khimia_metodichka
.pdf
ДЕПАРТАМЕНТ ОБРАЗОВАНИЯ И МОЛОДЕЖНОЙ ПОЛИТИКИ ХАНТЫ-МАНСИЙСКОГО АВТОНОМНОГО ОКРУГА - ЮГРЫ
______________________________________________________________
ГБОУ ВПО «СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ХМАО-Югры»
Кафедра химии
В.В. Крайник, С.А. Денисова, Л.Г. Прохоренко, Л.А. Журавлева
ОБЩАЯ ХИМИЯ
Учебно-методическое пособие
Сургут
2013
УДК 54(076)
ББК 24я73
К 781
Общая химия: Учебно-методическое пособие / сост. В.В. Крайник, С.А. Денисова, Л.Г. Прохоренко, Л.А. Журавлева; Сургут. гос. ун-т ХМАО-Югры. - Сургут.-2013. – 43 с.
Учебно-методические указания к лабораторным работам по общей химии содержат краткие теоретические сведения и описание экспериментальных частей лабораторных работ по следующим разделам общей химии: основные классы неорганических соединений и их свойства, химическая термодинамика, химическая кинетика и химическое равновесие, приготовление и свойства растворов, основы электрохимии. Основная задача настоящего учебно-методического пособия – закрепление теоретических знаний по дисциплине «Общая химия», отработка практических умений и навыков работы в химической лаборатории, освоение основных понятий и закономерностей дисциплины в процессе исследования систем и их важнейших свойств.
Предназначено для студентов, обучающихся по направлениям 011200.62 «Физика», 210700.62 «Инфокоммуникационные технологии и системы связи», 140400.62 «Электроэнергетика и электротехника», 220400.62 «Управление в технических системах».
Рецензент Н.П. Горленко д. т.н., профессор
©Крайник В.В., Денисова С.А., Прохоренко Л.Г., Журавлева Л.А., 2013
©ГБОУ ВПО «Сургутский государственный университет ХМАО-Югры», 2013
ОГЛАВЛЕНИЕ |
|
Техника безопасности при работе в химической лаборатории |
4 |
Лабораторная работа №1 |
|
КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИ |
6 |
Лабораторная работа № 2 |
|
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВЫХ |
ЭФФЕКТОВ РАСТВОРЕНИЯ |
СОЛЕЙ |
13 |
Лабораторная работа №3 |
|
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА |
18 |
Лабораторная работа №4 ОБРАТИМЫЕ И НЕОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ. ХИМИЧЕСКОЕ
РАВНОВЕСИЕ |
23 |
Лабораторная работа №5 |
|
РАСТВОРЫ |
26 |
Лабораторная работа №6 |
|
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ |
32 |
Лабораторная работа №7 |
|
ПЕРЕГОНКА НЕФТИ ПРИ АТМОСФЕРНОМ ДАВЛЕНИИ |
40 |
3
ТЕХНИКА БЕЗОПАСНОСТИ ПРИ РАБОТЕ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ
Работа в химической лаборатории всегда сопряжена с определенным риском. Но при грамотной и осторожной работе этот риск сводится к минимуму, ведь большинство пожаров, отравлений, ожогов и травм происходит исключительно по причине пренебрежения правилами техники безопасности или просто незнанию их.
Общие правила
1.Вход в химическую лабораторию в верхней одежде запрещен.
2.При подготовке к работе студенты обязаны самостоятельно проработать соответствующий теоретический материал. Нельзя приступать к работе, пока студент не усвоил всей техники ее выполнения.
3.За каждым студентом в лаборатории закрепляется определенное рабочее место, которое он поддерживает в чистоте и порядке. Во время работы на лабораторном столе должны находиться только необходимые приборы, реактивы и тетрадь для записей.
4.Категорически запрещается в лаборатории курить, принимать пищу, пить воду.
5.Работать одному в лаборатории категорически запрещается, так как в ситуации несчастного случая некому будет оказать помощь пострадавшему и ликвидировать последствия аварии.
6.Каждый студент должен знать, где находятся в лаборатории средства противопожарной защиты (ящик с просеянным песком и совком для него, противопожарное одеяло (асбестовое или толстое войлочное), заряженные огнетушители) и аптечка, содержащая все необходимое для оказания первой помощи.
7.Опыты нужно проводить только в чистой химической посуде. После окончания эксперимента посуду сразу же следует мыть.
8.Расходовать материалы, реактивы, газ, воду и электроэнергию следует экономно.
9.Никакие вещества в лаборатории нельзя пробовать на вкус. Нюхать вещества можно, лишь осторожно направляя на себя пары или газы легким движением руки, а не наклоняясь к сосуду и не вдыхая полной грудью.
