Оксиды, основания (гидроксиды), кислоты, соли

УДК 546 (076.5)

 

Составители А.Н.Губанова, Д.Г.Лисиенко, С.Ю.Пальчикова, В.К.Слепухин,

Л.Б.Хамзина

 

Научный редактор доц., канд. хим. наук С.Ю.Пальчикова

 

 

ОБЩАЯ ХИМИЯ: Методические указания к лабораторному практикуму/

А.Н.Губанова, Д.Г.Лисиенко, С.Ю.Пальчикова, В.К.Слепухин, Л.Б.Хамзина.

Екатеринбург: УГТУ, 1999. 32 с.

 

Методические указания содержат описания лабораторных работ, а также контрольные вопросы и библиографический список. Данные указания составлены для студентов первого курса физико-технического факультета всех специальностей в соответствии с учебными планами.

 

 

Библиогр.: 4 назв. Табл. 6.

 

 

Подготовлено кафедрой «Физико-химические методы анализа».

 

© Уральский государственный

технический университет, 1999

 

 

К лабораторной работе студент готовится самостоятельно: читает литературу, соответствующую теме занятия, находит в справочниках численные значения констант и другие необходимые данные, делает предварительные расчеты.

Перед выполнением лабораторного практикума студент обязан пройти инструктаж по технике безопасности при работе в химической лаборатории.

Во время выполнения лабораторной работы необходимо быть предельно внимательным и осторожным. Запрещается проводить опыты, не предусмотренные планом, и создавать ситуации, опасные для окружающих.

По окончании работы студент оформляет и сдает отчет.

На титульном листе отчета указывается название работы, фамилия студента, номер группы, фамилия преподавателя и дата выполнения лабораторной работы.

Содержание отчета включает следующие пункты (по каждому заданию):

- номер и название (цель) задания;

- краткое теоретическое введение по теме задания, необходимые формулы и расчеты;

- экспериментальные данные: результаты измерений с указанием погрешности, наблюдаемые явления при выполнении химических реакций (изменение цвета раствора, образование или растворение осадка, выделение газа и др.);

- ответы на вопросы, поставленные в задании, запись уравнений химических реакций, выводы по теме работы.

 

Примеры отчетов, оформленных в соответствии с требованиями ГОСТа, представлены на специальном стенде.

 

Работа 1. Важнейшие классы неорганических соединений:

Или более летучих кислот

 

1. Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:

 

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = H₂SO₃ + Na₂SO₄

 

SO₂ H₂O

 

Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = H₂SiO₃¯ + Na₂SO₄

Поместите в пробирку несколько кристалликов сульфита натрия Na₂SO₃ или 2-3 капли насыщенного раствора этой соли. Аккуратно внесите 2-3 капли концентрированной серной кислоты и идентифицируйте выделяющийся сернистый газ по запаху (очень осторожно!).

Налейте в пробирку 1-2 мл насыщенного раствора силиката натрия Na₂SiO₃ и очень аккуратно внесите 3-5 капель концентрированной серной кислоты. Наблюдайте образование студенистого осадка – геля кремниевой кислоты.

 

2. Менее летучие кислоты (H₂SO₄, H₃PO₄) вытесняют более летучие (HCl, H₂S, HF) из их солей при нагревании:

Na₂S + H₂SO₄ = H₂S ­ + Na₂SO₄

2 NaCl + H₂SO₄ = 2HCl ­ + Na₂SO₄

Внесите в пробирку несколько кристалликов хлорида натрия, добавьте 2-3 капли концентрированной серной кислоты. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой, осторожно подогрейте и пропустите выделяющийся хлороводород в другую пробирку с дистиллированной водой. Через 1-2 минуты уберите пробирку с водой и только после этого прекратите нагревание (!). Полученный раствор разделите на две пробирки и докажите наличие ионов Н⁺ с помощью индикатора метилового красного, а ионов С1^- - с помощью соли серебра AgNO₃.

 

Задание 4. Свойства солей

 

Нормальные (средние) соли при растворении в воде полностью распадаются на катионы и анионы, наличие которых можно доказать с помощью различных химических реакций.

В две пробирки поместите по 5 капель раствора одной из следующих солей: а) FeSO₄; б) CuC1₂; в) CuSO₄; г) BaC1₂. Докажите наличие в растворе соответствующих катионов и анионов качественными реакциями с использованием указанных в таблице реагентов. Запишите цвет осадков и уравнения реакций в ионном и молекулярном виде.

Таблица 1

Из кристаллической соли

 

Рассчитайте объем воды и массу соли K₂CO₃, необходимые для приготовления 100 мл раствора с заданной концентрацией. Полученные значения округлите с учетом погрешностей взвешивания на технических весах и замера объема воды цилиндром. На часовом стекле или кальке взвесьте соль. Полученную навеску соли количественно перенесите в сухую коническую колбу (250 мл). Отмерьте цилиндром нужный объем воды, аккуратно перелейте воду в колбу с навеской соли и тщательно перемешайте до полного растворения кристалликов соли. Измерьте денсиметром плотность приготовленного раствора и сравните ее с заданной.

