Неорганічна хімія
Розгляд найважливіших класів неорганічних сполук. Реакції іонного обміну між розчинами електролітів. Електроліз розчинів та розплавів солей, корозія суднових конструкцій. Окисно-відновні властивості різних хімічних речовин. Методи захисту від корозії.
| Рубрика | Химия |
| Вид | методичка |
| Язык | украинский |
| Дата добавления | 26.09.2017 |
| Размер файла | 318,7 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http://www.allbest.ru/
Міністерство освіти і науки України
ХерсонськА державнА морськА АКАДЕМІЯ
Кафедра природничо-наукової підготовки
методичні рекомендації
до виконання лабораторних робіт
З дисципліни Технічна хімія
Херсон 2014
Методичні рекомендації до підготовки і виконання лабораторних робіти курсантами денної та заочної форм навчання з дисципліни «Технічна хімія» розробила у відповідності з навчальним планом та галузевим стандартом вищої освіти підготовки бакалавра, галузь знань 0701. Транспорт і транспортна інфраструктура, напрям підготовки 6.070104. «Морський та річковий транспорт»,професійне спрямування:
- Судноводіння;
- Експлуатація суднових енергетичних установок;
- Експлуатація електрообладнання і автоматики суден.
доцент Бабійчук А. М. 43 с.
Програму розглянуто та ухвалено на засіданні кафедри
« 10 » квітня 2014 року протокол № 9
Завідувач кафедри _______________ А. М. Бабійчук
природничо-наукової підготовки
Декан факультету судноводіння _____________ В. В. Чернявський
Декан факультету суднової енергетики _____________ Є. В. Білоусов
Завідувач навчально-методичного відділу ____________ В. В. Черненко
Правила техніки безпеки у лабораторії хімії
Перед початком лабораторного практикуму по неорганічній хімії курсант повинен вивчити діючу інструкцію з техніки безпеки при роботі в даній лабораторії і потім розписатися в спеціальному журналі.
На весь період практикуму студенту приділяється постійне робоче місце. Робота в хімічній лабораторії тільки тоді є продуктивною, коли вона виконується свідомо з розумінням теоретичного її обгрунтування. У зв'язку з цим до виконання кожної лабораторної роботи допускаються студенти, що попередньо ознайомилися зі змістом лабораторної роботи, та з відповідними розділами підручника і записами лекцій.
Основні правила, яких необхідно дотримуватися при роботі в хімічній лабораторії
1. Не розпочинати виконання досліду, доки не стане ясною його мета, доки не перевірена наявність обладнання, необхідного для досліду(посуд, прилади, реактиви).
2. При роботі буквально точно дотримуватися порядку і послідовності операцій, вказаних у посібнику.
3. Додержуватися всіх необхідних запобіжних заходів, приведених в даному розділі посібника та інструкції з техніки безпеки.
4. Користуватися лише реактивами, приготованими для відповідної лабораторної роботи. Реактиви загального користування, а також склянки з концентрованими розчинами кислот і лугів не приносити на робоче місце.
5. Перед використанням реактиву уважно вивчити позначення на склянці з метою встановлення придатності реактиву для даного досліду.
На етикетці, крім назви (або формули) реактиву, повинна бути вказівка про його чистоту: «технічний» (техн.), «чистий» (ч), «чистий для аналізу» (чда), «хімічно чистий» (х.ч.). Етикетки на склянках з розчинами повинні містити вказівки про концентрацію кожного розчину.
Якщо на посудині з реактивом немає відповідної етикетки або напису, користуватися ним без узгодження з викладачем не слід.
6. Якщо немає вказівок про дозування реактивів для даного досліду, то брати їх треба у якомога меншій кількості, задля економії матеріалів і часу, що затрачається на операцію.
7. Надлишок реактиву не слід висипати і не виливати назад у посудину, з якої він був узятий, а помістити його (за вказівкою викладача чи лаборанта) у спеціальні склянки-збірники.
8. Після вживання реактиву банку або склянку слід одразу ж закрити пробкою і поставити на місце.
9. Сухі реактиви брати фарфоровими, металевими, скляними ложечками або лопаточками ( шпателями), які повинні бути завжди чистими і сухими. Після використання їх варто старанно обтерти (краще фільтрувальним папером).
10. Якщо реактив відбирають піпеткою, то не можна тією ж піпеткою, попередньо не вимивши її, відбирати реактив з іншої склянки.
11. Всі досліди треба проводити в робочому халаті.
12. Під час лабораторної роботи дотримуватися тиші і порядку.
13. Уважно стежити за ходом досліду і помічати та відмічати всі зміни.
14. Запис спостережень і рівнянь реакцій робити відразу ж після закінчення досліду в лабораторному журналі.
15. Для лабораторного журналу можна використовувати загальний зошит. На обкладинці журналу курсант записує своє прізвище і номер групи. Сторінки журналу з правої сторони повинні мати поля шириною 3-4 см для зауважень викладача.
16. У запису зазначити дату, назву теми, назву кожного досліду, стислий його виклад, представити схему або малюнок приладу, результати спостережень, рівняння реакцій,розрахунки і висновки.
17. Після закінчення лабораторної роботи студент зобов'язаний вимити хімічний посуд, призвести робоче місце в порядок і пред'явити його черговому по лабораторії для перевірки його стану. Черговий, в свою чергу, здає лабораторію лаборанту.
