Методические рекомендации для лабораторных работ по химии.
учебно-методический материал на тему

ГОСУДАРСТВЕННОЕ АВТОНОМНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

КАЛУЖСКОЙ ОБЛАСТИ СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

КАЛУЖСКИЙ БАЗОВЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ КОЛЛЕДЖ

СПЕЦИАЛЬНОСТЬ: «Сестринское дело»

ПРЕДМЕТ: химия

Методические рекомендации для лабораторных работ

 Раздел

Общая и неорганическая химия

Преподаватель:

Карапетян А.С.

Калуга 2012

Лабораторная работа №1

Тема: Реакции обмена между растворами электролитов.

Цель работы: изучение реакций, происходящих между растворами электролитов.

Приборы и реактивы: микролаборатория

Опорные знания

Вещества

Электролиты                               Неэлектролиты

в 1

1887 г. шведский химик С.Аррениус (1859-1927)

предложил Теорию электролитической диссоциации. Ее основные положения.

1. Электролиты при их растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются (диссоциируют) на ионы. Ион – это атом или группа атомов, имеющие положительный (катион) или отрицательный (анион) заряд

HCl =  H+ + Cl-,

KOH =  K+ + OH-,

Na2SO4 = 2Na+ + SO4 2-

2. Ионы отличаются от атомов по строению и по свойствам
3. Общий заряд всех положительно заряженных ионов равен общему отрицательному заряду ионов
4. Ионы в растворе находятся не в свободном, а в сольватированном состоянии
5. Ионы находятся в постоянном хаотическом движении, а при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита катионы движутся к катоду, а анионы к аноду
6. Процесс электролитической диссоциации процесс обратимый

 ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

-  КИСЛОТ

HCl ⇔ Н+ +Сl-,                   НС1+Н2О ⇔[НзО]+ +  Сl-

                                                диссоциация с учетом воды

[НзО]+ - ион гидроксония, образуется по реакции:         Н2О + Н+ ⇔ [НзО]+.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H2S04 ⇔H+ + HS04- - 1-я ступень,

HS04-⇔  Н+ + SО42- - 2-я ступень,

H2S04 ⇔ 2H+ + SO4- - полная диссоциация.

        Ступенчатой диссоциацией многоосновных кислот можно объяснить образование кислых солей (KHS04, Мg(Н2РО4)2

Однако условно принято, что растворимые кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы Н+ и ионы кислотных остатков.

Общие характерные свойства кислот определяются именно присутствием ионов водорода (изменение окраски индикатора, реакция нейтрализации и др.), и по этой причине кислоте можно дать следующее определение:

        Кислота - это электролит, который        в водных растворах диссоциируют с образованием катионов водорода (Н+) и анионов кислотных остатков.

- ОСНОВАНИЙ

Растворимые основания (щёлочи) в водных растворах диссоциируют на отрицательно заряженные гидроксид-ионы и положительные ионы металлов:

КОН ⇔ К+ + ОН                  - однокислотное основания

        Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ва(ОН)2 ⇔ [ВаОН]+ + ОН-             - l-я ступень,

 [ВаОН]+ ⇔ Ва2+ + ОН-                  - 2-я ступень,

Ва(ОН)2 ⇔ Ва2+ + 20Н-                  - полная диссоциация.

Ступенчатой диссоциацией оснований многозарядных металлов объясняется их способность образовывать основные соли (FeOHCl, Аl(ОН)2NО3 и др.).

Общие характерные свойства оснований определяются присутствием в растворах гидроксид-ионов (изменение окраски индикаторов, реакция нейтрализации, взаимодействие с растворимыми солями), и по этой причине основанию, как и кислоте, можно дать определение, исходя из характера электролитической диссоциации.

Основание - это электролит, который в водных растворах диссоциируют с образованием только одного вида анионов - гидроксид-ионов (ОН-).

Амфотерные основания (Zn(OH)2, Аl(ОН)з, Сг(ОН)з, РЬ(ОН)2 и др.) диссоциируют в водном растворе как по типу кислот, так и по типу оснований. Они реагируют и с кислотами, и с основаниями:

- СОЛЕЙ

Диссоциация средних солей

Средние соли - это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов (а также анион аммония NH+ и анионы кислотных остатков.

BaC12 ⇔ Ва2+ + 2Cl-

Диссоциация кислых солей

Кислые соли - это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и водорода и анионы кислотных остатков.

