Правила выполнения лабораторных работ

Лабораторные работы

Методическое пособие

по дисциплине «Химия»

Санкт-Петербург

2013 г.

Автор: Родякина Е.В., преподаватель высшей категории

Санкт-Петербургского политехнического колледжа.

Рецензент: Никитин В.А., канд. хим. наук, доцент кафедры химии

Санкт-Петербургского института машиностроения.

Данное пособие представляет собой методические указания к проведению лабораторных работ по дисциплине «Химия». Пособие предназначено для практического усвоения материала указанных тем, приобретения компетенций в области проведения химического эксперимента, развития организационных и коммуникационных компетенций.

В сборнике содержится материал, необходимый студентам как при самостоятельной подготовке к работе, так и при непосредственном выполнении работы на занятии. К работе прилагается бланк отчета.

Предисловие

В данном сборнике содержатся методические указания к работам, выполняемым студентами при изучении дисциплины Химия.

Назначение методических указаний – способствовать достижению следующих результатов обучения и развития студентов: умения выполнять химические опыты, подтверждающие свойства изученных веществ, распознавать вещества, пользоваться химической посудой и оборудованием, соблюдать правила охраны труда; сравнивать состав и свойства веществ, анализировать результаты наблюдаемых опытов на основе изученных законов и теорий.

Методические указания предназначены для использования студентами как при домашней подготовке к выполнению лабораторных работ, так и в процессе выполнения их в лаборатории.

Материал представлен в следующем порядке:

n Правила выполнения лабораторных работ.

n Лабораторные работы, содержащие разделы:

-- Цель работы.

-- Пояснения к работе, отражающие краткие теоретические сведения на основе минимума содержания по данному разделу дисциплины и с учетом требований к итогам его усвоения, определяемых ГОС СПО.

-- Задание, которое студент обязан выполнить при домашней подготовке к лабораторной работе.

-- Работа в лаборатории. Здесь содержатся инструкции по проведению опытов, приводится список необходимых реактивов и оборудования.

-- Содержание отчета.

-- Контрольные вопросы, позволяющие оценить выполнение требований Государственного образовательного стандарта к уровню знаний студентов по данному разделу дисциплины, в том числе и на этапе допуска к работе.

n Литература.

Лабораторные работы помогают студентам усвоить основные законы и теоретические положения химии, узнать свойства важнейших веществ и способы их получения, прививают навыки в проведении простейших химических исследований и определений, выполняемых в производственных условиях или в заводских лабораториях.

Правила выполнения лабораторных работ

Студенты допускаются к работе после проверки готовности, производимой преподавателем.

Объем домашней подготовки включает повторение соответствующих теме разделов учебника, записей в рабочей тетради, подробное ознакомление с теоретическими сведениями, содержащимися в пояснениях к данной работе, ответы на контрольные вопросы.

Кроме теоретических знаний по теме работы, студенты должны четко представлять последовательность действий в соответствии с инструкциями раздела «Работа в лаборатории», и знать правила охраны труда при работе в химической лаборатории.

При выполнении опытов необходимо строго следовать инструкции и соблюдать все меры предосторожности.

После выполнения работы студенты должны представить отчет о проделанной работе с обсуждением полученных результатов и выводов.

Порядок выполнения работ, пропущенных

по уважительным причинам.

После проверки готовности студент выполняет работу с другой группой в отведенный для лабораторных работ и дополнительных занятий день (субботу).

Порядок выполнения работ, пропущенных

по неуважительным причинам.

Студент допускается к выполнению работы после проверки готовности в зачетную неделю.

Лабораторная работа 1. Химические свойства спиртов и альдегидов

Цель работы:

Осуществить реакции, подтверждающие химические свойства спиртов и альдегидов, объяснить при помощи химических уравнений сущность этих реакций.

Пояснения к работе

Химические свойства спиртов

1) Кислотные свойства: Спирты — амфотерные соединения, могут образовывать соли и комплексы с активными металлами. Например:

СН₃ – СН₂–ОН + Na —> СН₃– СН₂–ОNa + Н₂

2) Взаимодействие с галогеноводородами:

R-OH + HHal —> RHal + H₂O

HF не вступает в эту реакцию так как его кислотность недостаточна.

