Ім'я файлу: Лабораторна робота.docx
Розширення: docx
Розмір: 45кб.
Дата: 11.11.2020
скачати

Лабораторна робота № 1

Основні класи неорганічних сполук

1. Мета: вивчити кислотно-основні властивості і методи одержання типових представників основних класів неорганічних сполук, ознайомитися з правилами роботи в хімічній лабораторії і технікою безпеки

2. Короткі теоретичні відомості: Речовини поділяються на прості і складні. Прості речовини складаються з атомів одного хімічного елементу, а складні – з атомів різних елементів. Складні речовини називаються хімічними сполуками. ПРОСТІ РЕЧОВИНИ поділяються на метали і неметали. До неметалів відносяться речовини, утворені атомами двадцяти двох хімічних елементів: Гідрогену, благородних газів, галогенів, Оксигену, Сульфуру, Селену, Телуру, Нітрогену, Фосфору, Арсену, Карбону, Силіцію, Бору. Усі інші хімічні елементи і їх прості речовини – метали. Метали в хімічних реакціях тільки віддають електрони, тобто є відновниками, тому в сполуках їх атоми мають тільки позитивні ступені окиснення. Неметали в реакціях можуть приймати і віддавати електрони, тобто поводитися і як окисники, і як відновники, тому ступені окиснення неметалів в сполуках можуть бути як негативними, так і позитивними. СКЛАДНІ РЕЧОВИНИ (хімічні сполуки) дуже численні і різноманітні за складом і властивостям. Вивчення речовин полегшує їх класифікація, оскільки, знаючи особливості класу сполук, можна охарактеризувати властивості їхніх окремих представників. Основними класами неорганічних – сполук є оксиди, гідроксиди (основи і кислоти) і солі. Оксидами називаються бінарні сполуки хімічних елементів з киснем, в яких ступінь окиснення Оксигену дорівнює –2. За хімічними властивостями оксиди поділяються на солетворні і несолетворні (СО, NO, N2O). Солетворні оксиди, у свою чергу, поділяються на основні (Na2O, CaO, FeO та ін.), кислотні (SO2, SO3, SiO2, CO2 і т.д.) й амфотерні (ZnO, Al2O3 Сr2O3, SnO та ін.). Гідроксидами є сполуки солетворних оксидів з водою. За типом і продуктами електролітичної дисоціації у водних розчинах і за хімічними властивостями гідроксиди поділяються на основи (NaOH, КOH, Mg(OH)2, Ba(OH)2, Fe(OH)3 та ін.), кислоти (H2SO3, H2SO4, HNO3, H3РO4, HСlO4 та ін.) і амфотерні гідроксиди, або амфоліти (Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Sn(OH)4, Al(OH)3, Cr(OH)3, Mn(OH)4 та ін.). Cолі є продуктами заміщення атомів Гідрогену в кислоті на метал або гідроксид-аніонів в основах на кислотний залишок. Згідно з теорією електролітичної дисоціації, солями називаються речовини, під час дисоціації яких утворюються катіони металів (а також NH4+ – катіон амонію) і аніони кислотних залишків. Солі поділяють на нормальні, або середні (Na2SO4, K2S, Na2SiO3 та ін.), кислі, або гідросолі (NaHCO3, KHSO4, NaHS та ін.), основні, або гідроксосолі (ZnOHCl, (CuOH)2CO3, AlOH(NO3)2 і т. д.), подвійні (KNaCO3, KAl(SO4)2 та ін.), змішані (СаСlOCl, або СаOСl2, Sr(HS)Cl та ін.) і оксосолі (SbOCl, BiONO3, TiOCl2 та ін.). Існують сполуки, які не відносяться до основних класів речовин : гідриди, карбіди, нітриди, сульфокислоти і сульфосолі, комплексні сполуки та ін. Вони вивчаються на заняттях з хімії елементів та їх сполук.

3 Експериментальна частина

3.1 Одержання і властивості оксидів

Одержання магній оксиду. Беремо струшку магнію, спалюємо в полум'і спиртівки. 2Мg + >2Mg0- білий. Магній згорає яскравим засліплюючим полум'ям.

Розчиняємо магній оксид у воді. Додаємо краплю фенолфталеїну. MgO+ О→Mg(ОН)2 + фенолфталеїн- малинове забарвлення.

2ОН → рH > 7-лужне середовище.

Одержання хрому(III) оксиду розкладанням солі. У фарфорову чашку помістили невеликою гіркою кристалічний дихромат амонію і ввели в центр гірки палаючий сірник або скіпку. Спостерігали розкладання солі, яке спочатку йде повільно, а потім прискорюється. (NH4)2Cr2O7 → Cr2O3+NH3↑ + Н2 О↑ - реакція розкладу. Реакція темнозеленого кольору, схожа на вулкан в зменшенному масштабі.

