Учебно-методические рекомендации по лабораторным работам. Неорганическая химия
Департамент профессионального образования
ОГБПОУ « Колледж индустрии питания, торговли и сферы услуг»
Учебно-методические рекомендации для студентов
по выполнению лабораторных работ
к разделу «Неорганическая химия»
Томск 2015
Данные методические рекомендации составлены в соответствии с программой по химии для выполнения лабораторных работ по курсу «Неорганическая химия».
К каждой теме дается краткое теоретическое введение, которое должно при самостоятельной подготовке помочь сознательному выполнению работ. В конце каждой темы приведены контрольные вопросы, фиксирующие внимание учащихся на наиболее важных этапах изучаемого материала.
Организация – разработчик: ОГБПОУ «КИПТСУ»
Разработчик: Лагно И.А. преподаватель химии.
Общие правила работы в лаборатории
Для успешного выполнения лабораторных работ каждый работающий в лаборатории обязан содержать свое место в чистоте и порядке; работать в лаборатории можно только в халатах. Приступая к работе, необходимо знать свойства применяемых веществ и методы безопасной работы с ними. Пользоваться можно только реактивами, имеющими этикетки и стоящими на полке рабочего стола. Если реактива нет, необходимо обратиться к лаборанту. Излишек взятого реактива не возвращать в посуду, из которой он был взят, а перенести в специальную емкость.
Правила техники безопасности
Запрещается пробовать на вкус химические вещества.
Щелочи, кислоты и другие ядовитые вещества необходимо набирать в пипетку только при помощи резиновой груши или шприца во избежание химических ожогов полости рта или отравления.
При взвешивании сыпучих веществ применять тарированные часовые стекла; химические вещества нельзя оставлять на весах.
При взбалтывании растворов в колбах или пробирках необходимо закрывать их пробкой.
При нагревании жидкости пробирку следует держать отверстием в сторону от себя и соседей по работе.
Во избежание ожогов от брызг и выбросов не накланяться над сосудом, в котором кипит или налита какая-нибудь жидкость.
При переносе сосудов с горячими жидкостями держать их обеими руками: одной поддерживать дно, другой – верхнюю часть; руки от ожогов предохраняют полотенце, которым обвертывают сосуд.
При работе с горячими и легковоспламеняющимися веществами (эфиры, спирты, бензин и т.д.) нельзя нагревать их на открытом огне или сетке.
При определении запаха вещества не следует делать глубокого вздоха, а лишь движением руки направлять к себе воздух.
Концентрированную серную кислоту следует приливать в воду тонкой струей при непрерывном перемешивании.
Химические стаканы, колбы из обычного стекла нельзя нагревать на голом огне без асбестовой сетки. Категорически запрещается использовать посуду, имеющую трещины или отбитые края.
Использованную химическую посуду и приборы, содержащие кислоты. Щелочи и другие едкие вещества, нужно освобождать от остатков и тщательно мыть. Прежде чем слить в раковину, их надо нейтрализовать.
При мытье химической посуды запрещается работать с хромовой смесью без резиновых перчаток и защитных очков, а также прорезиненного фартука.
Нельзя оставлять без присмотра работающие установки, включенные электронагревательные приборы, газовые горелки.
При обнаружении дефектов в приборах немедленно сообщать преподавателю, учащимся запрещается устранять неисправности.
Во избежание отравлений категорически запрещается принимать пищу в химических лабораториях.
Оказание первой помощи
При термических ожогах осторожно обнажить обожженный участок и закрыть сухой асептической повязкой. Обожженный участок нельзя как-либо очищать и мочить водой, этиловым спиртом, перекисью водорода или смазывать мазью.
При химических ожогах промыть обожженное место, не обращая внимания на боль, большим количеством проточной воды (10 – 15 мин), в случае кислых реагентах – раствором бикарбоната натрия (2%-м), а в случае щелочных – разбавленным раствором борной или уксусной (кислой на вкус) кислот.
При порезах стеклом:
а) промыть рану можно только в случае попадания в нее едких или ядовитых веществ,
в остальных случаях, даже если в рану попал песок, ржавчина и т.п., промывать ее
водой нельзя;
б) нельзя смазывать рану мазями; перед наложением повязки смазать настойкой йода
участок вокруг раны;
в) удалять из раны мелкие осколки стекла может только врач.
При отравлении химическими веществами немедленно вызвать врача и одновременно приступить к оказанию первой помощи – если яд попал внутрь – вызвать рвоту, дать противоядие.
В лабораториях должна быть аптечка с набором медикаментов.
Порядок оформления работ
В процессе выполнения лабораторной работы, студент должен наблюдать за ходом эксперимента, отмечая все его особенности: изменение цвета, тепловые эффекты, показание прибора и т.д. Результаты наблюдений записывают в лабораторный журнал, придерживаясь определенной последовательности:
Написать тему лабораторной работы, цель работы и дату выполнения;
начертить рисунок прибора или схему установки с кратким описанием важных узлов;
записать уравнения проводимых реакций и свои наблюдения;
произвести расчетную часть работы;
полученные данные внести в таблицу, построить график;
сделать выводы.
Записи в лабораторном журнале производят ручкой, рисунки приборов, схемы установок, графики выполнят карандашом. Все расчеты необходимо проводить в лабораторном журнале.
Лабораторная работа №1
Строение веществ. Наблюдение кристаллов под микроскопом.
Теоретическая часть.
Твердое состояние вещества
Твердые вещества в отличие от жидкостей и газов со храняют свою форму. Частицы твердых тел так прочно связаны друг с другом силами сцепления, что поступа тельное движение у них отсутствует и возможно лишь ко лебательное движение около определенных точек. Твер дые тела могут быть кристаллическими и аморфными.