3) Межмолекулярная дегидратация(образование простых эфиров):

R-OH + R'-OH -> R-O-R' + H₂O

Катализатором данной реакции служит кислота. Чаще всего используют серную кислоту. Легче всего реагируют третичные спирты.

4) Внутримолекулярная дегидратация:

C₂H₅OH —> CH₂=CH₂ + H₂O

Спирты дегидратируются по правилу Зайцева. Легче всего отщепляют воду третичные спирты. Межмолекулярная и внутримолекулярная дегидратация являются конкурирующими реакциями. Но вторая протекает при более высокой температуре.

5) Реакция этерификации. Спирты реагируют с кислотами, при этом образуются сложные эфиры.

а)R—ОН + HNO₃ —> R—О—NO₂ + Н₂О

б)R'-OH + R-COOH —> R-C(O)-OR' + H₂O

Реакция является обратимой. Также при взаимодействии с неорганическими кислотами-окислителями(например с азотной) протекает побочная реакция - окисление.

6) Окисление спиртов Спирты окисляются легче, чем углеводороды. Первичные и вторичные спирты окисляются легче третичных. Первичные окисляются до альдегидов, вторичные — до кетонов. В случае первичных спиртов может протекать дальнейшее окисление образующихся альдегидов до соответствующих карбоновых кислот.

7) R-OH —> R-CHO —> R-COOH

Химические свойства альдегидов

1) Альдегиды медленно окисляются кислородом воздуха в карбоновые кислоты:

2) Качественная реакция на альдегиды – реакция «серебряного зеркала». Реакция состоит во взаимодействии альдегида RСНО с водно-аммиачным раствором оксида серебра(I), представляющим растворимое комплексное соединение [Ag(NН₃)₂]OH. Реакцию проводят при температуре, близкой к температуре кипения воды (80–100 °С). В результате на стенках стеклянного сосуда (пробирки, колбы) образуется осадок металлического серебра – «cеребряное зеркало»:

3) Восстановление гидроксида меди(II) в оксид меди(I) – другая характерная реакция альдегидов. Реакция протекает при кипячении смеси и состоит в окислении альдегида. Точнее сказать, происходит внедрение атома [О] окислителя Cu(OH)₂ по связи С–Н альдегидной группы. При этом изменяются степени окисления карбонильного углерода (от +1 до +3) и атома меди (от +2 до +1). При нагревании голубого осадка Cu(OH)₂ в смеси с альдегидом наблюдается исчезновение голубой окраски и образование красного осадка Cu₂O:

4) Альдегиды присоединяют водород Н₂ по двойной связи С=О при нагревании в присутствии катализатора (Ni, Pt, Pd). Реакция сопровождается разрывом -связи в карбонильной группе С=О и присоединением по месту ее разрыва двух атомов Н молекулы водорода Н–Н. Таким образом из альдегидов получают спирты:

Работа в лаборатории

Опыт 1.Растворимость спиртов в воде

Реактивы и оборудование: спирты (этиловый, пропиловый, амиловый); фарфоровые чашки, пробирки.

В четыре пробирки наливают по 2 мл воды и в каждую добавляют по 0,5 мл этилового, пропилового, бутилового, амилового (или изоамилового) спиртов соответственно. Пробирки хорошо встряхивают. Отмечают, что этиловый и пропиловый спирты прекрасно растворяются в воде, а при растворении амилового спирта образуется эмульсия, которая быстро расслаивается. При этом изоамиловый спирт, подобно маслу, всплывает на поверхность воды. Отсюда и возникло название «сивушное масло», под которым понимают смесь высокомолекулярных одноатомных спиртов, в том числе и изоамилового. Объясните, почему выше перечаленные спирты по-разному растворяются в воде.

Опыт 2.Взаимодействие с металлическим натрием

Реактивы и оборудование: этиловый спирт, натрий металлический; пробирки, скальпель, пинцет, фильтровальная бумага, проволока, лучины.

