Главная страница
Навигация по странице:

  • Буйновский А.А

  • Лабораторные работы по химии. Плакидкин А. А, Стась Н. Ф. 13 основных лабораторных работ по общей химии. Томск, 2006. 60 с. Лабораторный


    Скачать 1.22 Mb.
    НазваниеПлакидкин А. А, Стась Н. Ф. 13 основных лабораторных работ по общей химии. Томск, 2006. 60 с. Лабораторный
    АнкорЛабораторные работы по химии.pdf
    Дата28.01.2017
    Размер1.22 Mb.
    Формат файлаpdf
    Имя файлаЛабораторные работы по химии.pdf
    ТипПрактикум
    #715
    страница1 из 7
      1   2   3   4   5   6   7

    13 ОСНОВНЫХ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ
    1 2
    3 8
    9 10 4
    5 6
    CaCO
    3
    HCl
    H O
    2
    H SO
    2 4

    УДК 546(076.5)
    Плакидкин А. А, Стась Н.Ф. 13 основных лабораторных работ по общей химии. - Томск, 2006. - 60 с. Лабораторный практикум по общей химии, являющийся составной частью Комплексного методического обеспечения кафедре общей и неорганической химии Томского политехнического университета, содержит описание х лабораторных работ, иллюстрирующих основные понятия и свойства веществ, закономерности химических реакций, растворов и электрохимических процессов, а также специальные работы, содержание которых учитывает разнообразие специальностей политехнических университетов. Однако, в связи с сокращением аудиторного времени, отводимого на изучение химии в вузах, для данного пособия отобраны самые важные обязательные работы. Пособие предназначено для студентов и преподавателей Томского политехнического университета и других вузов. Печатается по решению методического семинара кафедры общей и неорганической химии Томского политехнического университета. Рецензенты
    Буйновский А.А. - заведующий кафедрой химии и химической технологии Северского технологического института, профессор, доктор технических наук
    Юсубов МС - заведующий кафедрой неорганической и органической химии Сибирского государственного медицинского университета, доктор химических наук.
    © Плакидкин Александр Аанатольевич,
    Стась Николай Фёдорович, 2006 1
    ВВЕДЕНИЕ Химия развивалась в основном как экспериментальная наука, поэтому лабораторный практикум является необходимой и обязательной составляющей учебного процесса при изучении этой дисциплины. При выполнении лабораторных работ студенты осваивают химические приборы, посуду и принадлежности, технику обращения с химическими реактивами, приемы проведения химических операций, методы обработки опытных данных. Они учатся сопоставлять, обрабатывать и анализировать результаты опытов и делать выводы. Кафедра общей и неорганической химии предлагает студентам при изучении общей химии 22 лабораторные работы, обеспеченные необходимыми установками, приборами, реактивами, методическими пособиями и средствами контроля приобретаемых знаний и навыков. В соответствии с содержанием дисциплины они сгруппированы по пяти ее разделам. В первый раздел ("Атомно-молекулярное учение) входят 6 работ 1) Основные классы неорганических веществ, 2) Определение молярной массы диоксида углерода, 3) Установление формулы вещества, 4) Определение эквивалентной и атомной массы металла, 5) Очистка веществ, 6) Определение плотности металла. Во второй раздел (Закономерности химических реакций) входят
    3 работы 7) Тепловой эффект химических реакций, 8) Скорость реакций,
    9) Химическое равновесие. В третий раздел (Растворы) включено пять работ
    10) Приготовление и определение концентрации раствора, 11) Теплота растворения) Ионные реакции, 13) Гидролиз солей, 14) Произведение растворимости. Четвертый раздел (Электрохимические процессы) включает работы
    15) Окислительно-восстановительные реакции, 16) Гальванические элементы,
    17) Электролиз, 18) Электрохимическая коррозия металлов. Работы пятого раздела (Специальные вопросы химии) изучаются отдельными группами студентов с учетом особенностей направлений их подготовки по согласованию с методическими комиссиями соответствующих факультетов. Таких работ имеется четыре 19) Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами, 20) Комплексные соединения, 21) Качественные реакции) Жесткость воды. Классический лабораторный практикум по химии носит в основном иллюстративный характер в лабораторных опытах студенты находят подтверждение тех закономерностей, которые изучают на лекциях и на практических занятиях. Совершенствуя практикум, на кафедре в каждую из работ введены дополнения и изменения, повышающие их познавательный уровень. Наибольший вклад в совершенствование практикума внесли работавшие ранее и работающие на кафедре в настоящее время А.А. Васильев, НИ. Гаврюшева, АИ. Галанов, Г.Ф. Иванов, В.М. Икрин, ЕМ. Князева, Г.В. Ныш, А.А. Плакидкин, Н.Г. Родкевич,
    Г.Г. Савельев, Л.М. Смолова, Н.Ф. Стась, ТА. Юрмазова и другие преподаватели, участвовавшие в обсуждении новаций на методических семинарах.