Кристаллические тела имеют четкую внутреннюю структуру, обусловленную правильным расположением частиц в строго определенном периодически повторяю щемся порядке. Кристаллические те ла имеют строго определенную температуру плавления.
Аморфные тела не имеют строго определенной темпе ратуры плавления, они размягчаются в некотором интер вале температур и постепенно переходят в жидкое состоя ние. При охлаждении эти расплавы переходят в твердое состояние, не образуя кристаллической структуры. Типич ным представителем аморфных тел является обычное силикатное стекло, поэтому аморфное состояние часто называют стеклообразным.
Типы кристаллических решеток. Свойства твердых кристаллических веществ определяются особенностями их кристаллов. Внешняя форма кристалла отражает его внутреннее строение.
Атомы, молекулы или ионы, определенным образом располагаясь в пространстве, образуют пространственную кристаллическую решетку. Различают четыре основных типа решеток: молекулярные, атомные, ионные и металлические.
1. В узлах ионных кристаллических решеток находятся положительно и отрицательно заряженные ионы, связан ные между собой электрическими силами, притяжения разноименных зарядов. Ионные решетки типичны для большинства солей и некоторых оксидов, состоящих из элементов с сильно отличающейся электроотрицательностью. Примером может служить хлорид натрия. Вещества с ионной решеткой мало летучи, имеют вы сокую температуру плавления, сравнительно большую твердость, их растворы и расплавы проводят электриче ский ток.
2. Атомные кристаллические решетки построены из нейт ральных атомов, определенным образом расположенных в пространстве и связанных сила ми ковалентных связей. Все связи в таких кристаллах равноценны и очень прочны, поэ тому вещества с атомными кри сталлическими решетками имеют большую твердость, высокую тем пературу плавления, плохую рас творимость.
Веществами с атом ным типом кристаллической ре шетки являются алмаз, графит, кремний, бор, карборунд и др.
3. В узлах молекулярных кристаллических решеток находятся нейтральные молекулы, связанные силами межмолеку лярных взаимодействий (силами Ван-дер-Ваальса). Эти силы слабее, чем электрические или силы ковалентных связей, поэтому вещества с молекулярным типом решетки обладают малой твердостью, низкими температурами плавления и кипения, растворы их имеют сравнительно малую электропроводность. Представителями веществ с молекулярной решеткой являются органические вещест ва, вода (лед), некоторые неметаллы и твердый диоксид углерода (сухой лед).
4. Металлические решетки отличаются от всех рассмот ренных типов кристаллических решеток. Согласно современным представлениям в узлах пространственной ре шетки типичных металлов находятся положительно за ряженные ионы, между которыми находятся электроны в особом, так называемом свободном состоянии («элек тронный газ»). Электроны как бы скрепляют одноименно заряженные ионы металла в плотную кристаллическую решетку. В свою очередь, сами электроны удерживаются катионами металлов и не могут свободно поки нуть решетку. Наличием «электронного газа» объясняет ся высокая электропроводность металлов. Под влиянием разности потенциалов электроны начинают передвигать ся в определенном направлении возникает электриче ский ток. Высокая теплопроводность, ковкость, а также химические свойства металлов объясняются наличием «электронного газа».
Практическая часть
Цель работы: ознакомление под микроскопом с кристаллами различных твердых веществ.
Реактивы: сахар, песок, MgCl2 – хлорид магния, NH4Cl – хлорид аммония, NH4OH – раствор аммиака, Na2HPO4
· 6H2O – гидрофосфат натрия, CaCl2 – хлорид кальция, H2SO4 – серная кислота (р-р), Pb(CH3COO)2 – ацетат свинца.
Оборудование: микроскоп, предметные стекла, пипетка, химический стакан, водяная баня
Ход работы:
Опыт 1. Крупинку сахарного песка поместите на предметное стекло и рассмотрите под микроскопом. Что вы наблюдаете? Зарисуйте увиденные кристаллы.
Опыт 2. Аналогичный опыт проведите с крупинкой речного песка, поваренной соли и крахмала. Запишите наблюдения и зарисуйте кристаллы.
Опыт 3. Поместите 1 каплю раствора хлорида магния MgCl2 на предметное стекло. К ней прибавьте с помощью капиллярной пипетки 1 каплю раствора хлорида аммония NH4Cl, затем 1 каплю концентрированного раствора аммиака NH4OH. Внесите в раствор кристаллик гидрофосфата натрия Na2HPO4
· 6H2O. Предметное стекло слегка нагрейте на крышке водяной бани. После охлаждения осторожно поместите его под окуляр микроскопа. Вы увидите, что кристаллы образовавшегося фосфата магния аммония MgNH4PO4
· 6H2O имеют форму призм или шестилучевых звезд за счет сросшихся кристалликов. Запишите наблюдения и зарисуйте кристаллы.
Опыт 4. Каплю раствора хлорида кальция CaCl2 поместите на предметное стекло. Затем прибавьте каплю разбавленного раствора серной кислоты H2SO4 и слегка упарьте на водяной бане. Под микроскопом вы увидите красивые пучки игл – кристаллы гипса CaSO4
· 2H2O. Опишите наблюдения.
Опыт 5. Каплю раствора ацетата свинца Pb(CH3COO)2 поместите на покровное стекло. Затем добавьте 1 каплю разбавленного раствора серной кислоты. Что вы наблюдаете под микроскопом? Запишите наблюдения. Форму кристаллов зарисуйте.
Контрольные вопросы:
Чем характеризуется строение твердых веществ? Что их отличает от жидкостей и газов?