 

Таблица 2

Индивидуальные задания к лабораторной работе 3

 

Вари- ант	Раствор K2CO3	Раствор NaCl	Раствор HCl
Массовая доля w, %	Плотность r, г/см^3	Массовая доля w, %	Плотность r, г/см^3	Молярная концентрация С, моль/л
	2,0	1,016	14,0	1,101	1,5
	4,0	1,034	12,0	1,086	1,0
	6,0	1,053	10,0	1,071	0,5
	8,0	1,071	6,0	1,041	0,25
	3,0	1,025	8,0	1,056	0,1
	5,0	1,043	12,0	1,086	1,2
	7,0	1,062	6,0	1,041	0,2
	4,0	1,034	8,0	1,056	1,2
	8,0	1,071	10,0	1,071	0,15
	5,0	1,043	14,0	1,101	2,0

 

 

Задание 2. Приготовление раствора поваренной соли смешением

Таблица 3

Индивидуальные задания для расчета

Вариант
a(Ox)/a(Red)	Fe^3+/Fe^2+	Ce^4+/Ce^3+	Co^3+/Co^2+	Fe^3+/Fe^2+	Ti^4+/Ti^3+
ЭДС	0,45	1,45	1,69	0,51	0,29

 

 

Аммиачные комплексы

В пробирку внесите 5-6 капель одного из следующих растворов солей: а)Cu(II); б) Zn(II); в) Ni(II). Добавьте по каплям разбавленный раствор аммиака, перемешивая раствор после каждой капли, и наблюдайте образование осадка гидроксида. Отметьте цвет осадка. Прилейте 1-2 мл концентрированного раствора аммиака и тщательно перемешайте. Наблюдайте растворение осадка гидроксида вследствие образования аммиачных комплексов [Me(NH₃)_n]^q+. Отметьте цвет раствора.

Напишите уравнения реакций осаждения гидроксида и растворения его при добавлении избытка аммиака. В уравнении реакции комплексообразования запишите наиболее устойчивый комплексный ион, характеризующийся наибольшим значением константы устойчивости b_n (см. справочник [4]).

 

Задание 3. Разрушение комплексных ионов

В две пробирки внесите по 4-5 капель раствора соли меди (II). В одну добавьте несколько капель раствора сульфида натрия Na₂S, в другую – оксалата аммония (NH₄)₂C₂O₄. Наблюдайте образование осадков в обеих пробирках. Отметьте их цвет.

Напишите уравнения реакций. Выпишите из справочника значения ПР для сульфида и оксалата меди (II). Какой из этих осадков менее растворим?

В двух других пробирках приготовьте раствор аммиаката меди: внесите по 4-5 капель раствора соли меди (II) и по каплям добавьте концентрированный раствор аммиака до полного растворения выпавшего вначале осадка гидроксида меди. Образующиеся комплексные ионы [Cu(NH₃)₄]²⁺ окрашивают раствор в насыщенный сине-фиолетовый цвет. В одну пробирку добавьте сульфид натрия, в другую – оксалат аммония.

В какой пробирке появился осадок и, следовательно, произошло разрушение аммиаката меди? Почему не образовался осадок в другой пробирке? Сопоставьте значения ПР для оксалата и сульфида меди (II) и константу нестойскости аммиаката меди и объясните наблюдаемые явления. Напишите уравнения реакций образования аммиаката меди и его разрушения.

 

Задание 4. Разделение ионов в растворе с использованием реакций

комплексообразования

Для проведения опыта используйте модельные смеси двух солей металлов: а) Fe(III) и Cu(II); б) Fe(III) и Al(III); в) Fe(III) и Ni(II); г) Fe(III) и Cr(III).

Операцию разделения ионов проведите с помощью растворов аммиака или щелочи, используя различие в свойствах гидроксидов указанных металлов. Ионы железа(III) образуют гидроксид, нерастворимый в избытке аммиака и щелочи, тогда как гидроксиды меди, алюминия, никеля, хрома способны растворяться в избытке либо аммиака, либо щелочи с образованием аммиакатов или гидроксокомплексов (см. задания 1, 2 и справочник). Образовавшиеся две фазы (осадок и раствор), каждая из которых содержит соединение только одного металла, разделяют фильтрованием.

В пробирку внесите 1 мл раствора, содержащего смесь ионов. Выберите подходящий реагент для разделения – аммиак (концентрированный раствор) или щелочь. Добавляйте реагент по каплям, тщательно перемешивая раствор, и наблюдайте образование осадков гидроксидов. Прилейте еще 1 мл реагента (избыток) и нагрейте содержимое пробирки для лучшей коагуляции осадка гидроксида железа. Разделите фазы фильтрованием, используя воронку и фильтровальную бумагу. Отметьте цвет осадка и фильтрата. Напишите уравнения всех реакций.

