Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Химия_очное / ЛАБОРАТОРН. по общей химии.doc
Скачиваний:
88
Добавлен:
07.06.2015
Размер:
420.86 Кб
Скачать

Росжелдор

Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Ростовский государственный университет путей сообщения

Министерства путей сообщения Российской Федерации»

(РГУПС)

ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ

ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

Методические указания

Ростов-на-Дону

2006

УДК 541

Лабораторные работы по общей химии: методические указания / Мигаль Ю.Ф., Булгаревич С.Б., Мижирицкая С.Н., Февралева В.А., Савенкова М.А., Доронькин В.Н., Рогожина З.А., Камышанская Г.П., Воляник С.А.; Рост.гос.ун-т путей сообщения. – Ростов н/Д, 2006. 38 с.

Указания содержат описание лабораторных работ по различным разделам общей химии. Экспериментальной части предшествует теоретическое введение.

Указания одобрены к опубликованию кафедрой химии РГУПС и предназначены для студентов, изучающих курс общей химии.

Рецензент: канд. техн. наук, доц. М.А. Буракова (РГУПС)

© Ростовский государственный университет

путей сообщения, 2006

Оглавление

Лабораторная работа № 1 Основные классы неорганических соединений…. 4

Лабораторная работа № 2 Исследование тепловых эффектов химических

реакций …………………………………………………………………………. 7

Лабораторная работа № 3 Исследование скорости химических реакций … 10

Лабораторная работа № 4 Исследование химического равновесия ………… 13

Лабораторная работа № 5 Изучение свойств растворов ………………………15

Лабораторная работа № 6 Изучение окислительно-восстановительных

реакций ………………………………………………………………………… 20

Лабораторная работа № 7 Гальванический элемент и коррозия металлов … 22

Лабораторная работа № 8 Исследование электродных процессов

при электролизе растворов электролитов ……………………………………. 25

Лабораторная работа № 9 Исследование свойств железа и его соединений... 28

Лабораторная работа № 10 Исследование свойств хрома и его соединений… 31

Лабораторная работа № 11 Исследование свойств марганца и его

соединений ……………………………………………………………. …… 35

Лабораторная работа №1

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Теоретическое введение

Классификацию сложных неорганических веществ можно представить следующей схемой:

Химические соединения

Оксиды Гидроксиды Соли

несолеобразующие основания кислоты амфолиты средние основные

кислые комплексные

солеобразующие бескислородные кислородсодержащие

Оксиды – это соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. Солеобразующие оксиды по химическим свойствам подразделяют на: а) основные оксиды – соединения металлов с кислородом Na2O, CaO, которым отвечают основания (оксиды металлов с переменной степенью окисления, соответствующие ее максимальному значению, имеют кислотный характер); б) кислотные оксиды – соединения неметаллов с кислородом CO2, SO2, P2O5, которым соответствуют кислоты; в) амфотерные оксиды – в зависимости от условий проявляют как основные, так и кислотные свойства, например, ZnO, BeO, Al2O3 и др.

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, с образованием соли и воды; кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, также образуя соль и воду. Амфотерные оксиды взаимодействуют и с кислотами, и со щелочами.

К гидроксидам относятся: а) основания – соединения, диссоциирующие в водных растворах на ионы металлов и гидроксильных групп (ОН-): NaOH ↔ Na+ + OHРастворимые в воде основания называются щелочами. Основания взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации), образуя соль и воду: NaOH + HCl = NaCl + H2O. Щелочи реагируют с ангидридами кислот: 2NaOH + SO3 = Na2SO4 + H2O; с растворами солей: 2KOH + FeCl2 = Fe(OH)2 + 2KCl; б) кислоты – соединения, диссоциирующие в водных растворах на ионы водорода и кислотного остатка: H2SO4 = 2H+ + SO42-, например, HCl, H2SO4. Число ионов водорода, способных замещаться на металл, определяет основность кислоты. Кислоты могут взаимодействовать с металлами, основными оксидами, основаниями и солями; в) амфолиты - это вещества, при диссоциации которых образуются как ионы водорода, так и и гидроксильные ионы: 2H+ + ZnO22- ↔ Zn(OH)2 ↔Zn2+ + 2OH-. В зависимости от условий амфолиты или амфотерные гидроксиды могут проявлять свойства оснований и кислот.