В сухую пробирку наливают этиловый спирт и погружают в него кусочек чистого (свежеотрезанного, очищенного и отжатого от керосина) металлического натрия размером с горошину. Охлаждая пробирку в стакане с водой, предотвращают разогревание смеси и выкипание спирта. Когда газ станет выделяться спокойно, подносят к отверстию пробирки горящую лучину. Выделяющийся водород образует с воздухом смесь, вспыхивающую с характерным резким звуком. (Опыт демонстрационный)

Запишите уравнение реакции.

Опыт 3.Комплексообразование многоатомных спиртов

Реактивы и оборудование: глицерин, этиловый спирт, глицерин, сульфат меди (3%-ный водный раствор), гидроксид натрия (2н водный раствор), соляная кислота (разбавленная 1:5); пипетки, пробирки.

Поместите в пробирку 3 капли раствора сульфата меди, 3 капли раствора щёлочи и взболтайте. Появляется голубой студенистый осадок гидроксида меда (II). Добавьте в пробирку 2–3 капли многоатомного спирта. При взбалтывании осадок растворяется и появляется тёмно-синее окрашивание образовавшегося глицерата меди.

Опыт 4. Восстановление альдегидами соединений серебра

Реактивы: формальдегид.

Предварительно готовят аммиачный раствор окиси серебра, добавляя к 4-5 мл раствора нитрата серебра разбавленный водный аммиак по каплям до растворения первоначально образующегося осадка.

Раствор альдегида наливают (по 1 мл) в две пробирки и добавляют в каждую пробирку по 1 мл свежеприготовленного аммиачного раствора окиси серебра. В одну из пробирок добавляют еще 2-3 капли разбавленного раствора щелочи. Встряхнув пробирки, ставят их в штатив.

Отмечают, в какой пробирке изменение наблюдается раньше. Если серебро не выделяется, то нагревают пробирки с жидкостью несколько минут на водяной бане до 50-60^оС.

Чтобы получить осадок серебра в виде зеркального слоя на стенках пробирки, перед проведением опыта следует тщательно вымыть пробирку горячим раствором щелочи и затем ополоснуть дистиллированной водой.

По окончании работы с аммиачным раствором окиси серебра необходимо сразу же вымыть посуду, находившуюся в работе, а образовавшиеся осадки и налеты на стенках растворить в разбавленной азотной кислоте.

Запишите уравнение реакции

Составьте отчет следующего содержания:

Цель работы:_____________________________________________

№ опыта

Порядок выполнения

Наблюдения

Уравнение реакции

Выводы

Лабораторная работа 1.

Химические свойства спиртов и альдегидов

Отчет

Студент___________________________________________________________

Группа_______

Цель работы:

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

№ опыта	Порядок выполнения	Наблюдения	Уравнение реакции	Выводы

Пояснения к работе

Карбоновые кислоты содержат сильно полярную связь между атомами кислорода и водорода в гидроксильной группе, которая еще больше поляризуется под влиянием атома кислорода, входящего в состав карбонильной группы.

1). В водном растворе карбоновые кислоты обратимо диссоциируют:

RCOOH RCOO^- + Н⁺

Лакмус в растворе карбоновых кислот приобретает красный цвет.

Карбоновые кислоты — слабые, поэтому сильные минеральные кислоты вытесняют их из соответствующих солей.

2). Реагируют с

- активными металлами

2RCOOH + Mg → (RCOO)₂ Mg+Н₂

- основными оксидами

2RCOOH + СаО → (RCOO)₂ Са+Н₂О

- основаниями

RCOOH + NаОH → RCOONа+Н₂О

- солями слабых кислот

RCOOH + NаHCО₃ → RCOONа+Н₂О+CО₂

3). Взаимодействуют со спиртами:

Работа в лаборатории

Оборудование: пробирки, штатив, хим. ложка, инструкция по выполнению лабораторной работы

Реактивы: две полоски индикаторной бумаги, раствор соляной кислоты концентрацией 3 моль/л, раствор уксусной кислоты концентрацией 3 моль/л, магний, раствор гидроксида калия концентрацией 1 моль/л, фенолфталеин , раствор карбоната натрия.