10.В процессе работы необходимо соблюдать чистоту и аккуратность, следить, чтобы вещества не попадали на кожу лица и рук, так как многие вещества вызывают раздражение кожи и слизистых оболочек.
11.Сосуды с веществами или растворами необходимо брать одной рукой за горлышко, а другой снизу поддерживать за дно.
12.Категорически запрещается затягивать ртом в пипетки растворы веществ и их растворы.
4
13.Все сухие реактивы необходимо брать фарфоровыми ложками, шпателями. Брать реактивы незащищенными руками запрещается! При взвешивании твердых веществ всегда надо пользоваться какойлибо тарой. Недопустимо насыпать вещества непосредственно на чашку весов.
14.Приливать воду в кислоты запрещается! В случае попадания кислоты на кожу пораженное место следует немедленно промыть в течение
10- 15 минут быстротекущей струей воды, а затем нейтрализовать 2 - 5% раствором карбоната натрия. Пролитую кислоту следует засыпать песком. После уборки песка место, где была разлита кислота, посыпают известью или содой, а затем промывают водой.
15.Пролитые концентрированные растворы едкого натра, едкого калия и аммиака можно засыпать как песком, так и древесными опилками, а после их удаления обработать место слабым раствором уксусной кислоты.
16.Запрещается производить какие-либо работы с легковоспламеняемыми жидкостями (ЛВЖ) (например: ацетон; различные марки бензинов; диэтиловый эфир; и т. п.) вне вытяжного шкафа! В случае пролива или воспламенения ЛВЖ необходимо выключить все электронагревательные приборы, а при необходимости обесточить лабораторию отключением общего рубильника. Место пролива ЛВЖ следует засыпать сухим песком, а затем собрать его деревянным или пластиковым совком. Применение металлических совков запрещается.
17.Во время нагревания жидких и твердых веществ в пробирках и колбах нельзя направлять их отверстия на себя и соседей. Нельзя также заглядывать сверху в открыто нагреваемые сосуды во избежание возможного поражения при выбросе горячей массы.
18.Категорически запрещается выливать в раковины концентрированные растворы кислот и щелочей, а также различные органические растворители, сильно пахнущие и огнеопасные вещества. Все эти отходы нужно сливать в специальные бутыли.
19.О несчастном случае пострадавший или очевидец обязан немедленно поставить в известность преподавателя или инженера, которые должны организовать первую помощь пострадавшему и вызвать врача.
20.После окончания работы необходимо выключить воду, электроэнергию.
5
Лабораторная работа №1
КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Теоретическая часть
Все известные вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного элемента. В состав
сложных веществ входят атомы двух или более элементов и делятся они на органические и неорганические. К органическим соединениям относятся почти все соединения углерода (кроме простейших, таких как СО, СО2, НSCN, Н2СО3). Все остальные вещества называются неорганическими. Наиболее важными классами неорганических соединений являются оксиды, гидроксиды (основания и кислоты), соли.
Классификация простых веществ.
Простые вещества состоят из атомов одного элемента. Все простые вещества условно делятся на металлы и неметаллы. К неметаллам относятся 22 элемента: H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, галогены (F, Br, Cl, J, At) и инертные газы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), к металлам - все остальные, то есть большинство простых веществ - металлы. Металлы отличаются характерным блеском, ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы и вытягиваться в проволоку, обладают хорошей тепло- и электропроводимостью. При комнатной температуре все металлы, кроме ртути, находятся в твѐрдом состоянии.
Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупкостью, очень плохо проводят тепло и электричество. Некоторые из них при нормальных условиях находятся в газообразном состоянии.
Классификация сложных веществ.
Оксиды – бинарные соединения элемента с кислородом, имеющим степень окисления –2. Общая формула ЭmOn.
Название оксида составляют из слова "оксид" и названия элемента. Если элемент проявляет переменную степень окисления, то после названия оксида указывают в скобках римской цифрой степень окисления элемента. Например: FeO - оксид железа (II), NO - оксид азота (II).
Оксиды не образующие кислот, оснований и солей при обычных условиях, называются несолеобразующими. Солеобразующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные (обладающие двойственными свойствами).
6
К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов, например:
SiO2, SO3, P2O5 и оксиды металлов с высшей степенью окисления, например: Cr+6O3; Mn2+7O7 и др.
Образование основных оксидов характерно для металлов с невысокой степенью окисления (+1, +2). Например: Na2+1O, Mg+2O и др.
