Донской казачий государственный институт пищевых технологий и экономики

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное образовательное Учреждение высшего образования

«Московский государственный университет технологий и управления имени

К.Г. Разумовского (Первый казачий университет)»

Донской казачий государственный институт пищевых технологий и экономики

(филиал) ФГБОУ ВО «МГУТУ имени К.Г.Разумовского (ПКУ)»

 

Н.П. Вассель

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Лабораторный практикум

 

Ростов-на-Дону

 

Печатается по решению кафедры химии и биологии ДКГИПТиЭ (филиала) МГУТУ в г. Ростове-на-Дону

Протокол № 8 от 22.04.2016г

 

 

Н.П. Вассель

Неорганическая химия. Лабораторный практикум. Ростов-на-Дону: электронная версия, 2016. – 29с.

Лабораторный практикум предназначается для студентов бакалавриата по направлениям подготовки: 19.03.02. 19.03.04, 38.03.07.

 

Лабораторная работа 1. Ионные реакции обмена

Ионы в растворе появляются в результате электролитической диссоциации (распад молекул па ионы под действием полярных молекул растворителя). Вещества, подвергающиеся электролитической диссоциации и проводящие электрический ток, называются электролитами. Вещества, не подвергающиеся электролитической диссоциации и не проводящие электрический ток, называются неэлектролитами.
Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень электролитической диссоциации α (показывает долю распавшихся на ионы молекул электролита).
Если на ионы распалось
более 30% молекул, электролит сильный (α > 30%),
менее 3% – слабый (α < 3%),
если 3% < α < 30% – электролит средней силы. (см. Приложение 1.)
К сильным электролитам относятся: растворы сильных оснований, образованных катионами щелочных (Li, Na, К, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Са²⁺, Sr²⁺, Ва²⁺), а также ТlOН; растворы сильных неорганических кислот: HNO₃, H₂SO₄, HCl и др.; растворы большинства растворимых в воде солей. (см. Приложение 2.)
К слабым электролитам относятся: вода, растворы слабых неорганических кислот, органические кислоты (кроме муравьиной), нерастворимые в воде основания и соли, а также комплексные ионы.
К неэлектролитам относятся: газы, оксиды.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Получение малорастворимых веществ.

а) В одну пробирку внесите 5—6 капель сульфата меди, в другую — хлорида железа (III). Добавьте в обе пробирки по 5—6 капель 2 н. раствора гидроксида натрия.

Наблюдение. Укажите цвет полученного осадка.

Вывод. Объясните, почему протекает данная реакция.

б) К 5—6 каплям раствора нитрата (хлорида) бария добавьте несколько капель 2 н. раствора серной кислоты.

Наблюдение:

Вывод:

в) К 2—3 каплям раствора нитрата серебра добавьте 2—3 капли раствора хлорида натрия.

Наблюдение:

Вывод:

г) К раствору нитрата свинца прилейте раствор иодида калия.

Наблюдение:

Вывод:

При­ведите уравнения реакции в молекулярном, ионном полном и сокращенном виде.

Опыт 2. Реакции с образованием газов

а) К 10-15 каплям раствора карбоната натрия до­бавьте несколько капель 2 н. раствора серной кислоты.

Наблюдение:

Вывод:

б) В пробирку поместите 2 микрошпателя хлорида ам­мония (сухая соль) и добавьте 5—6 капель 2 н. раствора гид­роксида натрия. Определите по запаху, какой газ выделяется.

Наблюдение:

Вывод:

При­ведите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращенном виде.

Опыт 3. Реакции с образованием малодиссоциирующих веществ

а) Поместите в пробирку 2 микрошпателя ацетата на­трия (сухая соль) и добавьте 10—15 капель раствора соляной кислоты (2 и.). Определите позапаху, какое соединение получилось.