Опыт 1. Сравнение свойств органической и неорганической кислот.

В этом опыте сравним силу (степень диссоциации) органической кислоты на примере уксусной и неорганической – на примере соляной. Для этого определим рН растворов этих кислот с помощью универсальной индикаторной бумаги. Приготовить две полоски индикаторной бумаги и нанести на одну полоску каплю раствора соляной кислоты концентрацией 3 моль/л, а на другую каплю раствора уксусной кислоты такой же концентрации 3 моль/л. Сразу же сравнить изменившийся цвет бумаги с цветной шкалой, определив значение рН. Сделать вывод о том, какая из кислот является боле сильной.

Опыт 2. Отношение уксусной и соляной кислот к металлам.

Для опыта приготовить две пробирки. В одну поместить 1 мл уксусной кислоты , а в другую 1 мл соляной кислоты. В каждую из пробирок насыпать на кончике ложечки стружку магния. В каком случае реакция протекает интенсивнее? Какой газ выделяется из раствора. Записать уравнения соответствующих реакций.

Опыт 3. Взаимодействие уксусной кислоты с основаниями.

Поместите в пробирку 1 мл раствора гидроксида калия и прибавить несколько капель фенолфталеина. Объясните изменение окраски раствора. Затем в пробирку по каплям прибавляйте раствор уксусной кислоты до обесцвечивания раствора. Чем вызвано исчезновение окраски раствора? Записать уравнение соответствующей реакции.

Опыт 4. Взаимодействие уксусной кислоты с солями слабых неорганических кислот.

В пробирку поместить раствор карбоната натрия и приливать по каплям уксусную кислоту концентрацией CH₃COOH 3моль/л . Описать наблюдаемые явления. Записать уравнение соответствующей реакции. Какой газ выделяется из раствора?

Сделайте вывод по работе: какова сила карбоновых кислот (на примере уксусной кислоты)? Каковы сходные признаки между органическими и неорганическими кислотами?

Составьте отчет следующего содержания:

№ опыта

Порядок выполнения

Наблюдения

Уравнение реакции

Выводы

Лабораторная работа 2.

Химические свойства карбоновых кислот

Отчет

Студент___________________________________________________________

Группа_______

Цель работы:

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

№ опыта	Порядок выполнения	Наблюдения	Уравнение реакции	Выводы

Цель работы

Ознакомление с условиями лабораторного практикума и формирование умений самостоятельно проводить экспериментальную работу на примере изучения основных закономерностей протекания реакций ионного обмена.

Пояснения к работе

Реакции ионного обмена – это реакции в растворах электролитов, при которых ионы одного вещества обмениваются с ионами другого вещества.

Электролитами называют вещества, которые в расплавах или в растворах при взаимодействии с растворителем распадаются на ионы (диссоциируют).

Ионы – это заряженные частицы, образованные из одного или нескольких атомов. Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные – анионами.

Растворы сильных электролитов в результате полной диссоциации содержат в основном ионы, а растворы слабых электролитов содержат в основном нераспавшиеся (недиссоциированные) молекулы и небольшую часть ионов. Сила электролита характеризуется степенью диссоциации, которая показывает соотношение между числом распавшихся(диссоциированных) молекул и общим числом молекул: α = N_дис/N_общ

К сильным электролитам (α > 30%) относят:

а) практически все растворимые соли;

б) кислоты: H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, HMnO4 и некоторые другие;

в) растворимые основания (щелочи) – гидроксиды металлов IA и IB групп периодической системы

К слабым электролитам относят остальные кислоты и основания, воду и другие вещества.

В реакциях ионного обмена наряду с растворимыми сильными электролитами участвуют (образуются или расходуются) нерастворимые вещества, газы, малодиссоциированные соединения (слабые электролиты). Уравнения ионообменных реакций записывают в трех формах: 1) молекулярной, 2) полной ионной и 3) сокращенной ионной. В качестве примера составим уравнение для реакции между растворами нитрата бария и сульфата натрия.

