- •В.И. Гребенькова, н.Г. Осипенкова, Голубская и.Э., Козлова е.Е. Методические указания к лабораторному практикуму по курсу «Химия»
- •Работа № 1 свойства неорганических соединений различных классов
- •Названия кислотных остатков различных кислот
- •Опыт 1. Изучение окраски индикаторов в различных средах
- •Опыт 2. Оксиды и гидроксиды активных металлов
- •Опыт 3. Оксиды и гидроксиды неметаллов
- •Опыт 3. Изучение свойств оксидов и гидроксидов металлов
- •Опыт 3а). Изучение свойств оксида меди.
- •Опыт 3б. Получение и разложение гидроксида меди
- •Опыт 4. Изучение свойств гидроксидов металлов
- •Опыт 5. Изучение химической активности кислот
- •Опыт 6. Получение малорастворимых кислот и оснований
- •Опыт 7. Получение слабодиссоциирующих оснований и кислот
- •Примеры сильных и слабых оснований
- •Опыт 8. Реакция нейтрализации
- •Опыт 9. Свойства солей
- •Опыт 9а) Взаимодействие солей с кислотами
- •Опыт 10а). Получение солей методом нейтрализации и их взаимодействия
- •Опыт 10б). Получение малорастворимых солей
- •Опыт 11. Качественные реакции на хлорид-, сульфат- и фосфат-ионы
- •Опыт 12. Исследование окраски некоторых катионов и анионов
- •Работа № 2 скорость химических реакций.
- •Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
- •Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции
- •Опыт 3. Влияние катализатора на скорость химической реакции
- •Работа № 3 Химическое равновесие
- •Опыт 1. Равновесие в растворе хлорида меди
- •Смещение химического равновесия
- •Опыт 2. Влияние концентрации веществ на смещение равновесия обратимой реакции
- •Опыт 3. Влияние температуры на химическое равновесие
- •Опыт 4. Влияние реакции среды на смещение химического равновесия.
- •Бихромат-ион (оранжевый)
- •Работа № 4 Процессы, протекающие при образовании растворов
- •Опыт 1. Изменение температуры при растворении
- •Опыт 2. Изменение объема при растворении
- •Опыт 3. Изменение окраски при растворении
- •Опыт 4.Влияние типа растворителя на процесс растворения.
- •Опыт 5. Зависимость растворимости солей от температуры. Получение пересыщенных растворов
- •При сдаче лабораторной работы ответьте на следующие вопросы
- •Работа № 5 Приготовление растворов заданной концентрации
- •Опыт 1. Приготовление раствора бихромата калия k2Cr2o7 с определенной массовой долей
- •Опыт 2. Приготовление растворов серной кислоты заданной молярной и нормальной концентраций
- •Опыт 3. Определение концентрации кислоты методом титрования
- •Работа № 6 Свойства растворов электролитов
- •Опыт 1. Исследование электропроводности растворов различных веществ
- •Опыт 2. Изучение зависимости степени диссоциации веществ в растворах от их концентрации
- •При сдаче лабораторной работы ответить на следующие вопросы
- •Работа №7 гидролиз
- •Опыт 1. Гидролиз солей, образованных различными по силе основанием и кислотой
- •Опыт 2. Ступенчатый гидролиз солей, образованных различными по силе основанием и кислотой
- •Опыт 3. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой летучей кислотой. Полный необратимый гидролиз
- •Количественные характеристики процесса гидролиза
- •Факторы, влияющие на степень гидролиза
- •Работа № 8 окислительно–восстановительные процессы
- •Опыт 1. Сравнительная характеристика окислительных свойств галогенов и восстановительной способности галогенидов
- •Опыт 2. Окислительно–восстановительные свойства соединений, содержащих элементы в различных степенях окисления.
- •Опыт 3. Окислительно–восстановительные свойства пероксида водорода.
- •Опыт 4б. Влияние концентрации кислоты на процесс окисления цинка серной кислотой
- •Опыт 5. Окисление меди разбавленной и концентрированной азотной кислотой
- •Опыт 6. Влияние среды на протекание окислительно–восстановительных реакций.
- •Типы овр
- •Опыт 8. Каталитическое диспропорционирование пероксида водорода.
- •Опыт 9. Реакция внутримолекулярного окисления–восстановления перманганата калия.
- •Опыт 10. Реакция межмолекулярного окисления восстановления между иодидом и иодатом калия.
- •Контрольные задания
- •Работа № 9 электрохимические процессы Химические источники тока. Опыт 1. Изготовление гальванического элемента и расчет его эдс.
- •Коррозия металлов.
- •Опыт 2. Влияние образования гальванических пар на течение химических процессов.
- •Опыт 3. Коррозия оцинкованного и луженого железа.
- •Электролиз водных растворов солей
- •Опыт 4. Электролиз раствора сульфата натрия.
- •Опыт 5. Электролиз раствора иодида калия.
- •Опыт 6. Электролиз раствора хлорида олова.
- •Опыт 7. Электролиз раствора сульфата меди.
- •Опыт 8. Электролиз раствора сульфата меди с активным (медным) анодом.
- •Работа № 10 получение комплексных соединений, изучение их свойств и методов разрушения
- •Опыт 1. Зависимость окраски аквакомплексов от типа комплексообразователя
- •Опыт 2. Зависимость окраски комплексов кобальта от типа лигандов
- •Опыт з. Ступенчатая диссоциация бромидных комплексов меди(II)
- •Получение комплексных соединений. Написание уравнений комплексообразования. Названия.
