Организационно-методический раздел.



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Организационно-методический раздел.



МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

 

по общей и неорганической химии

для студентов 1 курса медицинского факультета

 

Часть I . Программа курса. Описание лабораторных работ.

 

Санкт-Петербург

2008


Утверждено на заседании кафедры общей и неорганической химии химического факультета 24.06.08, протокол №11.

Составители: проф. М. К. Хрипун,
доц. А. О. Козин,
проф. Ю. В. Кондратьев,
доц. Л. П. Белорукова,
доц. И.А. Дементьев
доц. М. А. Кононова
ст. преп. В. Д. Хрипун
зав. лаб. Е. А. Воеводина

 

Рецензент: доц. Н. Г. Суходолов

 

Набор и компьютерная верстка В.Д. Хрипун

 

Методические указания для студентов медицинского факультета состоят из двух разделов:

1. Программа курса общей и бионеорганической химии.

2. Описание лабораторных работ.


Организационно-методический раздел.

1.1. Цели и задачи преподавания дисциплины

 

1. Цель курса – освоение обучаемым фундаментальных знаний в области общей и неорганической химии и выработка практических навыков применения этих знаний.

2. Задачи курса – изложение основных положений и законов общей и неорганической химии, привитие навыков применения этих законов при решении конкретных задач.

3. Место курса в профессиональной подготовке выпускника.

Для успешного усвоения курса студенты должны быть знакомы с основами химии в рамках школьной программы, знать основные классы химических соединений, их химические свойства и строение, уметь проводить простейшие расчеты по уравнениям химических реакций.

4. Требования к уровню освоения содержания курса.

Содержание курса входит в необходимый минимум профессиональных знаний выпускников медицинского факультета, а также является необходимой основой для освоения курсов органической и биохимии.

1.2. Программа курса общей и бионеорганической химии
(лечебное дело).

Элементы химической термодинамики и биоэнергетики.

Введение в теорию химического процесса. Биохимическая система. Понятие о фазе. Открытые, закрытые, изолированные, гомогенные, гетерогенные системы. Функции состояния и параметры системы. Биоэнергетика.

Первое начало термодинамики. Термохимия. Энергетические характеристики химических реакций. Два основных закона термохимии (Лавуазье–Лапласа, Гесса). Внутренняя энергия и энтальпия. Стандартная энтальпия образования вещества, энтальпия атомизации. Энтальпийные диаграммы. Энергия связи в газообразных молекулах.

Второе начало термодинамики. Энтропия. Энтропия газообразных, жидких и твердых веществ. Энтропийные и энтальпийные факторы. Энергия Гиббса. Термодинамический критерий возможности и направленности процесса. Принцип энергетического сопряжения. Особенности термодинамики биохимических процессов в равновесных и стационарных состояниях.

Растворы.

Растворы как химические системы. Учение Менделеева о растворах. Термодинамика процесса растворения. Вода – универсальный растворитель, ее роль в жизнедеятельности организма. Аномальные свойства воды. Природа водородной связи. Типы водородной связи, роль водородной связи в биохимических процессах. Структура льда и жидкой воды.

Растворимость газов в жидкостях. Законы Генри, Дальтона. Растворимость газов в крови.

Растворы неэлектролитов. Диаграмма состояния воды. Осмос и осмотическое давление. Закон Вант–Гоффа. Законы Рауля. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов и разбавленных растворов электролитов.

Изотонический коэффициент. Роль осмоса в биологических системах. Гипо–, гипер– и изотонические растворы. Методы криоскопии и эбуллиоскопии.

Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса. Спор Менделеева с Аррениусом. Работы Каблукова. Гидратация ионов: положительная, отрицательная, гидрофобная. Оценка энтальпии гидратации ионов. Способы выражения концентрации растворов. Активность, коэффициент активности. Химический потенциал.

Теории кислот и оснований. Теория Аррениуса. Протолитическая теория Бренстеда и Лоури. Понятие сопряженной пары «кислота–основание». Нивелирующие и дифференцирующие растворители. Теория кислот и оснований Льюиса.

Равновесные процессы в растворах электролитов. Слабые электролиты. Константа, степень диссоциации. Зависимость степени диссоциации от концентрации и температуры. Закон разведения Оствальда. Протолитическая диссоциации воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель, pH. Гидролиз солей. Ступенчатый характер гидролиза. Роль гидролиза в биохимических процессах. Гидролиз АТФ как универсальный источник энергии в организме. Равновесия в растворах малорастворимых солей. Растворимость, произведение растворимости. Комплексные ионы в растворах и их диссоциация. Константа устойчивости (нестойкости) комплексных ионов. Конкурентные процессы в растворах электролитов. Буферные растворы. Фосфатный и карбонатный буфер. Понятие о кислотно–основном равновесии крови. Кислотно–основные индикаторы.