Обов'язкові вимоги до техніки безпеки при роботі студентів у хімічній лабораторії
При роботі в хімічній лабораторії треба пам'ятати, що при виконанні кожного хімічного досліду вимагається обережність і увага!
1. При користуванні реактивами необхідно знати їхні головні властивості: вогненебезпечність, отруйність, здатність до утворення вибухових сумішей з іншими реактивами.
2. Всі роботи з концентрованими розчинами кислот і лугів, з лужними металами, з отруйними речовинами або з речовинами, які мають сильний запах, проводити у витяжній шафі.
3. при роботі у витяжній шафі дверцята витяжної шафи необхідно підняти на 1/5 - 1/4 висоти її підйому. Після завершення роботи її варто щільно закрити.
4. Нова або повторна постановка досліду з небезпечними речовинами допускається лише після одержання дозволу на це керівника роботи (викладача).
5. Забороняється досліджувати властивості речовин без дозволу викладача, а також пити воду з хімічного посуду.
6. Забороняється виконання дослідів у брудному посуді.
7. Без вказівки викладача не можна проводити ніякі додаткові досліди.
8. Не нюхати гази, що виділяються, близько нахиляючись до посудини. При визначенні запаху газу або рідини обережно вдихати повітря, злегка направляючи рукою потік його від посудини до себе.
9. При переливанні реактиву не нахилятися над посудиною, щоб уникнути попадання бризків або крапель рідини на обличчя або одяг.
10. Не нахилятися над посудиною з рідиною, яка при цьому нагрівається, тому що її можна зненацька викинути з посудини.
11. При нагріванні пробірки не тримати її отвором до себе або в бік інших студентів.
12. При перенесенні хімічного стакану з гарячою рідиною необхідно тримати стакан обома руками, підклавши під дно стакану рушник.
13. Особливої обережності вимагає робота з апаратом Кіппа при одержанні водню, тому що при неправильному використанні апарату може відбутися вибух. Тому перед тим, як почати працювати з тим апаратом, треба обов'язково уважно прочитати додатковий інструктаж, як користуватися апаратом Кіппа.
14. При розведенні концентрованих розчинів сірчаної кислоти необхідно доливати її тонким струменем у воду, а не навпаки. Бажано працювати при цьому у гумових рукавичках.
15. Розчиняти тверді луги треба шляхом поступового додавання їх до зазделегіть розрахованого об'єму води дробити тверді шматки їдкого калі або натру необхідно, завернувши їх у ганчірку.
16. При роботі з відкритим полум'ям (газові і спиртові пальники) посудини з вогнебезпечними рідинами необхідно відставляти від полум'я на відстань не менше ніж 1 м.
17. Переливати із посудини в посудину легкозаймисті рідини
(ЛЗР - бензин, спирт, ефір і т.д.) можна на відстані не менше 3 м від відкритого полум'я.
18 Необхідно пам'ятати, що концентрована нітратна кислота при дії на деякі органічні речовини ( скипидар, ефірні олії, промаслений папір, дрантя, деревну стружку і т. д.) викликає їхне запалення.
19. При електролізі розчинів деяких речовин всі електричні контакти повинні бути добре ізольовані, тому що поява іскри може бути викликати вибух водню.
20. Особливої обережності додержуватися при роботі з газовими пальниками. Виходячи з лабораторії, перевіряти, чи закриті крани газових пальників.
21. Ні в якому разі не можна залишки вогненебезпечних і вибухових речовин ( лужні метали, червоний і білий фосфор, сірковуглець, горючі легкозаймисті рідини і т.п.) викидати в сміттєві ящики, виливати в раковину. Все це необхідно старанно збирати у призначений для цього посуд з відповідними етикетками.
22. Відпрацьовані (забруднені) розчини кислот і лугів не можна зливати в каналізацію. У лабораторії повинен бути спеціальний посуд для зливу.
23. Варто пам'ятати, що лужні метали ( літій, калій, натрій) є найбільш активними речовинами. Тому при роботі з ними необхідно виявляти особливу обережність.
24. Відходи лужних металів масою до 2г. знищуються шляхом розчинення їх в етиловому спирті.
25. Категорично забороняється накопичувати залишки й обрізки лужних металів. Треба пам'ятати, що всі лужні метали повинні зберігатися під шаром зневодненого гасу у скляному посуді.
26. У випадку займання горючих рідин або інших речовин слід негайно погасити пальник, вимкнути електронагрівальні прилади, відставити посуд з вогненебезпечними (горючими) речовинами і прийняти такі заходи пожежегасіння: а) рідини, що горять, прикрити азбестовою або звичайною ковдрою чи засипати піском; б) фосфор, що зайнявся, треба гасити мокрим піском або водою.
27. У випадках загоряння у ковдру або пальто та ін. Ні в якому разі не бігти.
28. Якщо займеться електричний провід, треба негайно виключити рубильник і гасити пожежу наявними засобами ( пісок, вода, азбестова ковдра).
Надання першої медичної допомоги при нещасних випадках
Для надання ураженому першої медичної допомоги в лабораторії завжди повинна бути аптечка, в якій знаходяться: бинти, гігроскопічна вата, гумовий джгут, 3 %-ний спиртовий розчин йоду, 2 %-ний розчин борної кислоти, 2 %-ний розчин оцтової кислоти, 3 %-ний розчин натрій бікарбонату (питної соди), 5%-ний розчин калій перманганату, 2%-ний розчин таніну, медичний колодій, тощо.