Таблица 4

Индивидуальные задания к лабораторной работе 5

 

Вари- ант	Выполнить задания	Вари- ант	Выполнить задания
	1.1, 1.2а, 1.3а, 2а, 3, 4в		1.1, 1.2б, 1.3а, 2а, 3, 4в
	1.1, 1.2б, 1.3б, 2в, 3, 4а		1.1, 1.2в, 1.3б, 2в, 3, 4г
	1.1, 1.2в, 1.3в, 2б, 3, 4б		1.1, 1.2г, 1.3в, 2б, 3, 4б
	1.1, 1.2г, 1.3г, 2а, 3, 4г		1.1, 1.2а, 1.3г, 2а, 3, 4г
	1.1, 1.2а, 1.3д, 2в, 3, 4а		1.1, 1.2в, 1.3д, 2в, 3, 4б

 

 

Таблица 5

Индивидуальные задания к лабораторной работе 6

Вари- ант	Выполнить экспериментально следующие задания	Составить уравнения реакций (без их выполнения)
	1.1а 2.3в 3.1б 4а	1.3 3.2 3.4б 3.5
	1.2в 2.1 3.3б 4б	1.1б 2.3а 3.2 3.4а
	1.2д 2.3б 3.4а 4а	1.1б 2.4 3.3а 3.5
	1.1в 2.4 3.5 4б	2.3в 3.2 3.3б 3.4б
	1.2а 2.1 3.4а 4а	1.1в 2.3б 3.1б 3.2
	1.3 2.3а 3.3б 4б	1.1б 3.2 3.4б 3.5
	1.2б 2.4 3.5 4б	1.1б 2.3в 3.3б 3.4а
	1.1г 2.3а 3.4б 4б	1.2г 3.2 3.3б 3.5
	1.2г 2.4 3.3а 4а	1.1а 2.3б 3.4а 3.5
	1.1б 2.1 3.5 4б	2.3а 3.2 3.3б 3.4б

 

Работа 7. Свойства металлов (s-, p-, d-элементов)

 

Задание 1. Взаимодействие металлов с водой и щелочами

 

Растворение металлов в воде идет в соответствии с уравнением

Me + nH₂O = Me(OH)_n + n/2 H₂­

Следовательно, в воде способны растворяться металлы, имеющие значения стандартных потенциалов E⁰(Meⁿ⁺/Me) < -0,41 B (потенциал восстановления ионов водорода в нейтральной среде). Для многих даже активных металлов процесс растворения затруднен из-за наличия прочных оксидных пленок на поверхности металла, а также вследствие образования труднорастворимых гидроксидов.

 

Задание 1.1. Взаимодействие металлического магния с водой

 

В пробирку налейте 1 мл воды и опустите в нее стружку магния. Взаимодействует ли магний с холодной водой? Нагрейте пробирку пламенем спиртовки и наблюдайте выделение пузырьков водорода. Заметное взаимодействие магния с водой при нагревании обусловлено увеличением растворимости Mg(OH)₂.

Слегка охладите пробирку и прибавьте 1-2 капли фенолфталеина. На присутствие каких ионов указывает изменение окраски индикатора? Напишите уравнение реакции растворения магния в воде.

Аккуратно слейте окрашенный раствор так, чтобы стружка магния осталась в пробирке. Внесите в пробирку несколько кристалликов хлорида аммония NH₄C1 и налейте 1 мл воды. Наблюдайте бурное взаимодействие металла с водой.

Хлорид аммония растворяет пленку гидроксида магния:

Mg(OH)₂¯ + 2NH₄C1 = MgC1₂ + 2NH₃×H₂O

В результате этой реакции образуется гидрат аммиака – основание более слабое, чем Mg(OH)₂, поэтому равновесие сдвигается вправо, пленка гидроксида магния растворяется и не препятствует реакции магния с водой.

 

Задание 1.2. Взаимодействие алюминия с водой и щелочами

 

Налейте в пробирку 1 мл воды, опустите в нее гранулу алюминия и убедитесь в том, что реакция не идет ни при комнатной температуре, ни при нагревании. Объясняется это тем, что поверхность алюминия легко пассивируется, покрываясь пленкой оксида.

Добавьте в пробирку 1 мл щелочи и наблюдайте, как через некоторое время начинается активное вытеснение водорода из воды. Щелочь растворяет образующийся на поверхности металла оксид (или его гидроксид) с образованием гидроксоалюмината и тем способствует дальнейшей реакции между чистым металлом и водородными ионами воды:

A1₂O₃ + NaOH + H₂O ® Na[A1(OH)₄]

A1 + H₂O ® A1(OH)₃¯ + H₂­

A1(OH)₃¯ + NaOH ® Na[A1(OH)₄]

A1 + NaOH + H₂O ® Na[A1(OH)₄] + H₂­

Подберите коэффициенты к данным реакциям.

Оксидную пленку на поверхности алюминия можно разрушить также раствором соли ртути. При взаимодействии алюминия с солью ртути на поверхности металла образуется амальгама. Вследствие этого нарушается плотная структура защитной пленки, что дает возможность металлу проявить свою химическую активность.