    2
    В связи с сокращением времени, выделяемого на изучение химии, для лабораторного практикума отобрано десять самых необходимых работ, которые составили содержание этого пособия. ТЕХНИКА ВЫПОЛНЕНИЯ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ При проведении лабораторных работ необходимо соблюдать общие правила работы в химических лабораториях и правила техники безопасности, уметь грамотно составить отчёт по работе. В лабораторных работах используются едкие, агрессивные и ядовитые вещества. Поэтому работа в химической лаборатории безопасна лишь при строгом соблюдении общих правили требований техники безопасности. При выполнении работ необходимо соблюдать следующие общие правила
    1. Содержать рабочее место в чистоте и порядке.
    2. Приступать к выполнению опыта лишь тогда, когда отчетливо уяснены цель и задачи его, когда обдуманы отдельные этапы выполнения опыта.
    3. Опыты должны выполняться тщательно, аккуратно, без торопливости.
    4. Необходимо соблюдать все требования, содержащиеся в методических указаниях к лабораторным работам.
    5. После использования реактива его необходимо сразу ставить в штатив, чтобы не создавать беспорядка на рабочем месте и не перепутать реактивы при расстановке их в конце занятия.
    6. В лаборатории необходимо соблюдать тишину, запрещается есть, пить и заниматься посторонними делами.
    7. После окончания работы обязательно вымыть руки. Среди химических реагентов имеются ядовитые вещества, оказывающие токсическое воздействие на организм человека в целом (мышьяк, сурьма, свинец, ртуть и их соединения, галогены, сероводород, оксид углерода, аммиак, оксиды азота и др, и агрессивные вещества, оказывающие локальные воздействия на кожу (кислоты и щелочи. При работе сними необходимо соблюдать следующие правила по технике безопасности
    1. Все опыты с ядовитыми и сильно пахнущими веществами, а также нагревание и выпаривание растворов производить только в вытяжном шкафу.
    2. Не наклоняться над сосудом с кипящей жидкостью. Нагреваемую пробирку держать отверстием в сторону, а не к себе или соседу, так как может произойти выброс жидкости. Прогревать все содержимое пробирки, а не только снизу.
    3. Определять запах газообразного вещества следует, не вдыхая пары полной грудью, а направляя их к себе движением руки.
    4. Работы с кислотами и щелочами проводить так, чтобы реактивы не попадали на одежду, лицо, руки. Наливая раствор в пробирку, ее надо держать на некотором расстоянии от себя.
    5. При обращении с неизвестными веществами необходимо проявлять повышенную осторожность. Нив коем случае нельзя пробовать вещество на вкус
    6. Необходимо немедленно убрать все пролитое, разбитое и просыпанное на столах или на полу в лаборатории. В случае, если кислота прольется на пол, ее тут же следует засыпать песком, собрать его и вынести из помещения. Облитое
    3
    место нужно вымыть раствором соды.
    7. Набор ядовитых и едких жидкостей в пипетки производить не ртом, а при помощи резиновой груши.