Молекулярное уравнение

Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄$ + 2NaNO₃

Полное ионное уравнение

Ba²⁺ + 2NO₃^-+ 2Na⁺ + SO₄^2- = BaSO₄$ + 2Na⁺ + 2NO₃^-

Сокращенное ионное уравнение

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄$

При составлении ионных уравнений сильные растворимые электролиты записывают в виде ионов: катионов (положительно заряженных ионов) и анионов (отрицательно заряженных ионов). Нерастворимые вещества, газы и слабые электролиты записывают в виде молекул. Внимательно изучите таблицу растворимости – она не только подскажет, какие вещества нерастворимы, но и поможет вам правильно определить заряды катионов и анионов для сильных электролитов.

Сокращенное ионное уравнение наиболее ясно выражает сущность реакции. В нашем примере видно, что реакция свелась к образованию нерастворимого вещества (осадка) сульфата бария.

Реакции в растворах электролитов практически необратимы и идут до конца в случаях, когда образуется: а) осадок, б) газ, в) слабый электролит.

Примеры уравнений реакций с образованием осадка

Взаимодействие растворов кислоты и соли

H₂SO₄ + Pb(NO₃)₂ = PbSO₄$ + 2HNO₃

2H⁺ + SO₄^2- + Pb²⁺+2NO₃^- = PbSO₄$ + 2H⁺+ 2NO₃^-

Pb²⁺ + SO₄^2- = PbSO₄$

Взаимодействие растворов сильного основания (щелочи) и соли

2NaOH +MgSO₄ = Mg(OH)₂$ + Na₂SO₄

2Na⁺ + 2OH^- + Mg²⁺ + SO₄^2- = Mg(OH)₂$ + 2Na⁺ + SO₄^2-

Mg²⁺ + 2OH^- = Mg(OH)₂$

Взаимодействие растворов двух солей

AgNO₃ + NaCl = AgCl$ + NaNO₃

Ag⁺ NO₃^- + Na⁺ + Cl^- = AgCl$ + Na⁺ + NO₃^-

Ag⁺ + Cl^- = AgCl$

Взаимодействие газа (кислотного оксида) с сильным основанием

SO₂ + Ca(OH)₂ = CaSO₃$ + H₂O

SO₂ + Ca²⁺ + 2OH^- = CaSO₃$ + H₂O

Примеры уравнений реакций с образованием газа

Взаимодействие кислоты и соли

H₂SO₄ + K₂SO₃ = K₂SO₄ + H₂O + SO₂#

2H⁺ + SO₄^2- + 2K⁺ + SO₃^2- = 2K⁺ + SO₄^2-+ H₂O + SO₂#

2H⁺ + SO₃^2- = H₂O + SO₂#

Взаимодействие сильного основания и соли

NaOH + NH₄NO₃ = NaNO₃ + NH₃# + H₂O

Na⁺ + OH^- + NH₄⁺ + NO₃^- = Na⁺ + NO₃^- + NH₃# +H₂O

NH₄⁺ + OH^- = NH₃# +H₂O

Примеры уравнений реакций с образованием слабого электролита

Реакция нейтрализации

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

2Na⁺ + 2OH^- + 2H⁺+ SO₄^2- = 2Na⁺+ SO₄^2-+ 2H₂O

OH^- + H⁺ = H₂O

Взаимодействие нерастворимого основания и кислоты

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O

Cu(OH)₂ + 2H⁺ + SO₄^2- = Cu²⁺ + SO₄^2- + H₂O

Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Cu²⁺ + H₂O

Образование слабой кислоты

2NaCH₃COO + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CH₃COOH

2Na⁺ + CH₃COO^- + 2H⁺ + SO₄^2-= 2Na⁺ + SO₄^2- +CH₃COOH

CH₃COO^- + H⁺ = CH₃COOH

Задание для самопроверки и получения допуска к работе в лаборатории

При домашней подготовке необходимо:

1. Самостоятельно изучить методические рекомендации к данной лабораторной работе, конспект и литературу по теме.

2. Подготовить ответы на контрольные вопросы.

3. Решить экспериментальную задачу.

Контрольные вопросы

1. Какие реакции называют реакциями ионного обмена?

