Задачи и упражнения для самостоятельного решения
ОГЛАВЛЕНИЕ
| Введение....................................................................................................................... | |
| Лабораторная работа 1. Основные классы неорганических соединений............... | |
| Лабораторная работа 2. Определение молярной массы эквивалентов цинка........ | |
| Лабораторная работа 3. Определение теплоты реакции нейтрализации................ | |
| Лабораторная работа 4. Скорость химической реакции........................................... | |
| Лабораторная работа 5. Катализ................................................................................. | |
| Лабораторная работа 6. Химическое равновесие...................................................... | |
| Лабораторная работа 7. Определение концентрации раствора кислоты................ | |
| Лабораторная работа 8. Реакции в растворах электролитов.................................... | |
| Лабораторная работа 9. Гидролиз солей.................................................................... | |
| Лабораторная работа 10. Коллоидные растворы....................................................... | |
| Лабораторная работа 11. Окислительно-восстановительные реакции................... | |
| Лабораторная работа 12. Коррозия металлов............................................................ | |
| Лабораторная работа 13. Электролиз......................................................................... | |
| Лабораторная работа 14. Химические свойства металлов....................................... | |
| Лабораторная работа 15. Комплексные соединения................................................ | |
| Лабораторная работа 16. S -металлы.......................................................................... | |
| Лабораторная работа 17. Жесткость воды................................................................. | |
| Лабораторная работа 18. Алюминий, олово, свинец................................................ | |
| Лабораторная работа 19. Металлы подгрупп меди и цинка.................................... | |
| Лабораторная работа 20. Хром................................................................................... | |
| Лабораторная работа 21. Марганец............................................................................ | |
| Лабораторная работа 22. Железо, кобальт, никель................................................... | |
| Лабораторная работа 23. Галогены............................................................................ | |
| Лабораторная работа 24. Кислород. Пероксид водорода......................................... | |
| Лабораторная работа 25. Сера..................................................................................... | |
| Лабораторная работа 26. Азот..................................................................................... | |
| Лабораторная работа 27. Углерод, кремний............................................................. | |
| Лабораторная работа 28. Углеводороды.................................................................... | |
| Лабораторная работа 29. Спирты, альдегиды, кетоны............................................. | |
| Лабораторная работа 30. Органические кислоты...................................................... | |
| Лабораторная работа 31. Распознавание высокомолекулярных материалов......... | |
| Лабораторная работа 32. Получение фенолоформальдегидных смол.................... | |
| Лабораторная работа 33. Качественный анализ металлов....................................... | |
| Лабораторная работа 34. Качественные реакции на анионы................................... | |
| Лабораторная работа 35. Количественное определение железа в растворе его соли…….................................................... | |
| Заключение.................................................................................................................... | |
| Библиографический список......................................................................................... | |
| Приложение А (Требования к оформлению отчета по лабораторной работе) ...... | |
| Приложение Б (Табл. 1, табл. 2, табл. 3, табл. 4, табл. 5) ........................................ |
ВВЕДЕНИЕ
При изучении химии большое значение имеет лабораторный практикум. Правильно поставленный эксперимент позволяет проследить закономерности химических процессов, исследовать влияние различных факторов на те или иные явления, запомнить свойства веществ, а также способствует выработке методологии химического мышления. В процессе лабораторных занятий по химии складываются навыки проведения химического эксперимента, организации рабочего места, соблюдения правил техники безопасности.
Предлагаемый лабораторный практикум написан в соответствии с программами по химии, раработанными на основе ФГОС третьего поколения. Учитывая, что химическая подготовка бакалавров ряда направлений ограничивается лишь общим курсом химии, в предлагаемый лабораторный практикум включены работы по важнейшим разделам физической, органической (в том числе по высокомолекулярным соединениям), коллоидной и аналитической химии.
