Новочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал) icon

Новочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал)



НазваниеНовочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал)
Дата конвертации23.08.2012
Размер282.14 Kb.
ТипМетодические указания


Федеральное агентство по образованию

Российской Федерации


Южно-Российский

государственный технический университет

(Новочеркасский политехнический институт)

________________________________________________________________


Шахтинский институт (филиал)


МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ


к выполнению лабораторных работ

по ОБЩЕЙ и физической химии




НОВОЧЕРКАССК – 2005

УДК 547 (07)


Методические указания рассмотрены и обсуждены на заседании кафедры «Физика и химия» Шахтинского института (филиала) ЮРГТУ (НПИ) и рекомендованы к использованию в учебном процессе.

^ Протокол № 4 от 09 декабря 2003 года.


Составители:

Молчанов Сергей Валентинович, ст. преподаватель;

Кураков Юрий Иванович, доцент;

Волкова Валентина Константиновна, ст. преподаватель;

Передерий Маргарита Алексеевна, профессор.


Методические указания к выполнению лабораторных работ по общей и физической химии / ЮРГТУ (НПИ). – Новочеркасск: ЮРГТУ (НПИ), 2005, 22 c.


Методические указания содержат краткую теоретическую часть по конкретной теме, методику проведения лабораторной работы, указания по обработке полученных результатов и составлению выводов.


 ЮРГТУ (НПИ), 2005

 Авторы, 2005

^ Правила

работы в химической лаборатории

при выполнении лабораторного практикума

по общей и физической химии



  1. Перед каждой лабораторной работой необходимо изучить соответствующий лекционный, литературный материал и материал настоящих методических указаний.

  2. Лабораторные работы выполнять тщательно, аккуратно, без лишней торопливости.

  3. В лаборатории необходимо соблюдать абсолютную тишину! Разрешается переговариваться в нутрии своей бригады в пол голоса.

  4. В лаборатории необходимо всегда работать на своем рабочем месте.

  5. Не загромождать рабочее место портфелями, сумками, свертками, пакетами и т. п.

  6. Не уносить приборы, аппараты, реактивы и другое оборудование общего пользования на свое рабочее место.

  7. Внимательно наблюдать за ходом опыта, отмечая каждую его особенность (выпадение и растворение осадков, изменение окраски, температуры, появление запаха и т. д.).

  8. Реактивы брать в количествах, указанных в методике проведения данной лабораторной работы.

  9. Избыток взятого реактива не выливать и не высыпать обратно в склянку или банку, из которых он был взят. Если же случайно было взято раствора, жидкого или сухого реактива больше, чем необходимо, то излишки выбросить в специально отведенное для этого место во избежание загрязнения реактива.

  10. После употребления реактива банку или склянку тотчас же закрыть пробкой и поставить на место.

  11. Сухие реактивы брать только при помощи стеклянного микрошпателя. Микрошпатель должен быть всегда абсолютно сухим и чистым. После употребления следует тщательно его промыть проточной водопроводной, а затем дистиллированной водой и обсушить фильтровальной бумагой или бумажным фильтром.

  12. Если реактив отбирается пипеткой, ни в коем случае нельзя той же пипеткой, не вымыв ее, брать реактив из другого сосуда.

  13. Работы с вредными веществами проводить только под тягой! Концентрированные кислоты и щелочи наливать осторожно в вытяжном шкафу; не уносить их на свое рабочее место!

  14. При разбавлении концентрированных кислот, особенно серной, вливать кислоту в воду, а не наоборот!

  15. При наливании реактивов не наклоняться над сосудом во избежание попадания брызг на лицо или одежду!

  16. При попадании брызг жидкости на лицо или руки надо тотчас промыть их проточной водой, после промывания, если попала кислота, следует еще раз промыть 2,0-3,0 %-ым раствором гидрокарбоната натрия, после чего наложить стерильную марлевую повязку, смоченную 1,0-2,0 %-ым раствором перманганата калия. Щелочь надо смывать проточной водой до тех пор, пока участок кожи, на который она попала, не перестанет быть мылким, затем промыть 1,0-2,0 %-ым раствором борной, уксусной или лимонной кислотами и вытереть полотенцем насухо.

  17. При попадании кислоты, щелочи или какого-либо любого другого реактива в глаза надо промыть их обильным количеством проточной воды, наложить стерильную марлевую повязку и немедленно направить пострадавшего к врачу!

  18. При нагревании жидкости в пробирке, последнюю держать отверстием от себя и окружающих!

  19. Нюхать выделяющиеся газы и пары нужно издали, слегка направляя рукой ток воздуха от сосуда к себе.

  20. При отравлении сероводородом, хлором, парами брома, оксидами углерода (II) и (IV) и другими веществами, в том числе органическими, следует немедленно вынести пострадавшего на свежий воздух, освободив его от стесняющей одежды!

  21. Надо помнить, что соли ртути, свинца, цинка, меди и других металлов, а также многие органические вещества ядовиты! После работы с ними следует тщательно вымыть руки с мылом и вытереть насухо!

  22. Не выбрасывать в раковину отработанные металлы и другие опасные органические вещества, а собирать их в специально отведенный для этого сосуд.

  23. Без указания преподавателя не проводить никаких дополнительных опытов!

  24. После окончания работы вымыть использованную посуду, выключить воду, газ, электричество, вытяжку, привести в порядок рабочее место и сдать его дежурному лаборанту.