Амфотерными оксидами называются оксиды элементов, гидроксиды которых проявляют и основные и кислотные свойства. К амфотерным оксидам относятся оксиды некоторых металлов, например:
BeO, ZnO, SnO, PbO, Al2O3, Cr2O3 и др.
Металлы, проявляющие переменную степень окисления, образуют несколько оксидов, характер которых изменяется закономерно; с повышением степени окисления металла основные свойства оксида убывают, а кислотные - усиливаются. Например: хром в соединениях проявляет степень окисления +2, +3, +6, образуя соответствующие оксиды: CrO - основной оксид, Cr2O3 - амфотерный оксид, CrO3 - кислотный оксид.
Несолеобразующие (безразличные) оксиды NO, N2O, CO.
Химические свойства оксидов
1. Растворимые оксиды взаимодействуют с водой с образованием щѐлочи или кислоты:
BaO+H2O → Ba(OH)2
SO3+H2O → H2SO4
2. Кислотные и основные оксиды реагируют между собой, образуя соли:
CO2+K2O → K2CO3
3.Кислотный оксид реагирует с основанием, а основной оксид вступает в реакцию с кислотой, образуя соль и воду:
CO2+Ba(OH)2 →BaCO3+H2O CuO+2HCl → CuCl2+H2O
4.Амфотерные оксиды реагируют и с кислотами и со щелочами, образуя соль и воду.
ZnO+H2SO4 → ZnSO4+H2O ZnO+2NaOH → Na2ZnO2+H2O
Таким образом, кислотные и основные оксиды реагируют с веществами противоположного характера. Например, кислотные оксиды реагируют с основными оксидами и основаниями, но не реагируют с веществами кислотного характера. Амфотерные оксиды обладают двойственной природой.
Несолеобразующие оксиды не вступают в реакцию с водой, другими оксидами, гидроксидами, не образуют солей.
7
Гидроксиды, или их ещѐ называют гидраты оксидов, подразделяют на три группы: гидраты кислотных оксидов, называемые кислотами; гидраты основных оксидов, называемые основаниями; гидраты амфотерных оксидов, называемые амфотерными гидроксидами.
Кислоты – сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться катионами металла (или ионами аммония). Общая формула кислот НхАn. По числу ионов водорода кислоты делят на одноосновные: HСl, HNO3; двухосновные: H2SO4, H2CO3 и многоосновные: H3PO4, H3AsO4.
Названия некоторых кислот приведены в Таблице №1.1.
Таблица №1.1 Формулы кислот и названия их анионов
фор |
|
|
назва- |
фор- |
|
|
назва- |
мула |
название |
анион |
ние |
мула |
название |
анион |
ние |
|
|
|
аниона |
|
|
|
аниона |
|
|
|
|
|
|
|
|
H2S |
сероводород- |
S2- |
сульфид |
H2SiO3 |
кремниевая |
SiO32- |
силикат |
ная |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
HF |
фтороводо- |
F- |
фторид |
CH3COOH |
уксусная |
CH3COO- |
ацетат |
|
|
|
|
|
|
||
|
родная |
|
|
|
|
|
|
HCl |
хлороводо- |
Cl- |
хлорид |
HCN |
циановодород- |
CN– |
цианид |
|
родная |
|
|
|
ная |
|
|
HBr |
бромоводо- |
Br- |
бромид |
HMnO4 |
марганцовая |
MnO4- |
перман- |
|
родная |
|
|
|
|
|
ганат |
HI |
иодоводород- |
I- |
иодид |
H3BO3 |
борная |
BO33- |
борат |
|
ная |
|
|
|
|
|
|
HNO3 |
азотная |
NO3- |
нитрат |
H2CrO4 |
хромовая |
CrO42- |
хромат |
HNO2 |
азотистая |
NO2- |
нитрит |
H2Cr2O7 |
двухромовая |
Cr2O72- |
дихромат |
H2SO4 |
серная |
SO42 |
сульфат |
HClO |
хлорноватистая |
ClO- |
гипохло- |
|
|
|
|
|
|
|
рит |
H2SO3 |
сернистая |
SO32 |
сульфит |
HClO2 |
хлористая |
ClO2- |
хлорит |
H3PO4 |
ортофосфор- |
PO43- |
ортофос- |
HClO3 |
хлорноватая |
ClO3- |
хлорат |
|
ная |
|
фат |
|
|
|
|
HPO3 |
метафосфор- |
PO3- |
метафос- |
HClO4 |
хлорная |
ClO4- |
перхлорат |
|
ная |
|
фат |
|
|
|
|
H3PO3 |
фосфористая |
PO33- |
фосфит |
H3AsO4 |
мышьяковая |
AsO43- |
арсенат |
H2CO3 |
угольная |
CO32- |
карбонат |
H3AsO3 |
мышьяковистая |
AsO33- |
арсенит |
Химические свойства кислот
1. Кислоты реагируют с основными оксидами с образованием соли и воды (см. свойства оксидов).