Правила надання першої медичної допомоги
1. У випадку опіку (полум'ям пальника або нагрітих предметів) обпалене місце змочити концентрованим розчином калій перманганату, ще краще протерти це місце кристаликами калій перманганату так, щоб шкіра побуріла, або ж прикласти ватку, змочену рідиною від опіків (з аптечки).
При сильних опіках негайно звертатися до лікаря.
2. При отруєні сірководнем, хлором, парами брому, нітроген оксидами
карбон (II) оксидом негайно вивести постраждалого на свіже повітря і терміново викликати лікаря.
3. Якщо на обличчя або руки потраплять бризги кислоти, треба негайно змити їх водою, після чого промити уражене місце розведеним розчином соди. Луг змивають водою до тих пір, поки постраждала ділянка шкіри не перестане бути слизькою.
Потім промити її 2%-ним розчином оцтової кислоти.
4. При попаданні шкідливих речовин в очі слід негайно промити їх великою кількістю води, після чого звернутися до лікаря.
Лабораторна робота №1, 2 Тема: Найважливіші класи неорганічних сполук (теоретичні відомості)
Численні сполуки, що їх утворюють хімічні елементи, характеризуються різноманітністю за складом та властивостями. Серед них найбільшу і найважливішу групу становлять неорганічні сполуки, властивості яких вивчаються студентами вищих навчальних закладів у курсах "Неорганічна хімія" та "Загальна хімія".
До найважливіших класів неорганічних сполук належать бінарні сполуки елементів з киснем (оксиди, пероксиди, надпероксиди, озоніди), основи, кислоти, амфотерні гідроксиди та солі. У підручниках та навчальних посібниках з хімії для вищих навчальних закладів тему "Найважливіші класи неорганічних сполук" висвітлено недостатньо. Між тим, знання хімічних властивостей речовин, які вступають у реакцію, дає можливість передбачити перебіг тієї чи іншої реакції, свідомо складати хімічні рівняння та робити кількісні розрахунки. Все це конче необхідне студентам для подальшого вивчення хімії.
Загалом відомо біля трьохсот тисяч неорганічних сполук. Серед них можна виділити чотири найважливіші класи: оксиди, основи, кислоти, солі. Знаючи особливості основних класів неорганічних сполук, можна описати властивості окремих їх представників.
Оксиди являють собою складні речовини, молекули яких складаються з атомів кисню та іншого хімічного елемента (металу або неметалу). Наприклад: оксиди літію - (Li2O), ферум (II) - FeO, хрому (III) - Cr2O3, силіцій диоксид - (SiO2), фосфорний ангідрид (Р2O5).
Оксиди поділяються на солетворні та несолетворні. Останні не здатні утворювати солей ні з кислотами, ні з лугами, їх зовсім мало (крабон монооксид СО, нітроген монооксид NO, нітроген геміоксид N2O). Солетворні оксиди поділяються на основні (їх гідрати являються основами), кислотні (їх гідрати являють собою кислоти) та амфотерні (їх гідрати проявляють як кислотні, так і основні властивості).
За сучасною хімічною номенклатурою представники цього класу сполук називаються наступним чином: до слова "оксид" добавляється назва іншого елемента з посиланням на ступінь окиснення, якщо він змінний.
Наприклад: СаО - кальцій оксид, Fe2O3 - ферум (III) оксид, Р2О5 - фосфор (V) оксид.
До основних оксидів відносяться переважно оксиди лужних та лужноземельних металів з яскраво вираженими металічними властивостями. Характерною рисою основних оксидів являється їх взаємодія з водою, що веде до утворення основ.
ВаО + Н2O = Ва(ОH)2
Причому, безпосередньо з водою при звичайній температурі реагують тільки оксиди s-елементів головних підгруп періодичної системи Д.І. Менделєєва (окрім оксидів берилію та магнію).
Основні оксиди взаємодіють з кислотними оксидами та кислотами, утворюючи солі:
СаО + СO2 = СаСO3
СuО + 2НСl = СuС12 + Н2O
Кислотні оксиди утворюються неметалами (нітратний ангідрид N2O5), сульфатний ангідрид SO3, хлорний ангідрид Сl2O7 та інші), а також металами, що проявляють ступені окиснення +5, +8, +7 (ванадій оксид (V) V2O5, хром триоксид СrO3, марганцевий ангідрид Мn2O7, вольфрам триоксид WO3). Більшість з кислотних оксидів безпосередньо взаємодіють з водою з утворенням відповідних кислот, являючись, таким чином, їх ангідридами:
SO2 + Н2О = Н2SO3
СrO3 + Н2О = Н2СrO4
Взаємодіючи з лугами, кислотні оксиди утворюють відповідні солі з виділенням води:
СO2 + 2NaОН = Na2СО3 + Н2O
Амфотерні оксиди утворюються деякими металами, що проявляють ступені окиснення +3, +4, іноді навіть +2. Так, наприклад, до амфотерних оксидів відносяться оксиди берилію ВеО, цинку ZnО та алюмінію Аl2O3, оксид хрому (III) Сr2O3, оксиди олова SnО і свинцю РbО (II), манган диоксид МnO2 та деякі інші. Вони характеризуються реакціями солетворення як з кислотами, так і з основами, тому що в залежності від реагентів, з якими вони взаємодіють, здатні проявляти як основні, так і кислотні властивості.
