При работе в химической лаборатории

1. Не трогайте, не включайте без разрешения преподавателя рубильники и электрические приборы.

2. Не загромождайте свое рабочее место лишними предметами.

3. Нельзя брать вещества руками и пробовать их на вкус. При определении веществ по запаху, склянку следует держать на расстоянии и направлять движением руки воздух от отверстия склянки к носу.

4. При приливании реактивов нельзя наклоняться над отверстием сосуда, во избежание попадания брызг на лицо и одежду; наклоняться над нагреваемой жидкостью, так как ее может выбросить.

5. Разбавляя концентрированные кислоты, особенно серную, осторожно вливают кислоту в воду.

6. Опыты с ядовитыми и легковоспламеняющимися веществами надо проводить в вытяжном шкафу.

7. С легковоспламеняющимися веществами нельзя работать вблизи нагревательных приборов.

8. Нельзя сливать растворы, содержащие ядовитые соединения, в раковину. Остатки ядовитых реактивов сливать в специальные сосуды.

9. Если на склянке отсутствует этикетка, её следует отдать преподавателю.

10. При проведении нагревания спиртовку зажигают после того как в пробирку внесены все вещества, горящую спиртовку не передвигать.

11. В лабораторию запрещается приносить продукты питания.

Правила пожарной безопасности

1. При проведении опытов, в которых может произойти самовозгорание, необходимо иметь под руками огнетушители, песок, войлок.

2. В случае воспламенения горючих веществ отключите электроэнергию, примите меры к тушению пожара. В случае возгорания большой площади покиньте аудиторию и вызовите специальные службы.

3. В случае воспламенения щелочных металлов, нефтепродуктов не тушите пламя водой.

Первая помощь при несчастных случаях

1. При ранении стеклом удалите осколки из раны, смажьте края раны раствором йода и перевяжите бинтом. При попадании на руки или лицо реактив, смойте реактив большим количеством воды.

2. При термическом ожоге смажьте обожженное место мазью от ожога. При химических ожогах глаз, обильно промойте глаза водой, а затем сразу обратитесь к врачу.

Лабораторная работа №1

КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Цель работы: ознакомиться с основными классами неорганических соединений, научиться их получать и называть.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Все неорганические вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного элемента, при этом число атомов может быть любым (Fe, Cl2, O3). Сложные вещества (соединения) образованы атомами разных элементов (H2O, KOH, HNO3, NaCl). К важнейшим классам неорганических соединений относят четыре: оксиды, основания, кислоты, соли.

Оксиды

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых кислород.

По химическим свойствам оксиды делятся на четыре группы: основные, кислотные, амфотерные и безразличные. Первые три группы оксидов способны образовывать соли при взаимодействии с кислотами или основаниями, поэтому их называют солеобразующими. Безразличные оксиды солей не образуют (CO, NO, N2O).

Основным оксидам соответствуют основания, основные оксиды образуют металлы. Например, K2O, CaO, Fe2O3 являются основными оксидами, т.к. им соответствуют основания KOH, Ca(OH)2, Fe(OH)3.

Кислотным оксидам соответствуют кислородсодержащие кислоты, к кислотным оксидам относятся оксиды типичных неметаллов и оксиды некоторых d – элементов в высших степенях окисления. Например, CO2, SO3, Mn2O7 – кислотные оксиды, т.к. им соответствуют кислоты H2CO3, H2SO4, HMnO4 .

Амфотерные оксиды проявляют как кислотные, так и основные свойства, например, ZnO, Al2O3, Cr2O3. Амфотерные оксиды образованы только металлами.

Если металл может проявлять несколько степеней окисления, то в высшей степени окисления он образует кислотный оксид, в низшей – основной, а в промежуточной – амфотерный. Например, у хрома существует три устойчивых оксида: CrO, Cr2O3, CrO3. В высшей степени окисления (+6) хром образует кислотный оксид CrO3, в низшей (+2) - основной оксид CrO, в промежуточной (+3) – амфотерный оксид Cr2O3.

Номенклатура. Названия оксидов образуются из слова «оксид» и названия элемента, в скобках указывается степень окисления элементов. Например: СО – оксид углерода (II), СО2 – оксид углерода (IV), P2O3 – оксид фосфора (III), P2O5 – оксид фосфора (V).