Чем отличаются аморфные вещества от кристаллических? Что у них общего с жидкостями и кристаллическими веществами?
Назовите типы кристаллических решеток.
Лабораторная работа №2
Дисперсные системы и растворы.
Теоретическая часть
Чистые вещества в природе встречаются очень редко. Смеси разных веществ в разных агрегатных состояниях могут образовывать дисперсные системы и растворы.
Дисперсными называются системы, в которых одно вещество в виде очень мелких частиц равномерно распределено в объеме другого.
Вещество, которое присутствует в меньшем количестве и распределено в объеме другого, называют дисперсной фазой.
Вещество, присутствующее в большем количестве, в объеме которого распределена дисперсная фаза, называется дисперсионной средой.
По величине частиц, составляющих дисперсную фазу, дисперсные системы делятся на грубодисперсные (взвеси), тонкодисперсные (коллоидные растворы) и растворы.
Взвеси – непрозрачные системы, отдельные частицы которых можно заметить невооруженным глазом. Дисперсная фаза и дисперсионная среда легко разделяются отстаиванием.
К взвесям относятся:
- эмульсии ( и среда и фаза – нерастворимые друг в друге жидкости),
- суспензии ( среда – жидкость, а фаза – нерастворимое в ней твердое вещество),
- аэрозоли ( взвеси в газе мелких частиц жидкостей или твердых веществ).
Коллоидные системы – частицы не видны невооруженным глазом, дисперсная фаза и дисперсионная среда отстаиванием разделяются с трудом.
Растворы – гомогенные системы, состоящие из частиц растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.
Важной характеристикой вещества является его растворимость. Растворимость – способность вещества растворяться в воде или другом растворителе.
Одним из способов выражения количественного состава растворов является массовая доля растворенного вещества.
Массовая доля растворенного вещества
· равна отношению массы растворенного вещества к массе раствора.
· = m (р.в.)/ m (р-р)
Массовая доля может быть выражена в долях или процентах (* 100%).
Практическая часть.
Цель работы: ознакомление с дисперсными системами и приготовление раствора заданной концентрации.
Реактивы: Вода, растительное масло, карбонат кальция CaCO3 (мел), поваренная соль NaCl, сахар.
Оборудование: пробирки, колбы, стеклянная палочка, весы.
Ход работы.
Опыт 1. Приготовление эмульсии. В небольшой объем воды (5 мл) внесите несколько капель растительного или машинного масла. Встряхните, наблюдайте. Что происходит с течением времени.
Опыт 2. Приготовление суспензии. Карбонат кальция ( мел) разотрите в ступке и высыпьте в 5 мл воды. Встряхните. Опишите наблюдаемую систему.
Опыт 3. Приготовление раствора с заданной концентрацией. Получите задание от преподавателя.
Масса соли, г
Объем воды, мл
Массовая доля соли в растворе (в долях)
Массовая доля соли в растворе (в процентах)
0.5
100
0,8
100
1,0
50
0,3
25
0,5
25
Отвесьте на весах соль (вспомните правила взвешивания) и поместите в колбу.
Отмерьте требуемый объем дистиллированной воды (вспомните правила измерения объемы жидкостей) и вылейте её в колбу с солью. Плотность воды принять 1г/мл. Содержимое колбы перемешайте до полного растворения соли.
Представьте расчеты.
Опыт 4. Получите от преподавателя задание; вычислите, сколько соли и воды потребуется для приготовления указанного раствора с заданной массовой долей вещества. ( Рекомендуется взять цветную соль, например сульфат меди CuSO4, тогда образующиеся растворы будут являться шкалой.).
Масса раствора, г
Массовая доля соли
в %
Масса соли, г
Масса воды, г/ мл
10
3
10
5
10
8
10
10
10
12
Контрольные вопросы:
1.С какими приемами работы в химической лаборатории вы познакомились?
2. В чем сходство и различие эмульсий и суспензий?
3. Предложите способ очистки поваренной соли. Как вы понимаете термин перекристаллизация?
Лабораторная работа №3
Химические свойства неорганических веществ. Индикаторы.
Теоретическая часть.
Химия – наука о веществах и их превращениях.
В природе химические реакции протекают постепенно. За счет химических реакций существует все живое на Земле. Например, в зеленых растениях на свету происходит превращение углекислого газа и воды в органические вещества и выделяется кислород. Окисление на воздухе, горение, ржавление железа – все это химические явления. Иначе их называют химическими превращениями, химическими реакциями или химическим взаимодействием.
Химия изучает не только процессы, происходящие в природе, но и создает новые с заданными свойствами вещества.
На химических заводах производят минеральные удобрения, химические средства защиты растений от вредителей и сорняков. Их применение повышает урожайность полей.
Химия обеспечивает переработку полезных ископаемых в топливо, ядерное горючее, прочные и жаростойкие материалы для космических кораблей и ракет, материалы для компьютерной техники. Химия обеспечивает получение металлов и сплавов из руд.
Продукты химии широко используются в быту. В повседневной практике используются изделия из искусственных волокон, искусственной кожи, пластмассы, а также лаки, краски, моющие средства и др.
Химические процессы лежат в основе получения строительных материалов – кирпича, цемента, бетона.
При физических явлениях изменяется форма или физическое состояние вещества или образуются новые вещества за счет изменения состава ядер атомов.
Явления, при которых одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, и при этом не происходит изменения состава ядер атомов, называются химическими. Признаками химической реакции могут являться: появление осадка, выделение газа, изменение цвета, выделение тепла и света.
