Правила выполнения лабораторных работ — КиберПедия


Организация стока поверхностных вод: Наибольшее количество влаги на земном шаре испаряется с поверхности морей и океанов (88‰)...

Механическое удерживание земляных масс: Механическое удерживание земляных масс на склоне обеспечивают контрфорсными сооружениями различных конструкций...

Правила выполнения лабораторных работ



Лабораторные работы

 

Методическое пособие

по дисциплине «Химия»

 

 

Санкт-Петербург

2013 г.

 

 

Автор: Родякина Е.В., преподаватель высшей категории

Санкт-Петербургского политехнического колледжа.

 

 

Рецензент: Никитин В.А., канд. хим. наук, доцент кафедры химии

Санкт-Петербургского института машиностроения.

 

Данное пособие представляет собой методические указания к проведению лабораторных работ по дисциплине «Химия». Пособие предназначено для практического усвоения материала указанных тем, приобретения компетенций в области проведения химического эксперимента, развития организационных и коммуникационных компетенций.

В сборнике содержится материал, необходимый студентам как при самостоятельной подготовке к работе, так и при непосредственном выполнении работы на занятии. К работе прилагается бланк отчета.

 

Предисловие

 

 

В данном сборнике содержатся методические указания к работам, выполняемым студентами при изучении дисциплины Химия.

Назначение методических указаний – способствовать достижению следующих результатов обучения и развития студентов: умения выполнять химические опыты, подтверждающие свойства изученных веществ, распознавать вещества, пользоваться химической посудой и оборудованием, соблюдать правила охраны труда; сравнивать состав и свойства веществ, анализировать результаты наблюдаемых опытов на основе изученных законов и теорий.

Методические указания предназначены для использования студентами как при домашней подготовке к выполнению лабораторных работ, так и в процессе выполнения их в лаборатории.

Материал представлен в следующем порядке:

n Правила выполнения лабораторных работ.

n Лабораторные работы, содержащие разделы:

-- Цель работы.

-- Пояснения к работе, отражающие краткие теоретические сведения на основе минимума содержания по данному разделу дисциплины и с учетом требований к итогам его усвоения, определяемых ГОС СПО.

-- Задание, которое студент обязан выполнить при домашней подготовке к лабораторной работе.

-- Работа в лаборатории. Здесь содержатся инструкции по проведению опытов, приводится список необходимых реактивов и оборудования.

-- Содержание отчета.

-- Контрольные вопросы, позволяющие оценить выполнение требований Государственного образовательного стандарта к уровню знаний студентов по данному разделу дисциплины, в том числе и на этапе допуска к работе.



n Литература.

 

Лабораторные работы помогают студентам усвоить основные законы и теоретические положения химии, узнать свойства важнейших веществ и способы их получения, прививают навыки в проведении простейших химических исследований и определений, выполняемых в производственных условиях или в заводских лабораториях.

Правила выполнения лабораторных работ

 

Студенты допускаются к работе после проверки готовности, производимой преподавателем.

Объем домашней подготовки включает повторение соответствующих теме разделов учебника, записей в рабочей тетради, подробное ознакомление с теоретическими сведениями, содержащимися в пояснениях к данной работе, ответы на контрольные вопросы.

Кроме теоретических знаний по теме работы, студенты должны четко представлять последовательность действий в соответствии с инструкциями раздела «Работа в лаборатории», и знать правила охраны труда при работе в химической лаборатории.

При выполнении опытов необходимо строго следовать инструкции и соблюдать все меры предосторожности.

После выполнения работы студенты должны представить отчет о проделанной работе с обсуждением полученных результатов и выводов.

 

Порядок выполнения работ, пропущенных

по уважительным причинам.

 

После проверки готовности студент выполняет работу с другой группой в отведенный для лабораторных работ и дополнительных занятий день (субботу).

Порядок выполнения работ, пропущенных

по неуважительным причинам.

 

Студент допускается к выполнению работы после проверки готовности в зачетную неделю.

 

Лабораторная работа 1. Химические свойства спиртов и альдегидов

 

Цель работы:

Осуществить реакции, подтверждающие химические свойства спиртов и альдегидов, объяснить при помощи химических уравнений сущность этих реакций.

