Опыт №3. Амфотерность металлического алюминия

Министерство образования и науки

Российской Федерации

Федеральное государственное автономное образовательное учреждение

Высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт – филиал НИЯУ МИФИ

 
 
ФАКУЛЬТЕТ _______________________________________-.
КАФЕДРА «Техносферная безопасность» .
СПЕЦИАЛЬНОСТЬ .

ОТЧЁТ

По лабораторным работам

По общей химии

Студента__________________

(группа, курс) (фамилия, имя, отчество)

Принял преподаватель__________________

(фамилия, имя, отчество)

________ ___

(дата) (подпись)

Волгодонск, 2013 г.

Лабораторная работа №1 (ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТА (ЭКВИВАЛЕНТНОЙ МАССЫ) МЕТАЛЛА ПО ОБЪЕМУ ВЫТЕСНЕННОГО ВОДОРОДА),оформить, аналогично последующим работам, САМОСТОЯТЕЛЬНО.

Кафедра Техносферной безопасности Зависимость СвоЙСТв эЛемЕНТОВ ОТ ПОЛОжЕНиЯ В ПЕриОдической СИСТЕме Д.И. менделеева №2
Цель работы: изучить на практике, как зависят свойства элементов и их соединений от заряда ядра атома на примере элементов III периода. Оборудование и материалы:спиртовая горелка, коническая колба на 100 см3, фарфоровая чашка, часовое стекло, 8 пробирок, фенолфталеин, метилоранж, сера, цинковая пыль, натрий, магний, алюминий. Растворы: соляной кислоты, едкого натрия, хлорида олова (П), гидроксида аммония. Выполнение работы. Опыт №1. Взаимодействие щелочных металлов с водой. Нальем в фарфоровую чашку немного воды, опустим в неё кусочек натрия и быстро прикроем чашку часовым стеклом или воронкой. (Осторожно! Брызги щелочи могут попасть на открытые участки кожи человека и одежду). После окончания реакции прильем к полученному раствору 2-3 капли фенолфталеина. Составим уравнение протекающей реакции и сделаем выводы относительно свойств щелочных металлов:
 
 
 
 

Опыт №2. Действие воды на металлический магний .

Поместим в пробирку немного порошка металлического магния, добавим 5 мл воды и 2-3 капли раствора фенолфталеина. Цвет раствора практически не изменился. Затем нагреваем пробирку. Окраска раствора становится малиновой. Сделаем вывод относительно щелочных свойств магния и напишем уравнение протекающей реакции:

 
 
 
 

Опыт №3. Амфотерность металлического алюминия

Поместим кусочек металлического алюминия в пробирку, прильем немного воды и 2-3 капли фенолфталеина. Убеждаемся в том, что ни в обычных условиях, ни при нагревании алюминий с водой практически не взаимодействует. Затем поместим в две другие пробирки по кусочку алюминия. В одну из них приливаем разбавленную соляную кислоту, в другую - раствор крепкой щелочи NaOH. Пробирки нагреваем. При этом наблюдается взаимодействие алюминия как с кислотами, так и со щелочами. Напишем уравнения протекающих реакций и сделаем выводы о свойствах алюминия:

 
 
 
 
 
 

Опыт №4 . Неметаллические свойства элементарной серы

Кусочек элементарной серы помещаем в пробирку и наливаем немного воды (опыт проводить под вытяжкой!). Прибавляем сначала 2-3 капли фенолфталеина, а затем столько же метилоранжа. Отмечаем, что сера не взаимодействует с водой в обычных условиях. Нагреваем пробирку. После нагревания взаимодействие серы с водой также не происходит. Кусочек серы положим на железную ложечку, подожжем и опустим в коническую колбу, в которую было налито немного воды (не касаясь ложечкой с горячей серой поверхности воды). После сгорания серы закрываем колбу пробкой и встряхиваем. Полученный раствор разделяем на 2 пробирки и испытываем различными индикаторами. Напишем уравнения химических реакций:

 
 
 
 
 
 

Опыт №5. Амфотерные свойства гидроксида алюминия

Помещаем в пробирку 8-10 капель раствора AlCl3, добавляем по капелям 2М раствор NaOH до выпадения осадка. Распределив содержимое на две пробирки, растворяем осадок в каждой из них с помощью: в одном случае 2 М раствора HCl, в другом - 2 М раствора NaOH. Составим уравнения реакций, зная, что при реакции гидроксида алюминия с NaOH образуется гексагидроксоалюминат натрия Na3[Al (OH)6]:

 
 
 
 
 
 

Общий вывод по работе:

 
 
 
 
 
 