  25. По каждой лабораторной работе составить отчет, согласно Стандарту предприятия. Отчет должен содержать: номер лабораторной работы, название лабораторной работы; дату ее выполнения; ее номер; цель работы; основные задачи; перечень приборов, реактивов и материалов; методику проведения лабораторной работы; математическую и/или логическую обработку; анализ результатов и выводы.

  26. При выполнении и обработке лабораторных работ необходимо использовать единицы физических величин по Международной системе единиц (СИ) или их производные.

  27. Математическую обработку результатов можно производить с использованием микрокалькулятора или компьютера (ЭВМ). Результаты необходимо округлять от единиц до сотых долей единицы, в зависимости от конкретного случая.

  28. На все контрольные вопросы дать исчерпывающие ответы в письменном виде, если таковые имеются.


________________________


ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

^

ЭЛЕМЕНТЫ ПОДГРУППЫ МЕДИ




В подгруппу меди входят медь, серебро и золото. Металл – главный конструкционный материал нашей эпохи.

Наибольшее применение из перечисленных элементов имеет медь. Чистая медь применяется в электротехнике. А её сплавы с другими металлами – с цинком – латунь, с оловом – бронза, с никелем – мельхиор – применяются в судостроении, машиностроении, авиационной промышленности и в других отраслях.

Медь, серебро и золото характеризуются исключительной (особенно золото) пластичностью; они превосходят остальные металлы по тепло- и электропроводности.

Для правильного применения этих металлов необходимо изучить свойства этих металлов.


^ Цель работы: изучение химических свойств меди и серебра.


Основная задача: исследование реакций взаимодействия меди с различными кислотами. Получение соединений меди, серебра и исследование их свойств/


^ Приборы и реактивы: штатив с пробирками; стеклянная палочка; соляная HCI, серная H2SO4, азотная HNO3 кислоты – 2 н. и концентрированные растворы; сульфат меди СuSO4 – 2 н. раствор; гидроксид натрия NaOH – 2 н. и концентрированный растворы, хлорид меди (II) 0,5 н. раствор; сульфид натрия Na2S; карбонат натрия Na2CO3 – 0,5 н. раствор; иодид калия – 2 н. раствор; тиосульфат натрия Na2S2O3 – 2 н. раствор; нитрат серебра AgNO3 – 2 н. раствор; раствор аммиака NH4OH – 25 %-ный раствор; цинк и медь – кусочки.


^ Методика проведения лабораторной работы

1.1. Вытеснение меди из растворов ее солей цинком.

В пробирку с раствором сульфата меди CuSO4 ,бросить кусочек цинка. Осторожно встряхивая пробирку, наблюдать, как на поверхности металла появляется красный налет.

1.2. Отношение меди к кислотам.

В три пробирки с разбавленными растворами соляной HCl, серной H2SO4, азотной HNO3 кислот опустить кусочки меди, тоже самое с концентрированными растворами кислот.

1.3. Получение и свойства гидроксида меди.

Налить в пробирку 2мл 2н сульфата меди CuSO4 и такой же объём 2н раствора щелочи NaOH. Содержимое разделить на три пробирки. К одной прилить 2н раствор серной кислоты H2SO4 к другой – разбавленный раствор NaOH; к третьей концентрированный раствор NaOH. Во всех ли случаях происходит растворение осадка?

1.4. Гидролиз солей двухвалентной меди.

На синюю лакмусовую бумагу нанести по две капли раствора хлорида меди CuCI2 и сульфата меди. Как изменился цвет лакмусовой бумаги?

1.5. Получение малорастворимых солей двухвалентной меди.

а) В пробирку с раствором сульфата меди 2н прибавить раствор сульфида натрия. Отметить цвет осадка.

б) В пробирку с сульфатом меди CuSO4 2н прибавить 2-3мл карбоната натрия Na2CO3 0,5н. Наблюдать выпадение зеленого осадка основной соли карбоната меди.

1.6. Получение йодистой меди.

Внести в пробирку по 2мл 2н раствора сульфата меди CuSO4 и иодида калия KJ. Наблюдать образование белого осадка иодида меди (1) CuJ. Осадок сохранить.

1.7. Комплексные соединения меди.

а) В пробирку с осадком иодида меди (1), полученным в опыте 6 прибавить несколько капель 2н раствора тиосульфата натрия. Наблюдать растворение осадка, вследствие образования растворимого комплекса.

1.8. Получение оксида серебра.

К 1-2 мл раствора нитрата серебра AgNO3 прилить 2н раствор гидроксида натрия NaOH. Наблюдать образование бурого осадка оксида серебра.

Получение комплексных соединений серебра.

Налить в пробирку 2-3мл раствора нитрата серебра AgNO3 и прилить такой же объем хлорида натрия NaCI. К осадку прилить 25-% раствор аммиака NH4OH до растворения осадка.

1.10.Получение сульфида серебра.

Налить в пробирку 1 мл раствора нитрата серебра AgNO3 и к нему прилить раствор Na2S. Отменить цвет осадка.


Обработка результатов

2.1. Составить молекулярные и электронные уравнения реакций растворения меди в различных кислотах.

2.2. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций получения гидроксида меди с помощью уравнений реакций объяснить их свойства.

2.3. Написать уравнения гидролиза солей в молекулярном и ионном виде.

2.4. Написать уравнения реакции сульфата меди CuSO4.

2.5. Составить молекулярные и электронные уравнения.