Так хром (III) оксид реагує з кислотою як основний:
Сr2O3 + 6НСl = 2СrСl3 + 3Н2O,
а з лугами - як кислотний оксид:
Сr2O3 + 2NaОН = 2NaСrO2 + Н2O
Якщо елемент здатний утворювати декілька оксидів, наприклад, оксиди хрому (II, III, VI), то в напрямку збільшення ступеня окиснення металу відбувається закономірний перехід від основного, характеру відповідних сполук, що утворюють катіонні комплекси, до кислотних характеристик сполук, які утворюють аніонні комплекси. Так хром (III) оксид має амфотерний характер, хром (VI) оксид є хромовим ангідридом.
Оксиди можна отримати такими способами:
1. Взаємодією простих речовин з киснем:
2Мg + O2 = 2МgO
2Р + 5O2 = 2Р2O5
2. Термічним розкладом складних речовин:
Сu(ОН)2 = СuО + Н2O
СаСO3 =СаО + СO2
2Zn(NO3)2 = 2ZnО + 4NO2 + O2
3. Взаємодією металів з кислотами:
Сu + 4HNO3 = Сu(NO3)2 + 2NO2 + 2Н2O
концентрований розчин
3Сu + 8HNO3 = 3Сu(NO3)2 + 2NO2 + 4Н2O
розведений розчин
4. В ході інших окисно-відновних реакцій:
СO2 +С = 2СО
2СО + O2 = 2СO2
Основи становлять собою електроліти, які при дисоціації утворюють в якості аніонів тільки гідроксиданіони:
NаОН = Na+ + ОН-
Кислотність основи визначається числом гідроксид-аніонів, які утворюються при дисоціації. Багатокислотні основи дисоціюють ступенево у кілька стадій:
1) Мg(ОН)2 = (МgОН)+ + ОН-
2) (МgОН)+ = Мg2+ + ОН-
За розчинністю у воді основи розрізняються таким чином:
а) луги - це основи, що розчиняються у воді. До них можна віднести гідроксиди лужних та лужноземельних металів, а також талій (І) гідроксид;
б) нерозчинні основи: гідроксиди міді та цинку, хром (III) гідроксид.
Назви основ утворюються із слова "гідроксид" і назви відповідного металу з посиланням на його ступінь окиснення, якщо він змінний. Наприклад, Са(ОН)2 - кальцій гідроксид.
З точки зору теорії електролітичної дисоціації загальні властивості лугів обумовлені наявністю гідроксид-аніонів.
Водні розчини лугів змінюють забарвлення індикаторів: в їх присутності фіолетовий лакмус синіє, безбарвний фенолфталеїн стає малиновим, метиловий оранжевий - жовтіє.
Луги утворюють з кислотними оксидами солі та воду:
Ва(ОН)2 + СO2 = ВаСO3 + Н2О
Луги також взаємодіють з кислотами, утворюючи при цьому солі та воду. Це являє собою суть реакції нейтралізації:
NaОН + Н2SO4 = NaHSO4 + Н2O
2NaОН + Н2SO4 = Na2SO4 + 2Н2O
Fe(ОН)3 + 3НСl = FеСl3 + 3Н2O
При дії лугів на розчини солей утворюються нові солі і інші основи:
2KОН + СuSO4 = Сu(ОН)2 + К2SO4
Са(ОН)2 + Na2СO3 = СаСO3 + 2NaОН
Як правило, нерозчинні у воді основи розкладаються при нагріванні:
2Fe(ОН)3 = Fе2O3 + 3Н2O
Сu(ОН)2 = СuО + Н2O
Луги можна отримати таким чином:
1. Розчиненням у воді деяких відповідних оксидів:
СаО + Н2O = Са(ОН)2
2. Взаємодією з водою лужних та лужноземельних металів:
СаО + Н2O = Са(ОН)2
Поширеним способом отримання нерозчинних у воді основ є дія лугів на розчинні солі металів, основи яких нерозчинні:
2NаОН + FеSO4 = Fе(ОН)2 + Na2SO4
Кислоти це електроліти, при дисоціації яких у якості катіонів утворюються тільки катіони гідрогену H+ (точніше, іони гідроксонію Н3O+):
HCl = H+ + Cl-
Основність кислот визначається числом катіонів гідрогену, які утворюються при дисоціації. Багатоосновні кислоти дисоціюють ступенево.
Наприклад:
Н2СO3 = Н+ + НСО3-
НСO3 = Н+ + СО32-
Кислоти можна віднести до безкисневих (хлоридна, бромидна, синильна, сірководнева) та кисневмісних (азотна, сірчана, фосфорні кислоти).
Властивості кислот
З точки зору теорії електролітичної дисоціації загальні властивості кислот обумовлені наявністю катіонів гідрогену.
У розчинах кислот індикатори змінюють своє забарвлення відповідним чином. Наприклад, лакмус стає червоним, метиловий оранжевий - рожевим.