    8. При измельчении сухих щелочей следует надевать предохранительные очки. Брать твердую щелочь только пинцетом или щипцами.
    9. Нельзя употреблять для опытов вещества из капельниц, колб и упаковок без этикеток и с неразборчивыми надписями.
    10. В химической лаборатории имеется аптечка. Надо уметь оказывать первую помощь пострадавшим, когда это необходимо Происшествие Первая помощь ОЖОГИ Ожоги огнем, паром, горячими предметами й степени (краснота) Наложить вату, смоченную этиловым спиртом. Повторить смачивание. й степени (пузыри) Тоже. Обрабатывать 5 %-ным раствором
    КМnО
    4
    или 5 %-ным раствором таннина. й степени (разрушение тканей) Покрыть рану стерильной повязкой и вызвать врача. Ожоги кислотами, хлором или бромом Промыть ожог большим количеством воды, затем 5 %-ным раствором Ожоги щелочами Промыть обильно водой. Ожоги глаз При ожоге кислотами промыть 3 %-ным раствором При ожоге щелочами применять %-ный раствор борной кислоты. ОТРАВЛЕНИЯ Попадание едких веществ в рот и пищеварительные органы При попадании кислот пить кашицу из оксида магния. При попадании щелочей пить раствор лимонной кислоты или очень разбавленной уксусной кислоты. Отравление твердыми или жидкими веществами Вызвать рвоту, выпив 1% -ный раствор сульфата меди. Отравление газами Пострадавшего немедленно вывести на свежий воздух.
    11. При приготовлении растворов серной кислоты кислоту нужно лить вводу, а не наоборот, так как, вследствие сильного местного разогревания, возможно разбрызгивание концентрированной кислоты. При этом надо пользоваться тонкостенной склянкой или фарфоровой посудой.
    12. Никаких веществ из лаборатории нельзя брать домой.
    13. Металлическая ртуть и ее пары - сильный яд. Поэтому ртуть, пролитая при поломке приборов и термометров, должна быть тщательно собрана. Собирают ртуть с помощью амальгамированных пластинок из меди или белой жести.
    14. При порезах стеклом рану нужно продезинфицировать раствором перманганата калия или спиртом, смазать йодом и перевязать бинтом.
    4

    15. После оказания первой помощи пострадавшего направить к врачу.
    16. В целях противопожарной безопасности химическая лаборатория снабжена огнетушителями, ящиками с песком, асбестовыми одеялами. Необходимо знать, где находятся противопожарные средства и порядок срочной эвакуации из лаборатории при пожаре.
    17. Во всех случаях отклонения от нормального хода лабораторного занятия сообщать, преподавателю или дежурному лаборанту. При выполнении лабораторной работы каждый студент пишет отчет по работе. В отчете должно быть отражено 1) название работы и дата ее выполнения) цель работы в целом и каждого отдельного опыта, 3) схема установки и ее описание, 4) порядок выполнения работы (ход работы, 5) таблица экспериментальных данных, 6) вычисление искомой величины, 7) расчет погрешности опыта, 8) Выводы. Работа 1. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ Введение Вещества подразделяются на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента, а сложные – из атомов различных элементов. Сложные вещества называются химическими соединениями. ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА подразделяются на металлы и неметаллы. К неметаллам относятся вещества, образованные атомами х химических элементов водорода, благородных газов, галогенов, кислорода, серы, селена, теллура, азота, фосфора, мышьяка, углерода, кремния, бора. Все остальные химические элементы и образуемые ими простые вещества являются металлами. Металлы в химических реакциях способны только отдавать электроны, те. являются восстановителями, поэтому в соединениях их атомы находятся всегда только в положительных степенях окисления. Неметаллы в реакциях могут принимать и отдавать электроны, те. вести себя и как окислители и как восстановители, поэтому, степени окисления неметаллов в соединениях могут быть как отрицательными, таки положительными. СЛОЖНЫЕ ВЕЩЕСТВА (химические соединения) очень многочисленны и разнообразны по составу и свойствам. Изучение веществ облегчает их классификацию, т.к. зная особенности классов соединений, можно охарактеризовать свойства их отдельных представителей. Основными классами неорганических соединений являются оксиды, гидроксиды и соли. Оксидами называются соединения химических элементов с кислородом, в которых степень окисления кислорода равна -2. По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие или безразличные (СО, NO, N
    2
    O и др. Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные (Na
    2
    O, CaO, FeO и др, кислотные (SO
    2
    , SO
    3
    , SiO
    2
    , CO
    2
    и т.д.) и амфотерные (ZnO, Al
    2
    O
    3
    Сидр. Гидроксидами являются соединения солеобразующих оксидов с водой. По типу и продуктам электролитической диссоциации вводных растворах и по
    5
    химическим свойствам гидроксиды подразделяются на основания [Ba(OH)
    2
    ,
    NaOH, Fe(OH)
    3
    и др, кислоты (H
    2
    SO
    3
    , H
    2
    SO
    4
    , HNO
    3
    и др) и амфотерные основания и др.