 

Пояснения к работе

Химические свойства спиртов

1) Кислотные свойства: Спирты — амфотерные соединения, могут образовывать соли и комплексы с активными металлами. Например:

СН3 – СН2–ОН + Na —> СН3– СН2–ОNa + Н2

2) Взаимодействие с галогеноводородами:

R-OH + HHal —> RHal + H2O

HF не вступает в эту реакцию так как его кислотность недостаточна.



3) Межмолекулярная дегидратация(образование простых эфиров):

R-OH + R'-OH -> R-O-R' + H2O

Катализатором данной реакции служит кислота. Чаще всего используют серную кислоту. Легче всего реагируют третичные спирты.

4) Внутримолекулярная дегидратация:

C2H5OH —> CH2=CH2 + H2O

Спирты дегидратируются по правилу Зайцева. Легче всего отщепляют воду третичные спирты. Межмолекулярная и внутримолекулярная дегидратация являются конкурирующими реакциями. Но вторая протекает при более высокой температуре.

5) Реакция этерификации. Спирты реагируют с кислотами, при этом образуются сложные эфиры.

а)R—ОН + HNO3 —> R—О—NO2 + Н2О

б)R'-OH + R-COOH —> R-C(O)-OR' + H2O

Реакция является обратимой. Также при взаимодействии с неорганическими кислотами-окислителями(например с азотной) протекает побочная реакция - окисление.

6) Окисление спиртов Спирты окисляются легче, чем углеводороды. Первичные и вторичные спирты окисляются легче третичных. Первичные окисляются до альдегидов, вторичные — до кетонов. В случае первичных спиртов может протекать дальнейшее окисление образующихся альдегидов до соответствующих карбоновых кислот.

7) R-OH —> R-CHO —> R-COOH

 

Химические свойства альдегидов

1) Альдегиды медленно окисляются кислородом воздуха в карбоновые кислоты:

2) Качественная реакция на альдегиды – реакция «серебряного зеркала». Реакция состоит во взаимодействии альдегида RСНО с водно-аммиачным раствором оксида серебра(I), представляющим растворимое комплексное соединение [Ag(NН3)2]OH. Реакцию проводят при температуре, близкой к температуре кипения воды (80–100 °С). В результате на стенках стеклянного сосуда (пробирки, колбы) образуется осадок металлического серебра – «cеребряное зеркало»:

3) Восстановление гидроксида меди(II) в оксид меди(I) – другая характерная реакция альдегидов. Реакция протекает при кипячении смеси и состоит в окислении альдегида. Точнее сказать, происходит внедрение атома [О] окислителя Cu(OH)2 по связи С–Н альдегидной группы. При этом изменяются степени окисления карбонильного углерода (от +1 до +3) и атома меди (от +2 до +1). При нагревании голубого осадка Cu(OH)2 в смеси с альдегидом наблюдается исчезновение голубой окраски и образование красного осадка Cu2O:

4) Альдегиды присоединяют водород Н2 по двойной связи С=О при нагревании в присутствии катализатора (Ni, Pt, Pd). Реакция сопровождается разрывом -связи в карбонильной группе С=О и присоединением по месту ее разрыва двух атомов Н молекулы водорода Н–Н. Таким образом из альдегидов получают спирты:

 

Работа в лаборатории

Опыт 1.Растворимость спиртов в воде

Реактивы и оборудование: спирты (этиловый, пропиловый, амиловый); фарфоровые чашки, пробирки.

В четыре пробирки наливают по 2 мл воды и в каждую добавляют по 0,5 мл этилового, пропилового, бутилового, амилового (или изоамилового) спиртов соответственно. Пробирки хорошо встряхивают. Отмечают, что этиловый и пропиловый спирты прекрасно растворяются в воде, а при растворении амилового спирта образуется эмульсия, которая быстро расслаивается. При этом изоамиловый спирт, подобно маслу, всплывает на поверхность воды. Отсюда и возникло название «сивушное масло», под которым понимают смесь высокомолекулярных одноатомных спиртов, в том числе и изоамилового. Объясните, почему выше перечаленные спирты по-разному растворяются в воде.