В пробирку поместите гранулу алюминия, добавьте 1-2 капли раствора нитрата ртути, потрите поверхность алюминия стеклянной палочкой и прилейте 1 мл воды. Наблюдайте активное взаимодействие алюминия с водой.

 

Задание 2. Взаимодействие металлов с серной и азотной кислотами

 

Разбавленная H₂SO₄. В разбавленной серной кислоте роль окислителя играют ионы водорода, поэтому разбавленная серная кислота растворяет металлы, стоящие в ряду напряжения до водорода с выделением Н₂.

Концентрированная H₂SO_4. Является сильным окислителем за счет серы (VI) и в реакциях с металлами восстанавливается до SO₂, коллоидной серы S⁰ или H₂S в зависимости от активности металла.

Азотная кислота HNO₃ окисляет почти все металлы, образуя соли нитраты (реже оксиды), а сама восстанавливается до различных продуктов: NO₂, NO, N₂O, N₂, NH₄⁺ (водород практически не выделяется). Диоксид азота NO₂ (бурого цвета) образуется в реакциях концентрированной азотной кислоты с любыми металлами. Другие продукты азота образуются при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами различной активности.

 

Задание 2.1. Взаимодействие серной кислоты с металлами

 

В две пробирки поместите стружку одного металла: а) алюминий, б) железо, в) цинк, г) медь. В первую пробирку налейте 1 мл разбавленной кислоты, во вторую – концентрированной. Если реакция при комнатной температуре не идет, осторожно нагрейте пробирки. Одинаковы ли продукты реакции при взаимодействии металла с серной кислотой различной концентрации? Почему медь не растворяется в разбавленной кислоте, но растворяется в концентрированной?

 

Задание 2.2. Взаимодействие азотной кислоты с металлами

 

В две пробирки внесите стружку (или порошок) одного из указанных металлов: а) медь, б) железо, в) цинк. В одну из них добавьте 3-4 капли разбавленной азотной кислоты, в другую – концентрированной. Отметьте, идет ли реакция при комнатной температуре. Если реакция протекает медленно, нагрейте пробирки. Напишите уравнения реакции, учитывая, что концентрированная азотная кислота восстанавливается до NO₂ (бурый газ) любыми металлами, а разбавленная - до NO (медью), до N₂O (цинком и железом).

 

 

Задание 3. Вытеснение металлов из их солей более активными

металлами

Задание 3.1. Взаимодействие алюминия с солями меди.

Влияние хлорид ионов на коррозию алюминия

 

В две пробирки поместите по одной грануле алюминия и добавьте в одну из них 1 мл сульфата меди, а в другую – столько же хлорида меди. Обратите внимание на то, что в первой пробирке алюминий остается почти без изменения, а во второй – он быстро покрывается налетом меди, а затем начинает интенсивно выделяться газ (какой?).

Напишите уравнение реакции вытеснения меди алюминием. Запишите схему образующейся гальванопары A1-Cu и процессы, протекающие на катоде и аноде.

 

Задание 3.2. Вытеснение железом Cu и Sn из растворов их солей

 

В пробирку налейте 1 мл одного из растворов: а) сульфат меди; б) хлорид олова (II). Поместите в нее железный гвоздь, предварительно очищенный наждачной бумагой. Наблюдайте, как на поверхности гвоздя появляется налет меди или олова.

Напишите уравнение реакции. Пользуясь рядом напряжения металлов, укажите, какие еще металлы можно вытеснить железом из растворов их солей.

 

Задание 3.3. Вытеснение цинком Cu, Sn, Pb из растворов их солей

 

В пробирку поместите гранулу цинка и прибавьте 5-6 капель одного из следующих растворов: а) сульфат меди; б) хлорид олова (II); в) нитрат или ацетат свинца (II). Наблюдайте выделение налета меди или олова и свинца в виде блестящих кристаллов.

Напишите уравнение реакции. Какие еще металлы можно вытеснить из растворов их солей цинком?

 

Задание 4. Окислительные свойства соединений металлов

 

Соединения, в которых металлы имеют высокие степени окисления, проявляют сильные окислительные свойства: K₂Cr₂O₇, KMnO₄, NaBiO₃, PbO₂, MnO₂, FeC1₃ и др.

Если при проведении опыта реакция идет медленно, то пробирку с раствором необходимо подогреть.

 

Задание 4.1. Взаимодействие хлорида железа (III) с восстановителями

 

В пробирку внесите 1-2 капли раствора FeC1₃, разбавьте водой до объема 1-2 мл и добавьте какого-либо восстановителя: а) 1-2 капли раствора иодида калия KJ; б) 1-2 капли раствора сульфида натрия Na₂S; в) 2-3 капли насыщенного раствора сульфита Na₂SO₃ или небольшое количество кристаллической соли; г) порошок металлического цинка.