Опыт, наблюдение, анализ – основа химической науки. Чтобы понять сущность процессов очень важно научиться наблюдать и анализировать свои наблюдения.
Индикаторы – вещества, способные изменять свою окраску в зависимости от кислотности (щелочности) среды. Индикаторы могут быть в виде растворов и в виде индикаторной бумаги
Химические реакции, характеризующие отдельные классы неорганических соединений:
Кислоты. Кислоты реагируют с металлами, основными оксидами, с основаниями, с солями. При нагревании некоторые кислоты разлагаются, как правило образуется кислотный оксид и вода.
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
CuO + H2SO4= CuSO4 + H2O
NaOH + HCl = NaCl + H2O
ZnCl2 +H2SO4 = ZnSO4 + 2HCl
H2SiO3= H2O +SiO2
Основания. Основания реагируют с кислотами, нерастворимые основания при нагревании разлагаются, реагируют с растворами солей.
NaOH + HCl = NaCl + H2O
2Fe(OH)3 =Fe2O3+ 3 H2O
Fe2(SO4)3 + 6KOH= 2Fe(OH)3 + 3 K2SO4
Соли.
1. Соли реагируют с металлами, при написании уравнений этих реакций следует руководствоваться рядом, составленным Н.Н.Бекетовым. так как эти реакции протекают в водных растворах, то для опытов нельзя применять металлы, которые при обычных условиях реагируют с водой (Na, Li и т.д.)
2. Соли реагируют с кислотами. При проведении этих реакций обычно берут сухую соль и действуют концентрированной кислотой.
3. Соли реагируют со щелочами в водных растворах.
4. Соли реагируют с солями. Реакции протекают в водных растворах и используются для получения практически нерастворимых солей.
5. Некоторые соли при нагревании разлагаются (обжиг известняка CaCO3)
6. Некоторые соли способны реагировать с водой и образовывать кристаллогидраты (CuSO4 * 5 H2O).
Практическая часть
Цель работы: изучение химических свойств неорганических веществ, определение кислотности среды с помощью индикаторов.
Реактивы: раствор соляной кислоты HCl и серной кислоты H2SO4, металлический цинк, железо и медная стружка, оксид магния MgO, щелочь NaOH, растворы солей: нитрат серебраAgNO3, хлорид меди (II) CuCl2, сульфат меди (II) CuSO4 ,хлорид бария Ba Cl2, сульфат натрия Na2 SO4., хлорид калия KCl, индикаторы.
Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, спиртовка, держатель, спички, пипетки, цилиндр, чашечки для выпаривания или предметные стекла.
Ход работы
Опыт 1. Отношение кислот к металлам. В 2 пробирки поместите по 2 кусочка цинка, в две другие насыпьте немного железных опилок, а последние две медные стружки. В одну пробирку с цинком налейте 1 мл серной. а в другую – столько же соляной кислоты. Точно также прилейте эти кислоты в пробирки с железом и медью. Найдите железо, цинк и медь в ряду активности металлов, составленном Н.Н.Бекетовым, и подумайте, на основании каких свойств составлен этот ряд. Напишите уравнения химических реакций, которые наблюдались в этом опыте. К какому типу эти реакции относятся?
Опыт 2. Взаимодействие кислот с основными оксидами. В пробирку насыпьте немного оксида магния (или оксида меди) и прилейте соляной кислоты. Пробирку слегка нагрейте. Перенесите несколько капель на стеклянную пластину и выпарьте. Какие вещества будут на пластине после выпаривании? Составьте уравнение реакции.
Опыт 3. Взаимодействие щелочей с кислотами. Реакция нейтрализации. В пробирку налейте 1 мл раствора гидроксида натрия и добавьте к нему несколько капель раствора фенолфталеина. Прибавляйте по каплям раствор соляной кислоты при перемешивании. Напишите уравнение реакции и отметьте свои наблюдения
Опыт 4. Взаимодействие солей с металлами.
В пробирку налейте 2 мл сульфата меди и всыпьте небольшое количество порошка железа, запишите реакцию и свои наблюдения. Возможна ли реакция между сульфатом железа и медью, дайте объяснение.
Опыт 5. Взаимодействие соли с кислотой. В пробирку налейте 1-2 мл раствора соляной кислоты и по каплям прибавляйте нитрат серебра, запишите реакцию и свои наблюдения. Возможна ли реакция при другом порядке смешивания веществ. Дайте объяснение
Опыт 6. Получение нерастворимых гидроксидов.В пробирку налейте раствор хлорида или сульфата меди (II) и прибавляйте по каплям гидроксид натрия. Опишите образовавшееся вещество, осторожно нагрейте пробирку. Что произошло? Напишите соответствующие реакции.
Опыт 7. Взаимодействие солей друг с другом. В 1 пробирку слейте по 1 мл хлорида бария и сульфата натрия. Что наблюдается? Напишите уравнение реакции. Во вторую пробирку налейте по 1 мл хлорида калия и сульфата натрия. Что наблюдается? Произошла ли химическая реакция? Осторожно выпарьте раствор, какие соли могут образоваться в этом случае? Сформулируйте одно из условий протекания химической реакции до конца.
Опыт 8. Определение кислотности среды с помощью универсальной индикаторной бумаги.
Берем жидкость из трех пробирок (в первой - кислота, во второй - щелочь, в третьей - вода) и капнем на универсальную индикаторную бумагу. Окраску сравниваем со стандартной шкалой. Записываем окраску индикатора в кислой, нейтральной и щелочной средах.
Результаты наблюдений запишем в таблицу по образцу:
Индикаторы
кислота
щелочь
вода
Метиловый оранжевый
Фенолфталеин
Лакмус
Универсальная бумага
Сделайте вывод об индикаторе, который можно использовать для определения во всех средах.