2.6. Написать молекулярные и ионные уравнения получения комплексных соединений меди/


Выводы

Проанализируйте полученные результаты и сделайте выводы относительно химических свойств меди, серебра.


Контрольные вопросы

1. Напишите электронные формулы Cu, Ag, Au.

2. Почему восстановительные свойства у Cu и Ag выражены слабее, чем у щелочных металлов.

3. Написать уравнение реакции образования основного карбаната меди (CuOH)2CO3 зелёный налёт которого образуется на поверхности изделий из меди при участии паров H2O и CO2 находящихся в воздухе.

4. Гидроксид меди растворим в разбавленных кислотах и в растворах аммиака. Какие принципиальные различия протекают при этих реакциях. Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.


________________________


^ ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА


МАРГАНЕЦ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ


Марганец обладает довольно высокой активностью, особенно в порошкообразном состоянии: окисляется кислородом, серой, галогенами, растворяется в разбавленных соляной и серной кислотах. На воздухе устойчив, так как покрывается оксидной плёнкой, которая препятствует дальнейшему окислению металла. Еще более устойчивая плёнка образуется при действии на марганец концентрированной азотной кислоты.

В своих соединениях марганец проявляет степень окисления от +2 до +7. Для соединений этого элемента, в которых степень окисления равна +2 присущи восстановительные свойства. Для соединений, в которых степень окисления равна +7, +6 (KMnO4, K2MnO4), характерны сильные окислительные свойства. Марганец и его соединения находят широкое применение в технике, используются в медицине, текстильной промышленности, в аналитической химии.

Около 90 % марганца применяется металлургии для раскисления и легирования сталей. Он придает железным сплавам коррозионную стойкость, вязкость и твердость.

Марганец ядовит, действует на нервную систему, ПДК марганца – 0,2 мг/м. Соединения марганца не ядовиты, входят в состав микроудобрений, служат как дезинфицирующие средства.

Для правильного использования марганца и его соединений необходимо изучить свойства соединений марганца.


^ Цель работы: Ознакомление с химическими свойствами марганца и его соединений.


Основная задача: Изучение свойств гидроксида марганца(II), гидролиза солей марганца (II), окислительно-восстановительных свойств марганца.


^ Приборы и реактивы: Штатив с пробирками. Стеклянные палочки. Диоксид марганца, перманганат калия кристаллический, сульфит натрия кристаллический, синяя лакмусовая бумага.


Растворы: хлорид марганца (II) – 0,5 н., гидроксид натрия 2 н., серная кислота 2 н., хлороводородная кислота –2 н. (плотность 1,19г/см3), карбонат натрия 0,5 н., перманганат калия 0,5 н., пероксид водорода (10 %), лакмус (нейтральный раствор).


^ Методика проведения лабораторной работы

1. Гидроксид марганца и его свойства. Степень окисления марганца (II).

В две пробирки внести по 2-3 мл раствора соли марганца (II) и к ним прилить по 2-3 мл 2 н. раствора щелочи. Какой цвет полученного осадка гидроксида марганца (II)? Размешать осадок стеклянной палочкой и отметить его побурение вследствие окисления марганца (II) до марганца (IV). Во вторую пробирку с осадком гидроксида марганца добавить 2-3 капли раствора серной кислоты. Что наблюдается? Какие свойства характерны для гидроксида марганца (II) ?

^ 2. Гидролиз солей марганца (II).

В пробирку внести несколько кристаллов хлорида марганца (II) и прибавить несколько капель раствора лакмуса. Отметить изменение цвета индикатора.

^ 3. Получение некоторых малорастворимых солей марганца (II).

В двух пробирках получить: а) карбонат марганца, б) сульфид марганца взаимодействием карбоната натрия и сульфида натрия с хлоридом марганца (II). Растворы брать по 2-3 мл. Отметить цвета осадков. Раствор с осадком сульфида марганца размешать стеклянной палочкой. Отметить изменение цвета осадка. Добавить к каждому осадку 2-3 мл 2н раствора серной кислоты. Сделать вывод о растворимости полученных солей марганца в кислой среде.

^ 4. Окислительные свойства соединений марганца (IV).

В пробирку поместить немного диоксида марганца и 2-3 мл концентрированной хлороводородной кислоты (плотность 1,19 г/см3). По цвету и запаху определить, какой газ выделяется. Если реакция идет недостаточно энергично, пробирку осторожно подогреть.

^ 5. Разложение перманганата калия при нагревании.

Поместить 3-4 кристаллика перманганата калия в пробирку, укрепить её в штативе горизонтально и нагревать небольшим пламенем горелки до полного разложения перманганата на диоксид марганца, манганат калия и кислород. (Выделение кислороду и полноту разложения перманганата установить с помощью тлеющей лучинки). После охлаждения пробирки к сухому остатку добавить 6-7 капель воды. Отметить цвет полученного раствора. Какое вещество в осадке? Какое в растворе?

^ 6. Окислительные свойства соединений марганца (VII).

а) Влияние рН среды на характер восстановления перманганата.

В три пробирки внести по 2-3 мл раствора перманганата калия. В одну пробирку добавить 2-3 мл 2н раствора серной кислоты, в другую – столько же воды, в третью 2-3 мл 2н раствора щелочи. Во все пробирки добавить по микрошпателю кристаллического сульфита натрия. Отметить различное изменение первоначальной окраски раствора перманганата калия в каждом случае. Чем это вызвано?