Кислоти взаємодіють з металами, які знаходяться ліворуч гідрогену в ряду стандартних електронних потенціалів, з утворенням солі та відділенням водню:
2Аl + 3H2SO4 = Аl2(SO4)3 + 3Н2
Водень не утворюється при взаємодії металів з нітратною та концентрованою сульфатною кислотами:
3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Кислоти також реагують з основами та основними оксидами:
H2SO4 + Мg(ОН)2 = МgSO4 + 2Н2O
2HNO3 + СаО = Са(NO3)2 + Н2O
При взаємодії кислот з солями утворюються нові солі та кислоти:
2НСl + СаСO3 = СаСl2 + Н2СO3
СO2 Н2O
H2SO4 + ВаСl2 = ВаSO4 + 2НСl
Кислоти можна отримати таким чином:
1. Гідратацією кислотних оксидів
Р2O5 + 3Н2O = 2Н3РO4
2. Реакціями обміну солі з кислотою:
Са3(РO4)2 + 3H2SO4 = 3СаSO4 + 2Н3РO4
Амфотерні гідроксиди проявляють як основні, так і кислотні властивості. До них відносять, наприклад, гідроксиди хрому (III), цинку, берилію, алюмінію та інші.
Амфотерні гідроксиди здатні реагувати як з кислотами, так і з лугами. З кислотами вони ведуть себе як основи, а з лугами - як кислоти. Для того, щоб встановити амфотерність гідроксиду, слід провести дві реакції взаємодії його як з кислотою, так і з лугом. Якщо обидві реакції відбуваються, то гідроксид є амфотерним:
Сr(ОН)3 + 3НСl = СrСl3 + 3Н2O
Сr(ОН)3 + 3NaOН = Na3[Cr(OH)6]
Солі це електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металів (чи іони амонію NH4+) та аніони кислотних залишків.
Солі поділяють на середні, кислі та основні.
Середні солі можна розглядати як продукти повного заміщення атомів гідрогену кислоти атомами металу чи в якості продуктів повного заміщення гідроксоаніонів основ кислотними залишками. Наприклад, натрій карбонат, калій сульфат, кальцій ортофосфат. Рівняння дисоціації середніх солей можна представити наступним чином:
K3РO4 = 3К+ + РO43-
NH4Cl = NH4+ + Cl-
Кислі солі становлять собою продукти неповного заміщення атомів гідрогену багатоосновних кислот атомами металів, їх утворюють тільки багатоосновні кислоти. Наприклад, натрій гідрогенкарбонат, кальцій дигідрогенфосфат, калій гідрогенсульфат.
Дисоціацію кислої солі можна представити рівнянням:
NаНСO3 = Nа+ + HCO3-
Са(Н2РO4)2 = Са2+ + 2H2РO4-
В подальшому гідроген-аніон дисоціює незначною мірою.
Основні солі за складом є продуктами неповного заміщення гідроксо-аніонів основ на кислотні залишки. Наприклад, купрум гідроксокарбонат, алюміній дигідроксонітрат, ферум (II) гідроксохлорид. Дисоціація основної солі може бути представлена рівнянням: МgОНСl = МgОН+ + Сl- В подальшому МgОН+ дисоціює незначною мірою.
Номенклатура солей
За сучасною номенклатурою назва солі утворюється із назви катіону (металу чи основного залишку) з зазначенням ступеня окиснення металу, якщо він може бути непостійним і назви аніона (кислотного залишку). Наприклад, СаСO3 - кальцій карбонат, МgСl2 - магній хлорид, Сr2(SO4)3 - хром (IIІ) сульфат.
Назви кислих солей утворюються додаванням до назви катіона назви гідроген-аніона, яка вказує на наявність атомів гідрогену в кислотному залишку, при необхідності - з використанням відповідних числівників, які відповідають кількості атомів гідрогену. Наприклад, NаНSO3 - натрій гідрогенсульфат, Са(Н2РO4)2 - кальцій дигідроген фосфат.
Як уже відмічалось, солі взаємодіють з кислотами і з лугами.
При взаємодії двох розчинних у воді солей утворюються дві нові солі, одна з яких повинна випадати в осад:
Ва(NO3)2 + К2SO4 = 2KNO3 + ВаSO4
Реакція металу з сіллю менш активного металу приводить до утворення іншої солі і витіснення менш активного металу. Вихідна сіль повинна бути розчинною у воді, а метал - знаходитись в ряду стандартних електронних потенціалів ліворуч металу, що витісняється із солі:
Fе + СuSO4 = FеSO4 + Сu
Середні солі можна отримати багатьма способами. Наприклад:
СаО + Н2SO4 = СаSO4 + Н2O
СаО + СO2 = CаСO3
Р2O5 + 6NаОН = 2Nа3РO4 + 3Н2O
Zn(ОН)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 3Н2O
Ва(ОН)2 + К2СO3 = ВаСO3 + 2КОН
Мg + 2НСl = МgСl2 + Н2
Н2SO4 + ВаСl2 = ВаSO4 + 2НСl
Рb(NО3)2 + Na2SO4 = РbSO4 + 2NaNO3
Сu + 2АgNO3 = 2Аg + Сu(NO3)2
2Na + Cl2 = 2NaCl
Кислі солі можна отримати таким чином:
При взаємодії основ з надлишком кислоти:
NaОН + Н3РO4 = NаН2PО4 + Н2O
При взаємодії середньої солі з кислотою:
Na3РO4 + 2Н3РO4 = 3NaН2РO4
Основні солі можна отримати таким чином:
При взаємодії з надлишком основи:
Н2SO4 + 2Сu(ОН)2 = (СuОН)2SO4 + 2Н2O
При взаємодії середньої солі з недостачею лугу:
2СuSO4 + 2NаОН = (СuОН)2SO4 + Nа2SO4
Перетворення кислих і основних солей в середні відбувається:
при дії лугу на кислу сіль:
NаНSO3 + NaОН = Na2SO3 +Н2O
Са(Н2РO4)2 + 2Са(ОН)2 = Са3(РO4)2 + 4H2O
при дії кислоти на основну сіль:
(СuОН)2SO4 + Н2SO4 = 2СuSO4 + 2H2O
Класи неорганічних сполук (лабораторна робота)
Мета роботи: ознайомлення з реакціями утворення оксидів, їх гідратів, солей, а також з властивостями основних класів неорганічних сполук: оксидів, основ, кислот і солей.