 
Работу выполнил Студент группы _________________   _______________________________ Ф.И.О. Работу принял Преподаватель   ________________________ (Ф.И.О.)   (подпись) Дата     Кафедра Техносферной безопасности Скорость химических реакций и химическое равновесие №3 Цель работы: ознакомиться с понятием скорость химических реакций; факторами, влияющими на её величину, а также влиянием изменения внешних факторов на состояние химического равновесия Оборудование и материалы: растворы йодата калия, сульфата натрия, серной кислоты, тиосульфата натрия, хлорида железа (III), роданида калия, сульфата меди, крахмала; карбонат кальция (мрамор); штатив с пробирками (8 шт.); секундомер; термометр; нагревательный прибор. Выполнение работы. Опыт №1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ Зависимость скорости реакции от концентрации в гомогенной системе изучим на примере реакции 2KIO3+5Na2SO3+H2SO4 = K2SO4+5Na2SO4+I2+H2O При взаимодействии йодата калия с сульфатом натрия в кислой среде образуется элементарный йод, который можно обнаружить с помощью крахмала. Для выполнения опыта возьмем три пробирки, наливаем с помощью мерной пробирки: в первую пробирку 6 см3 KIO3, во вторую – 4 см3 KIO3 и 2 см3 H2O, в третью – 2 см3 KIO3 и 4 см3 H2O. В другие три пробирки отмерим по 6 см3 сульфита натрия. Выливаем содержимое пробирки с сульфитом натрия в первую пробирку с KIO3 и включаем секундомер. Отмечаем время, в течение которого появляется синее окрашивание после приливания йодата калия. Результаты заносим в таблицу. То же самое проводим с оставшимися пробирками.  
№ проб V, см3 KIO3 V, см3 H2O V суммарный, см3 Концентрация С Время окрашивания τ, с Относительная скорость υ усл=1/ τ, c
-      
     
     

Приняв концентрацию раствора йодата калия, к которому не добавляли воду, за единицу, вычисляем концентрации в двух других случаях. Строим график зависимости скорости реакции от концентрации йодата калия.

       
 
V=1/t
  Опыт №3. Амфотерность металлического алюминия - student2.ru
 

Опыт №3. Амфотерность металлического алюминия - student2.ru

Опыт №2 Зависимость скорости реакции от температуры Зависимость скорости реакции от температуры в гомогенной среде изучим на системе Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S+H2O При взаимодействии раствора тиосульфата натрия с серной кислотой выпадает в осадок сера, вызывающая при достижении определенной концентрации помутнение раствора. По промежутку времени от начала реакции до заметного помутнения раствора можно судить об относительной скорости реакции. Наливаем в одну пробирку 5 см3 раствора тиосульфата натрия (0,3 М), в другую – 5 см3 раствора серной кислоты (0,3 М). Обе пробирки поместим в стакан с водой, чтобы растворы приняли температуру воды. сольем вместе содержимое обеих пробирок, точно отметив время от начала реакции до появления помутнения. В две другие пробирки нальем по 5 см3 тех же растворов. Поместив пробирки в водяную баню или стакан с во­дой; нагреем воду на 10°С выше температуры предыдущего опыта. Выдержав пробирки при этой температуре 5-7 мин, сливаем содержимое пробирок. Измеряем время до появления мути. Повторяем опыт, повысив температуру еще на 10°С. Результаты опытов сведены в таблицу.
№ опыта Температура опыта Т, К 1/Т, К-1 Время появления помутнения t, c Относительная скорость реакции υ усл=1/ τ, c-1 [lg υ]
         
         
         

По полученным данным строим график зависимости логарифма скорости реакции от обратной величины абсолютной температурыв координатах, представленных на рис.

  lg υ  
1/T,K-1
Опыт №3. Амфотерность металлического алюминия - student2.ru Опыт №3. Амфотерность металлического алюминия - student2.ru

делаем вывод о зависимости скорости реакции от температуры. Из графика определяем тангенс угла наклона и вычисляем энергию активации:

E = 2.303 R tg α =______________________________, дж/моль

tg α =

R =

Опыт №4 Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия Смещение химического равновесия вследствие изменения концентрации реагирующих веществ исследуется на примере реакции FeCl3 + 3KCNS = 3KCl + Fe(CNS)3 Отмерив мерной пробиркой по 5 см3 разбавленных растворов хлорида железа (III) и роданида аммония (0,003 М FeCl3 и 0,01 М KCNS), смешиваем их и разделяем поровну на 4 пробирки. Окраску раствору придает образующийся роданид железа. Одну пробирку оставляем для сравнения, во вторую – добавим 2-3 капли концентрированного раствора FeCl3 , в третью – 3-4 капли насыщенного раствора KCNS, а в четвертую – насыпаем немного кристаллического хлорида аммония. Сравнив окраску в трех пробирках с окраской контрольной пробирки, по изменению интенсивности определяем направление смещения равновесия и объясняем происходящее явление, исходя из принципа Ле Шателье.
 