КНSO4  ⇔ К+ + НSO4 -

Диссоциация основных солей

Основные соли - это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы основных остатков и анионы кислотных остатков.

СuОНСl ⇔ СuОН+ + Cl-

Возможна и вторая ступень диссоциации:

СuОН+ ⇔Сu2+ + ОН

Диссоциация молекул на ионы у слабых электролитов является неполной. Поэтому следует ввести понятие "степень диссоциации"  и определять его, как долю молекул, распавшихся на ионы.

Высокую скорость многих химических реакций в растворах электролитов можно объяснить тем, что они протекают не между молекулами, а между ионами. Для выявления сущности таких реакций их удобнее записывать не в молекулярном, а в ионно-молекулярном виде. Такие уравнения называют еще ионными.

В ионно-молекулярных уравнениях в виде ионов записываются сильные электролиты, а в виде молекул - малорастворимые соединения, газы и слабые электролиты.

Правила составления uoнного уравнения реакции

1. Записать уравнение реакции в молекулярном виде

BaCl2 + Na2S04 = ВаSО4↓ + 2NaCl

2. По таблице растворимости можно определить растворимость многих веществ

BaCl2 + Na2S04 = ВаSО4↓ + 2NaCl

                              р              р                н              р

3. Записать уравнения диссоциации исходных веществ и продуктов реакции

BaCl2 = Ва2+ + 2Cl

Na2S04 = 2Na+ + SO2-

2NaCl = 2Na+ + 2Cl

4. Составить полное ионное уравнение реакции

Ва2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO2-  = ВаSО4↓ + 2Na+ + 2Cl-

5. Найти одинаковые ионы в левой и правой частях, сократить их и записать сокращенное ионное уравнение реакции

Ва2+ + 2Cl- +2Na+ + SO2-  = ВаSО4↓ + 2Na+ + 2Cl-

Ва2+ + S042-  = ВаSО4↓

Большая практическая ценность ионных уравнений реакций состоит в использовании качественных реакций на различные ионы. Например, при помощи ионов серебра Ag+ можно обнаружить присутствие в растворе ионов галогенов (Cl-, Br-, I-), а при помощи ионов Ва2+ можно обнаружить ионы S04

Условия протекания ионных уравнений до конца

Реакции в водных растворах электролитов идут между ионами, образующимися в результате диссоциации электролитов, и поэтому они называются реакциями ионного обмеuа.

        Реакции ионного обмена идут до конца только в следующих трёх случаях.

        1. Если образуется осадок ↓:

СuS04 + 2NaOH →Сu(ОН)2↓ + Na2SO4

                       р            р               н                       р

Сu2+ + 20Н- →Сu(ОН)2↓

2. Если выделяется газ ↑:

Na2S + 2HCl  → 2NaCl + H2S↑

р           р              р

              S2- +        2Н+→ H2S↑

        3. Если образуется слабый электролит (малодиссоциирующее вещество):

СНзСООNа       +      HCl       →        СНзСООН    +       NaCl

р                                        р                     слабый электролит    р

СНзСОО-    +    Н+  →   СНзСООН

        Вода – очень слабый электролит

При отсутствии ионов, которые образуют осадок, газ или слабый электролит, реакция является обратимой (точнее, нет реакции, идущей до конца):

КNОз + NaCl ↔ KCl + NаNОз

р          р            р            р

К+ + NО3-+ Na+ + Cl- ↔К+ + Cl- + Na+ + NО3-

Техника безопасности при работе в лаборатории химии.