Обладнання та реактиви: металева ложка, пробірки, фільтрувальний папір, фарфорова чашка, пінцет, тигельні щипці, скляна паличка, апарат Кіппа.
Індикатори: лакмус, фенолфталеїн.
Реактиви: натрій, магній, сірка, купрум (II) оксид, карбон (IV) оксид.
Розчини: соляна кислота (розв.) (2 н.), магній оксид, магній сульфат (0,5 н.), купрум (II) сульфат (0,5 н.), ферум (III) хлорид (0,5 н.), натрій гідроксид (2 н.), цинк сульфат (0,5 н.), кальцій гідроксид, фосфатна кислота (розв.) меркурій (II) нітрат, натрій хлорид (0,5 н.), аргентум нітрат (0,1 н.), натрій сульфат (0,5 н.), натрій карбонат (2 н.).
I. Одержання та властивості оксидів
Дослід 1.1. Одержання магній оксиду.
В металічну ложку набирають трохи порошку магнію і запалюють
його. Після повного згорання магнію отриманий продукт переносять у чисту пробірку і зберігають для досліду 2.1.
II. Одержання та властивості основ
Дослід 2.1. Одержання магній гідроксиду.
Білий порошок магній оксиду, отриманий у досліді 1.1, помістити у чашку з водою, розмішати та випробувати розчин індикатором. Звернути увагу на розчинність оксиду у холодній воді та зміну забарвлення індикатора. Які властивості розчину характеризує зміна його забарвлення?
Дослід 2.2. Одержання неорганічних основ.
До розчинів магній сульфату, купрум сульфату та ферум (III) хлориду додати трохи розчину натрій гідроксиду. Відзначити забарвлення осадів.
Дослід 2.3. Амфотерні гідроксиди.
У пробірку налити 2-3 мл розчину цинк сульфату і краплями внести розчин їдкого натру до отримання осаду. Суміш збовтати і разом з осадом розлити у дві пробірки. У першу пробірку додати розчин соляної кислоти, в другу - розчин лугу (до повного розчинення осадів).
III. Отримання та властивості солей
Дослід 3.1. Одержання солі взаємодією металу з іншою сіллю.
В пробірку з розчином меркурій (II) нітрату покласти мідну монету, а в другу пробірку з розчином цієї ж солі - гранулу цинку. Що з'являється на поверхні металів через деякий час? Написати рівняння реакцій і пояснити можливість їх протікання, користуючись рядом стандартних електронних потенціалів.
Дослід 3.2. Одержання нерозчинної солі взаємодією водних розчинів солей.
У трьох пробірках випробувати дію розчинів: натрій хлориду на аргентум нітрат, натрій сульфату на барій хлорид, кальцій хлориду на натрій карбонат. Пояснити спостереження і написати рівняння реакцій.
Контрольні питання та вправи
1. Які з перелічених речовин реагують з калій гідроксидом: магній гідроксид, алюміній гідроксид, цинк оксид, ферум (III) гідроксид, барій гідроксид? Написати рівняння відповідних реакцій.
2. Які з вказаних сполук будуть попарно взаємодіяти: дифосфор пентоксид, натрій гідроксид, цинк оксид, аргентум нітрат, натрій карбонат, калій хлорид, хром (III) гідроксид, сульфатна кислота? Скласти рівняння відповідних реакцій.
3. Представити структури наступних речовин: барій гідрокарбонату, алюміній гідроксиду хлориду, ферум (III) нітрату, хром (III) гідроксиду сульфату, ферум (II) гідрогенсульфату, цинк гідроксиду сульфату, алюміній дигідрогенфосфату, ферум (III) гідроксиду карбонату, хром (ІІІ) гідрогенсульфату, кальцій фосфату, кальцій триоксосилікату, ферум (II) гідроксиду нітрату.
4. Скласти рівняння реакцій отримання усіма можливими способами наступних солей: купрум (II) сульфату, натрій нітрату, кальцій карбонату.
5. Змінюючи співвідношення реагуючих речовин за реакцією взаємодії кальцій гідроксиду з фосфатною кислотою, отримати кислу, основну та середню сіль.
6. Скласти рівняння реакцій отримання вказаних нижче солей: натрій гідрогенфосфату, барій гідрогенсульфату, алюміній дигідроксиду хлориду, хром (III) гідроксиду нітрату. Як перетворити ці солі в середні? Написати рівняння відповідних реакцій.
