Методические указания к лабораторным работам Ростов-на-Дону (стр. 1 из 11)
Федеральное агентство по образованию
Донской государственный технический университет
Химия
Методические указания к лабораторным работам
Ростов-на-Дону
2009
УДК 54
А.В.Хохлов. Химия. Методические указания к лабораторным работам.
Ростов н/Д, Издательский центр ДГТУ. 2009. 15 с.
Методические указания для студентов специальностей 280202, 280102, 260100, 150206, 150501, 150204, 150202.
Печатается по решению редакционно-издательского совета
Факультета НиКМ
Научный редактор д.т.н., профессор А.С.Кужаров
© Донской государственный технический университет, 2009
Лабораторная работа № 1
Свойства основных классов неорганических соединений
Опыт 1. Взаимодействие основных оксидов с водой.В пробирку насыпьте немного оксида кальция CaO и добавьте 1 мл воды. Содержимое пробирки хорошо перемешайте и прибавьте 2-3 капли раствора фенолфталеина. Как изменится цвет индикатора и почему?
Опыт 2. Взаимодействие основных оксидов с кислотами.
В пробирку насыпьте немного оксида кальция (около 0,1 г) и добавьте 1 мл раствора соляной кислоты HCl. Что наблюдаете? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 3. Взаимодействие амфотерных оксидов со щелочами и кислотами.
В две пробирки насыпьте небольшое количество (около 0,1 г) оксида цинка ZnO. В первую прилейте 2-3 мл раствора соляной кислоты, во вторую 2-3 мл раствора гидроксида натрия. Что происходит? Проверьте растворимость оксида цинка в воде. Составьте уравнения всех процессов.
Опыт 4. Взаимодействие оснований с кислотами (реакция нейтрализации).
В пробирку налейте 1-2 мл раствора гидроксида натрия NaOH, добавьте 1-2 капли раствора фенолфталеина и медленно, по каплям, прибавьте 1-2 мл соляной кислоты HCl до изменения окраски индикатора. Что происходит? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 5. Исследование амфотерности гидроксидов цинка и
хрома (III).
Возьмите 2 пробирки. Налейте в первую пробирку 1 мл раствора сульфата цинка ZnSO4, во вторую - 1мл раствора сульфата хрома(III) Cr2(SO4)3. В каждую пробирку прибавьте по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадков. Какого цвета осадки? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Перемешайте осадки легким встряхиванием и каждый осадок разделите на 2 пробирки. К одной части осадков добавьте раствор соляной кислоты, а к другой - раствор гидроксида натрия (в избытке). Что наблюдаете? Напишите уравнения всех реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 6. Получение нерастворимых оснований.
Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида железа(III) FeCI3. Добавьте 1 мл раствора гидроксида натрия. Что образуется? Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 7. Взаимодействие кислот с солями.
К 1-2 мл раствора нитрата свинца(II) Pb(NO3)2 прилейте 1-2 мл раствора соляной кислоты. Что происходит? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 8. Взаимодействия кислот с металлами
Налейте в две пробирки по 1-2 мл разбавленной серной кислоты. В первую пробирку добавьте гранулу металлического цинка, а во вторую - кусочек металлической меди. Что наблюдаете? Составьте уравнения реакций.
Опыт 9. Получение солей из амфотерных гидроксидов.
Даны растворы солей: FeCI2, BaCI2, CuSO4, ZnSO4, NaCI, AI (NO3)3. Какие из этих солей могут служить исходными веществами для получения амфотерных гидроксидов? Отберите подходящие для этой цели растворы солей, налейте в пробирки по 5 мл и добавьте в каждую малыми порциями раствор щелочи до выпадения осадка. Выпавшие осадки разделите в разные пробирки на две части. В первую часть добавьте избыток щелочи, во вторую - немного раствора соляной или серной кислоты до растворения осадка. Объясните происходящие процессы. Составьте уравнения реакций.