Наблюдение:

Вывод:

б) Реакция нейтрализации. Налейте в пробирку воды на одну треть ее объема. Добавьте 2 капли индикатора мети­лового оранжевого. Какова реакция среды в пробирке? В ка­кой цвет окрасился индикатор? Добавьте туда же несколько капель серной кислоты. Как изменился цвет индикатора? Прибавляйте в пробирку по капле 2 н. раствор гидроксида натрия до тех пор, пока среда раствора в пробирке не станет нейтральной.

Наблюдение:

Вывод:

При­ведите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращенном виде.

Опыт 4. Реакции с образованием комплексных соединений

В двух пробирках получите осадок гидроксида цинка. Рас­твор каких веществ надо взять для этой цели?

В одну из пробирок с осадком налейте избыток раствора гидроксида натрия, в другую — раствор кислоты. Что проис­ходит с осадком в обеих пробирках?

Наблюдение:

Вывод:

При­ведите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращенном виде.

Лабораторная работа 2. Гидролиз солей

Гидролиз солей

Гидролизом называют реакции взаимодействия вещества с водой, приводящие к образованию слабодиссоциирующих веществ: слабых кислот или оснований, кислых или основных солей.

Реакции гидролиза солей тоже относятся к реакциям ионного обмена. Эти реакции протекают за счет обмена между ионами растворимой соли и полярным растворителем – водой, молекула которой является диполем Н⁺– ОН^–. Результат гидролиза можно расценивать как нарушение равновесия диссоциации молекул воды за счет связывания либо ионов водорода либо ионов гидроксидной группы с ионом слабого электролита.. Рассмотрим важнейшие случаи гидролиза солей.

1. Соли образованные сильным основанием и слабой кислотой, т.е. соли типа KCN, CH₃COONa, Na₂CO₃, K₂CO₃, Na₂S, CaS, Na₂SO₃ и т.п.

KCN + HOH HCN + KOH

CN^-– + HOH HCN + OH^–

Продукты реакции: KOH – щелочь, хорошо диссоциирующая в водном растворе, а HCN – кислота слабая (α= 0,001), распадающаяся на ионы лишь в очень малой степени. Раствор приобретает щелочную реакцию, т.е. pH > 7.

Соли, содержащие многозарядные ионы, гидролизуются по стадиям:

На первой стадии образуется кислая соль:

Na₂CO₃+ HOH NaHCO₃ + NaOH;

CO₃^2-+HOH HCO₃^-+OH^-

На второй стадии образуются молекулы кислоты:

NaHCO₃ + НOH H₂CO₃ + NaOH;

HCO₃^-+HOH Н₂CO₃ + OH^-

Считают, что при стандартных условиях и умеренном разбавлении раствора гидролиз солей протекает по первой стадии.

2. Соли образованные слабым основанием и сильной кислотой. Сюда относятся NH₄Cl, NH₄NO₃, ZnCl₂, CuSO₄, Mn(NO₃)₂, AlCl₃ и др. В этом случае в процессе гидролиза главную роль играет катион соли. Анион же последней не связывает водородных ионов воды и практически в реакции гидролиза не участвует

NH₄Cl + HOH NH₄OH + HCl;

NH₄ ⁺+ HOH NH₄OH + H⁺;

Продукты реакции: NH₄OH – основание слабое, малодиссоциирующее; HCl– кислота сильная, распадается на ионы в высокой степени. Вследствие этого раствор приобретает кислую реакцию, т.е. pH < 7.

Как и в предыдущем случае, соли многозарядных ионов гидролизуются по стадиям.

На первой стадии образуются основная соль:

Mn(NO₃)₂ + HOH MnOHNO₃ + HNO₃;

Mn²⁺ + HOH MnOH⁺ + H⁺ и далее.

На второй стадии образуются молекулы основания:

MnOHNO₃ + HOH Mn(OH)₂ + HNO₃;

MgnOH⁺ + HOH Mn(OH)₂ + H⁺.

Как правило, вторая стадия гидролиза незначительна.

