Добавить материал и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ
Эл. №ФС77-60625 от 20.01.2015
Свидетельство о публикации

Автоматическая выдача свидетельства о публикации в официальном СМИ сразу после добавления материала на сайт - Бесплатно

Добавить свой материал

За каждый опубликованный материал Вы получите бесплатное свидетельство о публикации от проекта «Инфоурок»

(Свидетельство о регистрации СМИ: Эл №ФС77-60625 от 20.01.2015)

Инфоурок / Другое / Другие методич. материалы / Методические рекомендации к выполнению лабораторных работ по учебной практике
ВНИМАНИЮ ВСЕХ УЧИТЕЛЕЙ: согласно Федеральному закону № 313-ФЗ все педагоги должны пройти обучение навыкам оказания первой помощи.

Дистанционный курс "Оказание первой помощи детям и взрослым" от проекта "Инфоурок" даёт Вам возможность привести свои знания в соответствие с требованиями закона и получить удостоверение о повышении квалификации установленного образца (180 часов). Начало обучения новой группы: 28 июня.

Подать заявку на курс
  • Другое

Методические рекомендации к выполнению лабораторных работ по учебной практике

библиотека
материалов

Лабораторная работа 1

 

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

 

Цель работы: получение и изучение химических свойств оксидов, гидроксидов, кислот и оснований, генетической связи между классами неорганических соединений.

 

1.     ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

 

         Классификация неорганических веществ прошла долгий путь развития.

         Химические элементы делятся в первую очередь на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Многие элементы в соответствии с периодическим законом проявляют одновременно свойства металла и неметалла. Такие элементы называют амфотерными.

         Форму существования химических элементов в свободном виде классифицируют как простые (одноэлементные) вещества.

         Классификация сложных (двух - или многоэлементных) веществ может быть основана на различных признаках веществ и может использовать различные принципы.

         Например, классификация веществ по химической природе опирается на наличие в соединении самого распространенного в природе элемента – кислорода. Наиболее известной и удобной классификацией сложных веществ является разделение их по химическим свойствам. По этому признаку вещества делятся на оксиды, основания, кислоты, соли (схема 1).

 

1.                Оксиды - первый тип сложных веществ. Общая формула оксидов ЭхОy. Среди оксидов различают солеобразующие и несолеобразующие. Примером несолеобразующих оксидов служат SiO, N2O, NO. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные, амфотерные.

Основные оксиды образованы типичными металлами и неметаллическими элементами в низкой степени окисления. Если оксид образован элементом с постоянной степенью окисления его называют оксидом: Na2O- оксид натрия. Если оксид образован элементом с переменной степенью окисления его называют оксидом и в скобках указывают степень окисления элемента:

Cu2O-оксид меди (I), CuO-оксид меди (II).

Характерным свойством основных оксидов является их взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

 

K2O + 2HCl = 2KCl H2O

 

Некоторые основные оксиды (щелочных и щелочно-земельных металлов) легко взаимодействуют с водой:

 

BaO H2O Ba(OH)2

Для основных оксидов характерна и реакция с кислотными оксидами:     

 

CaO CO2 CaCO3

 

Кислотные оксиды образованы неметаллическими элементами и металлами в высокой степени окисления (более 4). Например: SO3Mn2O7CrO3P2O5. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:

SO3 + 2KOH = K2SO4 + H2O

 

Mn2O7 + 2NaOH = 2NaMnO4 + H2O

 

         Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислот:

N2O5 H2O = 2HNO3

 

         Кислотные оксиды образуют соли в реакции с основными оксидами:

 

SO2 K2O K2SO3

 

         К амфотерным оксидам относятся Al2O3ZnOBeOPbOSnOPbO2SnO2Cr2O3MnO2TiO2 и некоторые другие вещества. Они взаимодействуют и с кислотами и со щелочами, образуя соль и воду:

 

SnO + 2HCl = SnCl2 + H2O

 

SnO + 2NaOH = Na2SnO2 + H2О

 

2.Основания - это гидраты (продукты присоединения воды) основных оксидов. Их делят на растворимые и нерастворимые в воде. Если гидроксид образован металлом с постоянной степенью окисления, то его называют гидроксид металла: КОН-гидроксид калия.