Химические свойства:

Оксиды
основные кислотные амфотерные
1) Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов с водой образуют растворимые в воде основания (щелочи): Na2O + H2O = 2NaOH 2) Взаимодействуют с кислотами с образованием солей: FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O 3) С кислотными оксидами образуют соли: CuO + SO3 = CuSO4 4) Не реагируют друг с другом и с основаниями. 1) Большинство с водой образуют кислоты: SO3 + H2O = H2SO4 2) Взаимодействуют со щелочами с образованием солей: CO2+ 2NaOH = = Na2CO3 + H2O 3) C основными оксидами образуют соли: SiO2 + CaO = CaSiO3 4) Взаимодействуя с амфотерными оксидами образуют соли: P2O5+Al2O3 При работе в химической лаборатории - student2.ru 2AlPO4 5) Не реагируют друг с другом и с кислотами. 1) Взаимодействуют с кислотами: Al2O3+ 6HCl = 2AlCl3 +3H2O 2) Взаимодействуют с щелочами: Al2O3+2NaOH+3H2O = = 2Na[Al(OH)4]

Основания

Основания – сложные вещества, в состав которых входят катион металла (или ион аммония – NH4­+) и одна или несколько гидроксильных групп – KOH, Cu(OH)2, Al(OH)3. Растворимые в воде основания называют щелочами, это гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (NaOH, KOH, Ca(OH)2).

Номенклатура. Названия оснований образуются из слова «гидроксид» и названия металла, в скобках указывается степень окисления металла (для металлов с постоянной степенью окисления ее не указывают) . Например: NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).

Химические свойства:

1) Реакция нейтрализации – взаимодействие с кислотами: NaOH + HCl = NaCl + H2O Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O 2) C кислотными оксидами образуют соли: Сu(OH)2 + SO3 = CuSO4 + H2O 3) Щелочи взаимодействуют с растворами некоторых солей (если образуется нерастворимое основание): CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3¯ + 3NaCl 4) Все нерастворимые основания при нагревании разлагаются: 2Fe(OH)3 При работе в химической лаборатории - student2.ru Fe2O3 + 3H2O 5) Щелочи взаимодействуют с некоторыми неметаллами (галогенами, фосфором, серой): 2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O 3KOH + 4P +3H2O = PH3 + 3KH2PO3 6) Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами так и с щелочами: Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

Кислоты

Кислоты – сложные вещества, при диссоциации распадающиеся на ион водорода (протон) и кислотный остаток.

Различают кислородсодержащие (H2SO4, H3PO4, H2CO3) и бескислородные кислоты – HCl, HI, H2S . По числу атомов водорода, входящих в молекулу (основности), кислоты делят на одноосновные (HCl), двухосновные (H2CO3), трехосновные (H3PO4 ).

Номенклатура. Названия бескислородных кислот производится от названия неметалла с прибавлением окончания - водородная. Например, HCl – хлороводородная, HF – фтороводородная. Названия кислородсодержащих кислот производится от названия элемента с прибавлением окончания – ная, если степень окисления неметалла равна номеру группы, в которой находится неметалл в периодической системе. Например – H2SO4 - серная кислота, HClO4 – хлорная кислота. По мере понижения степени окисления элемента окончания меняются на - оватая, -истая, -оватистая. Названия кислот и кислотных остатков представлены в приложении 1.

Химические свойства:

1) Взаимодействие с металлами: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2­ 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 2) С основными и афотерными оксидами: CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O 3) С основаниями – реакция нейтрализации: HCl + NaOH = NaCl + H2O 4) С солями – вытесняя более слабую кислоту или образуя осадок: CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2CO3 BaCl2 + H2SO4 = BaSO4¯ + 2HCl 5) Разложение некоторых кислот при нагревании: 4HNO3 При работе в химической лаборатории - student2.ru 4NO2­ + 2H2O + O2­

Cоли

Соли – сложные вещества, образованные катионами металлов и анионами кислотных остатков. Соли делят на - средние, кислые и основные. Средние соли это соли, в которых все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металлов (Na2SO4, Na3PO4). Кислые соли – атомы водорода замещены частично на атомы металлов (NaHSO4, NaH2PO4, Na2HPO4). В основных солях группы ОН¾ частично замещены на кислотные остатки (MgOHCl).