3. Соли образованные слабым основанием и слабой кислотой. Сюда можно отнести такие соли, как NH₄CN, CH₃COONH₄. В этом случае в гидролизе участвуют и катионы, и анионы; они связывают и водородные, и гидроксид-ионы воды, образуя слабые электролиты (слабые кислоты и слабые основания). Соли этого типа полностью разлагаются водой:

NH₄CN + HOH NH₄OH + HCN;

NH₄⁺ + CN^– + HOH NH₄OH + HCN.

Соли многозарядных ионов гидролизуются ступенчато:

Первая стадия:

(NH₄)₂ S + HOH NH₄HS + NH₄OH;

NH₄⁺+ HOH NH₄OH + H⁺;

S^2– + HOH HS^– + OH^–.

Вторая стадия:

NH₄HS + HOH H₂S + NH₄OH;

НS^– + HOH H₂S + OH^–.

Вторая стадия гидролиза незначительна.

Реакция раствора соли может быть либо слабо кислой (если основание, образовавшееся в результате гидролиза, является более слабым, чем кислота), либо слабо щелочной (если основание окажется более сильным, чем кислота), либо будет нейтральной (если основание и кислота проявляют одинаковую силу).

При повышении температуры раствора гидролиз соли сильно возрастает, это связано с тем, что при нагревании возрастает степень диссоциации воды. Это усиливает взаимодействие ионов H⁺ и OH^– с ионами соли.

Необратимому гидролизу с образованием нерастворимых в воде гидроксидов (или гидроксосолей) и выделением газа подвергаются сульфиды и карбонаты некоторых металлов (Cr³⁺, Al³⁺, Fe³⁺, Co²⁺, Cd²⁺, Zn²⁺, Mn²⁺, Ni²⁺ и др.).

Например:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S­;

2CdCO₃ + H₂O = (CdOH)₂CO₃↓ + CO₂­;

Cr₂(CO₃)₃ + 3H₂O = 2Cr(OH)₃↓ + 3CO₂­.

4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются: NaCl, KJ, Na₂SO₄, Ba(NO₃)₂ и т. д.

Изучив теоретический материал, приступают к экспериментальной части.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Реакции среды растворов различных средних солей

В шесть пробирок добавьте по одному микрошпателю солей: в первую – ацетата натрия CH₃COONa, во вторую – хлорида алюминия AlCl₃, в третью – силиката натрия Na₂SiO₃, в четвертую – карбоната аммония (NH₄)₂CO₃, в пятую – хлорида калия KCl. Одну из пробирок оставьте в качестве контрольной. Во все пробирки на 1/3 объема налейте дистиллированной воды и по 5 капель лакмуса. Размешайте раствор в каждой пробирке стеклянной палочкой.

Наблюдения:

Вывод:

Напишите уравнение гидролиза солей в ионно-молекулярном виде.

Опыт 2. Особые случаи полного (необратимого) гидролиза

В две пробирки налейте по 1 мл хлорида алюминия. В одну из пробирок добавьте такой же объем раствора сульфида аммония, в другую – раствора карбоната натрия. Наблюдают в обеих пробирках выпадение осадка гидроксида алюминия, сопровождающееся в первом случае выделением газообразного сероводорода (отметьте запах), во втором – пузырьков диоксида углерода.

Наблюдения:

Вывод:

Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

Лабораторная работа 3. Химическая кинетика и равновесие

Экспериментальная часть

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Эту зависимость изучим на примере реакции:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + SO₂ + H₂O

Приготовить в 4-х пробирках растворы различной концентрации

№ пробир.	Объем раствора, капли	Суммарный объем, капли	Время появления мути (t), сек.	Относительная скорость реакции, v = -1/t (сек^-1)
Na2S2O3	H2O	H2SO

 

К каждому раствору добавить поочередно по 1 капле 2н. раствора серной кислоты, перемешивая. Отметить по секундомеру время появления мути.

Полученные результаты записать в таблицу, вычислив относительную скорость.

Построить график зависимости скорости реакции от концентрации.