Одержання карбон (IV) оксиду. У пробірку насипали подрібненої крейди і додали розчину соляної кислоти в такій кількості, щоб повністю покрити крейду. Пробірку закрили газовідвідною трубкою, кінець якої занурили у склянку з дистильованою водою, куди попередньо було додано декілька крапель метилоранжу. СаСО3 → СаО + CO2 ↑--реакція розкладу.

СаСО3 +2HCl2 =CaCl2+H2O+CO2

Н2 О + Cl2→ Н2СО3-карбонова кислота.

2H+-pH <7-кисле середовише. Метилоранж червоного кольору.

Одержання оксиду цинку. У дві пробірки помістити по одному мікрошпателю порошкоподібного оксиду цинку. У першу пробірку додати 15-20 крапель 10% -ного розчину сірчаної кислоти, а в іншу – стільки ж 30% -го розчину гідроксиду натрію. Для прискорення реакцій підігріти пробірки на спиртівці.

ZnO + H2SO4 →ZnSO4 +H2O -утворюється сіль-сульфат цинку та води.

2NaOH + ZnO  Zn(OH)2 + Na2O-утворюється гідроксид цинку та оксид натрію.

Оксид цинку проявляє амфотерні властивості. Він реагує з кислотами та кислотними оксидами з утворенням солей.

3.2 Одержання і дослідження властивостей лугів

Одержання гідроксиду натрію. У фарфорову чашку або кристалізатор налити до половини дистильованої води. З банки, в якій знаходиться натрій під шаром гасу, пінцетом витягнути натрій, осушити фільтрувальним папером від гасу, відрізати ножем шматочок (не більше половини горошини) і опустити у воду.

2Na + 2H 2O = 2NaOH + H2 ↑-утворюєтся луг та водень.

Від контакту з водою натрій зашмпів і розтанув, зібравшись в кулю. Вода в кристалізаторі стала малиновою, здавалося, що біля поверхні натрію вона кипить. Через кілька секунд пролунав вибух.Утворюється білий дим. Великі малинові краплі текли по склу, а під ними збирався білий дим. Лужні метали зберігають під шаром гасу черех їх високу хімічну активність
Взаємодія лугу з кислотою. Заповнити пробірку десятьма краплями розчину гідроксиду натрію і додати одну краплю індикатора фенолфталеїну. Потім додавати по краплях соляну кислоту до зміни забарвлення розчину.
NaOH + HClNaCl+H2O
3.3 Одержання і дослідження властивостей малорозчинних

основ

З наявних реактивів( Розчини CuSO4, NiCl2, FeCl3, NaOH, HCl) отримати малорозчинні основи: гідроксид купруму(II), гідроксид нікелю(II) і гідроксид феруму(III).

CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na 2SО4 Хімічна реакція виділяє осад блакитного кольору.

NiCl2 + 2NaOH → Ni(OH)2 + 2NaCl – осад світло-зеленого кольору
3NaOH + FeCl3 Fe(OH)3 + 3NaCl – осад бурого кольору(іржа) Cu(OH)2   CuO + H2O – реакція розкладу під дією температури.



3.4 Одержання і дослідження властивостей кислот. У суху пробірку помістити один мікрошпатель хлориду натрію і декілька (8-10) крапель концентрованої сульфатної кислоти (дослід проводити у витяжній шафі!). Спостерігати виділення безбарвного газу. Піднести до пробірки змочену дистильованою водою смужку універсального індикатора і спостерігати зміну її забарвлення.



NaCl + H2SO4 → HCl + NaHSO4



4.Висновок: Під час виконання лабораторної роботи я вивчив кислотно-основні властивості і методи одержання типових представників основних класів неорганічних сполук, ознайомився з правилами роботи в хімічній лабораторії і технікою безпеки.