 

Опыт 2.Взаимодействие с металлическим натрием

Реактивы и оборудование: этиловый спирт, натрий металлический; пробирки, скальпель, пинцет, фильтровальная бумага, проволока, лучины.

В сухую пробирку наливают этиловый спирт и погружают в него кусочек чистого (свежеотрезанного, очищенного и отжатого от керосина) металлического натрия размером с горошину. Охлаждая пробирку в стакане с водой, предотвращают разогревание смеси и выкипание спирта. Когда газ станет выделяться спокойно, подносят к отверстию пробирки горящую лучину. Выделяющийся водород образует с воздухом смесь, вспыхивающую с характерным резким звуком. (Опыт демонстрационный)

Запишите уравнение реакции.

 

Опыт 3.Комплексообразование многоатомных спиртов

Реактивы и оборудование: глицерин, этиловый спирт, глицерин, сульфат меди (3%-ный водный раствор), гидроксид натрия (2н водный раствор), соляная кислота (разбавленная 1:5); пипетки, пробирки.

Поместите в пробирку 3 капли раствора сульфата меди, 3 капли раствора щёлочи и взболтайте. Появляется голубой студенистый осадок гидроксида меда (II). Добавьте в пробирку 2–3 капли многоатомного спирта. При взбалтывании осадок растворяется и появляется тёмно-синее окрашивание образовавшегося глицерата меди.

 

Опыт 4. Восстановление альдегидами соединений серебра

Реактивы: формальдегид.

Предварительно готовят аммиачный раствор окиси серебра, добавляя к 4-5 мл раствора нитрата серебра разбавленный водный аммиак по каплям до растворения первоначально образующегося осадка.

Раствор альдегида наливают (по 1 мл) в две пробирки и добавляют в каждую пробирку по 1 мл свежеприготовленного аммиачного раствора окиси серебра. В одну из пробирок добавляют еще 2-3 капли разбавленного раствора щелочи. Встряхнув пробирки, ставят их в штатив.

Отмечают, в какой пробирке изменение наблюдается раньше. Если серебро не выделяется, то нагревают пробирки с жидкостью несколько минут на водяной бане до 50-60оС.

Чтобы получить осадок серебра в виде зеркального слоя на стенках пробирки, перед проведением опыта следует тщательно вымыть пробирку горячим раствором щелочи и затем ополоснуть дистиллированной водой.

По окончании работы с аммиачным раствором окиси серебра необходимо сразу же вымыть посуду, находившуюся в работе, а образовавшиеся осадки и налеты на стенках растворить в разбавленной азотной кислоте.

Запишите уравнение реакции

Составьте отчет следующего содержания:

Цель работы:_____________________________________________

№ опыта Порядок выполнения Наблюдения Уравнение реакции Выводы

 

 

Лабораторная работа 1.

Химические свойства спиртов и альдегидов

Отчет

Студент___________________________________________________________

Группа_______

Цель работы:

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

№ опыта Порядок выполнения Наблюдения Уравнение реакции Выводы
         
         
         
         

 

 

Пояснения к работе

Карбоновые кислоты содержат сильно полярную связь между атомами кислорода и водорода в гидроксильной группе, которая еще больше поляризуется под влиянием атома кислорода, входящего в состав карбонильной группы.

1). В водном растворе карбоновые кислоты обратимо диссоциируют:

RCOOH RCOO- + Н+

Лакмус в растворе карбоновых кислот приобретает красный цвет.

Карбоновые кислоты — слабые, поэтому сильные минеральные кислоты вытесняют их из соответствующих солей.

2). Реагируют с

- активными металлами

2RCOOH + Mg → (RCOO)2 Mg+Н2

- основными оксидами

2RCOOH + СаО → (RCOO)2 Са+Н2О

- основаниями

RCOOH + NаОH → RCOONа+Н2О

- солями слабых кислот

RCOOH + NаHCО3 → RCOONа+Н2О+CО2

3). Взаимодействуют со спиртами:

Работа в лаборатории

Оборудование: пробирки, штатив, хим. ложка, инструкция по выполнению лабораторной работы

Реактивы: две полоски индикаторной бумаги, раствор соляной кислоты концентрацией 3 моль/л, раствор уксусной кислоты концентрацией 3 моль/л, магний, раствор гидроксида калия концентрацией 1 моль/л, фенолфталеин , раствор карбоната натрия.