Окислительно–восстановительные реакции в растворах. Классификация О.–В. реакций. Термодинамический подход к описанию О.–В. реакций. Восстановительные потенциалы, таблица восстановительных потенциалов. Концентрационная зависимость восстановительных потенциалов, уравнение Нернста. Стандартные восстановительные потенциалы. Правило запрета для существования ионов и простых веществ в водных растворах. Влияние среды (pH) и некоторых других факторов (комплексообразование, образование малорастворимых соединений) на восстановительный потенциал. Константа равновесия окислительно–восстановительных реакций.

D–элементы и их соединения.

Общая характеристика 3d–элементов. Электронная структура свободных атомов легких переходных металлов и ее отличительные особенности. Потенциалы ионизации атомов. Валентность и формальные ступени окисления. Энтальпии атомизации простых веществ и реакционная способность переходных металлов. Способность к образованию оксокатионов и оксоанионов легких переходных металлов в зависимости от их положения в периоде. Взаимодействие простых веществ с водой при различных pH. Устойчивость в растворах катионов Me3+ и Me2+ для ранних и поздних переходных металлов. Особое положение железа. Физико–химические свойства 3d–металлов.

Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Центральный атом, лиганды, координационное число. Дентатность лигандов. Работы школы Чугаева. Хелатный эффект. Изомерия комплексных соединений. Сравнительная способность к реакциям комплексообразования s–, p– и d–элементов. Теория кристаллического поля. Лиганды сильного и слабого поля. Магнитные свойства, окраска растворов.

Свойства легких переходных металлов. Химия хрома. Кислородные соединения, устойчивость. Гидратные формы оксидов, кислотно–основные и окислительно–восстановительные свойства. Комплексные соединения хрома.

Химия марганца. Кислородные соединения, устойчивость. Гидратные формы оксидов, кислотно–основные и окислительно–восстановительные свойства. Галогениды. Особенность соединений марганца на второй ступени окисления.

Химия железа, кобальта, никеля. Оксиды и их гидратные формы. Кислотно–основные и окислительно–восстановительные характеристики. Галогениды. Комплексные соединения. Роль кислорода в процессах дыхания. Гемоглобин. Витамины.

Сравнительная характеристика переходных металлов первой (скандий, ванадий, титан, хром, марганец) и второй (железо, кобальт, никель, медь, цинк) половин вставной декады.

Тяжелые переходные металлы. Химия молибдена. Кислородные соединения, их гидратные формы. Кислотно–основные и окислительно–восстановительные свойства. Галогениды, их устойчивость, свойства. Изополи– и гетерополисоединения молибдена и вольфрама. Комплексные соединения.

Сравнительная характеристика легких и тяжелых переходных металлов. Характер изменения устойчивости низших и высших окисленных форм в дополнительных подгруппах. Особенность тяжелых переходных металлов на низших ступенях окисления. Фиксация молекулярного азота.

Элементорганические соединения переходных металлов. Биогенные элементы. Начала бионеорганической химии. Каталитическая активность биомакромолекул, включающих атомы переходных металлов.

1.3. Объем дисциплин и виды учебной работы     (лечебное дело)

п/п

Наименование

тем и разделов

Всего

(часов)

Аудиторные занятия (часов)

в том числе

Самосто-

ятельная

работа

Лекции Семинары Практикум
1 Введение 8 2 2 2 2
2 Строение атома. Периодический закон. Химическая связь 18 8 2 - 8
3 Учения о направлении химического процесса и скорости реакций 26 8 8 2 8
4 Растворы 30 8 10 4 8
5 Окислительно-восстановительные реакции 18 6 4 2 6
6 Химия элементов главных подгрупп 42 18 2 4 18
7 Химия переходных элементов 16 6 2 2 6
  Итого 158 56 30 16 56

Учебно-методическое обеспечение курса

I. Рекомендуемая литература (основная)

  1. Н.Л. Глинка «Общая химия», М., Интеграл Пресс, 2006
  2. А.В. Суворов, А.Б. Никольский, «Химия», СПб., Химиздат, 2001.
  3. Н.С. Ахметов, «Неорганическая Химия», М., Высшая школа, 1975.
  4. Л. Полинг «Общая химия», М. Мир 1974.
  5. Д.В. Корольков «Основы неорганической химии», М., Просвещение 1982.
  6. «Методические указания по общей и неорганической химии для студентов 1 курса медицинского факультета», Ч. I и II, СПб, 2008.