Объясните наблюдаемое изменение цвета раствора. Чтобы убедиться в появлении ионов Fe²⁺, прибавьте 1 каплю раствора K₃[Fe(CN)₆], который с ионами Fe²⁺ дает осадок «турнбулевой сини» Fe₃[Fe(CN)₆]₂. Напишите уравнения реакций.

 

Задание 4.2. Окисление марганца (II) висмутатом натрия NaBiO₃

 

В пробирку внесите 1-2 капли раствора соли марганца (II), 2 мл разбавленного раствора азотной кислоты и несколько кристалликов висмутата натрия. Перемешайте и дайте кристаллам висмутата осесть. Отметьте, что раствор приобрел малиновую окраску вследствие образования ионов MnO₄^-.

 

Задание 4.3. Окислительные свойства перманганата калия KMnO₄

 

Опыт (а). В три пробирки налейте по 1 мл разбавленого (бледно-розового цвета) раствора KMnO₄. В первую пробирку добавьте 5-6 капель разбавленной серной кислоты, во вторую не добавляйте ничего (нейтральная среда), в третью – 3-4 капли разбавленной щелочи. В каждую пробирку внесите по 1 капле раствора иодида калия KJ.

Какое вещество в первой пробирке окрашивает раствор в бурый цвет, во второй - выпадает в осадок, в третьей – окрашивает раствор в зеленый цвет? Напишите уравнения реакций, учитывая, что в щелочной среде KJ окисляется до иодата KJO₃.

Опыт (б). В пробирку внесите 3-5 капель раствора перманганата калия и 2-3 капли разбавленного раствора серной кислоты. Добавьте 3-4 капли раствора пероксида водорода. Наблюдайте изменение окраски раствора и выделение пузырьков газа.

Опыт (в). Взаимодействие перманганата калия с сульфитом натрия в различных средах (см. работу 6, задание 4).

 

Задание 4.4. Окислительные свойства бихромата калия K₂Cr₂O₇

 

В пробирку налейте 1 мл раствора бихромата, 5-6 капель разбавленной серной кислоты и добавьте один из следующих реактивов: а) несколько кристалликов сульфита Na₂SO₃; б) несколько кристалликов нитрита натрия NaNO₂; в) 1 мл раствора хлорида олова (II).

Наблюдайте во всех случаях изменение окраски раствора из оранжевой в зеленую.

 

Задание 4.5. Окислительные свойства диоксида свинца PbO₂

 

В пробирку внесите небольшое количество порошка диоксида свинца, 3-5 капель разбавленной серной кислоты и 1-2 капли раствора иодида калия. Нагрейте пробирку. Наблюдайте изменение цвета раствора и объясните, чем оно обусловлено.

 

Задание 4.6. Окислительные свойства солей меди (II)

 

Налейте в пробирку 1 мл раствора CuSO₄ и добавьте 2-3 капли раствора иодида калия KJ. Наблюдайте образование осадка и окрашивание содержимого пробирки в бурый цвет, что обусловлено выделением свободного иода. Для определения цвета выпавшего осадка CuJ необходимо свободный иод перевести в бесцветный ион. Для этого прибавьте в пробирку несколько капель раствора сульфита натрия до исчезновения бурой окраски. Каков цвет иодида меди (I)? Напишите уравнения реакций взаимодействия:

а) CuSO₄ + KJ ® б) J₂ + Na₂SO₃ ®

 

Задание 5. Восстановительные свойства соединений металлов

 

Соединения металлов с более низкими (из всех возможных) степенями окисления проявляют в окислительно-восстановительных реакциях восстановительные свойства: соли железа (II), олова (II), хрома (II, III) и др.

В тех случаях, когда реакция идет медленно, необходимо подогреть пробирку с реакционной смесью.

 

Задание 5.1. Взаимодействие солей железа (II) с окислителями

 

В пробирку внесите 1 мл раствора любой соли железа (II) и добавьте по 2-3 капли одного из следующих растворов: а) KMnO₄; б) H₂O₂; в) K₂Cr₂O₇.

Наблюдайте изменение цвета растворов: в случае (а) – обесцвечивание перманганата вследствие превращения ионов MnO₄^- в Mn²⁺ и появление желтой окраски вследствие образования соли Fe(III); в случае (б) – образование желтого раствора соли Fe(III); в случае (в) – появление сине-зеленого цвета раствора вследствие образования смеси солей Cr(III) зеленого цвета и Fe(III) желтого цвета.

Докажите появление ионов Fe³⁺ в растворе, добавив либо 1 каплю раствора (NH₄)CNS, либо 1 каплю раствора K₄[Fe(CN)₆] (желтая кровяная соль). В первом случае образуется роданид железа (III) Fe(CNS)₃ красно-бурого цвета, во втором – осадок «берлинской лазури» Fe₄[Fe(CN)₆]₃.