Опыт 1. Сравнение свойств органической и неорганической кислот.

В этом опыте сравним силу (степень диссоциации) органической кислоты на примере уксусной и неорганической – на примере соляной. Для этого определим рН растворов этих кислот с помощью универсальной индикаторной бумаги. Приготовить две полоски индикаторной бумаги и нанести на одну полоску каплю раствора соляной кислоты концентрацией 3 моль/л, а на другую каплю раствора уксусной кислоты такой же концентрации 3 моль/л. Сразу же сравнить изменившийся цвет бумаги с цветной шкалой, определив значение рН. Сделать вывод о том, какая из кислот является боле сильной.

Опыт 2. Отношение уксусной и соляной кислот к металлам.

Для опыта приготовить две пробирки. В одну поместить 1 мл уксусной кислоты , а в другую 1 мл соляной кислоты. В каждую из пробирок насыпать на кончике ложечки стружку магния. В каком случае реакция протекает интенсивнее? Какой газ выделяется из раствора. Записать уравнения соответствующих реакций.

Опыт 3. Взаимодействие уксусной кислоты с основаниями.

Поместите в пробирку 1 мл раствора гидроксида калия и прибавить несколько капель фенолфталеина. Объясните изменение окраски раствора. Затем в пробирку по каплям прибавляйте раствор уксусной кислоты до обесцвечивания раствора. Чем вызвано исчезновение окраски раствора? Записать уравнение соответствующей реакции.

Опыт 4. Взаимодействие уксусной кислоты с солями слабых неорганических кислот.

В пробирку поместить раствор карбоната натрия и приливать по каплям уксусную кислоту концентрацией CH3COOH 3моль/л . Описать наблюдаемые явления. Записать уравнение соответствующей реакции. Какой газ выделяется из раствора?

Сделайте вывод по работе: какова сила карбоновых кислот (на примере уксусной кислоты)? Каковы сходные признаки между органическими и неорганическими кислотами?

Составьте отчет следующего содержания:

№ опыта Порядок выполнения Наблюдения Уравнение реакции Выводы

 

Лабораторная работа 2.

Химические свойства карбоновых кислот

Отчет

Студент___________________________________________________________

Группа_______

Цель работы:

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

№ опыта Порядок выполнения Наблюдения Уравнение реакции Выводы
         
         
         
         

 

 

Цель работы

 

Ознакомление с условиями лабораторного практикума и формирование умений самостоятельно проводить экспериментальную работу на примере изучения основных закономерностей протекания реакций ионного обмена.

 

Пояснения к работе

Реакции ионного обмена – это реакции в растворах электролитов, при которых ионы одного вещества обмениваются с ионами другого вещества.

Электролитами называют вещества, которые в расплавах или в растворах при взаимодействии с растворителем распадаются на ионы (диссоциируют).

Ионы – это заряженные частицы, образованные из одного или нескольких атомов. Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные – анионами.

Растворы сильных электролитов в результате полной диссоциации содержат в основном ионы, а растворы слабых электролитов содержат в основном нераспавшиеся (недиссоциированные) молекулы и небольшую часть ионов. Сила электролита характеризуется степенью диссоциации, которая показывает соотношение между числом распавшихся(диссоциированных) молекул и общим числом молекул: α = Nдис/Nобщ

 

К сильным электролитам (α > 30%) относят:

а) практически все растворимые соли;

б) кислоты: H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, HMnO4 и некоторые другие;

в) растворимые основания (щелочи) – гидроксиды металлов IA и IB групп периодической системы

К слабым электролитам относят остальные кислоты и основания, воду и другие вещества.

В реакциях ионного обмена наряду с растворимыми сильными электролитами участвуют (образуются или расходуются) нерастворимые вещества, газы, малодиссоциированные соединения (слабые электролиты). Уравнения ионообменных реакций записывают в трех формах: 1) молекулярной, 2) полной ионной и 3) сокращенной ионной. В качестве примера составим уравнение для реакции между растворами нитрата бария и сульфата натрия.