 

II. Дополнительная литература

  1. М.Х. Карапетьянц «Введение в теорию химического процесса», М., Высшая школа, 1970.
  2. Л.С. Лилич, М.К. Хрипун, «Растворы как химические системы», СПб, Химия, 1994.

 


Лабораторные работы

Работа №1. Соли.

ВНИМАНИЕ! ВСЕ РЕАКЦИИ ПРОВОДИТЬ В ПРОБИРКАХ, ПОЛЬЗУЯСЬ НЕБОЛЬШИМИ (0,5 - 1 мл) КОЛИЧЕСТВАМИ ИСХОДНЫХ ВЕЩЕСТВ!!!

 

1. Осуществить реакции, используя полученный углекислый газ – установка в тяге. 

Ca(OH)2 ® CaCO3 ® Ca(HCO3)2  ® CaCO3

 

2. Имея раствор соли хрома(III), получить гидроксид хрома(III) и убедиться в его амфотерности.

 

3. Исходя из оксида меди, получить сульфат меди(II), а затем перейти к гидроксиду меди(II).

CuO ® CuSO4 ® Cu(OH)2 ¯

 

4. В банках N1 и N2 находятся соли: Na2CO3 и NaHCO3. Определить, какая из этих солей находится в банке N1 и какая - в банке N2.

 

5. Из смеси твердых соединений трех металлов - ZnCl2, MgO, BaCl2 - выделить каждый металл в виде любого индивидуального соединения.

 

Для всех проделанных опытов написать молекулярные и ионные уравнения реакций.


Ход работы

Проверьте герметичность прибора. Для этого закройте колбу пробкой герметично, предварительно смазав шлиф вазелином, чтобы поверхность шлифа была зеркально гладкой (без белесых продольных полос). Установите объем воды в обеих бюретках на один уровень. Опустите бюретку 2 на 10-15 см вниз. Наблюдайте за уровнем воды в бюретке 1.

Если прибор герметичен, то уровень воды в бюретке 1 сначала несколько понизится, а затем останется без изменений. Убедившись в герметичности прибора, верните бюретку 2 в прежнее положение, чтобы вода в обеих бюретках была на одном уровне.

Получите у преподавателя навеску металла. В колбу при помощи длинной воронки налейте 20-25 мл кислоты, указанной на доске, в зависимости от навески металла.

Закрепите колбу почти горизонтально. Снимите с навески внешний слой бумаги, записав предварительно массу навески. Пакетик с навеской осторожно разрыхлите, но не разворачивайте. Поместите пакетик в сухое горло колбы. Закройте колбу пробкой и снова проверьте прибор на герметичность. Установите объем воды в обеих бюретках на один уровень, зафиксируйте V1 в мл по бюретке 1 .

Подождите 2-3 минуты, если объем не изменился, значит, система герметична.

Наклоните колбу так, чтобы пакетик с металлом упал в кислоту, и закрепите колбу в штативе. Выделяющийся водород вытесняет воду из бюретки 1 в бюретку 2. Наблюдайте за реакцией. Бюретку 2 в течение реакции опускайте вниз, чтобы уровень воды в обеих бюретках был одинаков.

Когда весь металл растворится, и понижение уровня воды прекратится, дайте колбе постоять 1-2 мин. Затем приведите положение воды в обеих бюретках точно к одному уровню. Отметьте уровень воды в бюретке 1 и запишите его значение – V2. Разность уровней равна объему выделившегося водорода.

Запишите показания термометра, барометра и давление водяных паров при температуре опыта.

 

Давление паров воды при температуре от 15 до 26°С (мм.рт.ст.)

Температура Давление Температура Давление
15 12,79 21 18,65
16 13,63 22 19,83
17 14,53 23 21,07
18 15,48 24 22,38
19 16,48 25 23,76
20 17,54 26 25,20

 

 

Вычисления

1. Объем выделившегося водорода V H2 = V2 - V1.

2. Абсолютная температура Т = 273 + t.

3. Давление водорода P(H2) = Pатм - P(H2O).

4.  На основании объединенного газового закона рассчитайте объем выделившегося водорода при нормальных условиях (760 мм рт.ст. и 273 К).