Лабораторная работа № 2
Определение молярной массы эквивалента металла
Для экспериментального определения молярной массы эквивалента металла используют прибор, состоящий из бюретки, соединенной с воронкой резиновой трубкой. Через систему пробок и трубок к бюретке присоединяют пробирку. Система укрепляется на штативе и заливается подкрашенной водой. Следует помнить, что водород - очень летучий газ. Поэтому необходимо проверить герметичность установки, для чего при закрытых пробках и присоединенной пробирке надо опустить кольцо с воронкой. Если прибор герметичен, то уровень воды в бюретке, немного понизившись, останется постоянным. Если уровни жидкости в бюретке и воронке, как в сообщающихся сосудах, выравниваются, то герметичность нарушена, и следует обратиться к преподавателю. В пробирку налейте 3-4 мл раствора серной кислоты (разбавление 1:4). Полоской фильтровальной бумаги снимите со стенок пробирки капли кислоты. Удерживая пробирку наклонно (следить, чтобы не выливалась кислота), поместите на сухую стенку пробирки кусочек металла, взвешенный с точностью до 0,0001 г. (Необходимо следить, чтобы металл не соприкасался с кислотой). Присоедините пробирку к прибору, удерживая ее в наклонном положении. Отметьте уровень воды в бюретке /V1 с точностью до 0,1 мл. Придерживая пробирку, стряхните металл в раствор кислоты.
Выделяющийся водород будет собираться в бюретке. При этом вода из бюретки будет собираться в воронке. По окончании реакции дайте системе остыть и опустите кольцо с воронкой до нового уровня жидкости. Отметьте новый уровень жидкости V2. Разность уровней жидкости в бюретке после опыта и до опыта равна объему выделившегося водорода.
VH2 = V2 - V1.
Отметьте условия проведения опыта: давление (р) и температуру (Т).
По табл. 2.1 определите давление насыщенного водяного пара (h) при температуре проведения опыта. Экспериментальные данные внесите в табл. 2.2.
Таблица 1
Давление насыщенного пара /h/, мм. рт. ст.
| T°С | h, мм рт.ст. | T°С | h, мм рт.ст. |
| 16 | 13,63 | 21 | 18,65 |
| 17 | 14,43 | 22 | 19,83 |
| 18 | 15,48 | 23 | 21,07 |
| 19 | 16,48 | 24 | 22,38 |
| 20 | 17,54 | 25 | 23,76 |
Таблица 2
Экспериментальные наблюдения.
| Масса Метал-ла m, г | р, мм рт.ст. | t, °C | Влажность h, мм рт.ст. | Уровень жидкости до опыта V1, мл | Уровень жидкости после опыта V, мл | Объем выделившегося водорода VH2, мл |
Для определения молярной массы эквивалента металла следует привести полученный объем водорода VH2 к нормальным условиям VH2°, используя уравнение объединенного газового закона:
p° VH2°/T° = (p – h) VH2.
Отсюда находят
VH2° = (p – h) VH2 T°/ p°T
И наконец, используя закон эквивалентов, получают:
ЭМ = m ×11200 / VH2°.
Вычислите атомную массу металла, если валентность его равна 2.
Определите по таблице Д.И.Менделеева металл.
Вычислите теоретическое значение молярной массы эквивалента металла.
w,% = ôЭт - Ээô/ Эт,
где Эт – рассчитанная эквивалента металла;
Ээ - экспериментальная молярная масса эквивалента металла.
Лабораторная работа № 3
Химическая кинетика и равновесие
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ.
Эту зависимость изучают на примере реакции:
Na2S2O3 + H2SO4 = H2S2O3 + Na2SO4;
H2S2O3 = SO2 + S¯ + H2O,
которая идёт с образованием нерастворимой в воде мелкодисперсной серы
(коллоидный раствор), вызывающей опалесценцию раствора (светорассеяние). По времени появления опалесценции можно судить о скорости химической реакции.
В 4 стаканчика налейте разбавленный раствор Na2S2O3 : в первый – 5 мл, во второй – 10 мл, в третий – 15 мл и в четвёртый – 20 мл; затем добавьте в 1-й стаканчик 15 мл дистиллированной воды, во 2-й – 10 мл, в 3-й – 5 мл воды. В четыре пробирки отмерьте цилиндром по 5 мл разбавленной серной кислоты.
В четыре стаканчика с растворами тиосульфата вылейте из четырёх пробирок раствор серной кислоты. После сливания заметьте время появления опалесценции и внесите в табл. 5.1.
Таблица 4
| № стакана | Объем Na2S2O3, мл | Объем H2O, мл | Объем H2SO4, мл | Время появления опалесценции в сек |
| 1 | 5 | 15 | 5 | |
| 2 | 10 | 10 | 5 | |
| 3 | 15 | 5 | 5 | |
| 4 | 20 | 0 | 5 |
Начертите график зависимости скорости данной реакции от концентрации тиосульфата натрия. На оси абсцисс нанесите в определённом масштабе концентрации тиосульфата в мл, на оси ординат – величины, обратные времени появления опалесценции, где t – время в сек.