Молекулярное уравнение

Ba(NO3)2 + Na2SO4 = BaSO4$ + 2NaNO3

Полное ионное уравнение

Ba2+ + 2NO3-+ 2Na+ + SO42- = BaSO4$ + 2Na+ + 2NO3-

Сокращенное ионное уравнение

Ba2+ + SO42- = BaSO4$

При составлении ионных уравнений сильные растворимые электролиты записывают в виде ионов: катионов (положительно заряженных ионов) и анионов (отрицательно заряженных ионов). Нерастворимые вещества, газы и слабые электролиты записывают в виде молекул. Внимательно изучите таблицу растворимости – она не только подскажет, какие вещества нерастворимы, но и поможет вам правильно определить заряды катионов и анионов для сильных электролитов.

Сокращенное ионное уравнение наиболее ясно выражает сущность реакции. В нашем примере видно, что реакция свелась к образованию нерастворимого вещества (осадка) сульфата бария.

Реакции в растворах электролитов практически необратимы и идут до конца в случаях, когда образуется: а) осадок, б) газ, в) слабый электролит.

 

Примеры уравнений реакций с образованием осадка

 

Взаимодействие растворов кислоты и соли

H2SO4 + Pb(NO3)2 = PbSO4$ + 2HNO3

2H+ + SO42- + Pb2++2NO3- = PbSO4$ + 2H++ 2NO3-

Pb2+ + SO42- = PbSO4$

 

 

Взаимодействие растворов сильного основания (щелочи) и соли

2NaOH +MgSO4 = Mg(OH)2$ + Na2SO4

2Na+ + 2OH- + Mg2+ + SO42- = Mg(OH)2$ + 2Na+ + SO42-

Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2$

 

 

Взаимодействие растворов двух солей

AgNO3 + NaCl = AgCl$ + NaNO3

Ag+ NO3- + Na+ + Cl- = AgCl$ + Na+ + NO3-

Ag+ + Cl- = AgCl$

 

 

Взаимодействие газа (кислотного оксида) с сильным основанием

SO2 + Ca(OH)2 = CaSO3$ + H2O

SO2 + Ca2+ + 2OH- = CaSO3$ + H2O

 

 

Примеры уравнений реакций с образованием газа

Взаимодействие кислоты и соли

H2SO4 + K2SO3 = K2SO4 + H2O + SO2#

2H+ + SO42- + 2K+ + SO32- = 2K+ + SO42-+ H2O + SO2#

2H+ + SO32- = H2O + SO2#

Взаимодействие сильного основания и соли

NaOH + NH4NO3 = NaNO3 + NH3# + H2O

Na+ + OH- + NH4+ + NO3- = Na+ + NO3- + NH3# +H2O

NH4+ + OH- = NH3# +H2O

Примеры уравнений реакций с образованием слабого электролита

 

Реакция нейтрализации

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

2Na+ + 2OH- + 2H++ SO42- = 2Na++ SO42-+ 2H2O

OH- + H+ = H2O

 

Взаимодействие нерастворимого основания и кислоты

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ + SO42- = Cu2+ + SO42- + H2O

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + H2O

 

Образование слабой кислоты

2NaCH3COO + H2SO4 = Na2SO4 + CH3COOH

2Na+ + CH3COO- + 2H+ + SO42-= 2Na+ + SO42- +CH3COOH

CH3COO- + H+ = CH3COOH

 

 

Задание для самопроверки и получения допуска к работе в лаборатории

 

При домашней подготовке необходимо:

 

1. Самостоятельно изучить методические рекомендации к данной лабораторной работе, конспект и литературу по теме.

2. Подготовить ответы на контрольные вопросы.

3. Решить экспериментальную задачу.

 

Контрольные вопросы

1. Какие реакции называют реакциями ионного обмена?

2. Что такое ионы? В результате какого процесса они образуются?

3. Какие вещества называют сильными электролитами?

4. Какие вещества называют сильными электролитами? Назовите некоторые из них.