Если металл проявляет постоянную степень окисления, то при названии его гидроксида указывают степень окисления металла:

Fe(OH)3 – гидроксид железа (III)

Fe(OH)2 – гидроксид железа (II)

Растворимые в воде гидроксиды (щелочи) получают при взаимодействии оксидов с водой:

 

Li2O H2O = 2LiOH

 

Щелочи могут быть получены при действии металлов на воду:

 

2К + 2Н2О = 2КОН + Н2

 

Нерастворимые основания получают только косвенным путем – взаимодействие солей соответствующих металлов с растворами щелочей:

 

NiSO4  + 2NaOH = Ni(OH)2↓ + Na2SO4

 

Характерным свойством гидроксидов является взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

 

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2H2O

 

Щелочи взаимодействуют также с кислотными оксидами и солями:

 

2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O

Ca(OH)2 + K2SO4 = CaSO4↓ + 2KOH

 

Нерастворимые основания подвергаются термическому разложению:

 

2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O

 

Среди нерастворимых гидроксидов встречаются амфотерные, взаимодействующие не только с кислотами, но и со щелочами:

 

Pb(OH)2 + 3HNO3 = Pb(NO3)2 + 2H2O

Pb(OH)2 + 2NaOH = Na2[Pb(OH)4]

 

3.Кислоты - являются гидратами кислотных оксидов, большинство из них и получается взаимодействием оксидов с водой:

 

SO3 + H2O = H2SO4

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

 

         Характерным для кислот является взаимодействие с гидроксидами, сопровождающиеся образованием соли и воды:

 

HCl + KOH = KCl + H2O

3H2SO4 + 2Fe(OH)3 = Fe2(SO4)3 + 6H2O

 

         Кроме того кислоты взаимодействуют с металлами, основными и амфотерными оксидами и солями:

 

2HCl + Fe = FeCl2 + 2H2

2H3PO4 + 3Na2O = 2Na3PO4 + 3H2O

H2SO4 BaCl2 BaSO4↓ + 2HCl

 

         Кислоты классифицируют по составу: кислородосодержащие и бескислородные и по основности: одноосновные, двухосновные и многоосновные. Под основностью кислоты понимают число атомов водорода, способные заместиться атомами металла. Чаще основность кислоты совпадает  с количеством атомов водорода, входящих в состав кислоты. Однако в некоторых кислотах не все атомы водорода способны заместиться на металл. Например: H3PO4 – фосфористая кислота имеет два атома водорода, способные заместиться на металл, поэтому она двухосновная, уксусная кислотаCH3COOH является одноосновной.

         Бескислородные кислоты получают синтезом из простых веществ или вытеснением из их солей:

H2 + Cl2 = 2HCl

2FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

 

         Кислородосодержащие кислоты можно получить взаимодействие оксидов с водой или вытеснением из солей:

 

N2O5 + H2O = 2HNO3

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4

 

4. Наиболее сложными среди неорганических соединений являются соли. Они очень разнообразны по составу. Их делят на средние, кислые, основные, двойные, комплексные, смешанные.

         Молекулы средних солей содержат только катионы металла и анионы кислотного остатка: NaCl, Al2(SO4)3, K2CO3.

         В молекулах кислых солей содержатся атомы водорода: Ca(H2PO4)2, Al(HCO3)3, а в молекулах основных солей гидроксогруппы: CuOHCl, Zn(OH)NO3.

         Двойные соли содержат катионы разных металлов: K2CuCl4.

         Комплексные соли содержат комплексные катионы или анионы:

K4[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4]SO4, [Cu(NH3)4]SO4.

         Название средних солей (табл.1)складывается из названия кислотного остатка и металла с указанием его степени окисления: Al2(SO4)3 – сульфат алюминия (III), FeCl3 – хлорид железа (III), Fe(NO3)2 –  нитрат железа (II).

         В название кислой соли добавляется приставка “гидро”: NaHCO3 – гидрокарбонат натрия, FeH2PO4 – дигидрофосфат железа (III).

         В названии основных солей присутствует приставка “гидроксо”: AlOHSO4- сульфат гидроксоалюминия, CuOHCl – хлорид гидроксомеди.

         Двойные соли называют так же, как и средние: KFe(SO4)2 – сульфат калия- железа.