5. Рассчитайте эквивалент металла.

6. На основании величины полученного эквивалента и ваших знаний химии определите, какой это металл.


Титрование кислоты.

4.1. Промойте бюретку сначала дистиллированной водой, затем несколькими миллилитрами приготовленной кислоты из мерной колбы. В бюретку, установленную на штативе, налейте приготовленный вами раствор кислоты на 2-3 см выше нулевого деления. Аккуратно нажимая на бусинку в носике бюретки (держим резиновый наконечник под прямым углом к бюретке) удалите все пузыри воздуха из полости наконечника. (Метод прямого титрования является точным, поэтому любой появившийся при проведении опыта пузырек воздуха, приводит к искажению показаний объема и, в итоге, к колоссальной погрешности результатов анализа).

4.2. Опыт сравнения (эталон)

В коническую колбочку объемом 100 мл прилить 25-30 мл дист. воды, затем ввести 2-3 капли индикатора и 3 капли раствора приготовленной кислоты из бюретки. Характерный цвет раствора отвечает переходу окраски индикатора в точке эквивалентности (в момент нейтрализации).

ВНИМАНИЕ! Перед каждым титрованием устанавливайте уровень кислоты в бюретке на «0» и снимайте воронку. При считывании показаний объема кислоты на шкале бюретки глаз наблюдателя должен находиться на уровне мениска жидкости. Показания следует регистрировать по нижнему мениску.

4.3. В три конические колбы для титрования прилейте с помощью аликвотной пипетки точно отмеренный объем щелочи (используя стаканчик для взятия пробы NaOH). Аккуратно обмойте стенки колбы небольшим количеством дистиллированной воды и прибавьте две-три капли индикатора (метилоранж или метилрот).

4.4. Подложите под колбу лист белой бумаги. Проверьте нулевой уровень в бюретке. Из бюретки, нажимая только на бусинку, приливайте раствор кислоты по каплям, непрерывно перемешивая жидкость в колбочке круговыми движениями. Постарайтесь возможно точнее установить точку эквивалентности.

Внимательно установите объем кислоты, пошедшей на титрование – V(к), учитывая цену деления на шкале бюретки. Проделайте три параллельных опыта, каждый раз убедившись в отсутствии пузырей в носике бюретки и приведя объем кислоты к точке «0».

Результаты титрования не должны отличаться друг от друга более чем на 0.2 мл.

Если совпадение недостаточно хорошее, повторите титрование. Определите среднее значение объема кислоты, пошедшего на титрование.

 

Запишите результаты в таблицу

 

Опыт V щелочи, (мл)   V (кислоты), (мл)   V среднее кислоты, (мл) Cн кислоты, 0,0000
1 10      
2 10      
3 10      

 

Проведите расчет нормальной концентрации приготовленной вами кислоты. В основе метода прямого титрования заложен закон эквивалентов. В момент нейтрализации (в точке эквивалентности) количество эквивалентов кислоты и щелочи равны.

 

Задача.

Цель: проверить точность определения концентрации приготовленной вами кислоты.

Получите контрольную задачу с раствором щелочи NaOH (концентрация и объем неизвестны). Прилейте 3 капли индикатора и проведите титрование приготовленной вами кислотой от нулевой отметки шкалы бюретки. Установите объем кислоты, пошедшей на титрование задачи. Определите массу едкого натра, находящегося в пробе (m=0,00 в граммах). Проверьте результат у преподавателя.

Вычислите абсолютную и относительную погрешность результата (d в % с точностью до сотых).


Гидролиз

Прежде чем начать указанные ниже определения рН растворов солей, попытайтесь, судя по типу соли, предсказать, в какой области будет находиться рН ее раствора: в кислой, нейтральной или щелочной. Проведя опыт, сравните его результат с предсказанием. Затем напишите в ионной и молекулярной форме уравнения каждой реакции гидролиза. В ионной форме следует написать все возможные стадии гидролиза, подчеркнув основную, в молекулярной – только основную.

2.1. Определить рН растворов солей Na2SO3, Al2(SO4)3, NaCl, MgSO4, NH4CH3COO. Почему растворы этих солей имеют различный рН. Подтвердить вычислениями.

2.2. Исследовать растворы Na2CO3 и NaHCO3 в отдельных пробирках с помощью фенолфталеина и ализарина. Почему окраска этих растворов различна?.