Каждая лабораторная работа включает цель, задание, теоретическое введение, описание опытов. При описании опытов авторы ставили перед собой задачу привить студентам навыки самостоятельного теоретического толкования наблюдений и выводов, вытекающих из эксперимента. Поэтому после каждого опыта сформулированы требования, в которых поставлен ряд вопросов и даны указания о том, на что следует обратить внимание, в каком направлении сформулировать выводы и т. д.
Практикум предусматривает индивидуальное выполнение работ каждым студентом. Лишь в отдельных случаях опыты могут быть групповыми.
При изучении курса химии большое значение имеет приобретение навыков в решении задач, что является одним из критериев прочного усвоения теоретических и практических знаний. Поэтому после каждой работы приведены примеры решения типовых задач и варианты индивидуальных заданий, выполнение которых студент должен представить при защите лабораторных работ.
Лабораторные работы 1, 2, 8, 9, 10, 11, 17 написаны В.П. Зуевой; 3, 4, 5, 6, 7, 15, 35 – З.Н. Топшиноевой; 12, 13, 22, 28, 29, 30, 31 – Е.Г. Филатовой; 16, 18, 19, 20, 21, 33, 34 – О.В. Кузнецовой; 14, 23, 24, 25, 26, 27, 32 – Ю.Н. Пожидаевым.
Каждый студент должен выполнить лабораторные работы, предусмотренные программой. Результаты выполненной лабораторной работы следует оформить в виде отчета. Требования к оформлению отчета приведены в приложении А.
Лабораторная работа 1
Основные классы неорганических соединений
Цель работы: изучить классы неорганических соединений, научиться составлять уравнения реакций.
Задание: провести опыты по получению основного и кислотного оксидов, основания, кислоты, основной соли, определить их химические свойства. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.
Теоретическое введение
Все вещества делятся на простые и сложные. Сложные вещества подразделяются на классы: оксиды, кислоты, основания, соли.
Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. По химическим свойствам оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные (табл. 1.1).
Таблица 1.1
Химические свойства оксидов
| Взаимодействие оксидов | Оксиды | ||
| Основные Na2O, CaO, MgO, CuO, Fe2O3, ВаО | Кислотные SO2, SO3, P2O5, CO2, Cl2O, Mn2O7, CrO3 | Амфотерные ВеО, ZnO, PbO, MnO2, SnO, Al2O3, Cr2O3 | |
| С водой | Реагируют только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, образуя щелочи: Na2O + H2O = 2NaOH | Образуют кислоты: SO3 + H2O = H2SO4 | Не взаимодействуют |
| С кислотами или основаниями | Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды: CаO + 2HCl = = CаCl2 + H2O | Взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды: CO2 + Ba(OH)2 = = BaCO3 + H2O | Взаимодействуют с кислотамикак основные оксиды: BeO + 2HNO3 = Be(NO3)2 + H2O и с основаниями как кислотные оксиды: BeO + 2KOH  K2BeO2 + H2O; BeO + 2KOH + H2O = K2[Be(OН)4] |
| Между собой | При взаимодействии основного и кислотного оксидов образуется соль: Na2O + SO3 = Na2SO4 |
Одним из способов получения оксидов является взаимодействие простых веществ с кислородом: 2Са + O2 = 2СаO; С + O2 = СО2.
Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотного остатка (HNO3, HCl, H2SO4, Н3РО4).
Кислоты взаимодействуют
1. С основаниями с образованием соли и воды:
2HNO3 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + 2H2O.
2. С основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
2HCl + ВаO = ВаCl2 + H2O;
3H2SO4 + Al2O3 = Al2(SO4)3 + 3H2O.
3. С солями с образованием новой соли и новой кислоты:
H2SO4 + Ba(NO3)2 = BaSO4↓ + 2HNO3.
Одним из способов получения кислот является взаимодействие кислотного оксида с водой:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4.
Основания – сложные вещества, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами (NaOH, Cu(OH)2, Fe(OH)3).
Основания взаимодействуют
1. С кислотами с образованием соли и воды:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O.