    Cоли представляют собой продукты замещения атомов водорода в кислоте на металл или гидроксид-анионов в основаниях на кислотный остаток. Согласно теории электролитической диссоциации, солями называют вещества, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катион) и анионы кислотных остатков. Соли подразделяются на нормальные (Na
    2
    SO
    4
    ,
    K
    2
    S, Na
    2
    SiO
    3
    и др, кислые (NaHCO
    3
    , KHSO
    4
    , NaHS и др, основные [ZnOHCl,
    (CuOH)
    2
    CO
    3
    , AlOH(NO
    3
    )
    2
    и т.д.], двойные [KNaCO
    3
    , KAl(SO
    4
    )
    2
    и др и оксосо- ли (SbOCl, BiONO
    3
    , TiOCl
    2
    и др. Существуют соединения, которые не относятся к основным классам веществ гидриды, карбиды, нитриды, комплексные соединения. Они изучаются на специальных занятиях. Экспериментальная часть Цель работы получить и исследовать свойства наиболее распространенных простых веществ и соединений. Опыт 1. Получение и свойства водорода Водород входит в состав кислот, оснований, кислых и основных солей и наиболее распространенного на Земле вещества – воды. Он применяется как восстановитель при получении металлов и во многих органических синтезах. В недалеком будущем водород будет использоваться как горючее вместо бензина, керосина, мазута, газа и угля, т. к. при его горении не образуется вредных примесей. Водород в промышленности получают электролизом воды, а в лабораториях из кислот при их взаимодействии с металлами. В пробирку поместить 2 - 3 гранулы цинка и прилить соляной кислоты до объема пробирки. Выделяющийся водород собирать в течение 3 - 4 мин в перевернутую вверх дном более широкую пробирку. Не переворачивая пробирку, поднести к ней горящую спичку. Водород загорается с легким звуком па. В отчете написать уравнение реакции цинка с соляной кислотой, указать окислитель и восстановитель, составить электронные схемы окисления и восстановления. Объяснить, почему выделяющейся водород необходимо собирать, держа пробирку отверстием вниз. Указать, какие металлы, кроме цинка, можно использовать для получения водорода из соляной кислоты. Опыт 2. Получение и свойства кислорода Кислород – самый распространенный на Земле химический элемент около половины (47 %) вещества земной коры приходится на кислород. Без кислорода невозможна жизнь, т. кон поддерживает дыхание человека и животных. Сего помощью сжигают топливо, получая тепло и электроэнергию. Кислород содержится в воздухе ив химических соединениях – воде, оксидах, гидроксидах, солях, органических веществах. Для промышленных целей кислород получают из воздуха, а в лабораториях – из веществ, которые при нагревании разлагаются с
    6
    выделением О
    2
    В сухую пробирку поместить два микрошпателя хлората калия бертолетова соль, опустить в нее тлеющую лучинку. Пробирку нагреть на спиртовке. Через некоторое время от начала нагревания тлеющая лучинка вспыхивает. Повторить опыт со смесью бертолетовой соли и диоксида марганца, смешанных в соотношении приблизительно 4:1 (по объему порошков. В отчете написать уравнение разложения KClO
    3
