоциацию которого можно условно записать:

D D

Практически амфотерность соединения можно определить по способности его образовывать соли как с кислотами, так и со щелочами.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H2SO3DH+ + (I ступень)

DH+ + (II ступень)

причем степень диссоциации на первой ступени более сильная, чем на последующих.

Ступенчатая диссоциация характерна и для оснований с несколькими гидроксогруппами:

Mg(OH)2DMgOH+ + (I ступень)

MgOH+DMg2+ + (II ступень)

Ступенчатая диссоциация обусловливает возможность образования кислых и основных солей.

При взаимодействии растворов электролитов реакции происходят между ионами растворенных веществ. Реакции между ионами направлены в сторону образования малорастворимых или малодиссоциированных веществ. Уравнения этих реакций могут быть представлены как в молекулярной, так и в молекулярно-ионной формах, например:

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4¯+2NaCl,

Ba2+ + 2Cl– + 2Na+ + = BaSO4¯ + 2Na+ + 2Cl–

Исключив из второго уравнения не вступившие в химическое взаимодействие ионы (Na+ и Cl–), можно получить сокращенное молекулярно-ионное уравнение:

Ba2+ + = BaSO4¯

Это уравнение указывает на то, что сущность процесса состоит в соединении ионов Ba2+ с ионами с образованием малорастворимого сульфата бария.

Ионы, находящиеся в растворе электролита, обладают известной независимостью и имеют свои характерные (качественные) реакции, с помощью которых и можно открывать и делать выводы о качественном составе вещества.

Лабораторная работа №4. Реакции обмена в растворах электролитов

Цель: Установить причины, вызывающие протекание реакций ионного обмена до конца.

Приборы: штатив с пробирками.

Реактивы: Растворы карбоната натрия, сульфата натрия, гидроксида натрия, иодида бария, сульфата меди, нитрата серебра, серной кислоты, фенолфталеина.

Правила ТБ: повторить правила безопасной работы с кислотами и щелочами (приложение 3).

Ход работы.

Проделать реакции:

1.  Карбоната натрия с серной кислотой.

2.  Нитрата серебра с иодидом калия.

3.  Хлорида бария с сульфатом натрия

4.  Сульфата натрия с нитратом серебра.

5.  Серной кислоты с гидроксидом натрия.

6.  Сульфата меди с гидроксидом натрия

7.  Карбоната натрия с иодидом калия.

Записать уравнения реакций в молекулярном и ионном видах. В описании проделанных реакций указать результаты реакций (в ионном уравнении).

При составлении уравнений использовать таблицу растворимости оснований, кислот и солей (приложение 1).

ВЫВОД: 1. В каких случаях реакция электролитов в растворах идет до конца, т. е. необратима?

3.  Когда реакция обратима, т. е. идет не до конца?

Контрольные вопросы

1.  Составить молекулярные и молекулярно-ионные уравнения и указать, почему приведенные реакции протекают до конца:

1)  Cu(NO3)2 + Na2S®

2)  Al2(SO4)3 + Ba(NO3)2®

3)  K2CO3 + HNO3®

4)  H3PO4 + NaOH®

5)  MnCl2 + KOH ®

6)  Na2SO3 + HCl®

7)  K3PO4 + AgNO3®

8)  Na2S + H2SO4®

2.  На основании молекулярно-ионных уравнений составить молекулярные уравнения

Лабораторная работа №5. Решение экспериментальных задач по неорганической химии

Цель: С помощью эксперимента научиться распознавать соли соляной, серной, фосфорной и угольной кислот.

Реактивы: хлорид натрия, сульфат натрия, фосфат натрия, карбонат натрия, хлорид бария, нитрат серебра, соляная кислота.

Приборы: штатив с пробирками.

Правила ТБ: Повторить правила безопасной работы с кислотами и щелочами (приложение 3).

Ход работы

Внимание! Все уравнения реакции записывать в молекулярной и ионных формах, используя при этом таблицу растворимости оснований, кислот и солей. (Приложение 1)

ОПЫТ №1. В пробирку налейте 2 мл сульфата натрия и 4-5 капель р-ра хлорида бария. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции и ее признаки.

ОПЫТ №2. В пробирку налейте 2 мл хлорида натрия и

3-4 капли нитрата серебра. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции и ее признаки.

ОПЫТ №3. В пробирку налейте 2 мл р-ра фосфата натрия и 3-4 капли нитрата серебра. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции и ее признаки.

ОПЫТ №4. В пробирку налейте 2 мл карбоната натрия и 2 мл соляной кислоты. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции и ее признаки.

Вывод оформите в виде таблицы и используйте ее при проведении следующей экспериментальной задачи:

Открываемый анион	Открывающий катион	Получаемое вещество, его описание
SO42-	Ba2+	BaSO4 Œ Осадок белого цвета

ОПЫТ №5. В трех пробирках находятся растворы хлорида натрия, карбоната натрия и сульфата натрия без надписей. Опытным путем определите каждое из выданных вам веществ, напишите уравнения соответствующих реакций

Контрольные вопросы

1.  Что такое качественная реакция?

2.  Качественная реакция на сульфаты, признаки реакции.

3.  Качественная реакция на хлориды, признаки реакции.

4.  Качественная реакция на фосфаты, признаки реакции.

5.  Качественная реакция на карбонаты, признаки реакции.

Глава 5. Получение газов в лаборатории

Для веществ существуют как промышленные так и лабораторные способы получения. Например, для углекислого газа лабораторным способом получения является взаимодействие мрамора с соляной кислотой:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 +CO2+H2O

Для получения аммиака используют смесь кристаллических веществ: хлорида аммония и гидроксида кальция:

2NH4Cl + Ca(OH)2=t CaCl2 + 2NH3 + 2H2O

Лабораторная работа №6. «Получение, собирание и распознавание газов»

Цель: Научиться получать, собирать и распознавать опытным путем углекислый газ и аммиак.

Реактивы: Р-р соляной кислоты, мрамор, известковая вода, хлорид аммония (т), гидроксид кальция(т), фенолфталеиновая бумага, лучинка, вата.

Приборы: Штатив с пробирками, металлический штатив, П-образная газоотводная трубка, фарфоровая ступка, химический стакан, стеклянная палочка, ложечка.

Правила ТБ: Повторить правила безопасной работы со стеклянной химической посудой и правила безопасной работы с кислотами и щелочами (приложение 2,3)

Ход работы

Соберите прибор для получения оксида углерода (4)

ОПЫТ №1. Получение углекислого газа.

В пробирку поместить 3-4 кусочка мрамора и прилить 3 мл соляной кислоты. Что происходит? Напишите уравнение реакции.

ОПЫТ №2. Соберите углекислый газ и докажите двумя способами его наличие в сосуде:

2.1.  Внесите в сосуд горящую лучинку. Что наблюдаете? Почему?

2.2.  Ополосните сосуд известковой водой. Что наблюдаете?

ОПЫТ №3. Растворение углекислого газа.

Пропустите углекислый газ через воду в пробирке, капните 2-3 капли метилоранжа. Что происходит? Напишите уравнение реакции.

ОПЫТ №4. В пробирку с известковой водой пропустите углекислый газ. Что наблюдаете?

Теперь продолжайте пропускать газ в эту пробирку до образования прозрачного раствора. Как объяснить растворение осадка? Составьте уравнение происходящих реакций.

Соберите прибор для получения аммиака.