методичка по Химии
.pdfФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ЖЕЛЕЗНОДОРОЖНОГО ТРАНСПОРТА
Уральский государственный университет путей сообщения
Кафедра Технологии конструкционных материалов и химии
А.Г. Мохов
Химия
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ЖЕЛЕЗНОДОРОЖНОГО ТРАНСПОРТА
Уральский государственный университет путей сообщения
Кафедра Технологии конструкционных материалов и химии
А.Г. Мохов
Химия
С Б О Р Н И К лабораторных работ с методическими указаниями
для студентов дневной и заочной форм обучения всех специальностей
Издание второе, дополненное и исправленное
Екатеринбург
2006
УДК 54:371.388 М 80
Сборник лабораторных работ с методическими указаниями по курсу «Химия» составлен в соответствии с учебными, календарными планами занятий для студентов дневной и заочной форм обучения всех специальностей.
В сборнике рассмотрена теория химических процессов, приведен порядок выполнения лабораторных работ, даны описание лабораторных установок и схема составления отчета. Сборник существенно переработан и дополнен. Понятия, определения приведены в соответствии с последними изданиями базовых учебников.
Сборник разработан коллективом преподавателей под редакцией доц. А.Г. Мохова.
Авторы: А.Г. Мохов, доцент кафедры «ТКМ и химия»
Е.В. Михалева, ст. преподаватель кафедры «ТКМ и химия» (работы 6а, 6б),
А.В. Саблина, ассистент кафедры «ТКМ и химия» (работы 7, 7а).
Рецензент: В. Н. Соколов, доцент кафедры «ТКМ и химия»
А.В. Саблина, ассистент: компьютерный набор.
© Уральский государственный университет путей сообщения (УрГУПС), 2006
ОГЛАВЛЕНИЕ
1. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1 «Классы химических соединений». |
4 |
2.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2 «Определение эквивалента металла
по водороду» …………………………………..………………………… 12
3.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3 «Приготовление растворов кислот заданной концентрации и определение концентрации полученных растворов методом титрования» ……………………………………….. 18
4.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4 «Скорость химических реакций и
химическое равновесие» …. .………………… ……………………… |
24 |
5. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №5 «Электролиты»……...……………… |
33 |
6.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6 «Определение рН. Гидролиз со-
лей»…………………………………………………………………….. 37
7.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6а «Буферные растворы»……………. 43
8. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6б «Комплексные соединения»…….. 47
9.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7 «Соединения хрома»………………. 51
10. |
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7а «Окислительные свойства пер- |
|
11. |
манганата калия КМnО4»……………………………………………….. |
54 |
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8 «Галогены»………………………… |
56 |
12.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8а «Сера»……………………………. 58
13.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 9 «Окислительно-восстановитель-
ные свойства азотной (HNO3) и азотистой (HNO2) кислот, их солей». 60
14.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 10 «Отношение металлов к кисло-
там и щелочам» …...…………………………………………………….. 63
15.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 21 «Электрохимические свойства ме-
|
таллов»……… …………………………………………………………… |
67 |
16. |
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 27 «Определение химических харак- |
|
|
теристик кислотных и щелочных аккумуляторов»……………... |
77 |
17. |
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 33В «Изготовление текстолита и ге- |
|
|
тинакса методом прессования»………………………………………. |
87 |
18. |
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 34В «Деструкция пластмасс»………. |
98 |
19.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 45 «Дисперсные системы и их свой-
ства»…………………………………………………………………. 103
20.ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 46 «Тепловые эффекты реакции гид-
ратации вяжущих веществ»………………………………………… 109
3
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1
КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Цель работы: изучить классификацию неорганических веществ, состав и отличительные признаки формул соединений, их свойства.
Рабочее задание: на конкретных химических реакциях рассмотреть взаимодействие неорганических веществ различных классов, написать химические уравнения реакций, обратив внимание на основные, кислые, средние соли. Составить и оформить отчет.
СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ
Неорганические вещества делятся на четыре класса: оксиды, основания, кислоты и соли.
1. Оксиды
Оксидами называются соединения, состоящие из кислорода и другого элемента. По своим свойствам оксиды делятся на: кислотные, основные, амфотерные, безразличные оксиды и пероксиды.
Кислотными оксидами называются сложные вещества, гидраты которых являются кислотами. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, основаниями и основными оксидами с образованием солей.
Например,
CO2 + CaO = CaCО3,
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O.
Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой, а в результате их взаимодействия получается кислота.
Например,
SO3 + H2O = H2SO4.
Кислотными оксидами являются оксиды неметаллов и некоторые оксиды металлов высшей валентности.
Например, P2O5; CrO3; MnO3; Mn2O7 и т.п.
Основными оксидами называются такие, гидраты которых являются основаниями. Большинство основных оксидов с водой не взаимодействуют и
4
соответствующие им гидраты получаются косвенным путем - действием щелочи на раствор соли данного металла.
Например,
MnSO4 + 2NaOH = Mn(OH)2 + Na2SO4.
Все основные оксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей.
Например,
MgO + H2SO4 = H2O + MgSO4, FeO + SO3 = FeSO4.
Основными оксидами являются только оксиды металлов, обычно с ва-
лентностью 1, 2 и 3: K2O, CaO, FeO, Fe2O3, NiO, Ni2O3, CuO, CdO, MnO, Mn2O3 и т.д.
Амфотерными оксидами называются такие, которые обладают двойственными свойствами: и кислотных, и основных оксидов, т.е. они взаимодействуют и с кислотами, и со щелочами с образованием солей. При взаимодействии со щелочами металл амфотерного оксида входит в состав кислотного остатка образовавшейся соли. При взаимодействии с кислотой элемент оксида переходит в соль в виде катиона металла.
Например,
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O,
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O.
Амфотерными оксидами являются некоторые оксиды металлов. Например, ZnO; BeO; Al2O3 и металлов d-элементов с промежуточ-
ной степенью окисления: Cr2O3, MnO2 и т.д.
Все три типа оксидов являются солеобразующими оксидами. Безразличными оксидами называются такие, которые не взаимодейст-
вуют ни со щелочами, ни с кислотами и не образуют солей. Примером таких оксидов являются NO и N2O, СО.
Пероксиды – соли пероксида водорода |
(Н2О2). В молекуле перокси- |
да атомы кислорода связаны между собой, |
образуя пероксидную группу |
“-О-О-“. |
|
Например, Na2O2, BaO2, CaO2 и т.д. Графически пероксид натрия может быть изображен следующим образом: Na – O – O – Na.
Все перекиси являются сильными окислителями.
2. Кислоты
Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворе на катионы водорода и анионы кислотного остатка.
5
Например,
HCl = H+ + Cl–, H2SO4 = 2H+ + SO42- .
Общие свойства кислот - кислый вкус и способность окрашивать лак-
мус, метил-оранж в красный цвет - вызваны наличием в их растворах ионов водорода, Н+.
Большинство кислот растворяют активные металлы с выделением водорода.
Например,
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑,
Fe + H2SO4 (разб) = FeSO4 + H2↑.
Однако некоторые кислоты растворяют активные и неактивные металлы без выделения водорода, но с выделением оксида кислотообразующего элемента.
Так ведут себя концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации.
Например,
Cu + 2 H2SO4 (конц) = CuSO4 + SO2↑ + 2 H2O,
8Fe + 30HNO3(разб) = 8Fe(NO3)3 + 3N2O↑ + 15H2O.
Кислоты взаимодействуют с основными оксидами, основаниями и со щелочами с образованием солей и воды.
Например,
H2SO4 + MgO = MgSO4 + H2O,
2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O.
Кислоты могут быть получены взаимодействием кислотного оксида с водой или действием на соль данной кислоты более сильной или менее летучей кислотой.
Например,
SO3 + H2O = H2SO4,
2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl.
Кроме указанных общих способов существуют еще специфические способы получения некоторых кислот.
3. Основания
Основания – это электролиты, диссоциирующие с образованием гидро- ксид-ионов (ОН−).
Большинство оснований практически нерастворимы в воде. Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами. К ним относятся только гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.
6
Основания и щелочи взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей и воды.
Например,
Ca(OH)2 + CO2↑= CaCO3↓ + H2O,
Ba(OH)2 + H2SO4= BaSO4↓ +2H2O.
Обычно основания получаются косвенным путем - действием щелочи на раствор соли данного металла, например,
CuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + 2KCl.
Щелочи могут быть получены непосредственно взаимодействием оксида металла с водой.
Например,
Na2O + H2O = 2NaOH,
BaO + H2O = Ba(OH)2.
Гидроксиды тяжелых металлов непрочны и довольно легко выделяют воду, особенно при нагревании.