 
 
 
 
 

Общий вывод по работе:

 
 
 
 
 
 
Работу выполнил Студент группы _________________   _______________________________ Ф.И.О. Работу принял Преподаватель ________________________ (Ф.И.О.)   (подпись)   Дата     Кафедра Техносферной безопасности Гидролиз солей №4 Цель работы: изучить условия протекания процессов гидролиза солей и влияние факторов, обуславливающих смещение ионного равновесия при гидролизе. Оборудование и материалы: иономер, штатив с пробирками, растворы солей, кислот, щелочей, индикаторы, кристаллы солей, спиртовая горелка, пипетка. Выполнение работы. Опыт №1 Смещение ионного равновесия в растворах вследствие гидролиза В разные пробирки внесем небольшое количество следующих соединений: HCl, NaOH, NaCl, Na2CO3, ZnCl2, Pb (CH3COO)2. Во все пробирки приливаем одинаковое количество воды и осторожным встряхиванием добиваемся полного растворения каждой соли. Полосками универсальной индикаторной бумаги измерим ph каждого раствора. Для сравнения такой же бумажкой измерим ph дистиллированной воды. Данные опыта сведены в таблицу  
Формула соединения Сила электролитов, образующих данную соль Цвет индикаторной бумаги Значение рН по иономеру Реакция среды
основание кислота
Na2CO3          
NaCl,          
ZnCl2          
Pb(CH3COO)2          
HCl          
NaOH          

Составим сокращенные ионные уравнения гидролиза солей и объясним изменение окраски индикаторной бумаги в растворах солей в сравнении с окраской ее в дистиллированной воде.

 
 
 
 
 
 
 

Опыт №2 Усиление гидролиза одной соли раствором другой гидролизирующей соли

К 3 мл концентрированного раствора FeCl3 (соль образована слабым основанием и слабой кислотой, ее гидролиз протекает в основном только по 1-ой ступени) прильем немного концентрированного раствора Na2CO3 (соль образована, напротив, сильным основанием и слабой кислотой, ее гидролиз также протекает в основном только по 1-ой ступени) до образования устойчивого осадка. При этом наблюдается выделение пузырьков. В результате сливания двух вышеуказанных растворов происходит образование соли, полученной из слабых оснований и кислоты. Эта соль подвергается полному гидролизу. Напишем молекулярные и ионные уравнения реакции:

 
 
 
 
Опыт №3 Растворение металлов в продуктах гидролиза солей В первую пробирку нальем 3-4 мл концентрированного раствора ZnCl2 и опустим в нее кусочек цинка. В другую пробирку нальем столько же концентрированного раствора Na2CO3 и опускаем в этот раствор кусочек алюминия. Нагревая пробирки, наблюдаем растворение металлов и выделение газа в обоих случаях. Составим уравнения реакций и объясним наблюдаемые явления.
 
 
 
 
 
 

Опыт №4 Влияние температуры на степень гидролиза солей

В две пробирки нальем по 3-4 мл концентрированного раствора ZnCl2 и по 2 капли индикатора – метилового оранжевого. Одну пробирку поставим в штатив, другую нагреваем почти до кипения. Сравним окраску индикатора в обеих пробирках. После остывания снова сравним окраску и объясним изменение окраски индикатора при нагревании раствора ZnCl2 .

 
 

Общий вывод по работе:

 
 
 
 
 
Работу выполнил Студент группы _________________   ________________________________ Ф.И.О. Работу принял Преподаватель ________________________ (Ф.И.О.)   (подпись)   Дата     Кафедра Техносферной безопасности Окислительно-восстановительные реакции №5 Цель работы: ознакомиться с сущностью и классификацией окислительно-восстановительных реакций, получить практические навыки составления уравнений этих реакций. Оборудование и материалы: штатив с пробирками, фарфоровая чашка, микрошпатель, 0,1 М растворы H2SO4, KI, KMnO4, FeCl3, BaCl2, CuSO4, H2O2, MnSO4, Na2SO4, Na2SO3, кристаллический йод, порошкообразный цинк, раствор крахмала, концентрированный раствор щелочи. Методика выполнения работы 1. Окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность Опыт №1 Окислительные свойства пероксида водорода В пробирку наливаем 1-2 см3 раствора KI, подкисляем 2-3 каплями разбавленного раствора H2SO4 и прибавляем 1-2 см3 H2O2. Наблюдается выделение йода (прибавить одну каплю раствора крахмала). Составить уравнение реакции на основе электронного баланса.
 
 
 
 

Опыт №2 Восстановительные свойства пероксида водорода

В пробирку наливаем 1-2 см3 раствора KMnO4, подкисляем 2-3 каплями разбавленного раствора H2SO4 и прибавляем 1-2 см3 раствора H2O2 до обесцвечивания раствора перманганата. Определив окислитель и восстановитель в этой реакции, составим уравнение реакции, учитывая, что одним из продуктов является кислород.

Наши рекомендации