7. Скласти рівняння, за допомогою яких можна здійснити наступні перетворення:
а) Fe(OH)3 Fe2О3 Fе FеСl3 Fе(NO3)3
б) Р Р2O5 Н3РO4 Са3(РO4)2 Са(Н2PO4)2 Са3(РO4)2
в) Сu(ОН)2 СuО Сu СuSO4 Сu(NO3)2
г) Са(НСO3) СаСO3 СаО СаСl2 СаСO3
д) Аl2O3 КAlО2 Аl(OН)3 Аl(ОН)SO4 Аl2(SO4)3 Al Al(NO3)3
Література
1. Скопенко В.В., Григор'єва В.В. Найважливіші класи неорганічних сполук: Навч. посібник. К.: Либідь, 1996. 152 с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: Учебник для химико-технологических вузов. 2-е изд., перераб. и доп. М.: Высш. шк., 1988. С. 237-252.
Лабораторна робота №3 “Реакції іонного обміну між розчинами електролітів.”
Мета: закріпити знання та вміння по темі “Іонні рівняння”.
Обладнання та реактиви: штатив з пробірками, розчини Na2CO3, BaCL2, CaCO3, ZnSO4, CuSO4, Fe2(SO4)3, H2SO4 та HCl, NaOH, фенолфталеїн.
Теоретичні відомості
Усі хімічні процеси у водних розчинах електролітів, відбуваються на основі теорії електролітичної дисоціації. Теорія була запропонована шведським вченим Сванте Арреніусом у 1887 році. ТЕД містить три основні положення:
1. Електроліти при розчинені у воді дисоціюють (розпадаються) на іони - позитивні і негативні.
2. Під дією електричного струму іони набувають направленого руху: позитивно заряджені іони рухаються до катоду, негативно заряджені - до аноду.
3. Дисоціація - зворотній процес: паралельно з розпадом молекул на іони, відбувається процес з'єднання іонов в молекули.
Існують ознаки, які підтверджують що реакція відбулася:
1. утворення осаду: 3BaCl2+ Fe2(SO4)3=3BaSO4+2FeCl3
2. виділення газу: Na2CO3 + HCl = 2NaCl + CO2^ + H2O
3. утворення малодисоціюючої речовини: HCl + NaOH = NaCl + H2O
Згідно з теорією електролітичної дисоціації всі реакції у водних розчинах електролітів є реакціями між іонами. Вони називаються іонними реакціями, а рівняння цих реакцій - іонними рівняннями.
При складанні іонних рівнянь слід керуватися тим, що речовини малодисоціїовані, малорозчинні (ті, що випадають в осад) і газоподібні, записуються у молекулярній формі. Знак v, який стоїть біля формули речовини, означає, що ця речовина випадає у вигляді осаду, а знак ^ означає, що речовина виділяється у вигляді газу. Сильні електроліти, які повністю дисоційовані, записують у вигляді іонів. Сума електричних зарядів у лівій частині рівняння має дорівнювати сумі електричних зарядів у правій частині.
Іонними рівняннями можна зображувати будь які реакції, що відбуваються в розчинах між електролітами. Якщо під час таких реакцій заряди іонів не змінюються, то вони називаються - іоннообмінними.
Висновок: Реакції в розчинах електролітів ідуть у тому випадку коли зменшується концентрація одних з іонів які приймають участь у реакції.
таблиця 3.1
Розчинність основ, кислот та солей у воді
|
Катіони |
Аніони |
|||||||||||||
|
OH- |
F- |
Cl- |
Br- |
I- |
S2- |
SO32- |
SO42- |
NO3- |
PO43- |
CO32- |
SiO32- |
CH3COO- |
||
|
H+ |
-- |
р |
р |
р |
р |
р |
р |
р |
р |
р |
р |
н |
р |
|
|
NH4+ |
-- |
р |
р |
р |
р |
-- |
р |
р |
р |
р |
р |
-- |
р |
|
|
Na+,K+ |
р |
р |
р |
р |
р |
р |
р |
р |
р |
р |
р |
р |
р |
|
|
Mg2+ |
м |
н |
р |
р |
р |
р |
н |
р |
р |
н |
н |
н |
р |
|
|
Ca2+ ... |
Подобные документы
Ступінь окиснення елементу. Поняття та класифікація окисно-відновних реакцій, методи складання їх рівнянь. Еквівалент окисника і відновника. Склад гальванічного елемента. Закони електролізу. Хімічна й електрохімічна корозія металу, засоби захисту від неї.
курс лекций [267,0 K], добавлен 12.12.2011Класифікація неорганічних сполук. Типи хімічних зв’язків у комплексних сполуках, будова молекул. Характеристика елементів: хлор, бор, свинець. Способи вираження концентрації розчинів. Масова частка розчиненої речовини, молярна концентрація еквіваленту.
контрольная работа [34,5 K], добавлен 17.05.2010Фактори, що впливають на перебіг окисно-відновних реакцій. Кількісна міра окисно-відновної здатності сполученої окисно-відновної пари. Окисно-відновні титрування: броматометричне і бромометричне. Методи редоксметрії. Редокс-індикатори. Амоній тіоціанат.