2. С кислотными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
2KOH + N2O5 = 2KNO3 + H2O;
2NaOH + Al2O3 + 3Н2О = 2Na[Al(OH)4];
2NaOH + Al2O3 2NaAlO2 + H2O.
3. С солями с образованием новой соли и нового основания:
2NaOH + MgCl2 = Mg(OH)2↓ + 2NaCl.
Растворимые в воде основания (щелочи) получают взаимодействием активных металлов или их оксидов с водой:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑;
BaO + H2O = Ba(OH)2.
Нерастворимые в воде основания получают реакцией обмена:
Fe2(SO4)3 + 6KOH = 2Fe(OH)3↓ + 3K2SO4.
Соли – это продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками.
Средние соли (К2SO4, Na3PO4) – это продукты полного замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотные остататки: H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O;
Mg(ОН)2 + 2HCl = MgCl2 + 2Н2О.
Кислые соли (Сa(HCO3)2, Nа2НРО4) – это продукты неполного замещения водорода в кислоте на металл:
KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O.
Кислые соли образуют только многоосновные кислоты, например H2SO4, Н3РО4, Н2СО3, H2S.
Основные соли (СuOHNO3, AlOHCl2) – это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотные остатки:
Fe(ОН)3 + HNO3 = Fe(OH)2NO3 + 2Н2О;
Fe(ОН)3 + 2HNO3 = FeOH(NO3)2 + 2Н2О.
Основные соли образуют только многокислотные основания, например Сu(OH)2, Fe(OH)3, Mg(ОН)2.
Выполнение работы
Опыт 1. Получение и свойства основных оксидов (групповой)
Взять пинцетом кусочек магниевой стружки и внести в пламя спиртовки. После воспламенения сжечь его над фарфоровой чашкой. Собранный в чашке оксид магния поместить в две пробирки. В одну прилить 1–2 мл воды, хорошо взболтать и добавить 1–2 капли фенолфталеина. В какой цвет он окрашивается? В другую пробирку добавить 1–2 мл разбавленной серной кислоты и нагреть на спиртовке до растворения осадка.
Требования к результатам опыта
1. Составить уравнения реакций взаимодействия магния с кислородом, оксида магния с водой и серной кислотой. Пояснить, какое вещество изменило окраску индикатора.
2. Сделать вывод, какие свойства (основные или кислотные) проявляет оксида магния.
Опыт 2. Получение и свойства кислотных оксидов (групповой)
(Проводить в вытяжном шкафу!) Поместить в металлическую ложечку кусочек серы величиной с горошину и нагреть на пламени спиртовки. Когда сера загорится, поднести к ней влажную индикаторную бумажку. В какой цвет она окрашивается?
Требования к результатам опыта
1. Написать уравнения реакций взаимодействия серы с кислородом, оксида серы (IV) с водой. Пояснить, какое вещество изменило окраску индикатора.
2. Сделать вывод, какие свойства (основные или кислотные) проявляет
оксид серы (IV).
Опыт 3. Взаимодействие амфотерных оксидов с кислотами и щелочами
В две пробирки поместить немного оксида цинка и прилить в одну пробирку соляной кислоты, а в другую – концентрированный раствор щелочи. Если осадок не растворяется, пробирку подогреть.
Требования к результатам опыта
1. Написать уравнения реакций взаимодействия оксида цинка с кислотой и щелочью.
2. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах оксида цинка.
Опыт 4. Получение и свойства оснований
Налить в пробирку 1–2 мл раствора сульфата никеля NiSO4 прибавить столько же раствора щелочи NaOH. Наблюдать образование студенистого осадка. Отметить его цвет. Содержимое пробирки поделить на две части. Испытать растворимость осадков в кислоте и щелочи.
Требования к результатам опыта
1. Составить уравнения реакций получения гидроксида никеля (II) и его растворения.