Контрольные вопросы смотрите к каждому опыту.
Лабораторная работа №4
Химические реакции.
Изучение зависимости скорости химической реакции от различных параметров.
Теоретическая часть.
Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями - а уравнения этих реакций – ионными уравнениями. Они проще уравнений реакций, записанных в молекулярной форме, и имеют более общий характер.
Все эти реакции относятся к реакциям обмена. Реакции будут являться необратимыми если:
- образуется осадок
- выделяется газ
- образуется малодиссоциированное вещество (например вода, уксусная кислота и т.д.)
При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциированные, малорастворимые ( выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Знак , стоящий при формуле вещества, обозначает, что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка, знак обозначает, что вещество удаляется из сферы виде газа. Сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записываются в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равной сумме электрических зарядов правой части.
Например. Реакция нейтрализации: NaOH+ HCl = NaCl +H2O
в ионном виде запишется: Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
и в сокращенном ионном виде: H+ + OH- = H2O
Скорость и механизм химических ре акций изучает особый раздел физической химии - химическая кинетика.
Изучение кинетики реакций представляет большой ин терес. От скорости реакции в различных технологиче ских процессах зависят производительность и габариты аппаратуры, течение тех или иных биохимических про цессов при кулинарной обработке пищевых продуктов и в организме человека. Если бы реакция брожения глюко зы происходила со скоростью взрыва, а процесс гидро лиза крахмала затягивался бы на многие годы, то, оче видно, обе эти реакции нельзя было бы использовать в производстве хлебобулочных изделий.
Изменяя условия протекания реакций, можно изме нить скорость реакции, т. е. управлять химическим про цессом. Для увеличения количества вырабатываемого продукта в единицу времени необходимо максимальное увеличение скорости реакции, лежащей в основе того или иного процесса. С другой стороны, вредные, нежелательные процессы прогоркание жира, коррозию метал лов, гниение белка необходимо как можно больше за медлить.
Скорости отдельных реакций могут очень сильно от личаться друг от друга. Так, продолжительность взрыва измеряется миллионными долями секунды, а некоторые процессы, происходящие в природе, длятся десятки, сот-пи и тысячи лет. Поэтому изучение законов химической кинетики открывает путь к управлению химической ре акцией.
Под скоростью химической реакции понимают изме нение концентрации реагирующих веществ в единицу времени. При этом безразлично, изменение концентрации какого вещества контролируется в ходе реакции, так как все вещества (исходные и, конечные) связаны между собой уравнением реакции, а потому по изменению концентрации одного из веществ можно судить о соответст вующих изменениях концентрации всех остальных. Обыч но концентрацию выражают в молях на 1 л, время в секундах или минутах, отсюда скорость химической ре акции имеет размерность моль/(л-с) или моль/(л-мин).
Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции, из которых важнейшими являются концентрация реагирую щих веществ, температура и присутствие катализато ром.
1. Влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции. Различные вещества обладают разной реакци онной способностью. Это можно наблюдать на примерах реакций различных металлов с кислотами. Так, при оди наковых условиях магний реагирует с соляной кислотой с большей скоростью, чем железо.
2. Влияние концентрации реагирующих веществ на ско рость реакции. Чем выше концентрация, тем большее ко личество молекул реагирующих веществ находится в единице объема, тем больше вероятность их столкнове ния и, следовательно, тем чаще происходят активные столкновения, приводящие к образованию новых моле кул, т. е. тем больше скорость реакции.
3. Влияние площади поверхности реагирующих веществ. Роль поверхности в гетерогенных реакциях значи тельна, и увеличение ее приводит к увеличению скорости реакции. Так, например, измельченный уголь, обладаю щий большой суммарной поверхностью, сгорает гораздо быстрее, чем уголь в крупных кусках; растворение ме таллов в кислотах значительно ускоряется, если взять металлы в виде порошков, и т. д. Измельчение веществ в технологии приготовления пищи ускоряет процесс.
4. Важным фактором, влияющим на скорость гетеро генной реакции, является также диффузия, т. е. поступле ние к поверхности твердого реагента новых порций реа гирующих веществ. Искусственно ускоряя процесс диф фузии встряхиванием или перемешиванием, можно значительно повысить скорость реакции. Эти приемы также широко используются в промышленности и в тех нологии приготовления пищи.
5.Влияние температуры на скорость химических реак ций. Зависимость реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа, согласно которому при повыше нии температуры на каждые 10 градусов скорость реак ции увеличивается в 24 раза
Практическая часть
Цель работы: Изучение типов химических реакций. Изучение зависимости скорости химических реакций от различных параметров.
Реактивы: раствор соляной кислоты HCl и серной кислоты H2SO4, металлический цинк, железо и медная стружка, оксид магния MgO, оксид меди CuO, щелочь NaOH, растворы солей: нитрат серебраAgNO3, нитрат алюминия Al(NO3 )3, хлорид меди (II) CuCl2, сульфат меди (II) CuSO4 ,хлорид бария Ba Cl2, , карбонат кальция СаСО3, индикаторы.
Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, спиртовка, держатель, спички, пипетки, цилиндр, чашечки для выпаривания или предметные стекла.
Ход работы.
Опыт 1. Реакции замещения. Взаимодействие металлов с растворами солей. В три пробирки налейте по 3 мл растворов нитрата серебра, сульфата меди и нитрата алюминия.В первую пробирку положите тонкую медную проволоку. Во вторую – стружки железа, в третью – медные стружки. Какие вещества образуются? Напишите уравнения соответствующих реакций.