б) Окисление перманганатом калия хлорида марганца (II).

Внести в пробирку 2-3 мл раствора перманганата калия и столько же раствора хлорида марганца. Отметить исчезновение фиолетовой окраски и образование бурого осадка. Опустить в пробирку синюю лакмусовую бумажку, какая среда в полученном растворе?

в) Окисление перманганатом калия пероксида водорода.

В пробирку внести 2-3 мл 2н раствора перманганата калия и 2-3 мл 2н раствора серной кислоты, добавить 3-4 капли 1С%-ного раствора пероксида водорода. Какой газ выделяется? Как изменилась степень окисления марганца?


^ Обработка результатов

1. Для каждой окислительно-восстановительной реакции составить молекулярные и электронные уравнения. Расставить коэффициенты в уравнениях реакции. Указать процессы окисления и восстановления, какое вещество в данной реакции является окислителем, какое восстановителем, какое вещество окисляется, какое восстанавливается.

2. В опыте 1 написать уравнения реакций: а) получения гидроксида марганца (II) и его окисления кислородом воздуха в MnO(OH)2, б) взаимодействие гидроксида марганца (II) с серной кислотой.

3. Написать уравнение гидролиза в молекулярном и ионном виде.

4. Написать уравнение реакции : а) получение карбоната и сульфида марганца, б) окисление сульфида марганца кислородом воздуха в присутствии воды. Учитывая что при этом получается гидроксид марганца (IV), в) растворение карбоната и сульфида марганца (II) в кислоте.


^ Выводы

На основании проделанных опытов сделать краткие выводы о свойствах соединений марганца.


Контрольные вопросы

1. Написать формулы возможных оксидов марганца и соответствующих гидроксидов. Указать свойства: кислотные, основные, амфотерные.

2. В каких кислотах растворяется марганец? Написать уравнения соответствующих реакций.

3. К раствору хлорида марганца на воздухе добавлено: а) едкое кали, б) сульфид натрия, в) перманганат калия. Какое соединения марганца получится при этом в каждом случае? Написать уравнение реакций.


________________________


^ ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА


КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ


Многие молекулы сложных веществ, между атомами которых действуют ковалентные или ионные связи, способны участвовать в реакциях присоединения за счет образования их атомами дополнительных химических связей по донорно–акцепторному механизму. Комплексными соединениями называют сложные вещества, в которых валентность (число химических связей) центрального атома больше абсолютного значения его степени окисления. Например, NH4Cl – комплексное соединение, так как валентность атома азота в нем равна 4, а степень окисления – 3.

Основные положения координационной теории, объясняющей строение комплексных соединений, заключаются в следующем:

1)центральное место в химической частице комплексного соединения занимает атом – комплексообразователь (типичным комплексообразователями являются ионы и атомы d-металлов);

2) вокруг комплексообразователя расположены (координированы) лиганды – простые или сложные ионы или молекулы. Число химических связей, устанавливаемых связей, устанавливаемых связей, устанавливаемых комплексообразователем с лигандами, называется координационным числом (к.ч.) комплексообразователя;

3)комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения – комплексную частицу (ион или молекулу);

4) ионы, не входящие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферу комплексного соединения.

Принято внутреннюю сферу отделять от внешней квадратными скобками. Так, в комплексном соединении K3[Fe(CN)6] ион Fe3+ - комплексообразователь, ион CN - лиганды, координационное число равно 6. [Fe(CN)6]3- - внутренняя сфера (комплексный ион), К+ - внешняя сфера.

Важнейшими лигандами являются:

1)отрицательно заряженные ионы: ОН, Р, CI, Br, J, CN, SCN, CO23 и др.

2) нейтральные полярные молекулы: H2O, NH3, NO, CO и др.

Число химических связей, образуемых лигандом с комплексообразователем, определяет дентатность лиганда. Так, NH3 – монодентатный лиганд, а этиле диамин – H2N – CH2- CH2 – NH2- бидентатный лиганд.

Координационное число комплексообразователя равно произведению числа лигандов на их дентатность.

Координационные числа имеют значения от 2 до 10, чаще всего они равны 4 или 6.

Координационные числа для некоторых комплексообразователей приводятся ниже:

2 – Сu2, Ag+, Au+;

4 – Cu2+, Au3+,Hg2+, Pb2+, Pt2+;

6 – Zn2+, AI3+, Pb4+, Cr3+, Fe2+, Fe3+, Co2+, Co3+, Ni2+;

8 – Ca2+, Sr2+, Ba2+.

Склонность к комплексообразованию связана со строением атомов и местом элемента в периодической системе Д.И. Менделеева. Особенно легко образуют комплексные соединения ионы элементов середины больших периодов достраивающих предвнешнюю оболочку.

Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов иона – комплексообразователя и лигандов. Наряды внешней и внутренней сферы равны друг друга, но противоположны по знаку. Комплексные соединения в целом нейтральны. В растворах комплексные соединения диссоциируют как сильные электролиты, например:

[Ag(NH3)2]CI[Ag(NH3)2]+ + CI;

K[Ag(CN)2]CIK+ + [Ag(CN)2].

Комплексные ионы в растворе в свою очередь диссоциируют ступенчато, как слабый электролит:

[Ag(NH3)2]+Ag+ + 2NH3;

[Ag(CH)2]Ag+ + 2CN.

Константу диссоциации комплексного иона называют константой нестойкости Кнест. Она характеризует устойчивость комплексного иона [Ag(NH3)2]+.