2. На основании проделанного опыта cделать вывод, какие свойства (кислотные или основные) проявляет Ni(OH)2.
Опыт 5. Получение основных солей
К 1–2 мл раствора хлорида кобальта (II) добавить концентрированный раствор щелочи до образования розового осадка гидроксида кобальта (II). К осадку прилить по каплям раствор соляной кислоты. Наблюдать образование синего осадка основной соли. Затем добавить избыток кислоты до растворения осадка.
Требования к результатам опыта
1. Написать уравнение реакции получения гидроксида кобальта (II).
2. Составить уравнение реакции получения основной соли CoOHCl.
3. Написать уравнение реакции растворения CoOHCl в избытке кислоты.
Примеры решения задач
Пример 1.1.Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Na → NaOH → NaHS → Na2S → Na2SO4 → NaCl.
Решение. NaOH (гидроксид натрия) – основание (щелочь). Щелочи можно получить взаимодействием активного металла (в данном примере натрия) с водой:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑.
NaHS (гидросульфид натрия) – кислая соль. Кислые соли получаются при взаимодействии многоосновных кислот с основаниями в тех случаях, когда количество взятого основания недостаточно для образования средней соли:
H2S + NaOH = NaHS.
Na2S (сульфид натрия) – средняя соль. Образуется при действии избытка щелочи на кислую соль:
NaHS + NaОН = Na2S + H2O.
Na2SO4 (сульфат натрия), NaCl (хлорид натрия) – средние соли. Средние соли можно получить взаимодействием кислоты и соли:
H2SO4 + Na2S = Na2SO4 + H2S↑,
взаимодействием двух солей:
Na2SO4 + СаCl2 = 2NaCl + СaSO4↓.
Пример 1.2. С какими из указанных ниже веществ будет взаимодействовать H2SO4: CO2; NaOH; BaCl2; HCl; Fe2O3. Написать уравнения соответствующих реакций.
Решение. Определяем, к каким классам относятся указанные соединения: CO2 – кислотный оксид, NaOH – основание (щелочь), BaCl2 – соль, HCl − кислота, Fe2O3 – основной оксид. Серная кислота будет взаимодействовать с основанием, основным оксидом и солью:
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O;
3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O;
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
1.1. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
.
б). Какие из приведенных веществ будут взаимодействовать между собой: Ca(OH)2 и NaOH; Pb(OH)2 и KOH; H2SO4 и H2SO3; HCl и Na2S; HNO3 и MgO? Написать уравнения соответствующих реакций.
1.2. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
FeCl2 → Fe(OH)2 → Fe(OH)3 → Fe2O3 → Fe2(SO4)3.
б). Какие из приведенных оксидов будут реагировать с HCl: N2O5; SO3; Al2O3; Cl2O7; ZnO; K2O? Написать уравнения соответствующих реакций.
1.3. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
P → P2O5 → H3PO4 → Na3PO4 → Ca3(PO4)2.
б). Закончить уравнения реакций, доказывающих амфотерность оксида
свинца (II): основные свойства PbO + HNO3 → …;
кислотные свойства PbO + KOH 
… .
1.4. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
N2 → NH3 → (NH4)2SO4 → NH4Cl → NH3 → NH4NO3.
б). Какие из приведенных оксидов реагируют с NaOH: MgO; Cl2O; Na2O; CrO3; CaO; CO2? Составить уравнения соответствующих реакций.
1.5. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Si → SiO2 → K2SiO3 → H2SiO3 → SiO2.
б). Какие из указанных ниже веществ могут взаимодействовать с раствором KOH: HI; CuCl2; SO2; Ba(OH)2; SnO? Написать уравнения соответствующих реакций.
1.6. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
CaSO3 ← SO2 ← S → FeS → H2S → KHS.
б). Составить уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию солей: Na2S; Fe2(SO4)3; K 3PO4.
1.7.а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Ca → Ca(OH)2 → CaCO3 → CaCl2 → Ca3(PO4)2.