Опыт 2. Необратимые реакции. Используя таблицу растворимости и имеющиеся реактивы, проведите реакции с образованием осадка, газа и малодиссоциирующего вещества (воды). Напишите уравнения реакции в молекулярном и сокращенном ионном видах.
Опыт 3. Изучение зависимости скорости взаимодействия соляной кислоты с металлами от их природы. В несколько пробирок набейте по 3 мл соляной кислоты и внесите имеющиеся образцы металлов( алюминий , железо. цинк). Наблюдайте реакции, сравните скорости реакций и сделайте вывод.
Опыт 4. Изучение зависимости скорости взаимодействия цинка с соляной кислотой от её концентрации. В три пробирки налейте соляной кислоты разной концентрации и опустите по 1 кусочку цинка. Наблюдайте реакции, сделайте вывод.
Опыт 5. Изучение зависимости скорости взаимодействия оксида меди (II) с серной кислотой от температуры. Налейте в пробирку 3 -5 мл раствора серной кислоты. Внесите небольшое количество оксида меди. Наблюдайте реакцию. Нагрейте пробирку и снова наблюдайте за реакцией. Запишите уравнение. Сделайте вывод.
Лабораторная работа №5
Получение, собирание и распознавание газов.
Теоретическая часть
Водород – бесцветный, самый легкий газ. Он в 14,5 раза легче воздуха. Поэтому если мыльные пузыри заполнить водородом, то они поднимаются вверх. Растворимость водорода в воде мала, а температура сжижения чрезвычайно низкая (-252,80 С).
Кислород – бесцветный газ, без вкуса и запаха, относительно малорастворим в воде. Кислород немного тяжелее воздуха. При давлении 760 мм РТ. Ст. и температуре – 1830 С кислород сжижается, а при снижении температуры до -218,80 С затвердевает.
Аммиак – бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в 2 раза легче воздуха, очень хорошо растворим в воде. При обычных условиях в одном объёме воды растворяется около 700 объёмов аммиака. При повышенном давлении аммиак сжижается. Жидкий аммиак имеет большую теплоту испарения, поэтому его применяют в холодильных установках.
Оксид углерода (IY) – или углекислый газ бесцветный газ, примерно в 1,5 раза тяжелее воздуха, сравнительно хорошо растворим в воде. Всем известна газированная вода – это раствор оксида углерода в воде. При обычной температуре и сравнительно высоком давлении оксид углерода сжижается. При испарении его поглощается так много теплоты, что часть оксида углерода превращается в снегообразную массу ( «сухой лёд»).
Практическая часть
Цель работы: получить, собрать и доказать наличие газов: водорода, кислорода, аммиака и углекислого газа.
Реактивы: Гранулы цинка Zn, соляная кислота НСl, перманганат калия KMnO4, гидроксид кальция Ca(OH)2 , хлорид аммония NH4Cl , мел, мрамор, известковая вода Ca(OH)2
Оборудование: пробирки, стакан, пипетки, мерный цилиндр, газоотводные трубки, спиртовка, спички, лучинки, древесные угольки.
Ход работы:
3
Опыт 1. Получение и собирание водорода методом вытеснения воды, методом вытеснения воздуха. Соберите прибор и проверьте его на герметичность. В пробирку положите 4-5 гранул цинка и прилейте 3-4 мл соляной кислоты. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Затем собиройте водород. Держа пробирку отверстием вниз. Внесите пламя в пробирку с водородом. Отметьте наблюдаемые явления. После прекращения реакции перенесите несколько капель раствора на стеклянную пластинку и выпарьте его. На пластинке остается белое кристаллическое вещество.
Почему водород необходимо сбирать, держа сосуд отверстием вниз? Какие вещества образуются в реакции взаимодействия цинка и соляной кислоты и при горении водорода? Напишите уравнения и подпишите названия всех веществ.
Опыт 2. Получение и собирание кислорода. В пробирку насыпьте примерно на 1/5 ее объёма перманганата калия и у отверстия положите рыхлый комочек ваты (стекловаты). Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Укрепите пробирку в лапке штатива так. Чтобы конец газоотводной трубки почти доходил до дна стакана или цилиндра, в котором будет собираться кислород.
Сначала обогрейте всю пробирку. Затем постепенно передвигайте пламя от её дна в сторону пробки. Полноту заполнения стакана кислородом проверяйте тлеющей лучинкой. Как только сосуд заполниться . накройте его картоном или стеклом.
Положите в железную ложечку кусочек древесного уголька и раскалите его в пламени. Затем ложечку с угольком внесите в стакан с кислородом и наблюдайте за происходящим.Когда горение прекратиться , влейте в сосуд немного известковой воды и взболтайте. Почему происходит помутнение. Напишите уравнения всех реакций.
Опыт 3. Получение аммиака и растворение его в воде. В фарфоровой ступке хорошо перемешайте приблизительно равные объемы кристаллического хлорида аммония и порошка гидроксида кальция ( опыт удается лучше, если известь влажная). Приготовленную смесь насыпьте в пробирку на 1/3 ее объема.. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опущен в другую сухую пробирку, закрепленную в штативе открытым концом вниз. Нагрейте смесь в пробирке.
Как только почувствуете запах, пробирку с газом, не переворачивая, закройте пробкой, погрузите в сосуд с водой и откройте пробку.
После заполнения пробирки водой закройте её отверстие пробкой и выньте пробирку из воды. В полученный раствор поместите красную лакмусовую бумагу (синеет) или добавьте несколько капель раствора фенолфталеина.
Напишите уравнения соответствующих реакций. Какое вещество образуется при растворении в воде?