 

Задание 5.2. Взаимодействие хлорида олова (II) с солями железа (III)

 

В пробирку внесите 1-2 капли раствора хлорида железа (III), разбавьте водой до объема 1-2 мл и добавьте 2-3 капли хлорида олова (II). Как изменилась окраска раствора? Докажите наличие ионов Fe²⁺ в растворе качественной реакцией с феррицианидом калия K₃[Fe(CN)₆] (см. задание 4.1).

 

Задание 5.3. Взаимодействие соли хрома (III)

с периодатом калия KJO₄ или PbO₂ в щелочной среде

 

Опыт (а). Выполнение реакции с KJO₄ см. в работе 6, задание 2.3 а.

Опыт (б). В пробирку поместите небольшое количество порошка PbO₂, 1 мл раствора щелочи и осторожно нагрейте. В горячий раствор внесите 2 капли раствора соли хрома (III) и снова нагрейте пробирку. Наблюдайте появление желтой окраски раствора, характерной для ионов хромата CrO₄^2-. Наличие последних докажите качественной реакцией – получением осадка хромата бария.

 

Таблица 6

Индивидульные задания к лабораторной работе 7

 

Вари- ант	Выполнить задания	Вари- ант	Выполнить задания
	1.1, 2.1а, 3.1, 4.1а, 5.1а, 6		1.2, 2.2а, 3.2а, 4.3б, 5.1б, 6
	1.2, 2.2а, 3.2а, 4.2, 5.2, 6		1.1, 2.1а, 3.3а, 4.4б, 5.3б, 6
	1.1, 2.1б, 3.3а, 4.3а, 5.1б, 6		1.2, 2.2б, 3.2б, 4.1в, 5.1в, 6
	1.2, 2.2б, 3.2б, 4.4а, 5.3а, 6		1.1, 2.1б, 3.3б, 4.3в, 5.2, 6
	1.1, 2.1в, 3.3б, 4.5, 5.1в, 6		1.2, 2.2в, 3.3в, 4.4в, 5.3а, 6
	1.2, 2.2в, 3.3в, 4.6, 5.1а, 6		1.1, 2.1в, 3.1, 4.1г, 5.1а, 6
	1.1, 2.1г, 3.1, 4.1б, 5.1в, 6		1.2, 2.1г, 3.2а, 4.6, 5.3б, 6

 

 

РЕАКТИВЫ

 

Кислоты и основания

Азотная кислота, ГОСТ 4461-77, х.ч., плотностью 1,41 г/см³.

Аммиака водный раствор, ГОСТ 3760-79, х.ч., плотностью 0,905 г/см³.

Бария гидроксид октагидрат, ГОСТ 4107-78, х.ч., насыщенный раствор.

Кальция гидроксид, ГОСТ 9262-77, ч.д.а., насыщенный раствор

Натрия гидроксид (натр едкий), ГОСТ 4328-76, х.ч., 2-4н. раствор.

Серная кислота, ГОСТ 4204-77, х.ч., плотностью 1,84 г/см³.

Соляная кислота, ГОСТ 3118-77, х.ч., плотностью 1,19 г/см³.

Уксусная кислота («ледяная»), ГОСТ 61-75, х.ч., плотностью 1,049 г/см³.

Соли

Алюминия нитрата нонагидрат, ГОСТ 3757-75, ч.д.а.

Алюминия хлорида гексагидрат, ГОСТ3759-75, ч.д.а.

Аммония оксалата моногидрат, ГОСТ 5712-78, ч.д.а.

Аммония тиоцианат (роданид аммония), ГОСТ 27067-86, ч.д.а.

Аммония хлорид, ГОСТ 3773-72, ч.д.а.

Бария хлорид, ТУ 6-09-2358-77, ч.

Бериллия нитрата тетрагидрат, ТУ 6-09-2358-77, ч.

Висмута (III) нитрат, ГОСТ 4110-75, ч.д.а.

Железа (III) нитрата нонагидрат, ГОСТ 4111-74, ч.д.а.

Железа (II) сульфата гептагидрат, ГОСТ 4148-66, ч.д.а.

Железа трихлорида пентагидрат, ГОСТ 4147-74, ч.д.а.

Калия бромид, ГОСТ 4160-74, ч.

Калия гексацианоферрат (III) (красная кровяная соль), ГОСТ 4206-75, ч.д.а.

Калия гексацианоферрата (II) тригидрат (желтая кровяная соль),

ГОСТ 4207-75, ч.д.а.

Калия дихромат (хромпик), ГОСТ 4220-75, ч.д.а.

Калия иодид, ГОСТ 4232-74, ч.д.а.

Калия иодат, ГОСТ 4202-75, ч.д.а.

Калия карбонат, ГОСТ 4221-76, ч.д.а.

Калия периодат, ТУ 6-09-2540-72, ч.

Калия перманганат, ГОСТ 20490-75, ч.д.а.

Кобальта (II) нитрата гексагидрат, ГОСТ 4528-78, ч.д.а.

Магния оксид, ГОСТ 4526-75, ч.д.а.

Марганца диоксид, ТУ 11П-113-69, ч.