         В соответствии с многообразием солей способов их получения множество, но наиболее общими являются следующие:

1.     Взаимодействие металла с неметаллом:

 

2Na + Cl2 = 2NaCl

 

2.     Взаимодействие металла с кислотой:

 

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

 

3.     Взаимодействие металла с раствором соли:

 

Cu + Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Hg

 

         4. Взаимодействие основного оксида с кислотой:

 

Na2O + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O

 

1.     Взаимодействие кислотного оксида со щелочью:

 

CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3↓ + H2O

 

2.     Взаимодействие кислоты с основанием:

 

2HCl + Ba(OH)2 = BaCl2 + 2H2O

 

3.     Взаимодействие кислоты с солью:

 

HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3

 

4.     Взаимодействие щелочи с солью:

 

CuSO4 + 2KOH = K2SO4 + H2O

 

5.     Взаимодействие между солями:

 

K2CrO4 + Pb(NO3)2 = PbCrO4 + 2KNO3

 

6.     Взаимодействие основных и кислотных оксидов:

 

Na2O + SO3 = Na2SO4

 

Соль взаимодействует с кислотами, щелочами, друг с другом в растворенном и расплавленном состоянии, многие подвергаются термическому разложению:

 

K2SO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + SO2

MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2 + 2NaCl

AgNO3 + KCl = AgCl↓ + KNO3

 

t           

CaCO3 → CaO + CO2

Таблица 1.

Распространенные кислоты и кислотные остатки

 

Кислота

Кислотный остаток

hello_html_m3a92e309.pngугольная

hello_html_m276d5c67.png- карбонат

hello_html_6ed82c2e.png- гидрокарбонат

hello_html_35b898c3.pngхлорноватистая

hello_html_m7c0049af.png- гипохлорит

hello_html_m1c9e9c5a.png- хлористая

hello_html_m34877089.png - хлорит

hello_html_22065c3f.png- хлорноватая

hello_html_64e6519.png- хлорат

hello_html_m7c196466.png- хлорная

hello_html_2ca97a5b.png - перхлорат

hello_html_m2ab6f3cf.png- хромовая

hello_html_m1e4b2297.png- хромат

hello_html_15ebfe57.png- дихромовая

hello_html_m2c59c494.png - дихромат

hello_html_4349e27c.png- марганцовая

hello_html_m7118b4b9.png - перманганат

H2MnO4- марганцовистая

hello_html_117cdb88.png - манганат

hello_html_m4282108.png- азотистая

hello_html_6c1e2ab3.png - нитрит

hello_html_1d1e6a9.png- азотная

hello_html_2beb5b87.png - нитрат

hello_html_maa24645.png- метафосфорная

hello_html_m7e777239.png - метафосфат

hello_html_m4cd4cca2.png- ортофосфорная

hello_html_5936702e.png - ортофосфат

hello_html_m71549701.png- гидроортофосфат

hello_html_m60566ff2.png- дигидроортофосфат

hello_html_60707a1b.png- дифосфорная

hello_html_2ee3e650.png- дифосфат

H2SO3- сернистая

hello_html_m73360b33.png- сульфит

hello_html_m4af6cb93.png- гидросульфит

hello_html_7394976d.png- серная

hello_html_m576ddc5c.png- сульфат

hello_html_m74d03a3.png- гидросульфат

hello_html_5a16fa8d.png- дисерная

hello_html_m1a4fc8f0.png- дисульфат

hello_html_828209f.png- метакремниевая

hello_html_75d73d30.png- метасиликат

hello_html_5d2f95ca.png- ортокремниевая

hello_html_181fed6e.png- ортосиликат

hello_html_m1ff45c0f.png- соляная

hello_html_m763dea90.png- хлорид

hello_html_72b2120f.png- сероводородная

hello_html_m6901360d.png- сульфид

HS1-- гидросульфид

hello_html_21d7ca70.png- синильная

hello_html_m77240b45.png- цианид

hello_html_3847b510.png-уксусная

hello_html_11c6e85e.png- ацетат

 

 

 




hello_html_5bf1fe5e.png

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 



Схема 1. Классификация неорганических соединений.

 

 

2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

 

ОПЫТ 1. ПОЛУЧЕНИЕ ОСНОВНОГО, КИСЛОТНОГО ОКСИДА, КИСЛОТЫ.