Чем меньше константа нестойкости, тем прочнее комплексный ион. В растворах происходит взаимодействие между молекулами растворенных веществ и образуется комплексные соли или двойные соли, которые оказывают влияние на окружающие горные породы.

Знание комплексных соединений: их свойств, устойчивости и отличие их от свойств двойных солей необходимо специалисту любого профиля.

Знание процессов образования комплексных солей используется при прогнозировании состава природных вод, которые используются для приготовления строительных растворов.


^ Цель работы: Ознакомление со свойствами комплексных соединений и двойных солей.


Основная задача: Получение комплексов различного типа, изучение устойчивости комплексных соединений с помощью качественных реакций.


^ Приборы и реактивы: штатив с пробирками; стеклянные палочки; растворы: ZnSO4, гидроксид натрия NaOH – 2 н. растворы, 25 %-ный раствор аммиака, нитрат серебра – 0,1 н., хлорид натрия NaCI, нитрат ртути (II) Hg(NO3)2, иодит калия KJ, раствор алюмокалиевых квасцов KAI(SO4)2 конц., хлорид бария – 2 н., сульфат железа (II) – 2 н., сульфат кадмия – 2 н., роданид калия KSCN, K4Fe(CN)6 – желтая кровяная соль, K3Fe(CN)6 – красная кровяная соль.


^ Методика проведения работы

  1. Образование комплексных катионов.

а)Налить в пробирку 2-3 мл сульфата меди и прибавить раствор гидроксида натрия. Понемногу прибавлять 25%-ный раствор аммиака до растворения осадка и наблюдать за происходящей реакцией.

б)Получить хлорид серебра, подобрав соли и обработать его по каплям избытком 25%-ного раствора аммиака. Какие изменения наблюдаются?

2. Образование комплексных анионов.

Налить в пробирку немного раствора нитрата ртути (II), чтобы жидкость едва покрывала дно пробирки, добавить несколько капель иодида калия, затем прибавить большой избыток до полного растворения осадка. Наблюдать цвет осадка и его растворение.

3. сравнительная прочность комплексных ионов.

а)Двойная соль.

В три пробирки налить по 2 мл концентрированного раствора алюмокалиевых квасцов, затем добавить в первую пробирку Na3[Co(No2)6] ( реактив, характерный на ионы калия), во вторую прилить по каплям до получения осадка раствор гидроксида натрия, а затем прибавить его избыток до растворения осадка. Наблюдать цвет осадка. В третью пробирку прилить раствор хлорида бария, наблюдать образование осадка.

б)Аммиакаты.

Налить в две пробирки по две – три капли раствора нитрата серебра и добавить в одну пробирку несколько капель раствора щелочи, в другую – несколько капель раствора иодида калия. Отметить цвет образующихся осадков.

В две других пробирки – по 2-3 капли раствора нитрата серебра и затем прилить в обе пробирки концентрированный раствор аммиака до растворения осадков. К полученному раствору комплексного соединения серебра прибавить в одну пробирку несколько капель разбавленного раствора щёлочи, в другую – несколько капель раствора иодида калия. Объяснить образование осадка жёлтого цвета во второй пробирке и отсутствие осадка в первой.

в) Цианиды.

К 2мл хлорида железа (III) прибавить немного воды, раствор разделить на две пробирки. Ознакомиться с характерными реакциями на ионы железа (III), для этого: прибавить в одну пробирку раствор гидроксида натрия, а в другую – роданид калия.

Наблюдать цвета полученных соединений.

Затем в две другие пробирки налить раствор красной кровяной соли и прибавить в одну – едкий натр, а в другую раствор роданида калия. Наблюдать происходят ли характерные изменения и сделать заключение о прочности внутренней сферы комплексного соединения.

4. Комплексные соединения в реакциях обмена.

а) В пробирку к раствору сульфата мели прибавить равный объем раствора жёлтой кровяной соли (гексацианоферрата (II) калия). Отметить цвет образовавшегося продукта.

б) Повторить опыт с жёлтой кровяной солью, заменив соль меди солями двухвалентного и трёхвалентного железа.

в) Аммиакаты цинка и меди.

Налить 2-3 мл раствора сульфата цинка и кадмия, затем прилить в обе пробирки раствор аммиака до растворения образовавшихся вначале осадков гидроокисей цинка и кадмия. Наблюдать цвет осадков.


^ Обработка результатов

1. Составить уравнение всех реакций в молекулярной и ионной форме. Записать цвет получившихся продуктов реакции для всех опытов.

2. В первом опыте объяснить образование комплексных катионов и анионов во втором опыте.

3. Объяснить как происходит диссоциация двойных солей и комплексных соединений в опыте 3.

4. Отметить, что комплексные соединения можно получить в реакциях обмена в опыте 4.


Контрольные вопросы

  1. Что называется комплексными соединениями?

  2. Что такое лиганды, комплексообразователь, координационное число?

  3. Дать определение внутренней сферы и как определить её заряд?

  4. Написать формулы аммиакатов меди, шестиводного хлорида кобальта (III), заключив внутреннюю сферу в квадратные – скобки. Каков заряд внутренней сферы в этих соединениях?

  5. Что называется константой нестойкости? Привести пример.

  6. Какой тип химической связи между лигандами и комплексообразователем?

  7. Какие типы комплексных соединений?

  8. Напишите формулу и реакцию получения турнбулевой сини.