Например,
Cu(OH)2 t=0 CuO + H2O.
3.1. Амфотерные основания Амфотерными основаниями являются такие, которые ведут себя и как
основание, и как кислота, т.е. они взаимодействуют и с кислотами и с основанием с образованием соли и воды.
Например,
Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O,
Cr(OH)3 + KOH = KСrO2 + 2H2O.
4. Соли
Солями называются сложные вещества, состоящие из катионов металлов и кислотных остатков.
4.1. Средние соли Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода в моле-
кулах кислот атомами металлов, или гидроксильных групп в молекулах оснований кислотными остатками. Их молекулы не содержат ни катионов водорода, ни гидроксогрупп.
Например, Na3PO4, Na2SO4, KNO3 и т.д.
7
4.2. Кислые соли Кислые соли (гидросоли) образуются при неполном замещении атомов
водорода в молекуле слабой кислоты. Их молекулы содержат катионы водорода, соединенные с кислотными остатками.
Например, KHSO4, NaHCO3, K2HPO4 и т.д.
Кислые соли образуются многоосновными слабыми кислотами.
4.3. Основные соли Основные соли (гидроксосоли) образуются при частичном замещении
гидроксильных групп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками. Их молекулы содержат гидроксогруппы, соединенные с катионами металлов.
Например, FeOHSO4, ZnOHCl, (CuOH)2SO4 и т.д.
Основные соли могут быть образованы только многокислотными слабыми гидроксидами.
4.4. Двойные соли Двойные соли состоят из ионов двух разных металлов и кислотного ос-
татка.
Например, KCr(SO4)2, KAl(SO4)2 и т.д.
Названия солей составляют из названия аниона в именительном падеже и катиона в родительном.
NaNO3 - нитрат натрия, Al2(SO4)3 - сульфат алюминия.
Если металл проявляет разную степень окисления, то ее указывают в скобках римской цифрой.
NiSO4 - сульфат никеля (II), Ni2(SO4)3 - сульфат никеля (III), K2SO3 - сульфит калия.
В случае бескислородных кислот анион имеет окончание “-ид”. Например,
KCl - хлорид калия, Сu2S - сульфид меди (I), KCN - цианид калия.
Название кислых солей образуют так же, как и средних, но при этом добавляют приставку “гидро-”, а если необходимо, то соответствующими числительными, указывающими число незамещенных атомов водорода. Например,
Mg(HCO3)2 - гидрокарбонат магния, KH2PO4 - дигидрофосфат калия, Na4SiO4 - ортосиликат натрия, Cu(HSO3)2 - гидросульфит меди (II), CuHS - гидросульфид меди (I).
8
Название основных солей образуют подобно названиям средних солей, но при этом добавляют приставку “гидроксо-”, указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп.
MgOHCl - хлорид гидроксомагния, (CuOH)2SO4 - сульфат гидроксомеди (II), [Al(OH)2]2SO4 - сульфат дигидроксоалюминия.
Вдвойных солях названия металлов пишутся через дефис, причем оба
вродительном падеже. В скобках арабскими цифрами указываются атомные числовые соотношения металлов.
KCr(SO4)2 - сульфат калия-хрома,
K2NaPO4 - ортофосфат калия-натрия (2:1).
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
1. Свойства кислотных оксидов
1.1.Взаимодействие кислотного оксида с водой
Нагрейте на железной ложечке серу до воспламенения и опустите в банку, прикрыв стеклянной пластинкой. После сгорания добавьте в банку воды, взболтайте и проверьте реакцию раствора на метилоранж. Напишите уравнения происходящих реакций.
1.2. Взаимодействие кислотного оксида с основанием и со средней со-
лью
Налейте в пробирку известковую воду (раствор Са(ОН)2) и пропускайте СО2 из аппарата Киппа. Наблюдайте образование белого осадка и его растворение в избытке СО2. Напишите уравнения происходящих реакций.
2. Свойства основных оксидов
2.1. Взаимодействие основного оксида с водой Насыпьте в пробирку немного негашеной извести (СаО), очень осто-
рожно смочите водой. Напишите уравнение прошедшей реакции. Затем взболтайте часть порошка в пробирке с водой и раствор испытайте метилоранжем или фенолфталеином.
3. Свойства гидроксидов
3.1. Взаимодействие амфотерного гидроксида с кислотой и щелочью
9