Меди (II) сульфата пентагидрат (медный купорос), ТУ 6-09-4525-77, ч.

Меди (II) хлорида дигидрат, ГОСТ 4167-74, ч.д.а.

Натрия бромид, ГОСТ 4169-76, ч.д.а.

Натрия висмутат, ТУ 6-09-4539-77, ч.д.а.

Натрия карбонат, ГОСТ 83-79, ч.д.а.

Натрия метасиликат, ТУ 6-09-5337-87, х.ч.

Натрия нитрат, ГОСТ 4197-74, ч.д.а.

Натрия оксалат, ГОСТ 5839-77, ч.д.а.

Натрия сульфат, ГОСТ 4166-76, ч.д.а.

Натрия сульфида нонагидрат, ГОСТ 2053-77, ч.д.а.

Натрия сульфит, ГОСТ 195-77, ч.д.а., насыщенный раствор.

Натрия хлорид (поваренная соль), ГОСТ 4223-77, ч.д.а.

Натрия тиосульфата пентагидрат, ТУ 6-09-01-313-75, ч.д.а.

Никеля (II) нитрата гексагидрат, ГОСТ 4055-70, ч.д.а.

Олова дихлорида дигидрат, ГОСТ 36-78, ч.д.а.

Свинца диоксид, ГОСТ 4216-78, ч.д.а.

Свинца (II) нитрат, ГОСТ 4236-77, ч.д.а.

Серебра (I) нитрат, ГОСТ 1277-75, ч.д.а.

Хрома (III) нитрата нонагидрат, ГОСТ 4471-78, ч.д.а.

Церия (III) нитрата гексагидрат, ТУ 6-09-4081-75, ч.д.а.

Церия (IV) сульфата тетрагидрат, ТУ 6-09-1646-77, ч.

Цинка хлорид, ГОСТ 4529-78, ч.д.а.

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

 

1. Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А. Лабораторные работы по общей и неорганической химии. Л.: Химия, 1986.

2. Практикум по неорганической химии/ Под ред. А.Ф.Воробьева и С.И.Дракина. М.: Химия, 1984.

3. Клячко Ю.А., Шапиро С.А. Курс химического качественного анализа. М.: Госхимиздат, 1960. С.397-408.

4. Общая и аналитическая химия: Справочные материалы к лабораторным практикумам/ А.А.Пупышев, А.Н.Губанова, В.Н.Музгин, С.Ю.Пальчикова, Л.Б.Хамзина. Екатеринбург: УГТУ, 1995. 36с.

 

 

ОГЛАВЛЕНИЕ

Работа 1. Важнейшие классы неорганических соединений:

оксиды, основания (гидроксиды), кислоты, соли ………….…….4

Работа 2. Труднорастворимые электролиты.

Ионно-молекулярные уравнения реакций ………..………………..9

Работа 3. Приготовление растворов……………………………..…………….10

Работа 4. Основы электрохимии……..………………………………………...12

Работа 5. Комплексные соединения….………………………………………..16

Работа 6. Окислительно-восстановительные реакции с участием р-элементов

(неметаллов) V, VI, VII групп Периодической системы……..…...20

Работа 7. Свойства металлов (s-, р-, d-элементов)……………..……………..25

Работа 8. Свойства лантанидов и актинидов на примере Ce, Th, U……..…..32

РЕАКТИВЫ ……….……………………………………………...…34

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК …………..…………………36

 

ОБЩАЯ ХИМИЯ

 

Составители Губанова Алла Николаевна

Лисиенко Дмитрий Георгиевич

Пальчикова Светлана Юрьевна

Слепухин Виталий Константинович

Хамзина Людмила Борисовна

 

 

Редактор Л.Ю.Козяйчева

 

 

 

Подписано в печать 20.10.99 Формат 60х84 1/16

Бумага писчая Офсетная печать Усл.печ.л. 1,86

Уч.-изд.л. 2,03 Тираж 300 Заказ 244 Цена ”С”

Издательский отдел УГТУ

620002, Екатеринбург, Мира, 19

Ризография НИЧ УГТУ. 620002, Екатеринбург, Мира, 19

 

 

УДК 546 (076.5)

 

Составители А.Н.Губанова, Д.Г.Лисиенко, С.Ю.Пальчикова, В.К.Слепухин,

Л.Б.Хамзина

 

Научный редактор доц., канд. хим. наук С.Ю.Пальчикова

 

 

ОБЩАЯ ХИМИЯ: Методические указания к лабораторному практикуму/

А.Н.Губанова, Д.Г.Лисиенко, С.Ю.Пальчикова, В.К.Слепухин, Л.Б.Хамзина.

Екатеринбург: УГТУ, 1999. 32 с.

 

Методические указания содержат описания лабораторных работ, а также контрольные вопросы и библиографический список. Данные указания составлены для студентов первого курса физико-технического факультета всех специальностей в соответствии с учебными планами.

 

 

Библиогр.: 4 назв. Табл. 6.

