Практическая работа №6.

 Тема: «Физико-химические свойства неорганических веществ».

Цель: изучить важнейшие классы неорганических соединений: оксиды, основания, кислоты и соли; их способы получения и свойства;

Задачи:

• провести реакции, которые характерны для различных веществ;
• работать в лаборатории с соблюдением правил ТБ;
• научиться составлять УХР и делать выводы.

Оборудование:

• Сборник методических указаний для студентов по выполнению лабораторных работ по учебной дисциплине «Химия».
• Таблица «Растворимость кислот, солей и оснований в воде».
• Тетрадь для лабораторных работ в клетку.
• Ручка.
• Простой карандаш.
• Линейка.
• Оборудование и реактивы

• Оборудование и реактивы: cпиртовка, держатель, предметное стекло, пробирки, пипетка, стеклянная палочка, универсальная индикаторная бумага
• растворы: серной кислоты; соляной кислоты; раствор гидроксида натрия; растворы индикаторов: фиолетовый лакмус, индикатор фенолфталеин; растворы солей: сульфата меди, нитрат бария;
• оксид кальция; стружка магния.

Освоены следующие компетенции:

ОК 1. Понимать сущность и социальную значимость своей будущей профессии, проявлять к ней устойчивый интерес.

ОК 2. Организовывать собственную деятельность, выбирать типовые методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их выполнение и качество.

ОК 4. Осуществлять поиск и использование информации, необходимой для эффективного выполнения профессиональных задач, профессионального и личностного развития.

Количество часов: 2 часа

Критерии оценки:

1. Оценка «5» (отлично) – ставится, если студент выполняет все задания без ошибок, или допускает незначительные ошибки, активно участвуя во всех видах деятельности, и творчески подходит к их выполнению.

2. Оценка «4» (хорошо) – ставится, если студент выполняет задания с 1 – 2 ошибками, которые самостоятельно устраняет, активно участвуя во всех видах деятельности, и творчески подходит к их выполнению.

3. Оценка «3» (удовлетворительно) - ставится, если студент делает большое количество ошибок при выполнении заданий или выполняет задания частично, участвуя во всех видах деятельности.

4. Оценка «2» (неудовлетворительно) - ставится, если студент большую часть заданий,  выполняет неверно, допускает грубые ошибки.

ХОД ЗАНЯТИЯ

Краткие теоретические сведения

Известно около 300 тысяч неорганических соединений; их можно разделить на четыре важнейших класса – оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды – продукты соединения элементов с кислородом. Различают солеобразующие и несолеобразующие оксиды.

Несолеобразующих оксидов немного (например, CO, NO, N₂O), они не образуют солей ни с кислотами, ни с основаниями.

Солеобразующие оксиды подразделяют на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды образуют металлы с низшими степенями окисления +1, +2, их гидратами являются основания. Основания щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba) также образуются при растворении в воде соответствующих оксидов, но их растворимость меньше, к щелочам приближается только гидроксид бария Ba(OH)₂.

Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:

CaO + CO₂ = CaCO₃, CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

Неметаллы (B, C, N, P, S, Cl и др.), а также металлы, расположенные в побочных подгруппах больших периодов в высших степенях окисления +5, +6, +7 (V, Cr, Mn и др.), образуют кислотные оксиды, взаимодействие которых с основными оксидами и основаниями приводит к солям:

SO₂ + Na₂O = Na₂SO₃ , N₂O₅ + 2NaOH = 2NaNO₃ + H₂O

Металлы главных и побочных подгрупп средних степеней окисления +3, +4 (Cr, Mn, Sn и др.), иногда +2 (Sn, Pb) образуют амфотерные оксиды.

Их гидраты проявляют как основные, так и кислотные свойства, реагируя как с кислотами, так и с основаниями:

Cr₂O₃ + 6HCl = 2CrCl₃ + 3H₂O, Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O

Оксиды можно получить реакцией соединения элемента с кислородом:

2Mg + O₂ = 2MgO, 4P + 5O₂ = 2P₂O₅

или реакцией разложения сложного вещества:

CaCO₃ = CaO + CO₂, 2Zn(NO₃)₂ = 2ZnO + 4NO₂ + O₂

Продукты взаимодействия оксидов с водой называют гидроксидами. Их состав выражают общей формулой Э(ОН)_n, где Э – атом элемента, n – индекс соответсвующий степени окисления Э. В зависимости от природы атома элемента Э гидроксиды диссоциируют по связи Э–ОН и по связи ЭО–Н с образованием основных (основания), кислотных (кислоты) и амфотерных гидроксидов (амфолиты).

Основания при диссоциации в растворе в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы:

NaOHDNa⁺ + OH^⎯

Кислотность основания определяется числом ионов OH^⎯. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(OH)₂ D (CaOH)⁺ + OH^⎯,(CaOH)⁺ D Ca²⁺ + OH^⎯

Водные растворы хорошо растворимых оснований называют щелочами. Щелочи получают растворением оксидов в воде:

Na₂O + H₂O = 2NaOH

Индикаторы в щелочных растворах меняют окраску: так фиолетовый лакмус приобретает синий цвет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым.

Основания реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Если основание и кислота взаимодействуют в эквивалентных отношениях, то среда становится нейтральной - реакция нейтрализации.