Опыт 4. Получение оксида углерода и изучение его свойств. Поместите в пробирку несколько кусочков мела или мрамора и прилейте немного разбавленной соляной кислоты. Пробирку быстро закройте пробкой с газоотводной трубкой. Конец трубки поместите в другую пробирку, в которой находится немного известковой воды. Наблюдайте процесс, почему раствор сначала мутнеет а потом взвесь растворяется. Напишите соответствующие уравнения реакций.
Сделайте общий вывод о правилах собирания газов в зависимости от их относительной плотности по воздуху. Рассчитайте плотности и относительные плотности этих газов. Молярную массу воздуха примете равной 29 г/моль.
Литература:
А.С. Егоров Химия для колледжей Феникс Ростов н/Дону 2013
Г.Е.Рудзитис. Ф.Г. Фельдман.Химия 8-10 классы 2008
О. С. Габриэлян. Г.Г.Лысова Химия 11 класс. Дрофа М. 2004
Еремин В.В. и др. Химия. 11 класс, 2008.
Егоров А.С., Шацкая К.П., Иванченко Н.М. и др. Химия. Пособие-репетитор для поступающих в ВУЗы, 2008
Комисарова Л.В., Присягина И.Г. Химия. Контрольные и проверочные работы, 2002
Липатников В.Е. Лабораторные работы по органической химии, 1995
Цветков Л.А. Органическая химия, 1981
Методические рекомендации лабораторных работ по неорганической химии
Средства обучения:
1.Таблица химических элементов Периодической системы Д.И. Менделеева.
2. Химическая лабораторная посуда.
3.Химические реактивы.
4.Схемы и таблицы.
Приложение 1
Таблица растворимости кислот, оснований и солей в воде
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
– растворимые,
– малорастворимые,
– нерастворимые,
- разлагаются водой или не существуют.
Приложение 2
Задания для защиты лабораторного опыта по курсу «Неорганическая химия»:
Опыт 1. Взаимодействие металлов с кислотами
Реактивы и оборудование: Аl (гранулы), Zn (гранулы), 40%-ый раствор НCl,; пробирки.
Ход работы:
В две пронумерованные пробирки налейте 3 мл 40%-го раствора НCl, 2 – 3 капли фенолфталеина и поместим в каждую гранулы Zn и алюминия, соответственно. В маленький кристаллизатор налейте небольшое количество (примерно 2 см в высоту) 40%-го раствора НCl.
Опишите наблюдения. Запишите уравнение реакции. Сделайте вывод.
Опыт 2. Взаимодействие металлов с растворами солей
Реактивы и оборудование: Zn (гранулы), Fe (железный гвоздь), Сu (восстановленная), 40%-ый раствор сульфата железа (II), 5 %-ый раствор СuSO4, 40%-ый раствор сульфата (хлорида) железа (III), 10 % раствор сульфата (хлорида) цинка, раствор хлорида (сульфата) железа (Ш), пробирка с налетом серебра; пробирки.
Ход работы:
В пробирку № 1 прилейте раствор медного купороса (раствор СuSO4·5Н2О) объёмом 5 мл и добавьте кусочек железа (железный гвоздь).
В пробирку № 2 прилейте раствор сульфата железа (II) и добавьте восстановленную медь.
В пробирку № 3 прилейте раствор медного купороса (раствор СuSO4·5Н2О) объёмом 5 мл и добавьте гранулу цинка.
Опишите наблюдения. Запишите уравнение реакции. Сделайте вывод.
Опыт 3. Соединения алюминия
Реактивы и оборудование: Na, 10 % раствор сульфата (хлорида) алюминия, фенолфталеин; пробирки, кристаллизатор.
Ход работы:
В кристаллизатор с раствором хлорида алюминия и несколькими каплями фенолфталеина поместить небольшой кусочек натрия.
Опишите наблюдения. Запишите уравнение реакции. Сделайте вывод.
Опыт 4. Взаимодействие хлорида железа (III) с хлоридом аммония.
Реактивы и оборудование: кристаллический хлорид аммония и хлорид железа (Ш), колба Вюрца, известковая вода, лучинка, склянки Дрекселя, спиртовка, индикаторная бумага.
Ход работы:
Возьмите смесь кристаллических солей хлорида железа (III) и хлорида аммония. Эту смесь поместите в колбу Вюрца, которую соединяют с двумя склянками Дрекселя, заполненными водой. Промывные склянки необходимы для того, чтобы поглотить выделяющийся в ходе реакции хлороводород. Соблюдая технику безопасности, поведите нагревание. Образовавшийся азот можно собрать в 2-3 пробирки над водой. Проверьте отсутствие примеси хлороводорода, поднеся влажную индикаторную бумагу к отверстию пробирки с азотом. Изменяет ли она цвет?
Проведите опыт подтверждающий, что собранный газ действительно азот.
Опыт 5. Гидролиз солей.
Реактивы и оборудование: карбонат калия, нитрат цинка, хлорид натрия, пробирки, лакмус.
Ход работы:
В трех пробирках находятся карбонат калия, нитрат цинка, хлорид натрия. Определите по изменению рН среды, какое вещество находится в каждой пробирке.
Напишите молекулярные и ионные уравнения гидролиза.
Опыт 6. Взаимодействие азотной кислоты с металлами.
Реактивы и оборудование: магний, цинк, медь, азотная кислота, пробирки, химический стакан, пипетка.
Ход работы:
Положите маленькие кусочки магния, цинка, меди в отдельные пробирки. Налейте 2 – 3 капли воды в каждую и затем по каплям концентрированную азотную кислоту, пока не начнется реакция. Отметьте выделение газа. Какого он цвета? Напишите уравнения реакций.