5. Контрольні питання та завдання


1.  Прості речовини – це речовини, молекули яких складаються з елементів одного виду атомів. Залізо, алюміній, мідь, водень, кисень.Прості речовини поділяються на метали та неметали. До металів належать цинк Zn, калій К, кальцій Са, магній Mg, олово Sn, свинець Рb, мідь Сu, залізо Fe, алюміній Аl, срібло Ag, золото Аu.Прикладами неметалів є водень Н2, кисень O2, озон O3, азот N2, гелій Не, неон Ne, аргон Аr, вуглець С, сірка S, фосфор Р, хлор Сl2, йод І2.Серед хімічних елементів переважають металічні. З відомих на сьогодні хімічних елементівнеметалічними є лише 22. Спільними властивостями всіх металів є: висока теплопровідність; електропровідність; сірий, сріблясто-сірий колір (приклади винятків: золото – жовте, мідь – цегляно-червона); відсутність запаху; пластичність – їх легко кувати, витягувати в дріт, прокатувати в листи. Усі метали за кімнатної температури перебувають у твердому агрегатному стані, окрім ртуті (рідина).Металічні елементи розміщені у періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва на початку періодів і в кінці груп, а неметалічні – у кінці періодів і на початку груп.

2. Оксиди — це складні речовини, що складаються з двох хімічних елементів, одним з яких є Оксиген із валентністю 2. За складом оксиди поділяють на оксиди металів і оксиди неметалів.

Гідроксиди - це складні речовини, які складаються з атомів металу або іону амонію і гідроксогрупи (-OH) і в водному розчині дисоціюють з утворенням аныоныв –ОН і катіонів.

Кислоти — це складні речовини, молекула яких містять один або кілька атомів Гідрогену, що можуть заміщуватися на атоми (іони) металічних елементів (або амонію).

Со́лі — хімічні речовини іонної будови, до складу яких входять кислотні залишки (аніони), поєднані з катіонами різного походження.

3. Кислоти: НАlО2,

Основи: Ва(ОН)2, AlOH(NO3)2,

Солі: Na2SO3, SbOCl, KAl(SO4)2, KHSO4, K2S

4. Найбільш простий спосіб добування оксидів — це взаємодія простих речовин з киснем. Велика кількість складних речовин також здатні горіти в кисні. Під час горіння складної речовини утворюються оксиди всіх елементів, з яких складається ця речовина.

5. Розчини всіх кислот на смак кислі. Практично всі кислоти (крім кремнієвої) добре розчиняються у воді. Розчини кислот у воді змінюють забарвлення спеціальних речовин – індикаторів. За забарвленням індикаторів визначають присутність кислоти. Індикатор лакмус забарвлюється розчинами кислот в червоний колір, індикатор метиловий оранжевий – теж у червоний колір.  Взаємодія кислот з основами. Ця реакція, як ви вже знаєте, називається реакцією нейтралізації. Кислота реагують з основою з утворенням солі, в якій завжди в незмінному вигляді виявляється кислотний залишок. Другим продуктом реакції нейтралізації обов’язково є вода. Для реакцій нейтралізації достатньо, щоб хоча б одне з реагуючих речовин було розчинно у воді. Оскільки практично всі кислоти розчинні у воді, вони вступають у реакції нейтралізації не тільки з розчинними, а й з нерозчинними основами.

6. Основи є твердими речовинами. Деякі з них, зокрема NaOH і KOH, у термічному відношенні досить стійкі: їх можна нагрівати до температури плавлення і навіть кипіння, і вони не розкладаються. Проте більшість основ нестійкі і при нагріванні легко розкладаються з утворенням оксидів і виділенням води.

Більшість основ нерозчинні у воді. Добре розчинними є тільки основи лужних і лужноземельних металів, тобто луги. Серед лугів практично найбільш вживаними є NaOH, KOH, Ca(OH)2 і Ba(OH)2. Водні розчини їдких лугів мають їдкий мильний смак. Вони легко руйнують рослинні і тваринні тканини. Через це їх називають ще їдкими лугами. Розчини їдких лугів мають здатність змінювати забарвлення індикаторів. Так, у лужному середовищі фіолетовий колір лакмусу змінюється на синій, помаранчевий колір метилоранжу — на ясно-жовтий, а безбарвний розчин фенолфталеїну стає фіолетовим. Лужні властивості розчинів основ обумовлюються наявністю в розчині гідроксильних іонів.

Хімічні властивості основ визначаються їх відношенням до кислот, ангідридів, амфотерних оксидів і солей. Найбільш характерною властивістю основ є їх здатність вступати в хімічні реакції з кислотами. Причому з кислотами взаємодіють як розчинні, так і нерозчинні основи.

7.В результаті взаємодії між кислотами та цинком завжди буде утворюватись водень.

8.

  1. Ag + CuSo4 = Ag2So4 + Cu

  2. ZnSo4 + Mg = Zn + MgSo 

  3. Cu + MgSO4 = CuO + MgS

  4. Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

  5. Ag + ZnSO4 = Ag2SO4 + Zn 

  6. Mg + Ag2SO4 = Ag + MgSO4






скачати

© Усі права захищені
написати до нас