Многие нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются:

Cu(OH)₂ ⎯⎯^t→ CuO + H₂O

Нерастворимые в воде основания обычно получают действием щелочей на растворимые соли металлов:

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Различают кислоты бескислородные (HCl, HI, H₂S, HCN) и кислородсодержащие (HNO₃, H₂SO₄, H₂SO₃, H₃PO₄).

В растворах кислот лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым, фенолфталеин остается бесцветным.

Кислоты получают растворением кислотных оксидов в воде:

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

или по реакции обмена соли с кислотой:

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 3CaSO₄ + 2H₃PO₄

Амфотерные гидроксиды проявляют в реакциях как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся Be(OH)₂, Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃ и др. Амфотерные гидроксиды реагируют с основаниями как кислоты, с кислотами – как основания:

Сr(OH)₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂O, Сr(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆]

Различают средние, кислые и основные соли. Существуют также двойные соли, образованные разными металлами и одним кислотным остатком KAl(SO4)2.

Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или гидроксогрупп основания кислотными остатками: NaCl, K2SO4, AlPO4.

Кислые соли (гидросоли) являются продуктами неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот атомами металла: NaHSO₄, Al(H₂PO₄)₃, KHCO₃.

Основные соли (гидроксосоли) являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп многокислотного основания на кислотные остатки: AlOHSO₄, MgOHCl, (CuOH)₂SO₄.

Средние соли могут быть получены многими способами:

1) соединением металла и неметалла: 2Na + Cl₂ = 2NaCl

2) соединением основного и кислотного оксидов: CaO + CO₂ = CaCO₃

3) вытеснением активным металлом водорода или менее активного металла:

Zn + 2HCl = H₂ + ZnCl_2, Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu

4) реакцией нейтрализации: NaOH + HCl = NaCl + H₂O

5) реакцией обмена: Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaNO₃

Кислые соли могут быть получены в кислой среде: NaOH + H₂SO₄ (избыток) = NaHSO₄ + H₂O

Na₃PO₄ + 2H₃PO₄ (избыток) = 3NaH₂PO₄

Основные соли могут быть получены в щелочной среде: H₂SO₄ + 2Cu(OH)₂ (избыток) = (CuOH)₂SO₄ + Na₂SO₄, 2CuSO₄ + 2NaOH(недостаток) = (CuOH)₂SO₄ + Na₂SO₄

Кислые соли при избытке щелочи и основные соли при избытке кислоты переходят в средние соли:

NaHSO₄ + NaOH (избыток) = Na₂SO₄ + H₂O, (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ (избыток) = 2CuSO₄ + 2H₂O

Задания для лабораторной работы:

1. Задание № 1. Экспериментально исследуйте свойства кислот и оснований.
2. Задание №2. Составьте соответствующие уравнения химических реакций в молекулярном и ионном видах, заполните таблицу.
3. Подготовьтесь к ответу на вопросы для закрепления материала.

Инструкция по выполнению лабораторной работы

1. Ознакомьтесь с правилами по технике безопасности при работе в химической лаборатории и распишитесь в журнале по ТБ.

2. Исследуйте свойства кислот и оснований

Опыт № 1. Изучения свойств кислот.

В 4 пробирки поместите по 1 мл серной кислоты, Затем добавьте в пробирку

№ 1. индикатор лакмус фиолетовый

№ 2. стружку магния

№ 3. оксид кальция

№ 4. соль бария

Опыт № 2. Изучение свойств оснований.

В 3 пробирки поместите по 1 мл щёлочи, затем добавьте в пробирку

№ 1. индикатор лакмус фиолетовый

№ 2. индикатор фенолфталеин, а далее кислоту

№ 3. соль меди.

Запишите наблюдаемые явления и составьте УХР.

Вопросы для закрепления теоретического материала к лабораторной работе

1. Какие вещества называют кислотами?
2. Какие вещества называют основаниями?
3. Какие вещества называют оксидами?
4. Какие вещества называют солями?
5. С какими из перечисленных веществ взаимодействует соляная кислота: MgO; AgNO₃; SO₃; CuSO₄; Ca(OH)₂; Cu; Fe; KOH?
6. С какими из перечисленных веществ взаимодействует гидроксид калия: MgO; AgNO₃; SO₃; CuSO₄; Ca(OH)₂; Cu; Fe; KOH?
7. Укажите валентность кислотных остатков, входящих в состав солей, формулы которых MgBr₂; Ca₃(PO₄)₂; KMnO₄; Na₂CО₃; AlPO₄; CuSO₄; Fe(NO₃)₃; Al₂S₃; PbCl₄; KI.
8. От чего зависит число гидроксильных групп в основаниях?
9. Как получить гидроксид кальция, исходя из кальция, кислорода и воды? Напишите уравнения реакций.

Порядок выполнения отчёта по лабораторной работе

1. В тетради для практических занятий и лабораторных работ напишите номер, название и цель работы.
2. Выполнив опыты № 1, 2, запишите наблюдения в таблицу и выполните задание.
3. Ответьте на вопросы для закрепления теоретического материала к лабораторной работе. C 5 по 9 вопрос письменно.
4. Запишите вывод о проделанной работе, отразите, на сколько успешно Вы справились с учебными задачами лабораторной работы.