реферат [36,0 K], добавлен 28.05.2013Кількісна характеристика процесу дисоціації. Дослідження речовин на електропровідність. Закон розбавлення Оствальду. Дисоціація сполук з ковалентним полярним зв’язком. Хімічні властивості розчинів електролітів. Причини дисоціації речовин у воді.
презентация [44,5 M], добавлен 07.11.2013Перехід електронів між молекулами, зміна ступенів окиснення атомів елементів. Напрямок перебігу та продукти окисно-відновних реакцій. Визначення ступені окиснення елементів в сполуці методом електронно-іонного балансу. Правила складання хімічної формули.
презентация [258,8 K], добавлен 11.12.2013Механізм протікання хімічної та електрохімічної корозії. Властивості міді, латуней і бронз. Види корозії кольорових металів. Основні принципи їх захисту способом утворення плівки, методом оксидування, з використанням захисних мастил та інгібіторів.
курсовая работа [1,8 M], добавлен 17.01.2013Гліцин як регулятор обміну речовин, методи його отримання, фізичні та хімічні властивості. Взаємодія гліцину з водою, реакції з розчинами основ та кислот, етерифікація. Ідентифікація гліцину у інфрачервоному спектрі субстанції, випробування на чистоту.
практическая работа [68,0 K], добавлен 15.05.2009Коферменти які беруть участь у окисно-відновних реакціях. Реакції відновлення в біоорганічній хімії. Реакції відновлення у фотосинтезі та в процесі гліколізу (під час спиртового бродіння). Редокс-потенціал як характеристика окисно-відновних реакцій.
контрольная работа [639,0 K], добавлен 25.12.2013Класифікація хімічних елементів на метали і неметали. Електронні структури атомів. Електронегативність атомів неметалів. Явище алотропії. Будова простих речовин. Хімічні властивості простих речовин. Одержання неметалів. Реакції іонної обмінної взаємодії.
курс лекций [107,6 K], добавлен 12.12.2011Основи теорії атмосферної корозії. Гальванічний спосіб нанесення цинкового покриття. Лакофарбові покриття. Методи фосфатування поверхні перед фарбуванням. Методика визначення питомої маси, товщини, адгезійної міцності та пористості. Розрахунок витрат.
дипломная работа [3,4 M], добавлен 24.03.2013Характеристика схильності сполук до хімічних перетворень та залежність їх реакційної здатності від атомного складу й електронної будови речовини. Двоїста природа електрона, поняття квантових чисел, валентності, кінетики та енергетики хімічних реакцій.
контрольная работа [32,1 K], добавлен 30.03.2011Основні положення атомно-молекулярного вчення. Періодичний закон і система хімічних елементів Менделєєва. Електронна теорія будови атомів. Характеристика ковалентного, водневого і металічного зв'язку. Класифікація хімічних реакцій і поняття електролізу.
курс лекций [65,9 K], добавлен 21.12.2011Обзор літератури що до четвертинних амонієвих солей, їх хімія та особливості до реакційної здатності. Види випробувань даної сполуки: вимірювання температури топлення, розчинення у різних рідинах. Засоби використання солі, її властивості і зберігання.
курсовая работа [200,7 K], добавлен 11.05.2009Методика синтезу полікристалічних високотемпературних надпровідників. Основні відомості з фізики рентгенівських променів та способи їх реєстрації. Синтез твердих розчинів LnBa2Cu3O7, їх структурно-графічні властивості і вміст рідкісноземельних елементів.
дипломная работа [654,6 K], добавлен 27.02.2010Поняття про неводні розчини, їх класифікація та деякі властивості. Класифікація Кольтгофа за кислотно-основними властивостями, по здатності до утворення водневого зв'язку, участю в протонно-донорно-акцепторній взаємодії. Реакції в основних розчинниках.
курсовая работа [753,7 K], добавлен 03.11.2014Значення і застосування препаратів сполук ртуті у сільськогосподарському виробництві, в різних галузях промисловості та побуті. Фізичні і хімічні властивості сполук ртуті. Умови, що сприяють отруєнню. Клінічні симптоми отруєння тварин різних видів.
курсовая работа [34,2 K], добавлен 19.06.2012Хімічна корозія. Електрохімічна корозія. Схема дії гальванічної пари. Захист від корозії. Захисні поверхневі покриття металів. Створення сплавів з антикорозійними властивостями. Протекторний захист і електрозахист. Зміна складу середовища.
реферат [685,9 K], добавлен 20.04.2007Значення хімії для розуміння наукової картини світу. Склад хімічних речовин. Виокремлення найважливіших галузей хімії: органічної, еорганічної, аналітичної та фізичної. Розвиток хімічної технології. Діалектико-матеріалістичне сприйняття природи.
презентация [7,9 M], добавлен 12.05.2015Методика розробки методів синтезу високотемпературних надпровідників. Сутність хімічного модифікування і створення ефективних центрів спінінга. Синтез, структурно-графічні властивості та рентгенографічний аналіз твердих розчинів LaBa2Cu3O7 та SmBa2Cu3O7.
дипломная работа [309,3 K], добавлен 27.02.2010Прості та складні речовини. Валентність атомів елементів. Швидкість хімічних реакцій, хімічна рівновага. Будова атома і періодична система елементів Д.І. Менделєєва. Полярний і неполярний ковалентний зв’язки. Характеристика металів. Поняття про розчини.
учебное пособие [22,0 M], добавлен 20.03.2012