  9. Какое различие между двойными комплексными солями?


________________________


^ ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА


ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ


В настоящее время нет ни одной отрасли техники, в которой бы не применялось железо, кобальт и никель. Из трёх металлов наибольшее значение имеет железо. Насколько важную роль играет железо, видно из того, что количество добываемого железа примерно в 15 раз превосходит добычу всех остальных металлов вместе взятых. Сплавы железа занимают в народном хозяйстве исключительное место, они являются основой всей современной техники. Чёрные металлы (чугун и сталь) составляют более 90% всего металла, применяемого для различных целей.

Кобальт и никель используют как легирующие добавки к сплавам на основе железа, придавая им особые свойства ( нержавеющие, жаропрочные, жаростойкие, инструментальные). Большое количество кобальта используют в производстве сверхтвёрдых материалов на основе карбидов вольфрама и титана. Радиоактивный изотоп кобальта 60Со применяется в медицине как источник  - («кобальтовая пушка»). Никель с медью образуют ряд сплавов, обладающих высокой стойкостью к окислению и большей электрической сопротивляемостью. Большое количество никеля идет на процесс никелирования.

Следует отметить, что почти все конструкционные материалы современного машиностроения изготавливаются на основе железа, кобальта и никеля. Такое широкое техническое применение металлов семейства железа вызывает необходимость в изучении свойств этих металлов.


^ Цель работы: Изучение химических свойств железа, кобальта и никеля, обусловленных способностью их атомов отдавать свои валентные электроны.


Основная задача: исследование реакций взаимодействия железа с различными кислотами. Получение отдельных соединений железа, кобальта и никеля и исследование их свойств.


^ Приборы и реактивы: штатив с пробирками; стеклянная палочка; стеклянный шпатель; соляная кислота HCI, серная кислота H2SO4, азотная HNO3 разбавленные растворы 1:3; соляная и серная кислоты концентрированные растворы; сульфат железа (II) – 0,5 н. свежеприготовленный раствор; гидроксид натрия NaOH – 2 н. раствор; перекись водорода H2O2 – 1 %-й раствор; сульфат железа (III) Fe2(SO4)3, гексацианоферрат (II) калия K4[Fe(CN)6], роданид калия KCNS, иодид калия КJ, перманганат калия KMnO4, сульфат кобальта (II) CoSO4, сульфат никеля (II) NiSO4 – 0,5 н. растворы; цинк – кусочки; хлорная известь CaOCI2 – сухая соль; раствор аммиака NH4OH – 25 %-й раствор; железная стружка.


Методика проведения лабораторной работы

^ 1.1. Взаимодействие железа с кислотами. В четыре пробирки налить по 1-2см3 растворов кислот: соляной, серной разбавленной, серной концентрированной, азотной. В каждую пробирку внести кусочек железной стружки. Пробирку с железом и концентрированной серной кислотой нагреть. Затем добавить в каждую пробирку по 1-2 капли роданида калия, который образует с ионами железа (III) соль Fe(CNS)3, интенсивно окрашенную в красный цвет. В зависимости от изменения окраски определить, в каких кислотах образуются ионы Fe3+, Fe2+.

^ 1.2. Получение гидроксида железа (II) и исследование его свойств. В две пробирки налить по 1-2 см3 свежеприготовленного раствора сульфата железа (II), затем добавить по каплям раствор щелочи до образования зеленоватого осадка гидроксида железа (II). В одну пробирку прилить 5-6 капель раствора соляной кислоты. Обратить внимание на растворение осадка. В другую пробирку прилить 1-2см3 раствора перекиси водорода. Обратить внимание на побурение осадка.

^ 1.3. Получение гидроксида железа (III) и исследование его свойств. В две пробирки налить 1-2см3 раствора сульфата железа (III) и добавить по каплям раствор щелочи до образования бурого осадка гидроксида железа (III). Испытать полученный гидроксид на растворимость в кислоте и щелочи.

^ 1.4. Характерная реакция на ион железа (II). Налить в пробирку 1-2см3 свежеприготовленного раствора сульфата железа (II) и добавить 1-2 капли гексацианоферрата (III) калия. Наблюдать посинение раствора вследствие образования турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2. Гексацианоферрат (III) калия является индикатором на ион железа (II)

^ 1.5 Характерные реакции на ион железа (III).а)Налить в пробирку 1-2 см3 раствора сульфата железа (III) и добавить 1-2 капли раствора гексацианаферрата (II) калия. Наблюдать посинение раствора вследствие образования берлинской лазури Fe4[Fe(CN)6]3. Гексацианоферрат (II) калия является индикатором на ион железа (III).

Б)налить в пробирку 1-2 см3 раствора сульфата железа (III) и добавить 1-2капли раствора роданида калия. Такой же опыт проделать со свежеприготовленным раствором сульфата железа (II). Убедитесь, что интенсивное красное окрашивание характерно только для роданида железа (III).

^ 1.6 Окислительные свойства железа (III).

А) Налить в пробирку 1-2 см3 раствора сульфата железа (III) и добавить 3- 4 капли раствора иодида калия. Обратить внимание на окрашивание раствора.

Б) В пробирку 1-2 см3 раствора сульфата железа (III) внести кусочек цинка. Наблюдать растворение цинка и выделение водорода.