Опыт 7. Применение активированного угля.
Реактивы и оборудование: активированный уголь, сероводородная вода, пробирка, воронка, ступка с пестиком.
Ход работы:
Наполните ј часть пробирки толченым активированным углем, добавьте почти удвоенный объем разбавленного раствора сероводородной воды и энергично встряхните смесь несколько минут. Отметьте, исчезает ли запах сероводорода? Где применяется это свойство активированного угля?
Опыт 8. Получение силиката натрия и кремниевой кислоты
Реактивы и оборудование: песок, гидроксид натрия (тв.), соляная кислота (1:1), пробирка, шпатель, штатив, спиртовка, химический стакан, фильтровальная бумага, стеклянная палочка.
Ход работы:
Поместите в пробирку около 1 г измельченного песка и кусочек гидроксида натрия так, чтобы песка был избыток. Укрепите пробирку в штативе и осторожно сплавьте смесь в пламени горелки. Дайте остыть полученному силикату и затем растворите его в воде. Отфильтруйте раствор от избытка песка. К полученному раствору добавьте немного соляной кислоты и тщательно размешайте палочкой. Что при этом наблюдаете? Напишите уравнения протекающих реакций.
Приложение 3.
Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева
Периоды
Ряды
Группы элементов
I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
I
1
H
1
1.00797
Водород
H
3
He
4.0026
Гелий
II
2
Li
3
6.94
Литий
Be
4
9.01218
Бериллий
5
B
10.81
Бор
6
C
12.011
Углерод
7
N
14.0067
Азот
8
O
15.999
Кислород
9
F
18.9984
Фтор
10
Ne
20.17
Неон
III
3
Na
11
22.98977
Натрий
Mg
12
24.305
Магний
13
Al
26.98154
Алюминий
14
Si
12.011
Кремний
15
P
14.0067
Фосфор
16
S
15.999
Сера
17
Cl
18.9984
Хлор
18
Ar
39.94
Аргон
IV
4
K
19
39.098
Калий
Ca
20
40.08
Кальций
Sc
21
44.9559
Скандий
Ti
22
47.90
Титан
V
23
50.9415
Ванадий
Cr
24
51.996
Хром
Mn
25
54.9380
Марганец
Fe
26
55.84
Железо
Co
27
58.9332
Кобальт
Ni
28
58.70
Никель
5
29
Cu
63.54
Медь
30
Zn
65.38
Цинк
31
Ga
69.72
Галлий
32
Ge
72.50
Германий
33
As
74.9216
Мышьяк
34
Se
78.9
Селен
35
Br
79.904
Бром
36
Kr
83.804
Криптон
V
6
Rb
37
85.467
Рубидий
Sr
38
87.62
Стронций
Y
39
88.9059
Иттрий
Zr
40
91.22
Цирконий
Nb
41
92.9064
Ниобий
Mo
42
95.94
Молибден
Tc
43
98.9062
Технеций
Ru
44
101.0
Рутений
Rh
45
102.9055
Родий
Pd
46
106.4
Палладий
7
47
Ag
107.8682
Серебро
48
Cd
112.41
Кадмий
49
In
114.82
Индий
50
Sn
118.60
Олово
51
Sb
121.70
Сурьма
52
Te
127.6
Теллур
53
I
126.9045
Иод
54
Xe
13129
Ксенон
VI
8
Cs
55
132.90547
Цезий
Ba
56
137.33
Барий
La*
57
138.905
Лантан
Hf
72
178.4
Гафний
Ta
73
180.647
Тантал
W
74
183.8
Вольфрам
Re
75
186.207
Рений
Os
76
190.2
Осмий
Ir
77
192.2
Иридий
Pt
78
195.08
Платина
9
79
Au
196.9665
Золото
80
Hg
200.5
Ртуть
81
Tl
204.383
Таллий
82
Pb
207.2
Свинец
83
Bi
208.9804
Висмут
84
Po
208.9824
Полоний
85
At
209.9871
Астат
86
Rn
222.0176
Радон
VII
10
Fr
87
223.0197
Франций
Ra
88
226.0254
Радий
Ac**
89
227.028
Актиний
Rf
104
[261]
Резерфордий
Db
105
[262]
Дубний
Sg
106
[263]
Сиборгий
Bh
107
[262]
Борий
Hs
108
[265]
Хассий
Mt
109
[266]
Мейтнерий
Лантаноиды
Ce
58
140.12
Церий
Pr
59
140.9077
Празеодим
Nd
60
144.2
Неодим
Pm
61
[145]
Прометий
Sm
62
150.4
Самарий
Eu
63
151.96
Европий
Gd
64
157.2
Гадолиний
Tb
65
158.925
Тербий
Dy
66
162.5
Диспрозий
Ho
67
164.93
Гольмий
Er
68
167.2
Эрбий
Tm
69
168.9342
Тулий
Yb
70
173.0
Иттербий
Lu
71
174.967
Лютеций
Актиноиды
Th
90
232.0381
Торий
Pa
91
231.0359
Протактиний
U
92
238.02
Уран
Np
93
237.0482
Нептуний
Pu
94
244.0642
Плутоний
Am
95
243.0614
Америций
Cm
96
247.0703
Кюрий
Bk
97
247.0703
Берклий
Cf
98
251.0796
Калифорний
Es
99
252.0828
Эйнштейний
Fm
100
257.0951
Фермий
Md
101
258.097
Менделевий
No
102
259.1009
Нобелий
Lr
103
260.1054
Лоуренсий
Заголовок 1 Заголовок 2 Заголовок 3 Заголовок 4 Заголовок 515