 

 

Подготовлено кафедрой «Физико-химические методы анализа».

 

© Уральский государственный

технический университет, 1999

 

 

К лабораторной работе студент готовится самостоятельно: читает литературу, соответствующую теме занятия, находит в справочниках численные значения констант и другие необходимые данные, делает предварительные расчеты.

Перед выполнением лабораторного практикума студент обязан пройти инструктаж по технике безопасности при работе в химической лаборатории.

Во время выполнения лабораторной работы необходимо быть предельно внимательным и осторожным. Запрещается проводить опыты, не предусмотренные планом, и создавать ситуации, опасные для окружающих.

По окончании работы студент оформляет и сдает отчет.

На титульном листе отчета указывается название работы, фамилия студента, номер группы, фамилия преподавателя и дата выполнения лабораторной работы.

Содержание отчета включает следующие пункты (по каждому заданию):

- номер и название (цель) задания;

- краткое теоретическое введение по теме задания, необходимые формулы и расчеты;

- экспериментальные данные: результаты измерений с указанием погрешности, наблюдаемые явления при выполнении химических реакций (изменение цвета раствора, образование или растворение осадка, выделение газа и др.);

- ответы на вопросы, поставленные в задании, запись уравнений химических реакций, выводы по теме работы.

 

Примеры отчетов, оформленных в соответствии с требованиями ГОСТа, представлены на специальном стенде.

 

Работа 1. Важнейшие классы неорганических соединений:

оксиды, основания (гидроксиды), кислоты, соли

 

ОКСИДЫ – это соединения элементов с кислородом. Оксиды получают непосредственным взаимодействием простых веществ с кислородом или косвенным путем – термическим разложением солей, оснований, кислот:

2Mg + O₂ = 2MgO CaCO₃ = CaO + CO₂

2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O H₂SO₄ = SO₃ + H₂O

Оксиды подразделяются на солеобразующие (таких большинство) и несолеобразующие (NO, CO и некоторые другие).

Солеобразующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные, что связано с особенностями их поведения в различных химических реакциях, в частности при взаимодействии с водой, кислотами, основаниями.

Кислотные оксиды – это оксиды типичных неметаллов (CO₂, SO₃, P₂O₅, NO₂, SiO₂ и др.), а также оксиды металлов в степенях окисления +5 и выше (V₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇ и др.). Соединения данных оксидов с водой (гидраты) являются кислотами, поэтому кислотные оксиды называют также ангидридами кислот. Большинство кислотных оксидов непосредственно растворяются в воде, образуя кислоты: CO₂ + H₂O = H₂CO₃. Если оксид в воде нерастворим, то соответствующая кислота может быть получена косвенным путем, например, гидрат оксида кремния SiO₂×H₂OºH₂SiO₃ (кремниевая кислота) образуется по реакции Na₂SiO₃+2HCl=H₂SiO₃¯+2NaCl.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, а также с основными и амфотерными оксидами с образованием солей соответствующих кислот:

SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

SO₃ + MgO = MgSO₄

V₂O₅ + 2NaOH = 2NaVO₃ + H₂O

Основные и амфотерные оксиды образуют только металлы.

Основные: оксиды металлов IA и IIA групп Периодической системы (кроме ВеО), а также FeO, NiO, MnO и др.

Основные оксиды, соединяясь с водой, образуют основания.

Оксиды, хорошо растворимые в воде, образуют щелочи: Na₂O+H₂O=2NaOH.

Оксиды труднорастворимые – дают осадки гидроксидов:

MgO + H₂O = Mg(OH)₂¯

Большинство основных и амфотерных оксидов практически нерастворимо в воде. Соответствующие им гидроксиды также труднорастворимы и могут быть получены в водных растворах по реакциям обмена:

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂¯ + Na₂SO₄.

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, а также кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей:

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

NiO + SO₃ = NiSO₄

 

Амфотерные оксиды: BeO, PbO, SnO, ZnO, Cr₂O₃, Al₂O₃ и др.

Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами (кислотными оксидами), так и с основаниями (основными оксидами). При взаимодействии с кислотой образуется соль, в которой металл является катионом данной соли, например: ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O, катион соли Zn²⁺. При взаимодействии с основанием образуется соль, в которой металл входит в состав аниона данной соли, например:

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O, ZnO₂^2- - оксоанион соли,

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄], [Zn(OH)₄]^2- - гидроксоанион соли.

 

ОСНОВАНИЯ (щелочи, гидроксиды) – вещества, в состав которых входят гидроксильные группы ОН^- и других анионов нет. Общая формула оснований – Мe(ОН)_n.

Основания щелочных металлов, стронция, бария являются хорошо растворимыми. В водном растворе они полностью диссоциированы на ионы (являются сильными электролитами) и называются щелочами:

NaOH = Na⁺ + OH^-

Аммиак хорошо растворяется в воде, его раствор является основанием. Гидроксильные группы образуются в результате разрыва связей в молекулах воды: NH₃ + H₂O = NH₄