Номенклатура. Названия солей образуются из названия аниона (кислотного остатка) и затем название катиона, в скобках указывается степень окисления металла (для металлов с постоянной степенью окисления ее не указывают). Например: NaCl – хлорид натрия, K2CO3 – карбонат калия. Названия кислотных остатков приведены в таблице 1. В названия кислых солей вводится приставка «гидро», в названия основных солей вводится приставка «гидроксо». Например: NaHSO4 – гидросульфат натрия, Fe(OH)2Cl – дигидроксохлорид железа (III).

Названия кислот и кислотных остатков приведены в приложении 1.

Химические свойства:

1) Взаимодействие с более активным металлом: Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu 2) Реакции обмена с кислотами: BaCl2 + H2SO4 = BaSO4¯+ 2HCl AgNO3 + HCl = AgCl¯ + HNO3 3) Реакции ионного обмена между двумя солями: Hg(NO3)2 + 2KI = HgI2¯ + 2KNO3 К2СrO4 + BaCl2 = BaCrO4¯+ 2KCl 4) Термическое разложение нитратов, карбонатов и солей аммония: СaCO3 При работе в химической лаборатории - student2.ru CaO + CO2 2KNO3 При работе в химической лаборатории - student2.ru 2KNO2 + O2 NH4NO2 При работе в химической лаборатории - student2.ru 2H2O + N2

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1. Что называется оксидом, основанием, кислотой, солью?

2. Определите, к каким классам относятся следующие соединения: H2O, СaCO3, H2SO4, FeCl2, AgNO3, Na2HPO4, Fe(OH)3, MgOHCl. Назовите эти соединения.

3. В чем разница в названиях следующих соединений:

а) CO и CO2;

б) Fe(OH)2 и Fe(OH)3;

в) H2SO4 и H2SO3;

г) CuCl и CuCl2?

4. Составьте формулы следующих соединений: гидроксид никеля (II), оксид азота (II), оксид азота (IV), карбонат лития, фосфат железа (II), сульфит калия, сероводородная кислота, уксусная кислота.

5. Рассчитайте молярную массу фосфата железа (III), нитрата кальция, сульфата алюминия.

6. Напишите, к какому классу неорганических соединений относятся данные вещества и дайте им названия:

  Формула Класс Название
N2O    
N2O3    
Na2CO3    
Ag2SO4    
KNO2    
Li3PO4    
Na2S    
PbI2    
CaSiO3    
CuSO3    
Bi(NO3)3    
(CH3COO)2Zn    
NH4Cl    
Fe(OH)2    
Fe(OH)3    

7. Составьте формулы следующих соединений:

Название Формула
Сульфид хрома (III)  
Карбонат никеля (II)  
Ортофосфат кадмия (II)  
Оксид серы (IV)  
Оксид ванадия (V)  
Гидроксид никеля (II)  
Сульфит марганца (II)  

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Оборудование:штативы, пробирки, спиртовки, держатели, набор реактивов в капельницах и бюксах.

Опыт 1. Получение оксидов

а) Термическое разложение дихромата аммония.

В сухую пробирку внесите два – три шпателя дихромата аммония, осторожно нагрейте на спиртовке. Запишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

б) Термическое разложение гидроксида меди.

В сухую пробирку внесите 3-4 капли сульфата меди, добавьте несколько капель гидроксида калия. Полученный осадок нагревайте на спиртовке до изменения цвета. Напишите уравнения реакций, назовите полученные вещества.

Опыт 2. Получение оснований

а) Взаимодействие оксидов с водой.

Внесите в пробирку один шпатель оксида кальция и добавьте воды. Добавьте в пробирку 1-2 капли фенолфталеина. Объясните появление окраски, напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

б) Взаимодействие солей со щелочами.

Внесите в первую пробирку 5-6 капель соли кобальта, добавьте 2-3 капли гидроксида калия. Напишите уравнение реакции, отметьте цвет осадка, назовите полученные вещества.

Внесите во вторую пробирку 5-6капель соли никеля, добавьте 2-3 капли гидроксида калия. Напишите уравнение реакции, отметьте цвет осадка, назовите полученные вещества.

Опыт 3. Получение кислот

Внесите в первую пробирку порошок карбоната натрия, добавьте 1 пипетку раствора серной кислоты. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

Внесите во вторую пробирку 1 мл силиката натрия. Добавьте при непрерывном перемешивании 1 пипетку раствора серной кислоты. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

Опыт 4. Получение солей

а) Реакция нейтрализации.