- •Опыт 4. Получение аммиаката никеля
- •Опыт 6. Получение соединения, содержащего комплексные катион и анион
- •Опыт 7. Влияние природы d–элемента на комплексообразование
- •Устойчивость комплексных соединений
- •Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •Опыт 8. Влияние концентрации раствора на устойчивость комплексных соединений
- •Опыт 9. Сравнительная устойчивость хлоридных комплексов цинка и кобальта
- •Опыт 10. Сравнительная устойчивость роданидного и фторидного комплексов железа
- •Опыт 11. Разрушение комплексов
- •При сдаче лабораторной работы ответить на следующие вопросы
- •Плотность водных растворов k2Cr2o7
- •Константы диссоциации воды и некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах при 18 c
- •Области перехода некоторых индикаторов
- •Степень гидролиза солей (в 0,1 м растворах при 25c)
- •Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •Растворимость некоторых солей и оснований в воде
- •Приборы и реактивы
- •Содержание
Министерство образования Российской Федерации
Московский государственный институт электронной техники
(технический университет)
В.И. Гребенькова, н.Г. Осипенкова, Голубская и.Э., Козлова е.Е. Методические указания к лабораторному практикуму по курсу «Химия»
Под редакцией к.т.н., профессора В.И.Гребеньковой
Утверждено редакционно-издательским советом института
в качестве методических указаний
Москва 2007
УДК 621.382.002
Методическое пособие включает указания к проведению лабораторных работ по всем основным разделам химии в рамках программы курса: кинетика химических процессов, приготовление растворов различных концентраций, свойства растворов электролитов, свойства соединений различных классов, процессы комплексообразования, окислительно-восстановительные и электрохимические процессы. Использован принцип преемственности - работы расположены в такой последовательности, что каждая следующая работа требует использования теоретических знаний из предыдущих разделов. Особенностью пособия является то, что описанию каждого опыта предшествует теоретическое введение, содержащее необходимые для понимания сути опыта сведения, обоснование методики проведения и объяснение ожидаемых результатов, что позволит студентам самостоятельно подготовиться к выполнению работы. Наряду с этим по ходу опыта поставлены вопросы по полученным результатам наблюдений и выводам, следующим на основе результатов эксперимента. В работы наряду с классическими опытами, иллюстрирующими известные закономерности, включены экспериментальные задания, выполнение которых требует творческого осмысления ранее проведенных опытов.
К каждому опыту предложены вопросы, ответы на которые предусматривают осмысленный подход к обсуждению полученных в опыте результатов. В каждом разделе даны вопросы для контроля знаний по теме.
Предназначен для студентов всех технических факультетов МИЭТ.
МИЭТ, 2007
Работа № 1 свойства неорганических соединений различных классов
Важнейшими классами неорганических соединений являются бинарные соединения (в том числе оксиды и соли бескислородных кислот), гидроксиды, соли.
Оксидами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов двух элементов, один из которых кислород. По способности взаимодействовать с другими веществами оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.
Несолеобразующие (индифферентные, или безразличные) оксиды не взаимодействуют с другими веществами с образованием солей. К ним относятся оксиды азота (I) N2O и (II) NO, углерода (II) CO и кремния (II) SiO.
Солеобразующие оксиды взаимодействуют с другими соединениями, образуя соли. В зависимости от химических свойств они подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.
Гидроксиды так же, как и оксиды, классифицируются на кислотные (или кислоты), основные (или основания) и амфотерные. Любой гидроксид можно выразить общей формулой Э(OH)x , где Э - символ элемента, x – валентность элемента и количество гидроксо-групп.
Диссоциация гидроксидов в водном растворе может проходить по-разному. По типу основания:
Э(OH)x Эx+ + xОН–
По типу кислоты:
HxЭOx xH+ + ЭOxx-
Амфотерные гидроксиды диссоциируют двояко:
xH+ + ЭOxx-HxЭOx или Э(OH)x Эx+ + x(OH)-
Диссоциация многоосновных кислот протекает ступенчато, с образованием двух и более кислотных остатков. Например:
Н3РО4 = Н+ + H2PO4- (первая ступень);
H2PO4- = Н+ + HPO42- (вторая ступень);
HPO42-= Н+ + РО43– (третья ступень).
Многоосновные кислоты диссоциируют главным образом по первой ступени, в меньшей степени – по второй и лишь в незначительной степени – по третьей. Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот объясняет существование кислых солей, например NaHSO3, KHS, NaH2PO4, Na2HPO4.
Электролитическая диссоциация многокислотных оснований протекает по ступеням, с образованием двух или более основных остатков. Например:
Mg(OH)2 = MgOH+ + OH– (первая ступень);
MgOH+ = Mg2+ + ОН–(вторая ступень).
Ступенчатая диссоциация многокислотных оснований объясняет существование основных солей, например MgOHCl, AlOHSO4.
Соли делятся на следующие основные типы:
простые, включающие в себя средние, кислые и основные,
двойные и смешанные, комплексные.
Средние соли – продукты полного замещения ионов водорода в молекулах кислот ионами металла, например: Na2SO4 , CuCl2 , AgNO3 .
Кислые соли (гидросоли) – продукты неполного замещения ионов водорода в молекулах кислот ионами металла, например: NaH2PO4, Са(НСО3)2, Са(Н2РO4)2.
Основные соли (гидроксо-соли) – продукты неполного замещения гидроксильных групп в многокислотном основании на кислотные остатки, например: MgOHCl, FeOHSО4, (СuОН)2СО3.
В таблице приведены названия кислотных остатков некоторых кислот.