5. Какие вещества называют слабыми электролитами?

6. В каких случаях реакции ионного обмена необратимы?

7. Как записываются уравнения реакций ионного обмена?

Экспериментальная задача.

Даны растворы:

серной кислоты,

гидроксида натрия,

хлорида бария,

cульфата меди(II).

Пользуясь таблицей растворимости, определите, при сливании каких растворов будут образовываться нерастворимые вещества (осадки). Составьте уравнения соответствующих реакций в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах.

 

 

Работа в лаборатории

 

Реактивы: Оборудование:

раствор карбоната натрия (Na2CO3) штатив

раствор серной кислоты (H2SO4) шесть пробирок

раствор гидроксида натрия (NaOH)

раствор хлорида бария (BaCl2)

раствор сульфата меди (CuSO4)

измельченный мел (CaCO3 с примес.)

индикатор фенолфталеин

 

 

Порядок работы:

 

1. Реакции обмена, сопровождающиеся выделением газа.

Подготовить две пробирки.

Опыт 1.1. В первую пробирку налить раствор карбоната натрия и добавить по каплям раствор кислоты.

Опыт 1.2. Во вторую пробирку положить кусочек мела и добавить по каплям раствор кислоты.

 

2. Реакции обмена с образованием слабого электролита.

Подготовить одну пробирку.

Опыт 2.1. В пробирку налить раствор гидроксида натрия и добавить две-три капли индикатора. К полученному раствору добавить по каплям раствор кислоты до исчезновения окраски индикатора.

 

3. Реакции обмена, сопровождающиеся образованием осадка.

Пользуясь таблицей растворимости солей и оснований в воде, подберите из имеющихся реактивов такие растворы, которые при взаимодействии между собой привели бы к образованию нерастворимого соединения (осадка).

Подготовьте необходимое число пробирок.

Осуществите на практике эти реакции.

 

В ходе работы все наблюдения необходимо заносить в отчет.

По окончании эксперимента необходимо записать в отчете уравнения всех проведенных реакций в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде.

На основании сокращенных ионных уравнений объяснить свои наблюдения и сущность происходящих превращений.

 

 

Лабораторная работа 3

Цель работы

Осуществить реакции, подтверждающие химические свойства кислот и оснований и объяснить при помощи сокращенных ионных уравнений сущность этих реакций.

 

Пояснения к работе

 

Электролитической диссоциацией называют процесс распада электролитов на ионы в водных растворах или в расплавах. При диссоциации молекулы электролитов (кислот, солей, оснований) распадаются на положительно заряженные ионы, называемые катионами и отрицательно заряженные ионы, называемые анионами. Катионы и анионы в растворе химически связаны с молекулами воды – гидратированы, но для простоты написания уравнений электролитической диссоциации в них обычно гидратацию не показывают.

 

 

Кислоты.

Диссоциация кислот:

HCl H+ + Cl-

HNO3 H+ + NO3-

Диссоциация многоосновных кислот происходит ступенчато:

первая ступень H2S H+ + HS-

вторая ступень HS- H+ + S2-

Из уравнений диссоциации видно, что общим для всех кислот является присутствие в растворе катионов водорода(H+).

Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода(H+).

Именно катионы водорода являются причиной общих свойств всех кислот: кислый вкус, изменение окраски индикаторов, взаимодействие с металлами, основными оксидами, основаниями.

 

 

Химические свойства кислот

1) Диссоциация

HCl = H+ + Cl-

 

 

2) Взаимодействие растворов кислот с металлами:

2HCl + Zn = ZnCl2 + H2#

2H+ + 2Cl- + Zn0 = Zn2+ + 2Cl- + H20#

2H+ + Zn0 = Zn2+ + H20#

 

3) Взаимодействие кислот с основными оксидами:

H2SO4 +MgO = MgSO4 + H2O

2H+ + SO42- +MgO = Mg2+ + SO42- + H2O

2H+ +MgO = Mg2+ + H2O

 

4) Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации):

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O

H+ + NO3- +Na+ + OH- = Na+ + NO3- + H2O

H+ + OH- = H2O

 

Сокращенные ионные уравнения этих взаимодействий еще раз показывают, что именно катионы водорода (H+) участвуют в реакциях со стороны кислот.