    при нагревании и объяснить, почему вспыхивает тлеющая лучинка. Объяснить, почему во втором опыте время от начала нагревания пробирки до вспыхивания лучинки меньше, чем в первом. Какую роль во втором опыте играет диоксид марганца Опыт 3. Получение и свойства хлора Самая мрачная страница в истории хлора – применение его впервой мировой войне в качестве боевого отравляющего вещества. Это произошло на одном из западных участков фронта, где англо-французские войска вели сражение с германской армией. Утром 22 апреля 1915 года германское командование провело первую в истории войн газовую атаку, выпустив около 180 т хлора. Облако тяжелого ядовитого желто-зеленого газа поразило более 15 тысяч человек, причем, примерно пять тысяч – насмерть. Это напоминает, как опасен хлор, поэтому все опыты с ним необходимо проводить только в вытяжном шкафу. Хлор применяется для отбеливания бумаги и тканей, для получения соляной кислоты и хлорорганических соединений, среди которых наиболее известен поливинилхлорид (ПВХ, используемый для изоляции электрических проводов. а) Получение хлора. Всухую пробирку внести два микрошпателя перманганата калия и 20 капель концентрированной соляной кислоты. Наблюдать протекание реакции
    HCl + KMnO
    4
    = MnCl
    2
    + Cl
    2
    ↑ + KCl + H
    2
    O В уравнении реакции найти окислитель и восстановитель, написать электронные схемы окисления и восстановления, проставить коэффициенты. б) Отбеливающие свойства хлора. Три пробирки заполнить на
    1
    /
    3
    объема хлорной водой. В одну поместить лоскутки цветной материи, в другую - окрашенной бумаги, в третью прилить любого органического красителя. Через некоторое время все, что было окрашено, обесцвечивается. Отбеливающие свойства хлора объясняются протеканием двух последовательных реакций
    1) Cl
    2
    + H
    2
    O = HCl + HClO хлорноватистая кислота) HClO = HCl + O атомарный кислород)
    Атомарный кислород – сильнейший окислитель. Он окисляет органические красители и тем самым отбеливает материалы. Этими же реакциями объясняется применение хлора для дезинфекции помещений и для обеззараживания водопроводной воды. В отчете показать, у каких элементов изменяется степень окисления в реакциях 1 и 2. К каким типам относятся эти окислительно- восстановительные реакции
    7
    Опыт 4. Получение металлов Каждый металл может вытеснять из растворов солей все другие металлы, расположенные в ряду напряжений правее его. Это свойство используется для получения многих металлов. Приготовить три пробирки. В первую пробирку внести 20 капель раствора сульфата меди, во вторую - столько же раствора сульфата кадмия, а в третью - нитрата свинца. В каждую пробирку опустить по одной грануле цинка. Наблюдать протекание реакции с выделением меди, кадмия и свинца на поверхности цинка. В отчете написать уравнения реакций, указать в каждой окислитель и восстановитель, записать электронные схемы окисления и восстановления. Опыт 5. Получение и свойства оксидов а) Получение оксида магния окислением металла. Серебристо-белый легкий металл магний при нагревании до 500 С вспыхивает и быстро сгорает ослепительно ярким пламенем. Горение сопровождается ультрафиолетовым излучением и выделением большого количества тепла. На сильном выделении света при горении магния основано его применение для изготовления осветительных ракет ив фотографии (магниевая вспышка. Образующийся оксид MgO (жженая магнезия) применяется в медицине как средство от изжоги, как сорбент и катализатор, он входит в состав огнеупорных соединений. Взять щипцами небольшой кусочек стружки магния и поджечь его в пламени спиртовки. Горящий магний держать над фарфоровой чашкой. В чашку с образовавшимся оксидом магния добавить несколько миллилитров (20 - 25 капель) воды, размешать стеклянной палочкой и определить среду раствора индикатором фенолфталеином, лакмусом или универсальной индикаторной бумагой. В отчете описать опыт, составить уравнения реакций горения магния и взаимодействия оксида магния с водой, объяснить среду раствора и сделать вывод о химической природе оксида магния. б) Получение оксида хрома) разложением соли. Темно-зеленый оксид хрома Cr
