ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ. Оборудование:штативы, пробирки, спиртовки, держатели, набор реактивов в капельницах и

Оборудование:штативы, пробирки, спиртовки, держатели, набор реактивов в капельницах и бюксах.

Опыт 1. Получение оксидов

а) Термическое разложение дихромата аммония.

В сухую пробирку внесите два – три шпателя дихромата аммония, осторожно нагрейте на спиртовке. Запишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

б) Термическое разложение гидроксида меди.

В сухую пробирку внесите 3-4 капли сульфата меди, добавьте несколько капель гидроксида калия. Полученный осадок нагревайте на спиртовке до изменения цвета. Напишите уравнения реакций, назовите полученные вещества.

Опыт 2. Получение оснований

а) Взаимодействие оксидов с водой.

Внесите в пробирку один шпатель оксида кальция и добавьте воды. Добавьте в пробирку 1-2 капли фенолфталеина. Объясните появление окраски, напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

б) Взаимодействие солей со щелочами.

Внесите в первую пробирку 5-6 капель соли кобальта, добавьте 2-3 капли гидроксида калия. Напишите уравнение реакции, отметьте цвет осадка, назовите полученные вещества.

Внесите во вторую пробирку 5-6капель соли никеля, добавьте 2-3 капли гидроксида калия. Напишите уравнение реакции, отметьте цвет осадка, назовите полученные вещества.

Опыт 3. Получение кислот

Внесите в первую пробирку порошок карбоната натрия, добавьте 1 пипетку раствора серной кислоты. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

Внесите во вторую пробирку 1 мл силиката натрия. Добавьте при непрерывном перемешивании 1 пипетку раствора серной кислоты. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

Опыт 4. Получение солей

а) Реакция нейтрализации.

Внесите в пробирку 3-4 капли гидроксида калия и 1-2 капли фенолфталеина. Прибавляйте по каплям соляную кислоту до исчезновения окраски. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

б) Взаимодействие основного оксида с кислотой. Внесите в пробирку один шпатель оксида меди и несколько капель серной кислоты. Осторожно нагрейте пробирку. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

Лабораторная работа № 2

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ

Цель работы: научиться готовить растворы, рассчитывать необходимое количество реагентов, пересчитывать одну концентрацию в другую, контролировать концентрацию приготовленного раствора по его плотности, определяя плотность раствора ареометром.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Основные понятия химии

Атом - мельчайшая химически неделимая частица вещества.

Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая всеми химическими свойствами данного вещества.

Относительная масса элемента – это отношение массы его атома к 1/12 массы атома изотопа углерода ¹²C. Единица измерения относительной массы называется атомная единица массы (а.е.м.).

1 а.е.м.1,66∙10^{-24 г}

Величины атомных масс элементов в а.е.м приводятся в периодической системе Д.И.Менделеева. Атомные и молекулярные массы, выраженные в а.е.м, являются относительными (обозначаются A_r и M_r, соответственно), они показывают, во сколько раз масса одного атома элемента или молекулы вещества больше массы 1/12 части массы атома изотопа углерода ¹²С.

Относительную молекулярную массу (M_r) вещества высчитывают в а. е.м., округляя значения массы до целых, при этом у хлора Cl – до десятых (35,5 а. е.м.).

M_r (H₂O) = 1∙2 + 16 = 18 (а.е.м.),

M_r (H₃PO₄) = 1∙3 + 31 + 16∙4 = 98 (а.е.м.).

Моль (n) – это количество вещества, содержащее столько же структурных единиц (атомов, молекул, ионов), сколько атомов содержится в 12 г атома изотопа углерода ¹²C.

Молярная масса (M) – это масса 1 моля вещества. Молярная масса M численно равна относительной молекулярной массе M_r:

M_r (H₂O) = 18 а.е.м.

M (H₂O) = 18 г/моль.

В 1 моле содержится число Авогадро частиц

N_А = 6,022∙10²³ моль^-1

В количественных расчетах в химии также широко используется понятие «химический эквивалент».

Химический эквивалент вещества - условная или реальная частица этого вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалента (равноценна) одному иону водорода в ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Это величина безразмерная. Состав эквивалента, как и состав атомов, молекул, ионов выражают с помощью химических знаков и формул.

Примеры определения формулы эквивалента:

а) KOH + HCl = KCl + H₂O

OH⁻ + H⁺ = H₂O

С одним ионом водорода H⁺ реагирует один ион гидроксогруппы OH⁻, поэтому эквивалентом гидроксогруппы является сама гидроксогруппа – реальная частица.

б) Са (ОН)₂ + 2НСI = CaCI₂ + 2H₂O

Са (ОН)₂ + 2H⁺ + 2CI⁻ = Ca²⁺ + 2CI⁻ + 2H₂O

По уравнению реакции видно, что на 2 иона H⁺ приходится 1 ион Ca²⁺, тогда на 1 ион H⁺ (эталон эквивалента) будет приходиться ½ иона Ca²⁺, т. е эквивалентом иона Ca²⁺ является ½ Ca²⁺ - условная частица.

Э (Са²⁺) = 1/2 Са²⁺.

Рассуждая аналогично, можно составить пропорции и по другим частицам. Так, на 2 иона H⁺ приходится 2 иона CI⁻ , 2 иона OH⁻ , поэтому

Э (СI⁻) = CI⁻ (реальная частица), Э (ОН⁻) = ОН⁻ (реальная частица).

Молярная масса эквивалента (М_Э) – это масса 1 моля эквивалентов вещества.

а) молярная масса эквивалента основания

где Z – число функциональных групп, т.е. число гидроксогрупп OH⁻в молекуле основания.

б) молярная масса эквивалента кислоты

где Z – число функциональных групп, т.е. число атомов водорода в молекуле кислоты.

в) молярная масса эквивалента соли

Основные законы химии