2. Что такое ионы? В результате какого процесса они образуются?

3. Какие вещества называют сильными электролитами?

4. Какие вещества называют сильными электролитами? Назовите некоторые из них.

5. Какие вещества называют слабыми электролитами?

6. В каких случаях реакции ионного обмена необратимы?

7. Как записываются уравнения реакций ионного обмена?

Экспериментальная задача.

Даны растворы:

серной кислоты,

гидроксида натрия,

хлорида бария,

cульфата меди(II).

Пользуясь таблицей растворимости, определите, при сливании каких растворов будут образовываться нерастворимые вещества (осадки). Составьте уравнения соответствующих реакций в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах.

Работа в лаборатории

Реактивы: Оборудование:

раствор карбоната натрия (Na2CO3) штатив

раствор серной кислоты (H2SO4) шесть пробирок

раствор гидроксида натрия (NaOH)

раствор хлорида бария (BaCl2)

раствор сульфата меди (CuSO4)

измельченный мел (CaCO3 с примес.)

индикатор фенолфталеин

Порядок работы:

1. Реакции обмена, сопровождающиеся выделением газа.

Подготовить две пробирки.

Опыт 1.1. В первую пробирку налить раствор карбоната натрия и добавить по каплям раствор кислоты.

Опыт 1.2. Во вторую пробирку положить кусочек мела и добавить по каплям раствор кислоты.

2. Реакции обмена с образованием слабого электролита.

Подготовить одну пробирку.

Опыт 2.1. В пробирку налить раствор гидроксида натрия и добавить две-три капли индикатора. К полученному раствору добавить по каплям раствор кислоты до исчезновения окраски индикатора.

3. Реакции обмена, сопровождающиеся образованием осадка.

Пользуясь таблицей растворимости солей и оснований в воде, подберите из имеющихся реактивов такие растворы, которые при взаимодействии между собой привели бы к образованию нерастворимого соединения (осадка).

Подготовьте необходимое число пробирок.

Осуществите на практике эти реакции.

В ходе работы все наблюдения необходимо заносить в отчет.

По окончании эксперимента необходимо записать в отчете уравнения всех проведенных реакций в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде.

На основании сокращенных ионных уравнений объяснить свои наблюдения и сущность происходящих превращений.

Лабораторная работа 3

Цель работы

Осуществить реакции, подтверждающие химические свойства кислот и оснований и объяснить при помощи сокращенных ионных уравнений сущность этих реакций.

Пояснения к работе

Электролитической диссоциацией называют процесс распада электролитов на ионы в водных растворах или в расплавах. При диссоциации молекулы электролитов (кислот, солей, оснований) распадаются на положительно заряженные ионы, называемые катионами и отрицательно заряженные ионы, называемые анионами. Катионы и анионы в растворе химически связаны с молекулами воды – гидратированы, но для простоты написания уравнений электролитической диссоциации в них обычно гидратацию не показывают.

Кислоты.

Диссоциация кислот:

HCl H⁺ + Cl^-

HNO₃ H⁺ + NO₃^-

Диссоциация многоосновных кислот происходит ступенчато:

первая ступень H₂S H⁺ + HS^-

вторая ступень HS^- H⁺ + S^2-

Из уравнений диссоциации видно, что общим для всех кислот является присутствие в растворе катионов водорода(H⁺).

Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода(H⁺).

Именно катионы водорода являются причиной общих свойств всех кислот: кислый вкус, изменение окраски индикаторов, взаимодействие с металлами, основными оксидами, основаниями.

Химические свойства кислот

1) Диссоциация

HCl = H⁺ + Cl^-

2) Взаимодействие растворов кислот с металлами:

2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂#

2H⁺ + 2Cl^- + Zn⁰ = Zn²⁺ + 2Cl^- + H₂⁰#

2H⁺ + Zn⁰ = Zn²⁺ + H₂⁰#

3) Взаимодействие кислот с основными оксидами:

H₂SO₄ +MgO = MgSO₄ + H₂O

2H⁺ + SO₄^2- +MgO = Mg²⁺ + SO₄^2- + H₂O

2H⁺ +MgO = Mg²⁺ + H₂O

4) Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации):

HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O

H⁺ + NO₃^- +Na⁺ + OH^- = Na⁺ + NO₃^- + H₂O

H⁺ + OH^- = H₂O

Сокращенные ионные уравнения этих взаимодействий еще раз показывают, что именно катионы водорода (H⁺) участвуют в реакциях со стороны кислот.