б). Составить уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию солей: NaNO3; CaHРO4; CuOHCl.
1.8. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Cu → CuO → Cu(NO3)2 → Cu(OH)2 → CuCl2.
б). Между какими из приведенных пар веществ возможна реакция: CO2 и SO2; LiOH и CO2; P2O5 и CaO; NaOH и KOH; Li2O и ZnO; Li2O и Na2O? Составить уравнения соответствующих реакций.
1.9. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Cd → CdO → Cd(NO3)2 → Cd(OH)2 → CdSO4.
б). С какими из указанных ниже веществ может взаимодействовать серная кислота: HCl; BaCl2; MgO; CO2; NaOH; ZnO? Составить уравнения соответствующих реакций.
1.10. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Zn → ZnCl2 → Zn(OH)2 → ZnO → K2ZnO2.
б). Написать уравнения реакций образования солей: Na2SO3; Fe2(SO4)3; Ba(NO3)2 в результате взаимодействия основания и кислотного оксида.
1.11. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
S → SO2 → SO3 → H2SO4 → KHSO4 → K2SO4.
б). Составить уравнения реакций образования солей: CaCO3; Al2(SO4)3; Na3PO4 в результате взаимодействия основного и кислотного оксидов.
1.12. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Al → Al2(SO4)3 → Al(OH)3 → Al2O3 → KAlO2.
б). Закончить уравнения реакций, доказывающих амфотерность оксида олова (II): основные свойства SnO + HCl → …;
кислотные свойства SnO + KOH ….
1.13. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Ba → BaO → Ba(OH)2 → Ba(NO3)2 → BaCO3 → BaCl2.
б). Какие из приведенных оксидов взаимодействуют с КОН: Na2O; CO2; Ga2O3; MgO; CuO; Mn2O7? Написать уравнения соответствующих реакций.
1.14. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Fe(NO3)3 → Fe(OH)3 → Fe2O3 → FeO → FeCl2 → FeS.
б). Какие вещества могут быть получены при взаимодействии кислоты с солью? Кислоты с основанием? Соли с солью? Привести примеры соответствующих реакций.
1.15. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Mg → MgSO4 → Mg(OH)2 → MgOHNO3 → Mg(NO3)2.
б). Составить уравнения реакций, при помощи которых, исходя из четырех простых веществ – калия, серы, водорода и кислорода, можно получить гидроксид калия КОН; сульфид калия K2S; сероводородH2S.
1.16. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
ZnSO4 ← ZnO ← ZnS → ZnCl2 → Zn(OH)2 → Na2ZnO2.
б). Написать уравнения не менее четырех реакций, при помощи которых можно получить карбонат кальция CaCO3.
1.17. а). Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
CuOHCl ← Cu(OH)2 ← CuSO4 ← Cu → CuO → CuCl2.
б). Написать уравнения реакций образования K2CrO4, Mg(NO3)2, BaSO4, Ca(ClO)2 в результате взаимодействия основания и кислотного оксида.
1.18. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Fe → FeSO4 → Fe(OH)2 → Fe(OH)3 → Fe2O3 → FeCl3.
б). Могут ли находиться совместно в растворе: Ba(OH)2 и FeCl3; HCl и H2S; NaOH и НBr; NaOH и KOH; HCl и Na2CO3? Дать обоснованный ответ и привести уравнения соответствующих реакций.
1.19. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Al → Al2O3 → AlCl3 → Al(OH)3 → NaAlO2.
б). Как, используя BaO, FeCl3, H2SO4, H2O, CuO, можно получить: гидроксид бария; гидроксид железа (III); сульфат меди (II)? Составить уравнения соответствующих реакций.
1.20. а). Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Pb → PbS → PbO → Pb(NO3)2 → Pb(OH)2 → K2PbO2.
б). Составить уравнения четырех реакций, в результате которых образуется бромид натрия NaBr.
Лабораторная работа 2