2.3. Испытать растворы солей Na3PO4, Na2HPO4 и NaH2PO4 при помощи индикаторов: метилоранжа, паранитрофенола, фенолфталеина, ализарина и индиго-кармина. Отметить окраску индикаторов, определить рН этих растворов и объяснить разницу в значениях рН.

2.4. Пробирку с раствором уксуснокислого натрия и 2 каплями фенолфталеина нагреть почти до кипения. Почему изменилась окраска раствора?

2.5. Пробирку с раствором ZnSO4 и 3-4 каплями метилрота нагреть до кипения. Объяснить причину изменения окраски индикатора. (Метилрот меняет окраску в области рН от 4 до 6, его окраска при этом изменяется от красной до желтой).

2.6. Подействовать на растворы BaCl2, CuSO4 и Al2(SO4)3  раствором Na2CO3. Обратить внимание на выделение пузырьков газа в некоторых пробирках. Написать уравнения реакций.

Задача

1. Получите у преподавателя колбу с 20-30 мл раствора и определите его рН первым методом индикаторов. Начинать определение надо с применением индикатора, меняющего окраску в нейтральной или близкой к нейтральной среде: фенолфталеин, паранитрофенол. Это сразу позволит определить, в кислой или щелочной области лежит рН раствора, и сократит число необходимых для определения рН индикаторов.

2. Определить рН раствора методом индикаторов с помощью универсального индикатора.

Показать результаты преподавателю.


Работа №6. Примеры окислительно-восстановительных реакций

В работе предлагается провести ряд окислительно-восстановительных реакций и объяснить, почему они происходят и какие продукты в результате образуются. О полученных продуктах реакции следует делать заключение на основании собственных наблюдений.

Объяснить реакцию – значит сделать следующее:

а) Определить окислитель и восстановитель.

б) Найти продукты окисления и восстановления.

в) На основании таблицы восстановительных потенциалов доказать, что реакция возможна, или, если реакция протекает в нестандартных условиях, что изменение потенциала таково, что реакция становится возможной.

 

Внимание!  Реакции 1 - 4 Для обнаружения выделяющихся в ходе реакций галогенов, следует приливать ~ 1мл раствора четырехлористого углерода – CCl4. Путем экстрагирования (интенсивное перемешивание, встряхивание) перевести галоген в органический слой - CCl4. Окраска I2 в слое CCl4 - от розовой до фиолетовой. Окраска Br2 в слое CCl4 - от желто-оранжевой до коричневой.

 

 

1. Налить в пробирку 1-2 мл раствора KСlO3 и затем добавить раствор KI, прилить раствор CCl4. Подождать 2 мин. Осторожно добавить в пробирку несколько капель концентрированной серной кислоты. Отметить изменение окраски раствора. Объяснить происходящее и написать уравнение реакции. Опыт проводить в вытяжном шкафу!

2. Налить в пробирку около 1 мл раствора KI, затем добавить 2-3 капли хлорной воды. Отметить цвет раствора, прилить CCl4. К образовавшемуся темному раствору добавить избыток хлорной воды. Что происходит? Напишите уравнения реакций. Опыт проводить в вытяжном шкафу!

3. Налить в пробирку примерно 1 мл раствора KI, затем добавить 2-3 капли бромной воды, прилить CCl4. Отметить изменение цвета раствора. К полученному раствору добавить примерно 1 мл раствора NaOH. Объяснить происходящее, написать уравнения реакций. Опыт проводить в вытяжном шкафу!

4. К 1-2 мл раствора KBrO3 добавить 1 мл раствора KI. Подождать несколько минут. Происходят ли какие-либо изменения с раствором? Повторить опыт, предварительно подкислив раствор несколькими каплями азотной кислоты. Докажите выделение брома, прилив в пробирку CCl4 . Объясните происходящее и напишите уравнения реакций. Опыт проводить в вытяжном шкафу!

5. К 1 мл раствора нитрата свинца добавить немного раствора сульфида натрия – Na2S. Образовавшийся осадок PbS обработать раствором пероксида водорода. Что происходит и почему? Продукты реакции сливать в вытяжном шкафу!

6. К 2-3 мл раствора пероксида водорода добавить такое же количество разбавленного (до розового цвета) раствора перманганата калия. Наблюдать происходящее. Написать уравнение реакции, учитывая, что готовая H2O2 содержит следы H3PO4 . Что будет происходить при добавлении избытка перманганата калия?