Кислоты могут реагировать с солями, если образуется газ, осадок или слабый электролит (см. “Реакции ионного обмена”).

H₂SO₄ + K₂CO₃ = K₂SO₄ + CO₂# + H₂O

2Н⁺ + SO₄^2- + 2K⁺ + CO₃^2- = 2K⁺ + SO₄^2- + CO₂# + H₂O

2Н⁺ + CO₃^2- = CO₂# + H₂O

H₂SO₄ + Ва(NO₃)₂ = ВаSO₄$ + 2HNO₃

2Н⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2NO₃^2- = BaSO₄$ + 2H⁺ + 2NO₃^2-

Ва²⁺ + SO₄^2- = ВаSO₄$

H₂SO₄ + 2NaF = Na₂SO₄ + 2HF

2Н⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ +2F^- = 2Na⁺ + SO₄^2- + 2HF

Н⁺ + F^- = HF

Основания.

Диссоциация оснований:

NaOH D Na⁺ + OH^-

KOH D K⁺ + OH^-

Диссоциация многокислотных оснований происходит ступенчато:

первая ступень Ba(OH)₂ D BaOH⁺ + OH^-

вторая ступень BaOH⁺ D Ba⁺ + OH^-

Из уравнений диссоциации видно, что общим для всех оснований является присутствие в растворе гидроксид-ионов(OH^-).

Основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы(OH^-).

Именно гидроксид-ионы являются причиной общих свойств всех оснований:

изменение окраски индикаторов (для растворимых оснований – щелочей), взаимодействие с кислотными оксидами, с кислотами, с растворами солей.

Задание для самопроверки и получения допуска к работе в лаборатории

При домашней подготовке необходимо:

1. Самостоятельно изучить методические рекомендации к данной лабораторной работе, конспект и литературу по теме.

2. Подготовить ответы на контрольные вопросы.

3. Решить экспериментальную задачу.

Контрольные вопросы

1. Дайте определение кислотам и основаниям в свете теории электролитической диссоциации.

2. Какие ионы определяют химические свойства кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации? Перечислите эти свойства.

3. Какие ионы определяют химические свойства основанний с точки зрения теории электролитической диссоциации? Перечислите эти свойства

Экспериментальная задача.

В лаборатории имеются вещества: железо металлическое, медь металлическая, оксид кремния(IV), оксид бария, соляная кислота, гидроксид магния, раствор хлорида цинка. С какими из перечисленных веществ будут реагировать: а) раствор серной кислоты; б) раствор гидроксида натрия? Составьте уравнения соответствующих реакций в молекулярной, ионной и сокращенной ионной форме

Работа в лаборатории

Реактивы: Оборудование:

раствор серной кислоты H2SO4 штатив

раствор гидроксида натрия NaOH . стеклянная трубка

раствор гидроксида кальция Ca(OH)2 семь пробирок

(известковая вода)

раствор карбоната натрия Na2CO3

раствор сульфата меди CuSO4

порошок оксида меди(II) CuO

цинк металлический Zn

индикатор лакмус

Порядок работы:

1. Химические свойства кислот.

Подготовьте четыре пробирки и налейте в каждую по 1мл раствора кислоты.

Опыт 1.1. Действие кислот на индикаторы.

В первую пробирку добавить по каплям раствор индикатора лакмуса.

Опыт 1.2. Взаимодействие кислот с металлами.

Во вторую пробирку опустить кусочек цинка.

Опыт 1.3. Взаимодействие кислот с основными оксидами.

В третью пробирку аккуратно насыпать немного порошка оксида меди.

Опыт 1.4 Взаимодействие кислот с основаниями.

В первую пробирку с раствором кислоты в присутствии индикатора добавить по каплям раствор гидроксида натрия до изменения окраски индикатора.