В сухую пробирку насыпать немного гидроксокарбоната меди, закрыть ее газоотводной трубкой. Во вторую пробирку налить дистиллированной воды и 2-4 капли нейтрального раствора лакмуса. Газоотводную трубку опустить в воду. Осторожно нагревать пробирку до появления черного осадка основного оксида. Наблюдать изменение окраски лакмуса вследствие взаимодействия кислотного оксида с водой с образованием кислоты.

                Составить уравнения реакций разложения основной соли, образования кислоты.

         Осадок в пробирке оставить для следующего опыта.

 

ОПЫТ 2. ПОЛУЧЕНИЕ СРЕДНЕЙ СОЛИ.

         К полученному осадку в пробирке прибавить 2н раствор серной кислоты до растворения осадка. Наблюдать появление характерного для данной соли окрашивания. Составить уравнение реакции.

 

ОПЫТ 3. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ОСНОВНОГО ОКСИДА С ВОДОЙ.

         Небольшое количество оксида магния взбалтывают в пробирке с водой. Прибавляют в жидкость спиртового раствора фенолфталеина. Наблюдать изменение окраски индикатора, написать уравнение реакции.

 

ОПЫТ 4. ПОЛУЧЕНИЕ ГИДРОКСИДОВ КОБАЛЬТА И ХРОМА.

         В одну пробирку прилить 5-10 капель 2н раствора хлорида кобальта (II), в другую столько же 2н раствора сульфата хрома. В обе пробирки добавить равное количество раствора щелочи. Наблюдать появление осадков и отметить их цвет. Написать уравнения реакций. Осадки оставить для опыта 5.

 

ОПЫТ 5. ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ ОСНОВНОГО И АМФОТЕРНОГО ГИДРОКСИДОВ.

 

         Полученные в опыте 4 осадка разделить на 2 части. К одной из них добавить раствор HCl, к другой части – раствор щелочи NaOH (избыток). В каких случаях растворился осадок? Написать уравнения реакций.

 

ОПЫТ 6. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ СОЛЕЙ С МЕТАЛЛАМИ.

 

         Опустить в раствор сульфата меди железный гвоздь и наблюдать на нем появление налета. Написать уравнение реакции.

 

ОПЫТ 7. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТЫ С СОЛЬЮ.

 

К раствору нитрата серебра добавить раствор соляной кислоты. Наблюдать появление осадка. Написать уравнение реакции.

 

 

ОПЫТ 8. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТЫ СО ЩЕЛОЧЬЮ (РЕАКЦИЯ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ).

 

         В фарфоровую чашку налить 1 мл 2н раствора гидроксида натрия и 1-2 капли фенолфталеина, и прибавлять по каплям 2н раствор соляной кислоты до исчезновения малиновой окраски. Написать уравнение реакции.

 

ОПЫТ 9. ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОЙ СОЛИ.

 

         В пробирку, снабженную газоотводной трубкой, поместить карбонат кальция и прилить 2н раствор соляной кислоты. Выделившийся газ пропускать через раствор гидроксида кальция. Наблюдать образование осадка нормальной соли и дальнейшее растворение осадка вследствие образования кислой соли. Составить уравнение реакции.

 

ОПЫТ 10. ОБРАЗОВАНИЕ ОСНОВНОЙ СОЛИ.

 

                К 2н раствору сульфата меди по каплям прибавлять 10%-ный раствор аммиака до образования осадка основной соли. Составить уравнение реакции.



Подайте заявку сейчас на любой интересующий Вас курс переподготовки, чтобы получить диплом со скидкой 50% уже осенью 2017 года.


Выберите специальность, которую Вы хотите получить:

Обучение проходит дистанционно на сайте проекта "Инфоурок".
По итогам обучения слушателям выдаются печатные дипломы установленного образца.

ПЕРЕЙТИ В КАТАЛОГ КУРСОВ

Автор
Дата добавления 07.10.2015
Раздел Другое
Подраздел Другие методич. материалы
Просмотров409
Номер материала ДВ-038346
Получить свидетельство о публикации
Похожие материалы

Включите уведомления прямо сейчас и мы сразу сообщим Вам о важных новостях. Не волнуйтесь, мы будем отправлять только самое главное.
Специальное предложение
Вверх