^ 1.7. Восстановительные свойства железа (II). Налить в пробирку 1-2 см3 раствора перманганата калия и 3-4 капли серной кислоты. Затем прилить небольшое количество свежеприготовленного раствора сульфата железа (II). Обратить внимание на обесцвечивание раствора


^ 1.8. Получение гидроксидов кобальта (II) и никеля (II) и исследование их свойств.

А) В две пробирки налить по 1-2 см3 раствора сульфата кобальта (II) и добавить по каплям раствор щелочи до появления розового осадка гидроксида кобальта (II). В одной пробирке размешать осадок стеклянной палочкой для обеспечения лучшего соприкосновения Co(OH)2 c кислородом воздуха, в другую – добавить 2-3 капли раствора перекиси водорода. Обратить внимание на цвет осадков. В каком случае наблюдается окисление гидроксида кобальта (II)? Содержимое второй пробирки сохранить для последующего опыта.

Б) В три пробирки налить по 1-2 см3 раствора сульфата никеля (II) и добавить по каплям щелочи до выпадения осадков гидроксида никеля (II). Окислить получение осадков гидроксида никеля (II). Для этого в первой пробирке перемешать осадок стеклянной палочкой, во вторую пробирку добавить 2-3 капли перекиси водорода и в третью пробирку добавить 2-3 крупинки хлорной извести и нагреть. Обратить внимание на цвет осадков. Черный осадок гидроксида никеля (II) сохранить для последующего опыта.

В) Осадки гидроксидов кобальта (III) и никеля (III) отделить от избытка раствора и добавить по 1-2 см3 концентрированной соляной кислоты и нагреть. Отметить выделение газа, определить запах.

^ 1.9 Получение комплексных соединений кобальта (II) и никеля (II).

А) Налить в пробирку 1-2 см3 раствора сульфата никеля (II) и добавить по каплям раствор аммиака. В начале появляется зеленый осадок основной соли никеля (II), при дальнейшем добавлении аммиака осадок растворяется и образует синий раствор комплексной соли.

Б) В пробирку налить 1-2 см3 раствора сульфата кобальта (II) и добавить по каплям раствор аммиака. В начале выпадает осадок основной соли кобальта (II), при дальнейшем добавлении аммиака осадок растворяется вследствие образования комплексного соединения [Co(NH3)6](OH)2. В получении растворов комплексного соединения прибавить 2-3 капли перекиси водорода. Обратить внимание на изменение окраски раствора вследствие образования комплексного соединения кобальта (III).


^ 2. Обработка результатов

2.1. Составить молекулярные и электронные уравнения реакций растворения железа в различных кислотах.

2.2. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций получения гидроксида железа (II), (III) и с помощью уравнений реакций объяснить их свойства.

2.3. Написать молекулярные и ионные уравнения характерных реакций на ионы Fe3+, Fe3+ и назвать полученные вещества.

2.4. Составить молекулярные и электронные уравнения реакций, характеризующих окислительные свойства железа (III) и восстановительные свойства железа (II).

2.5. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций получения комплексных соединений никеля (II) и кобальта (II). Назвать полученные вещества.


Выводы

Проанализировать полученные результаты и сделать краткие выводы относительно химических свойств железа, кобальта и никеля.


^ Контрольные вопросы.

1. Напишите электронные формулы атомов железа, кобальта и никеля.

2. Какой из ионов – Fe2+, или Ni2+- является более сильным восстановителем? Приведите примеры реакций, в которых проявляется это различие.

3. Напишите уравнения двух реакций, при помощи которых можно различить в растворе ионы Fe2+ и Fe3+.

4. Как получить из металлического железа: а) соль железа (II); б) соль железа (III)? Напишите уравнения реакций.

5. Почему для получения водных растворов солей железа (III) прибавляют кислоту?

6. Напишите формулу Fe3O4 в виде соли, а также его структурную формулу.

7. Как провести соль железа (II) в соль железа (III)?Как осуществить обратный процесс?

8. Напишите уравнения реакции между гидроксидом кобальта (III) и концентрированной серной кислотой.

9. Как можно получить в лаборатории Co(OH)3 и Ni(OH)3 ?

10. написать схему щелочного аккумулятора. Какие химические процессы происходят при зарядке и разрядке аккумулятора?


_________________________


Лабораторная работа
^

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЖЕЛЕЗА И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ




Железо и сплавы на его основе широко применяются в промышленности. Большинство конструкционных материалов, которые применяются в машиностроении и других областях техники, изготовляются на основе железа и некоторых других металлов. Такое широкое его использование требует знания свойств железа, а также свойств его соединений.

^ Цель работы: изучить химические свойства железа и его соединений.


Приборы и реактивы: пробирки для полумикрометода, штатив для пробирок (деревянный или пластиковый), стеклянные палочки, раствор соляной кислоты концентрированный и 10,0 %-й (), раствор серной кислоты концентрированный и 10,0 %-й (), раствор азотной кислоты концентрированный и 10,0 %-й (), раствор роданида калия () 5,0 %-й, раствор гексацианоферрата (II) калия () 5,0 %-й, раствор гексацианоферрата (III) калия () 5,0 %-й, раствор гидроксида натрия () 20,0%-й, раствор пероксида водорода () 3,0 %-й, раствор сульфата железа (II) свежеприготовленный () 10,0 %-й, раствор сульфата железа (III) () 10,0 %-й, железная стружка или железо металлическое восстановленное порошкообразное (), фильтровальная бумага или бумажные фильтры, дистиллированная вода, электрическая плитка (220,0 В).