7. К 1 мл раствора хлорида сурьмы(III) добавить 3-4 мл раствора сульфида натрия– Na2S. К выпавшему осадку добавить несколько миллилитров концентрированной азотной кислоты и слегка подогреть. Объяснить происходящее и написать уравнения реакций. Опыт проводить в вытяжном шкафу!

8. К 1-2 мл подкисленного раствора FeSO4 добавить несколько капель раствора KMnO4. Доказать образование в растворе ионов трехвалентного железа. Написать уравнения реакций.

9. К 1 мл раствора KMnO4 добавить 1 мл раствора NaOH, а затем раствор Na2SO3. Отметить происходящее и, учитывая пункты 9-11, сделать вывод о влиянии кислотности среды на протекание реакции восстановления KMnO4.

10. К 1-2 мл раствора сульфата марганца(II) добавлять по каплям раствор перманганата калия. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.

11.К 1 мл раствора K2Cr2O7 добавить 2-3 мл концентрированной HCl, раствор подогреть. Докажите выделение Cl2. К 1 мл раствора K2Cr2O7 добавить 1-2 мл раствора Na2SO3 и затем HCl. Выделяется ли хлор в этом случае? Объясните происходящее с использованием восстановительных потенциалов. Опыт проводить в вытяжном шкафу!

12. К 1 мл раствора K2Cr2O7 добавить 1-2 мл раствора Na2S. Наблюдать появление серы. Объяснить, почему окисление сульфид-иона идет в данном случае только до свободной серы. Написать уравнение реакции.


Работа №7. Химия элементов.

ЭЛЕМЕНТЫ  VII  ГРУППЫ

Все опыты с хлором и бромом следует обязательно производить в вытяжном шкафу. Помните, что обращение с бромом требует большой осторожности. Попадая на кожу, жидкий бром причиняет сильные ожоги. Пары брома разрушающе действуют на слизистые оболочки.

1. Получить хлор взаимодействием перманганата калия с концентрированной соляной кислотой. Для этого в колбу Вюрца насыпать 10 - 20 г перманганата калия, налить в капельную воронку концентрированной соляной кислоты и медленно, по каплям добавлять ее к перманганату калия. Получив хлор, заполнить им сухую пробирку. Взять на кончик шпателя немного красного фосфора и стряхнуть его в пробирку с хлором. Что наблюдается?

2. В пробирку с водой бросить кристаллик йода и сильно взболтать. Часть полученного раствора перелить в другую пробирку и подействовать раствором крахмала. Отметить окраску. К воде, с находящимся в ней кристалликом йода, прибавить несколько кристалликов иодида калия. Что происходит?

3. (Тяга). Насыпать небольшие количества хлорида калия, бромида калия и иодида калия в три разные пробирки. Во все пробирки осторожно прилить по несколько капель концентрированной серной кислоты. Отметить цвет выделяющихся паров. В третьей пробирке очень осторожно исследовать запах. На основании наблюдений сопоставить восстановительную способность галогеноводородов.

4. Налить небольшое количество растворов иодида калия в одну пробирку, бромида калия в другую хлорида калия в третью и фторида калия в четвертую. Во все четыре пробирки прибавить 2-3 капли раствора нитрата серебра. Отметить цвет образующихся осадков. Можно ли теперь по цвету осадков определить, какой галогенид образуется?

5. Исследовать окислительное и белящее действие хлорной воды. Для этого нанести при помощи стеклянной палочки несколько капель хлорной воды на кусочек окрашенной ткани и на надписи, сделанные чернилами на бумаге. Что наблюдается? Подкрасить воду в пробирке раствором индиго и по каплям прибавить хлорную воду, пока не наступит обесцвечивание.

6. В пробирку налить воды (не более четверти пробирки), прибавить 2-3 капли раствора иодида калия, несколько капель хлорной воды и немного четыреххлористого углерода. Смесь сильно взболтать и отметить окраску четыреххлористого углерода. Затем понемногу, сильно взбалтывая, приливать хлорную воду до полного обесцвечивания раствора. Детально разобрать протекающую при этом реакцию.

ЭЛЕМЕНТЫ  VI  ГРУППЫ

1. Получить в стаканчике раствор сернистого газа в воде. Для этого насытить воду сернистым газом, который получается при действии концентрированной соляной кислоты на сульфит натрия (установка в вытяжном шкафу). Раствор разлить в пять пробирок. В одну добавить каплю фуксина. После исчезновения окраски раствор нагреть. Объясните результат.