1. Приступать к выполнению задания только после указания преподавателя о начале работы.
2. Химические реакции выполнять с такими количествами и концентрациями веществ, в такой посуде и с использованием таких приборов, как это указано в данном пособии.
3. Проводить опыты в чистой посуде.
4. Внимательно прочесть надпись на этикетке, прежде чем взять вещество для опыта.
5. Нагревая пробирки, колбы, стаканы, не держать их отверстием к себе или в направлении находящихся рядом товарищей.
6. Нюхать выделяющиеся газы издали, помахивая рукой от сосуда к себе.
7. Не пробовать реактивы на вкус, так как большинство из них в той или иной мере ядовиты.
8. При работе с газоотводной трубкой убирать горелку (спиртовку) из-под пробирки с реакционной смесью можно лишь тогда, когда конец газоотводной трубки, опущенной в жидкость, удалён из неё. Если убрать горелку (спиртовку) преждевременно, то жидкость насосется в реакционную пробирку и может произойти её разбрызгивание.
9. В лаборатории должны быть огнетушитель, ящик с песком, асбестовое одеяло.
10. Если воспламенятся спирт, бензин, эфир, надо немедленно накрыть пламя асбестом или засыпать песком.
11. Спиртовку нельзя зажигать, наклоняя её к другой горящей спиртовке; гасить спиртовку следует, накрыв её сверху колпачком.
12. При пользовании реактивами нужно держать пробирку или склянку этикеткой к себе и никогда не выливать избыток взятого реактива обратно в пробирку или склянку, чтобы не загрязнить весь реактив.
13. Твёрдые вещества следует брать ложечкой или шпателем.
14. В случае ожога лица, глаз, рук кислотой или щёлочью необходимо, прежде всего, промыть их холодной водой, а за тем 2%-ным раствором соды (при ожоге кислотами) или 1%-ным раствором уксусной кислоты (при ожоге щёлочью). Если это необходимо, то пострадавшего после оказания ему первой помощи следует доставить в медпункт или в поликлинику.

Прежде чем приступить к выполнению опыта, следует внимательно прочитать его описание, и если есть непонятные вопросы, выяснить их у преподавателя.

Записи в лабораторной тетради ведут в следующем порядке:

После выполнения лабораторной работы студент обязан, навести порядок на лабораторном столе, вымыть пробирки, поставить всё на место, тщательно вымыть руки.

В лаборатории нельзя работать без халата и с распущенными волосами.

опыт № 1

Проделайте опыты и составьте молекулярные уравнения, соответствующие следующим ионным уравнениям:

1.  Ва2+ + S042- →  BaSO4↓
2. Zn2+ + 2OH- → Zn(OH)2↓;
3. Са2+ + СО32- → СаСО3↓
4. Cu2+ + OH2-  → Cu(OH)2↓

опыт № 2

Проделайте опыты и составьте молекулярные уравнения, соответствующие следующим ионным уравнениям:

1. H+ + OH-  →H2O
2. ZnO + H+ → Zn2+ + H2O
3. CaCO3 + H+ → Ca2+  +  CO2↑  +  H2O
4. Ag+  +  Cl- → AgCl↓
5. Fe3+  +  OH-  →Fe(OH)3 ↓

Опыт №3

Проделайте качественные реакции для ионов Br- ,I- ,Cl-, PO43-,NH4+

Результаты оформите в таблице. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

Вопросы для самопроверки.

1. Основные положения ТДС
2. Электролиты и неэлектролиты
3. Катионы и анионы
4. Степень электролитической диссоциации
5. Диссоциация оснований
6. Диссоциация кислот
7. Диссоциация солей
8. Ионные реакции. Определение.
9. Условия протекания ионных реакций до конца.

Ключевые понятия

1. Средние соли - это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов (а также анион аммония NH+ и анионы кислотных остатков.
2. Кислые соли - это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и водорода и анионы кислотных остатков.
3. Основные соли - это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы основных остатков и анионы кислотных остатков.
4. Основание - это электролит, который в водных растворах диссоциируют с образованием только одного вида анионов - гидроксид-ионов (ОН-).
5. Кислота - это электролит, который        в водных растворах диссоциируют с образованием катионов водорода (Н+) и анионов кислотных остатков.
6. Электролиты - вещества, водные растворы и расплавы которых проводят электрический ток.
7. Неэлектролиты - вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток
8. Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы при растворении или расплавлении.

Лабораторная работа №2

ТЕМА: "Металлы и их свойства"

Цель работы: изучение свойств металлов.

Приборы и реактивы: микролаборатория

Опорные знания

Металлы

Металлы - химические элементы, которые имеют на внешнем уровне мало электронов (1,2,3), легко их отдают и превращаются в положительно заряженные ионы (катионы). Большинство химических элементов периодической системы - металлы. Различают металлы главных подгрупп, у которых заполняются внешние S- и р-подуровни, и металлы побочных подгрупп, у которых заполняются внутренние d- и f-подуровни.

Металлы по их активности можно расположить в ряд напряжений металлов.