Соли – это вещества, при диссоциации которых образуются ионы металлов и ионы кислотного остатка: KCl = K+ + Cl-, K2SO4 = 2K+ + SO42-. В зависимости от состава различают следующие виды солей: средние, кислые, основные и т.д. Средние соли образуются при полном замещении ионов водорода в молекулах кислоты ионами металла, например, Na2SO4, Na3PO4. Кислые соли получаются при неполном замещении ионов водорода в молекуле кислоты ионами металла, например, NaHSO4. Диссоциация кислых солей происходит согласно уравнению: NaHSO4 = Na+ + HSO4-. Если гидроксильные группы основания замещаются кислотными остатками не полностью, то получаются основные соли, например, MgOHCl. Диссоциация основных солей происходит согласно уравнению: MgOHCl = MgOH+ + Cl-.

Характерными для солей являются реакции взаимодействия со щелочами, с кислотами, друг с другом и с более активными металлами.

Выполнение опытов

Цель работы: Изучить условия необратимости протекания реакций ионного обмена.

Опыт 1 Взаимодействие основного оксида с кислотой

Реактивы: Оксид меди (II) CuO, раствор серной кислоты H2SO4

Ход работы:

Внести в пробирку 2 микрошпателя оксида меди(II) и добавить 10 капель раствора серной кислоты. Содержимое пробирки слегка подогреть. Написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций. Объяснить изменение окраски. Определить, обратима или нет данная реакция. В последнем случае указать причину необратимости.

Опыт 2 Взаимодействие амфотерного оксида с кислотой и со щелочью

Реактивы:Оксид цинка ZnO, раствор соляной кислоты HCl и раствор гидроксида натрия NaOH.

Ход работы:

Взять две пробирки, в каждую внести по 2 микрошпателя оксида цинка, в первую пробирку добавить 10 капель соляной кислоты, во вторую 10 капель раствора гидроксида натрия. Объяснить растворение осадка. Написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций. Определить, обратима или нет данная реакция. В последнем случае указать причину необратимости.

Опыт 3 Взаимодействие щелочи с кислотой

Реактивы: Раствор соляной кислоты HCl, раствор гидроксида натрия NaOH, фенолфталеин.

Ход работы:

Внести в пробирку 5 капель раствора гидроксида натрия и каплю фенолфталеина; потом добавить 5 капель соляной кислоты. Объяснить изменение окраски индикатора. Написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций. Определить, обратима или нет данная реакция. В последнем случае указать причину необратимости.

Опыт 4 Взаимодействие соли с кислотой

Реактивы: Раствор нитрата серебра AgNO3, раствор соляной кислоты HCl, раствор серной кислоты H2SO4 и раствор хлорида бария BaCl2.

Ход работы:

А) Внести в пробирку 5 капель раствора нитрата серебра и добавить 2 капли раствора соляной кислоты. Объяснить выпадение осадка. Написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций. Определить, обратима или нет данная реакция. В последнем случае указать причину необратимости.

В) Внести в пробирку 5 капель раствора серной кислоты и добавить 5 капель раствора хлорида бария. Объяснить выпадение осадка. Написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций. Определить, обратима или нет данная реакция. В последнем случае указать причину необратимости.

Опыт 5 Взаимодействие соли со щелочью

Реактивы: Раствор хлорида кобальта CoCl2, раствор гидроксида натрия NaOH, раствор сульфата меди CuSO4.

Ход работы:

А) Внести в пробирку 5 капель раствора хлорида кобальта (II) и добавить 5 капель раствора гидроксида натрия. Отметить изменения, происходящие в растворе. Написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций. Определить, обратима или нет данная реакция. В последнем случае указать причину необратимости.

В) Внести в пробирку 5 капель раствора сульфата меди (II) и добавить 5 капель раствора гидроксида натрия. Отметить изменения, происходящие в растворе. Написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций. Определить, обратима или нет данная реакция. В последнем случае указать причину необратимости.

Опыт 6 Взаимодействие солей друг с другом

Реактивы: Раствор нитрата свинца Pb(NO3)2 и раствор иодида калия KI.

Ход работы:

Внести в пробирку 5 капель раствора нитрата свинца (II) и добавить 5 капель иодида калия. Отметить изменения, происходящие в растворе. Написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций. Определить, обратима или нет данная реакция. В последнем случае указать причину необратимости.

Опыт 7 Получение средних солей

Реактивы: Раствор хлорида бария BaCl2 и раствор хромата калия K2Cr2O7.

Ход работы:

Внести в пробирку 5 капель раствора хлорида бария и добавить 5 капель раствора хромата калия. Отметить изменения, происходящие в растворе. Написать молекулярные и ионно–молекулярные уравнения происходящих реакций. Определить, обратима или нет данная реакция. В последнем случае указать причину необратимости.