Наблюдения:

Лабораторная работа 4. Окислительно-восстановительные реакции

Степень окисления

Для характеристики состояния атома в молекуле используют понятие «степень окисления».

С тепень окисления (с. о.) – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит из ионов. В отличие от валентности степень окисления имеет знаки «+», «–» или 0.

Для определения степени окисления существуют следующие правила.
• Степень окисления одноатомного (т.е. простого) иона типа Cu⁺² равна его заряду (+2 в данном примере).
• Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю. Например:

.

• Некоторые элементы во всех сложных веществах имеют постоянную степень окисления:
а) щелочные металлы: Li, Na, К, Rb, Cs, Fr (c.o. = +1);
б) элементы II группы периодической системы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd (c.o. = +2);
в) бор В, алюминий Аl (c.o. = +3);
г) фтор F (c.o. = –1).
• Степень окисления водорода равна +1, кислорода –2, но в гидридах металлов степень окисления водорода равна –1, а в пероксидах – степень окисления кислорода –1.
• Расчет неизвестной степени окисления атома в молекуле производится на основании известных степеней окисления других атомов, учитывая, что любая молекула электронейтральна и сумма степеней окисления всех атомов в молекуле (с учетом числа атомов) всегда равна нулю.

Рассмотрим несколько примеров расчета степеней окисления различных атомов в молекулах сложных веществ.

• Определить степень окисления марганца в соединении Mn₂O₇.
Так как степень окисления кислорода –2, то с учетом его количества в молекуле на долю кислорода приходится четырнадцать отрицательных зарядов 7 (–2) = –12, тогда на долю двух атомов марганца приходится 14 положительных зарядов. Следовательно, степень окисления марганца в молекуле Mn₂O₇ равна (+14): 2 = +7.

• Определить степень окисления хрома в дихромате калия К₂Сr₂O₇.
Сумма степеней окисления двух атомов калия (+1) и семи атомов кислорода (–2) равна –12, т. е. (+1) · 2 + (–2) · 7 = –12. На два атома хрома приходится суммарный заряд +12, а на один атом +6. Степень окисления хрома равна +6.

• Определить степень окисления хрома в молекуле Cr₂(SO₄)₃.
Степень окисления металла в соли определяется по степени окисления кислотного остатка.
Суммарный заряд трех ионов равен –6, а так как молекула Cr₂(SO₄)₃ электронейтральна, то на два атома хрома приходится суммарный заряд +6, а на один атом +3 (что и является его степенью окисления).

4 .2. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов.

Изменение степени окисления связано с переходом электронов от одних атомов к другим.
Окисление – процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления.

Метод электронных уравнений

Пример.
Расставить коэффициенты в уравнении реакции:
KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ → MnSO₄ + S + K₂SO₄ + H₂O.

Ответ.
• Пишем схему реакции и проставляем степени окисления элементов.

• Видно, что степень окисления изменилась у марганца и серы: марганец был +7, стал +2, сера была –2, стала 0.

• Отражаем эти изменения степени окисления в электронных уравнениях и определяем элемент-окислитель и элемент-восстановитель:

K₂S – восстановитель, KMnO₄ – окислитель.

Слева от электронных уравнений проводим вертикальную черту и проставляем коэффициенты, соответствующие числу электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем. Множители перед вертикальной чертой «5» и «2» и есть основные коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

• Переносим найденные основные коэффициенты при восстановителе и окислителе в заданную схему реакции:

• Находим коэффициенты при других реагирующих веществах в следующем порядке: металлы, кислотные остатки (или неметаллы), водород, кислород.

• Правильность подбора коэффициентов проверяем равенством атомов кислорода в обеих частях уравнения:

2KMnO₄ + 5H₂S + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5S + K₂SO₄ + 8H₂O.

Обычно этот метод применим для уравнивания ОВР, протекающих между газообразными, твердыми или жидкими веществами без их электролитической диссоциации.

Если реакция протекает в растворе используют метод ионно-электронный или метод полуреакций.