В ряд напряжений вместе с металлами включён и водород. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснять его из кислот, а металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, не вытесняют его из кислот. Каждый предыдущий металл ряда напряжений вытесняет все последующие металлы из их солей.

Ряд активности  металлов:

К Na Ca Mg Al Zn Cr Fe Pb Н2 Сu Нg Аg Аu

Металлы побочных подгрупп

Элементы побочных подгрупп являются металлами. У них заполняется предвнешний – d –подуровень (после внешнего s – подуровня: …4s23d, …5s24d, …6s25d ). Их соединения могут проявлять кислотные, основные и амфотерные  свойства в зависимости от степени окисления (+1 и +2 – основные свойства, +2, +3, +4 – амфотерные, +4, +5, +6, +7, +8 – кислотные).

Прежде чем приступить к выполнению опыта, следует внимательно прочитать его описание, и если есть непонятные вопросы, выяснить их у преподавателя.

Записи в лабораторной тетради ведут в следующем порядке:

После выполнения лабораторной работы студент обязан, навести порядок на лабораторном столе, вымыть пробирки, поставить всё на место, тщательно вымыть руки.

В лаборатории нельзя работать без халата и с распущенными волосами.

ОПЫТ №1

Взаимодействие металлов с кислотами

Поместите в пробирку  6 -7 капель соляной кислоты и опустите кусочек цинка. Какие изменения происходят? Запишите результаты наблюдений, уравнения реакций. Сделайте выводы. Кусочек цинка промойте водой и оставьте для следующего опыта.

ОПЫТ №2

Взаимодействие металлов с кислотами

1. Поместите в две пробирки по 5 - 6 капель раствора сульфата меди(II). В одну пробирку опустите кусочек цинка, а в другую - железный гвоздик (зачистите его наждачной бумагой). Какие изменения происходят на поверхности металлов? Запишите результаты наблюдений, уравнения реакций. Сделайте выводы.

ОПЫТ №3

Получение гидроксида алюминия и испытание его амфотерных свойств.

Поместите в две ячейки прибора для микроопытов по 2-3 капли хлорида (или сульфата) алюминия и прибавьте 2 капли гидроксида натрия  до образования белого аморфного осадка. В одну из ячеек  прилейте несколько капель гидроксида натрия, а в другую - соляной кислоты до растворения осадка. Запишите результаты наблюдений. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций:

Свойства соединений железа

Железо - металл, находится в VIII побочной группе IV периода, относится к d-элементам. Электронная формула 1S22S22P63S23P64S23d6.

Железо проявляет различные степени окисления:+2; +3; +6. С увеличением степени окисления d-элементов усиливаются их неметалические свойства; так, соединения железа (II) проявляют основные свойства, соединения Fe (III) -амфотерные свойства. Под действием окислителей железо (II) переходит в железо (III).

ОПЫТ №4

Получение гидроксида железа (II) и превращение его в гидроксид железа(Ш).

Поместите в две ячейки прибора для микроопытов по 2-3 капли  раствора хлорида (сульфата) железа (II) добавьте несколько капель раствора гидроксида натрия до образования белого осадка, переходящего в зелёный. Одну из ячеек оставьте для следующего опыта, другую помешивайте стеклянной палочкой до образования бурого осадка. Напишите уравнения в молекулярной и ионной формах:

Сделайте выводы.

ОПЫТ №5

Изучение основных свойств гидроксида железа (II)

К полученному в предыдущем опыте гидроксиду железа (II) прилейте несколько капель соляной кислоты до растворения осадка. Запишите результаты наблюдений.

Напишите уравнение реакции взаимодействия гидроксида железа (II) с соляной кислотой в молекулярной и ионной формах.

Сделайте выводы.

ОПЫТ № 6

Получение гидроксида железа (III) и испытание его амфотерных свойств.

Поместите в две ячейки прибора для микроопытов по 2-3 капли  раствора хлорида железа (III)

прилейте 1 - 2 капли раствора гидроксида натрия. Наблюдайте образование бурого осадка. Запишите результаты наблюдений. В одну ячейку добавьте щёлочи, а в другую соляной или серной кислоты до растворения осадка. Запишите результаты наблюдений. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций:

Вопросы для самопроверки.

1. Понятие о металлах
2. Физические свойства металлов
3. Химические свойства металлов
4. Ряд активности металлов
5. Особенности строения и свойств металлов побочных подгрупп.