Следующие три пробирки подкислить соляной кислотой. В одну прилить немного раствора хлористого бария. В другую - несколько капель пероксида водорода и хлористого бария, в третью - несколько капель хлорной воды и тоже хлористого бария. Сравнить полученные осадки. Зачем потребовалось прибавление соляной кислоты? В пятую пробирку добавить сероводородной воды. Что наблюдается?

2. На куске бумаги острой лучинкой написать что-либо разбавленной серной кислотой. Просушить осторожно бумагу над пламенем горелки. Что наблюдается?

3. К раствору тиосульфата натрия добавить несколько капель хлорной воды. Доказать присутствие сульфат-ионов в растворе.

4. Исследовать действие сероводорода на растворы солей меди, кадмия, цинка, свинца, кальция, железа (II), марганца. Подействовать на эти растворы сероводородной водой. Отметить образование и цвет осадков. Полученные осадки сливать в специальную емкость в тяге!

5. В раствор, содержащий следы соли двухвалентного марганца добавить 1-2 мл азотной кислоты (1:1) и 1-2 капли раствора нитрата серебра. Затем прибавить щепотку пероксодисульфата калия и нагреть до кипения. Наблюдать окисление иона Mn2+.

ЭЛЕМЕНТЫ V  ГРУППЫ

1. В три пробирки поместить по кусочку цинка и налить в первую - несколько миллилитров концентрированной азотной кислоты, во вторую - азотную кислоту (1:1), в третью - 2 н азотную кислоту. Вторую пробирку отставить на 30 минут, третью примерно на 10 минут, время от времени взбалтывая их. Доказать в обеих пробирках присутствие катиона аммония с помощью реактива Несслера.

2. В две пробирки поместить по несколько стружек меди и прибавить в первую пробирку несколько миллилитров концентрированной азотной кислоты, а во вторую - несколько миллилитров 2 н азотной кислоты. Отметить происходящее

3. К небольшому количеству стружек алюминия прилить 1-2 мл концентрированного раствора щелочи и немного раствора нитрата калия (или натрия). Доказать присутствие аммиака в выделяющихся газах.

4. С раствором нитрита калия проделать следующее:

а) к части раствора прилить маленькими порциями подкисленный разбавленной серной кислотой раствор перманганата калия;

б) к другой части раствора прилить 1-2 капли раствора иодида калия, крахмала и несколько капель разбавленной серной кислоты;

в) налить в пробирку небольшое количество раствора нитрита натрия, подкислить разбавленной серной кислотой и добавить немного раствора соли двухвалентного железа. Доказать появление в растворе иона Fe (III);

г) к концентрированному раствору нитрита добавить разбавленную серную кислоту. Обратить внимание на цвет жидкости и выделение оксидов азота.

5. (ТЯГА!) Небольшое количество красного фосфора (объемом с горошину) положить на огнеупорную пластинку, например, керамическую плитку. Фосфор зажечь. Как только фосфор загорится, накрыть его большой воронкой, под край которой подложить спичку для доступа воздуха. Наблюдать горение фосфора и образование белого дыма - фосфорного ангидрида. Когда горение фосфора закончится, осмотреть воронку с осевшим на ее стенках твердым фосфорным ангидридом. Вставить воронку в кольцо штатива и оставить на некоторое время. Обратить внимание на быстрое расплывание фосфорного ангидрида на стенках воронки.

Под воронку с расплывшимся фосфорным ангидридом поставить небольшую колбу. Расплывшийся фосфорный ангидрид смыть с воронки в колбу возможно малым количеством воды (10-15 мл). Испытать реакцию полученного раствора индикатором.

6. К раствору хлорида сурьмы (III), налитому в пробирку, приливать по каплям раствор едкого натра до образования осадка. Полученный осадок разделить на две части. Одну часть обработать соляной кислотой, другую - раствором щелочи.

7. Гидролиз хлорида сурьмы. На раствор хлорида сурьмы, налитый в маленький стаканчик так, чтобы было покрыто только его дно, подействовать небольшим количеством воды. Образующийся осадок растворить в нескольких каплях крепкой соляной кислоты. После этого можно снова произвести осаждение водой и растворение осадка в соляной кислоте. Если объем стаканчика достаточно велик, эту операцию можно проделать много раз.

8. К раствору нитрата висмута прилить раствор едкого натра. Исследовать растворимость осадка в избытке щелочи и в кислоте. Сравнить результат с полученным результатом в аналогичных реакциях с сурьмой.