8
2. Кислоты взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
H2SO4+Cu(OH)2 → CuSO4+2H2O
3. Кислоты вступают в реакции с солями, если в результате реакции образуется более слабая кислота, малорастворимое или летучее соединение:
HCl (сильная кислота ) +CH3COONa → NaCl+CH3COOH (слабая кислота)
H2SO4+Ba(NO3)2 → BaSO4 (осадок) +2HNO3
2HCl K2CO3 2KCl H |
CO2 (летучее соединение) |
|
2CO3 H |
O |
|
|
2 |
|
4.Кислоты реагируют с амфотерными основаниями (оксидами) (см. свойства амфотерных оснований).
5.Кислоты взаимодействуют с металлами.
Эти свойства специфичны для различных кислот, поэтому мы их не рассматриваем.
Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла (или иона NH4+) и одной или нескольких гидроксогрупп ОН, способных замещаться на кислотный остаток. Общая формула оснований Ме(ОН)х, где х – степень окисления металла. Например,
Fe(OH)3; NaOH; Ba(OH)2.
По растворимости в воде основания делятся на растворимые и нерастворимые. Растворяются в воде основания щелочных и щелочноземельных металлов и гидроксид аммония.
Названия оснований составляют из слова "гидроксид" и названия металла. Например: KOH - гидроксид калия, Ca(OH)2 - гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названиях указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Cr(OH)2 - гидроксид хрома (II), Cr(OH)3 - гидроксид хрома (III).
Химические свойства оснований
1.Основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды (см. свойства кислот).
2.Щѐлочи взаимодействуют с солями, если после реакции образуются труднорастворимые или слабые основания:
2NaOH+NiSO4 → Ni(OH)2 (осадок) +Na2SO4
Ca(OH )2 2NH 4Cl CaCl2 |
NH 4OH |
NH 3 (слабое основание) |
|
|
H 2O |
3.Щѐлочи реагируют с кислотными оксидами с образованием соли и воды (см. свойства оксидов).
9
4.Щѐлочи взаимодействуют с амфотерными основаниями с образованием соли (см. свойства амфотерных оснований).
5.Нерастворимые основания разлагаются при нагревании:
Cu(OH )2 t CuO H2O
Амфотерными называются такие основания, которые взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами. Амфотерные основания (соответствуют амфотерным оксидам): Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, и др.
Химические свойства амфотерных оснований
1.Амфотерные основания взаимодействуют с оксидами (как правило, основными):
2Al(OH)3 + Na2O → 2NaAlO2 + 3H2O
2.Амфотерные основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды:
Zn(OH)2+2HCl → ZnCl2+2H2O
3.Амфотерные основания взаимодействуют со щелочами:
в растворе |
Zn(OH)2+2NaOH |
→Na2[Zn(OH)4] |
при сплавлении |
Zn(OH)2+2NaOH |
→ Na2ZnO2 +2Н2О |
4. Все амфотерные основания (как и большинство оснований) разлагаются при нагревании на оксид и воду:
2Al(OH )3 t Al2O3 3H2O
Соли – продукты замещения (полного или частичного) атомов водорода в молекулах кислот катионами металла (а также ионами аммония), либо гидроксогрупп в молекулах оснований кислотными остатками. Соли делятся на:
Средние соли - это продукты полного замещения ионов водорода в кислоте металлом. Например: K2SO4, CuCl2, Al(NO3)3 и др.
Кислые соли - это продукты неполного замещения ионов водорода в кислоте на металл. Например: Ba(HS)2, Mg(HCO3)2 и др. Образование кислых солей возможно только для многоосновных кислот. Почти все кислые соли хорошо растворяются в воде.
Основные соли - продукты неполного замещения гидроксогрупп основания. Например: Mg(OH)Cl, (CaOH)2CO3. Образование основных солей возможно только для многокислотных оснований.
Двойные соли – содержит два химически разных катиона и один тип аниона. Например: MgK2(SO4)2, LiAl(SiO3)2 и др.
Смешанные соли – содержат один тип катиона, но два типа ани-
она. Например: Na3CO3(HCO3), Ca(OCl)Cl и др.
В состав комплексных солей входят сложные комплексные ионы (заключѐнные в квадратные скобки), устойчивые как в кристалличе-
10