 

Опыт 1. Влияние среды на продукты ОВР

а) Налить в пробирку 10 капель перманганата калия, подкислить 5 каплями серной кислоты и добавить один микрошпатель сульфита натрия.

Наблюдения:

Вывод:

б) Налить в пробирку 10 капель перманганата калия, создать щелочную среду добавив 5 капель гидроксида натрия и добавить один микрошпатель сульфита натрия.

Наблюдения:

Вывод:

в) Налить в пробирку 10 капель перманганата калия и добавить один микрошпатель сульфита натрия.

Наблюдения:

Вывод:

Составить уравнение реакции, уравнять методом электронного (электронно-ионного) баланса.

Опыт 2. Окислительные свойства дихромат иона

а) Налить в пробирку 10 капель дихромата калия, подкислить 5 каплями серной кислоты и добавить один микрошпатель сульфата железа (II).

Наблюдения:

Вывод:

б) Налить в пробирку 10 капель дихромата калия, подкислить 5 каплями серной кислоты и добавить 5 капель иодида калия.

Наблюдения:

Вывод:

Составить уравнение реакции, уравнять методом электронного (электронно-ионного) баланса.

Литература

1. Коровин Н.В. Общая химия — М: Академия, 2011.

2. Гельфман М.И. Неорганическая химия. -С.Пб., Лань. 2007

3. Вассель Н.П. Неорганическая химия: Учебно-методическое пособие. Курс лекций. Ростов н/Д, 2001

4. Вассель Н.П. Комплексные соединения: Учебно-методическое пособие. Ростов н/Д, 2001.

5. Вассель Н.П. Химическая кинетика и равновесие: Методические указания по выполнению лабораторных работ. Ростов н/Д, 2001.

6. Вассель Н.П. Гидролиз солей: Методические указания по выполнению лабораторных работ. Ростов н/Д, 2001.

 

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное образовательное Учреждение высшего образования

«Московский государственный университет технологий и управления имени

К.Г. Разумовского (Первый казачий университет)»

Донской казачий государственный институт пищевых технологий и экономики

(филиал) ФГБОУ ВО «МГУТУ имени К.Г.Разумовского (ПКУ)»

 

Н.П. Вассель

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Лабораторный практикум

 

Ростов-на-Дону

 

Печатается по решению кафедры химии и биологии ДКГИПТиЭ (филиала) МГУТУ в г. Ростове-на-Дону

Протокол № 8 от 22.04.2016г

 

 

Н.П. Вассель

Неорганическая химия. Лабораторный практикум. Ростов-на-Дону: электронная версия, 2016. – 29с.

Лабораторный практикум предназначается для студентов бакалавриата по направлениям подготовки: 19.03.02. 19.03.04, 38.03.07.

 

Лабораторная работа 1. Ионные реакции обмена

Ионы в растворе появляются в результате электролитической диссоциации (распад молекул па ионы под действием полярных молекул растворителя). Вещества, подвергающиеся электролитической диссоциации и проводящие электрический ток, называются электролитами. Вещества, не подвергающиеся электролитической диссоциации и не проводящие электрический ток, называются неэлектролитами.
Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень электролитической диссоциации α (показывает долю распавшихся на ионы молекул электролита).
Если на ионы распалось
более 30% молекул, электролит сильный (α > 30%),
менее 3% – слабый (α < 3%),
если 3% < α < 30% – электролит средней силы. (см. Приложение 1.)
К сильным электролитам относятся: растворы сильных оснований, образованных катионами щелочных (Li, Na, К, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Са²⁺, Sr²⁺, Ва²⁺), а также ТlOН; растворы сильных неорганических кислот: HNO₃, H₂SO₄, HCl и др.; растворы большинства растворимых в воде солей. (см. Приложение 2.)
К слабым электролитам относятся: вода, растворы слабых неорганических кислот, органические кислоты (кроме муравьиной), нерастворимые в воде основания и соли, а также комплексные ионы.
К неэлектролитам относятся: газы, оксиды.