Опыт 1.5. Взаимодействие кислот с солями.

В четвертую пробирку пролить раствор карбоната натрия.

2. Химические свойства оснований.

Подготовьте три пробирки и налейте в каждую раствор гидроксида кальция.

Опыт 2.1. Действие растворимых оснований (щелочей) на индикаторы.

В первую пробирку добавить раствор индикатора лакмуса.

Опыт 2.2. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами.

Во вторую пробирку опустить трубку и выдыхать через нее (осторожно!)

в раствор углекислый газ – оксид углерода(VI).

Опыт 2.3. Взаимодействие оснований с кислотами.

В первую пробирку с раствором гидроксида кальция в присутствии индикатора добавить по каплям раствор кислоты до изменения окраски индикатора.

Опыт 2.4. Взаимодействие растворимых оснований (щелочей) с солями.

В третью пробирку прилить раствор сульфата меди(II).

Отчет

Лабораторная работа

Цель работы

Путем испытания растворов солей индикаторами доказать, какие соли подвергаются гидролизу и определить реакцию среды данных растворов.

Пояснения к работе

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуется слабый электролит.

Гидролиз соли – это разновидность ионообменной реакции. Реакция протекает в направлении, обратном реакции нейтрализации. Поэтому при гидролизе соли образуются кислота (или кислая соль) и основание (или основная соль), и обычно среда раствора становится соответственно щелочной или кислой. Будет ли соль подвергаться гидролизу и какое значение рН приобретет раствор, можно определить, зная силу кислот и оснований, которыми образована соль.

К сильным электролитам относят: а) практически все растворимые соли; б) кислоты: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI, HClO₄, HClO₃, HMnO₄, HCrO₃; в) растворимые основания (щелочи) – гидроксиды металлов IA и IB групп периодической системы:

KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂. К слабым электролитам относят остальные кислоты и основания, воду и другие вещества.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются (KCl, Na₂SO₄, Ba(NO₃)₂ и др.). Среда водного раствора остается нейтральной.

Если растворимая соль содержит хотя бы один ион слабого электролита (основания, кислоты), то такая соль обязательно подвергается гидролизу; характер среды при этом соответствует более сильному электролиту, образовавшему соль. То есть соль сильного основания и слабой кислоты дает щелочную среду, рН > 7 (Na₂CO₃, K₂SO₃, (CH₃COO)₂Ba и др.); соль слабого основания и сильной кислоты дает кислую среду, рН < 7 (AlCl₃, Zn(NO₃)₂, CuSO₄ и др.). Если оба электролита слабые, то в зависимости от того, какой из них сильнее, среда становится слабокислой, нейтральной или слабощелочной.

Напишем уравнения гидролиза. Обычно уравнения гидролиза записывают в трех формах: сокращенной ионной, ионной и молекулярной. Удобнее начинать с сокращенной ионной формы, которая отражает сущность процесса гидролиза – взаимодействие ионов соли с водой. Необходимо помнить, что в реакции участвуют ион слабого электролита и одна молекула воды (H⁺OH^-).

1. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой

хлорид аммония NH₄Cl

NH₄⁺ + H₂O D NH₄OH + H⁺

NH₄⁺ + Cl^- + H₂O D NH₄OH + H⁺ + Cl^-

NH₄Cl + H₂O D NH₄OH + HCl

хлорид алюминия AlCl₃

Al³⁺ + H₂O D AlOH²⁺ + H⁺

Al³⁺ + 3Cl^- + H₂O D AlOH²⁺ + H⁺ + 3Cl^-

AlCl₃ + H₂O D AlOHCl₂ + HCl

Обычно реакция гидролиза с участием многозарядного иона протекает по

более сложной схеме, включающей несколько стадий. Об этом следует помнить, но нет необходимости писать остальные стадии, так как первая достаточно полно характеризует процесс: образование иона Н⁺ указывает на кислую среду раствора, осадок Al(OH)₃ не образуется, потому что гидролиз протекает преимущественно по первой стадии.

2.Соли, образованные

Наши рекомендации