    2
    O
    3
    получают разложением гидроксида хрома) и хромосодержащих солей. Он применяется в качестве пигмента, катализатора, полирующего материала, вводится в стекла для их окраски. В фарфоровую чашку поместить небольшой горкой кристаллический дихромат аммония и ввести в центр горки горящую спичку. Наблюдать разложение соли, которое вначале идет медленно, а затем убыстряется. Уравнение реакции
    (NH
    4
    )
    2
    Cr
    2
    O
    7
    → Cr
    T
    2
    O
    3
    + N
    2
    ↑ + 4H
    2
    O
    ↑ Описать опыт и указать, какое природное явление он напоминает в уменьшенном масштабе. Переписать уравнение реакции, составить к ней электронные схемы окисления и восстановления и определить тип реакции. в) Получение СО в аппарате Киппа. Оксид углерода) – углекислый газ
    СО
    2
    ,
    содержится в небольшом количестве в атмосфере (0,03 %) ив растворенном виде в некоторых минеральных источниках. В технике его получают прокаливанием известняка по реакции
    8

    CaCO
    3
    → CaO + CO
    T
    2
    ↑, а в лабораториях – разложением мрамора соляной кислотой в аппарате Киппа по уравнению
    CaCO
    3
    + 2HCl = CaCl
    2
    + H
    2
    O + CO
    2
    ↑ Главным потребителем углекислого газа является пищевая промышленность производство сахара, пива, газированной воды, мороженого (сухой лед. Он применяется также для тушения пожаров ив качестве нагнетающего газа для перекачки легковоспламеняющихся жидкостей. В химической промышленности диоксид углерода используется в производстве соды В течение примерно трех минут большую пробирку наполнять углекислым газом из аппарата Киппа, затем внести в нее 10 - 15 капель раствора NaOH, тотчас закрыть пробирку смоченным водой большим пальцем и встряхнуть, после чего пробирка свободно повисает на пальце. Углекислый газ взаимодействует со щелочью, в результате чего в пробирке образуется вакуум, и внешнее давление прочно прижимает ее к пальцу. Эту реакцию применяют в промышленности для удаления СО из газовых смесей. Углекислый газ тяжелее воздуха, поэтому его можно переливать, как воду. В течение примерно трех минут заполнять углекислым газом химический стакан емкостью 200 мл. Затем перелить газ во второй стакан и опустить в него горящую лучинку. Пламя гаснет, т.к. углекислый газ не поддерживает горения. В отчете нарисовать аппарат Киппа (рис) и описать, как он работает. Написать уравнение реакции получения СО и его взаимодействия с NaOH. Сделать вывод о химической природе СО
    2
    г) Изучение химических свойств оксида цинка. Оксид цинка имеется в каждой квартире, в каждом помещении, где окна и двери окрашены белой краской. Эта краска (цинковые белила) является самой распространенной из всех белил. Оксид цинка применяется также как наполнитель при изготовлении белой резины, в косметике ив медицине. В две пробирки поместить по одному микрошпателю порошкообразного оксида цинка. В первую пробирку добавить 15 - 20 капель одномолярной серной кислоты, а в другую - столько же 30 %-ного раствора NaOH. Для ускорения реакций пробирки подогреть на спиртовке или водяной бане. Записать уравнения реакций и сделать вывод о химической природе ZnO. Опыт 6
      1   2   3   4   5   6   7
    написать администратору сайта