Кислоты могут реагировать с солями, если образуется газ, осадок или слабый электролит (см. “Реакции ионного обмена”).

 

H2SO4 + K2CO3 = K2SO4 + CO2# + H2O

+ + SO42- + 2K+ + CO32- = 2K+ + SO42- + CO2# + H2O

+ + CO32- = CO2# + H2O

 

H2SO4 + Ва(NO3)2 = ВаSO4$ + 2HNO3

+ + SO42- + Ba2+ + 2NO32- = BaSO4$ + 2H+ + 2NO32-

Ва2+ + SO42- = ВаSO4$

 

H2SO4 + 2NaF = Na2SO4 + 2HF

+ + SO42- + 2Na+ +2F- = 2Na+ + SO42- + 2HF

Н+ + F- = HF

 

 

Основания.

 

Диссоциация оснований:

NaOH D Na+ + OH-

KOH D K+ + OH-

Диссоциация многокислотных оснований происходит ступенчато:

первая ступень Ba(OH)2 D BaOH+ + OH-

вторая ступень BaOH+ D Ba+ + OH-

Из уравнений диссоциации видно, что общим для всех оснований является присутствие в растворе гидроксид-ионов(OH-).

Основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы(OH-).

 

 

Именно гидроксид-ионы являются причиной общих свойств всех оснований:

изменение окраски индикаторов (для растворимых оснований – щелочей), взаимодействие с кислотными оксидами, с кислотами, с растворами солей.

 

 

Задание для самопроверки и получения допуска к работе в лаборатории

При домашней подготовке необходимо:

1. Самостоятельно изучить методические рекомендации к данной лабораторной работе, конспект и литературу по теме.

2. Подготовить ответы на контрольные вопросы.

3. Решить экспериментальную задачу.

 

 

Контрольные вопросы

1. Дайте определение кислотам и основаниям в свете теории электролитической диссоциации.

2. Какие ионы определяют химические свойства кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации? Перечислите эти свойства.

3. Какие ионы определяют химические свойства основанний с точки зрения теории электролитической диссоциации? Перечислите эти свойства

 

 

Экспериментальная задача.

 

В лаборатории имеются вещества: железо металлическое, медь металлическая, оксид кремния(IV), оксид бария, соляная кислота, гидроксид магния, раствор хлорида цинка. С какими из перечисленных веществ будут реагировать: а) раствор серной кислоты; б) раствор гидроксида натрия? Составьте уравнения соответствующих реакций в молекулярной, ионной и сокращенной ионной форме

 

Работа в лаборатории

Реактивы: Оборудование:

раствор серной кислоты H2SO4 штатив

раствор гидроксида натрия NaOH . стеклянная трубка

раствор гидроксида кальция Ca(OH)2 семь пробирок

(известковая вода)

раствор карбоната натрия Na2CO3

раствор сульфата меди CuSO4

порошок оксида меди(II) CuO

цинк металлический Zn

индикатор лакмус

 

 

Порядок работы:

 

1. Химические свойства кислот.

 

Подготовьте четыре пробирки и налейте в каждую по 1мл раствора кислоты.

 

Опыт 1.1. Действие кислот на индикаторы.

В первую пробирку добавить по каплям раствор индикатора лакмуса.

 

Опыт 1.2. Взаимодействие кислот с металлами.

Во вторую пробирку опустить кусочек цинка.

 

Опыт 1.3. Взаимодействие кислот с основными оксидами.

В третью пробирку аккуратно насыпать немного порошка оксида меди.

 

Опыт 1.4 Взаимодействие кислот с основаниями.

В первую пробирку с раствором кислоты в присутствии индикатора добавить по каплям раствор гидроксида натрия до изменения окраски индикатора.

 

Опыт 1.5. Взаимодействие кислот с солями.

В четвертую пробирку пролить раствор карбоната натрия.

 

2. Химические свойства оснований.

Подготовьте три пробирки и налейте в каждую раствор гидроксида кальция.

 

Опыт 2.1. Действие растворимых оснований (щелочей) на индикаторы.