9. Взять в пробирку небольшое количество (с горошину) висмутата натрия, прилить несколько миллилитров раствора азотной кислоты и 1-2 капли раствора сульфата марганца. Перемешать раствор и наблюдать окисление марганца (II).

ЭЛЕМЕНТЫ IV  ГРУППЫ

КРЕМНИЙ

1. (ТЯГА!) К порошку кремния прилить 2-3 мл концентрированной щелочи. Наблюдать выделение газа и постепенное растворение кремния. Учитывая эту возможность, следует ввести обработку щелочью в вытяжном шкафу.

2. "Силикатный сад". Налить в стакан 20%-ный раствор растворимого стекла. На дно стакана бросить кристаллики различных солей. Подходящими для этого опыта являются сульфаты меди, никеля, кобальта, марганца и хлорид железа (III). Через некоторое время начинается заметное изменение формы кристалликов. На их месте постепенно появляются причудливые образования, напоминающие деревья, окраска которых отвечает цвету взятой соли. причина этого - образование на поверхности кристалликов полупроницаемой пленки из нерастворимого в воде силиката данного металла.

3. Гель кремниевой кислоты. В широкую пробирку налить немного (примерно 10 мл) 10%-ного раствора силиката натрия (растворимого стекла), после чего по каплям добавить раствор соляной кислоты (1:3). Добавляя кислоту, раствор все время перемешивать стеклянной палочкой. Как только появится легкая опалесценция раствора, добавление кислоты и перемешивание раствора прекратить. Через короткий промежуток времени наблюдать образование студня кремниевой кислоты.

ОЛОВО

1. Взять три пробирки, положить в каждую 1-2 маленьких ( со спичечную головку) кусочка олова и подействовать на них кислотами: соляной - разбавленной и концентрированной, азотной - разбавленной (без нагревания). Через несколько минут (реакция идет медленно) доказать присутствие в азотнокислом растворе иона аммония.

СВИНЕЦ

1. На небольшие количества металлического свинца подействовать в отдельных пробирках разбавленными и концентрированными кислотами: соляной, серной, азотной. Реакции проводить при комнатной температуре и нагревании. (ТЯГА!) При проведении реакции с концентрированной азотной кислотой обратить внимание на появление осадка соли труднорастворимой в азотной кислоте, но легко растворимой в воде.

2. Налить в пробирку раствор ацетата свинца (II), добавить во избежание гидролиза несколько капель уксусной кислоты и бросить туда кусочек цинка. Наблюдать вытеснение свинца цинком.

3. Раствор нитрата свинца разлить в несколько пробирок подействовать растворами, содержащими хлорид-, сульфат-, иодид-, хромат-ионы. Небольшое количество полученного осадка иодида свинца (II) растворить в кипящей воде. При охлаждении раствора наблюдать выпадение красивых кристалликов, характерных для иодида свинца.

ЭЛЕМЕНТЫ III  ГРУППЫ

БОР

1. К концентрированному раствору буры в пробирке осторожно прибавить несколько миллилитров концентрированной серной кислоты. Раствор охладить под струей воды. Наблюдать выпадение кристаллов борной кислоты. Испытать реакцию раствора борной кислоты на лакмус.

2. Качественная реакция на борную кислоту. В анализе для открытия бора пользуются способностью его соединений окрашивать пламя в зеленый цвет. В фарфоровый тигель поместить немного сухой буры. В тот же тигель налить 2-3 мл этилового спирта и столько же концентрированной серной кислоты. Перемешать стеклянной палочкой смесь в тигле и зажечь спирт. Наблюдать зеленую окраску пламени. Основная реакция этого опыта заключается в образовании летучего борноэтилового эфира, присутствие которого в горячих парах определяет зеленую окраску пламени.

АЛЮМИНИЙ

1. Насыпать в пробирку небольшое количество алюминиевых стружек, подействовать на них дистиллированной водой (наблюдается ли разложение воды?). В туже пробирку добавлять постепенно по каплям концентрированную соляную кислоту до начала реакции.

2. Подействовать на алюминиевые стружки раствором едкого натра. Если при комнатной температуре реакция будет малоинтенсивной - осторожно нагреть. Если после этого будет происходить сильное вспенивание, охладить пробирку под струей холодной воды. Поджечь выделяющийся газ. (Осторожно! Следите, чтобы брызги едкого натра не попали в глаза!)



Последнее изменение этой страницы: 2021-04-05; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 35.175.191.36 (0.034 с.)