Внесите в пробирку 3-4 капли гидроксида калия и 1-2 капли фенолфталеина. Прибавляйте по каплям соляную кислоту до исчезновения окраски. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

б) Взаимодействие основного оксида с кислотой. Внесите в пробирку один шпатель оксида меди и несколько капель серной кислоты. Осторожно нагрейте пробирку. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

Лабораторная работа № 2

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ

Цель работы: научиться готовить растворы, рассчитывать необходимое количество реагентов, пересчитывать одну концентрацию в другую, контролировать концентрацию приготовленного раствора по его плотности, определяя плотность раствора ареометром.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Основные понятия химии

Атом - мельчайшая химически неделимая частица вещества.

Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая всеми химическими свойствами данного вещества.

Относительная масса элемента – это отношение массы его атома к 1/12 массы атома изотопа углерода 12C. Единица измерения относительной массы называется атомная единица массы (а.е.м.).

1 а.е.м.При работе в химической лаборатории - student2.ru1,66∙10-24 г

Величины атомных масс элементов в а.е.м приводятся При работе в химической лаборатории - student2.ru в периодической системе Д.И.Менделеева. Атомные и молекулярные массы, выраженные в а.е.м, являются относительными (обозначаются Ar и Mr, соответственно), они показывают, во сколько раз масса одного атома элемента или молекулы вещества больше массы 1/12 части массы атома изотопа углерода 12С.

Относительную молекулярную массу (Mr) вещества высчитывают в а. е.м., округляя значения массы до целых, при этом у хлора Cl – до десятых (35,5 а. е.м.).

Mr (H2O) = 1∙2 + 16 = 18 (а.е.м.),

Mr (H3PO4) = 1∙3 + 31 + 16∙4 = 98 (а.е.м.).

Моль (n) – это количество вещества, содержащее столько же структурных единиц (атомов, молекул, ионов), сколько атомов содержится в 12 г атома изотопа углерода 12C.

Молярная масса (M) – это масса 1 моля вещества. Молярная масса M численно равна относительной молекулярной массе Mr:

Mr (H2O) = 18 а.е.м.

M (H2O) = 18 г/моль.

В 1 моле содержится число Авогадро частиц

NА = 6,022∙1023 моль-1

В количественных расчетах в химии также широко используется понятие «химический эквивалент».

Химический эквивалент вещества - условная или реальная частица этого вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалента (равноценна) одному иону водорода в ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Это величина безразмерная. Состав эквивалента, как и состав атомов, молекул, ионов выражают с помощью химических знаков и формул.

Примеры определения формулы эквивалента:

а) KOH + HCl = KCl + H2O

OH + H+ = H2O

С одним ионом водорода H+ реагирует один ион гидроксогруппы OH, поэтому эквивалентом гидроксогруппы является сама гидроксогруппа – реальная частица.

б) Са (ОН)2 + 2НСI = CaCI2 + 2H2O

Са (ОН)2 + 2H+ + 2CI = Ca2+ + 2CI + 2H2O

По уравнению реакции видно, что на 2 иона H+ приходится 1 ион Ca2+, тогда на 1 ион H+ (эталон эквивалента) будет приходиться ½ иона Ca2+, т. е эквивалентом иона Ca2+ является ½ Ca2+ - условная частица.

Э (Са2+) = 1/2 Са2+.

Рассуждая аналогично, можно составить пропорции и по другим частицам. Так, на 2 иона H+ приходится 2 иона CI , 2 иона OH , поэтому

Э (СI) = CI (реальная частица), Э (ОН) = ОН (реальная частица).

Молярная масса эквивалента (МЭ) – это масса 1 моля эквивалентов вещества.

При работе в химической лаборатории - student2.ru

При работе в химической лаборатории - student2.ru

а) молярная масса эквивалента основания

При работе в химической лаборатории - student2.ru

где Z – число функциональных групп, т.е. число гидроксогрупп OHв молекуле основания.

б) молярная масса эквивалента кислоты

При работе в химической лаборатории - student2.ru

где Z – число функциональных групп, т.е. число атомов водорода в молекуле кислоты.

в) молярная масса эквивалента соли

При работе в химической лаборатории - student2.ru

Основные законы химии

Наши рекомендации