В первую пробирку добавить раствор индикатора лакмуса.

 

Опыт 2.2. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами.

Во вторую пробирку опустить трубку и выдыхать через нее (осторожно!)

в раствор углекислый газ – оксид углерода(VI).

 

Опыт 2.3. Взаимодействие оснований с кислотами.

В первую пробирку с раствором гидроксида кальция в присутствии индикатора добавить по каплям раствор кислоты до изменения окраски индикатора.

 

Опыт 2.4. Взаимодействие растворимых оснований (щелочей) с солями.

В третью пробирку прилить раствор сульфата меди(II).

 

Отчет

Лабораторная работа

Цель работы

Путем испытания растворов солей индикаторами доказать, какие соли подвергаются гидролизу и определить реакцию среды данных растворов.

Пояснения к работе

 

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуется слабый электролит.

Гидролиз соли – это разновидность ионообменной реакции. Реакция протекает в направлении, обратном реакции нейтрализации. Поэтому при гидролизе соли образуются кислота (или кислая соль) и основание (или основная соль), и обычно среда раствора становится соответственно щелочной или кислой. Будет ли соль подвергаться гидролизу и какое значение рН приобретет раствор, можно определить, зная силу кислот и оснований, которыми образована соль.

К сильным электролитам относят: а) практически все растворимые соли; б) кислоты: H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, HClO3, HMnO4, HCrO3; в) растворимые основания (щелочи) – гидроксиды металлов IA и IB групп периодической системы:

KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2. К слабым электролитам относят остальные кислоты и основания, воду и другие вещества.

 

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются (KCl, Na2SO4, Ba(NO3)2 и др.). Среда водного раствора остается нейтральной.

 

Если растворимая соль содержит хотя бы один ион слабого электролита (основания, кислоты), то такая соль обязательно подвергается гидролизу; характер среды при этом соответствует более сильному электролиту, образовавшему соль. То есть соль сильного основания и слабой кислоты дает щелочную среду, рН > 7 (Na2CO3, K2SO3, (CH3COO)2Ba и др.); соль слабого основания и сильной кислоты дает кислую среду, рН < 7 (AlCl3, Zn(NO3)2, CuSO4 и др.). Если оба электролита слабые, то в зависимости от того, какой из них сильнее, среда становится слабокислой, нейтральной или слабощелочной.

 

Напишем уравнения гидролиза. Обычно уравнения гидролиза записывают в трех формах: сокращенной ионной, ионной и молекулярной. Удобнее начинать с сокращенной ионной формы, которая отражает сущность процесса гидролиза – взаимодействие ионов соли с водой. Необходимо помнить, что в реакции участвуют ион слабого электролита и одна молекула воды (H+OH-).

 

1. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой

 

хлорид аммония NH4Cl

NH4+ + H2O D NH4OH + H+

NH4+ + Cl- + H2O D NH4OH + H+ + Cl-

NH4Cl + H2O D NH4OH + HCl

 

хлорид алюминия AlCl3

Al3+ + H2O D AlOH2+ + H+

Al3+ + 3Cl- + H2O D AlOH2+ + H+ + 3Cl-

AlCl3 + H2O D AlOHCl2 + HCl

 

Обычно реакция гидролиза с участием многозарядного иона протекает по

более сложной схеме, включающей несколько стадий. Об этом следует помнить, но нет необходимости писать остальные стадии, так как первая достаточно полно характеризует процесс: образование иона Н+ указывает на кислую среду раствора, осадок Al(OH)3 не образуется, потому что гидролиз протекает преимущественно по первой стадии.

 

 

2.Соли, образованные






Поперечные профили набережных и береговой полосы: На городских территориях берегоукрепление проектируют с учетом технических и экономических требований, но особое значение придают эстетическим...

Индивидуальные и групповые автопоилки: для животных. Схемы и конструкции...

Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ - конструкции, предназначен­ные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой...

Организация стока поверхностных вод: Наибольшее количество влаги на земном шаре испаряется с поверхности морей и океанов (88‰)...





© cyberpedia.su 2017-2020 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста.
Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы!

0.082 с.