^ Методика выполнения лабораторной работы

  1. Взаимодействие железа с кислотами. Определение ионов железа.

В шесть пробирок налить по 1,0-2,0 мл растворов следующих кислот: соляной, серной и азотной концентрированных и разбавленных. В каждую пробирку внести по 1-2 кусочку железной стружки или железного порошка на кончике шпателя. Наблюдать за ходом происходящих реакций. Если реакция не идет или идет слишком медленно пробирку следует осторожно нагреть (не до кипения!). Обратить внимание, в какой кислоте и при какой концентрации произошло растворение железа, а где этого не происходит. Затем в каждую пробирку необходимо добавить несколько капель раствора роданида калия, который образует с ионами железа (III) соль роданид железа (III) () в виде осадка кроваво-красного цвета. В зависимости от появления осадка определить, в каких кислотах образуются ионы , а в каких - . Также можно использовать раствор гексацианоферрата (III) калия, который образует темно-синий осадок с катионами железа (II), и раствор гексацианоферрата (II) калия, который образует осадок аналогичного цвета с катионами железа (III).

  1. Получение гидроксида железа (II). Изучение его свойств.

В три пробирки налить по 1,0-2,0 мл раствора сульфата железа (II). Затем добавить по несколько капель раствора гидроксида натрия до выпадения осадка гидроксида железа (II). Обратить внимание на цвет осадка. В одну пробирку добавить 1,0-2,0 мл раствора соляной кислоты. Обратить внимание на происходящие изменения. В другую пробирку добавить несколько капель раствора пероксида водорода и также обратить внимание на происходящие изменения. Третью пробирку оставить открытой на некоторое время, а затем сравнить цвет осадка с цветом осадка из второй пробирки и сделать заключение.

  1. Получение гидроксида железа (III). Изучение его свойств.

В две пробирки налить по 1,0-2,0 мл раствора сульфата железа (III). Затем добавить по несколько капель раствора гидроксида натрия до выпадения осадка гидроксида железа (III). Обратить внимание на цвет осадка. Затем необходимо испытать полученный гидроксид на взаимодействие с кислотами и щелочами (например с серной или соляной кислотами, с гидроксидами натрия или калия).


^ Обработка полученных результато

  1. Составить молекулярные уравнения реакции растворения и/или пассивации железа в различных кислотах с различной концентрацией и методом электронного баланса уровнять их. Указать, какая полуреакция является окислительной, а какая – восстановительной; какое из веществ является окислителем, а какое – восстановителем.

  2. Написать молекулярные, полные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия роданида калия и растворов гексацианоферратов (II) и (III) калия с солями железа (II) и (III).

  3. Написать молекулярные, полные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения реакций образования гидроксидов железа (II) и (III) и аналогичные реакции, подтверждающие их свойства.


Выводы

На основании проделанных реакций и написанных уравнений процессов сделать краткие выводы о проделанной работе.


________________________


Библиографический список


1. Воюцкий С.С. Курс коллоидной химии. М.: Химия, 1976. 612 с.

2. Глинка Н.Л. Общая химия, 1986. 703 с.

3. Лучинский Г.П., Семишин В.И. Курс химии: В 2 ч. М.: Высш. шк, 1967. 227 с.






Похожие:

Новочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал) iconНовочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал)
Методические указания рассмотрены и обсуждены на заседании кафедры «Физика и химия» Шахтинского института (филиала) юргту (нпи) и...
Новочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал) iconЮжно-Российский государственный технический университет (Новочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал)
Методические указания предназначены для студентов специальности 071900 «Информационные системы в технике и технологии». Методические...
Новочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал) iconШахтинский институт (филиал) Факультет: «Технологий»

Новочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал) iconШахтинский институт (филиал) Факультет: «Факультет гуманитарных наук и управления»

Новочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал) iconШахтинский институт (филиал)
Рабочая программа составлена на основании: государственного образовательного стандарта (гос) высшего профессионального образования...
Новочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал) iconШахтинский институт (филиал)
Рабочая программа составлена на основании: государственного образовательного стандарта (гос) высшего профессионального образования...
Новочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал) iconРабочая программа по курсу «химия» для специальности (ей): 150402 «Горные машины и оборудование»
«Южно-Российский государственный технический университет (Новочеркасский политехнический институт)»
Новочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал) iconРабочая программа по курсу «химия» для специальности (ей): 140604 «Электропривод и автоматика новый шифр название специальности (ей) промышленных установок и технологических комплексов»
«Южно-Российский государственный технический университет (Новочеркасский политехнический институт)»
Новочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал) iconРабочая программа по курсу «экология» для специальности (ей): 230201. 65 «Информационные системы и новый шифр название специальности (ей) технологии» для специализаций
«Южно-Российский государственный технический университет (Новочеркасский политехнический институт)»
Новочеркасский политехнический институт) Шахтинский институт (филиал) iconРабочая программа по курсу «химия» для специальности (ей): 230201. 65 «Информационные системы и новый шифр название специальности (ей) технологии» для специализаций
«Южно-Российский государственный технический университет (Новочеркасский политехнический институт)»
Разместите кнопку на своём сайте:
Документы


База данных защищена авторским правом ©podelise.ru 2000-2014
При копировании материала обязательно указание активной ссылки открытой для индексации.
обратиться к администрации
Документы

Разработка сайта — Веб студия Адаманов