Файл: Федеральное агентство по образованию московский государственный университет технологий и управления.docx

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Московский государственный университет технологий

и управления имени К.Г. Разумовского»

________________________________________________________________

Кафедра неорганической химии

Н.Н. Роева,

Н.А. Караванов

ОСНОВЫ ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Журнал лабораторных работ

для студентов I курса

Студент_____________________________________________

Направление_________________________________________

Курс, форма обучения_________________________________

Шифр_______________________________________________

Преподаватели_______________________________________

Дата прохождения практикума_________________________

Москва

1

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ. КЛАССИФИКАЦИЯ.

---

1	2	3
Название кислоты	Формула	Название средних солей
азотная азотистая	HNО3 HNО2	нитраты | нитриты

2

серная	H2SО4	сульфаты
сернистая	H2SО3	сульфиты
сероводородная	H2S	сульфиды
угольная	Н2СОз	карбонаты
соляная	НС1	хлориды
уксусная	СН3СООН	ацетаты
хромовая	Н2СrO4	хромата
двухромовая	Н2Сг2O7	дихроматы
фосфорная	Н3РО4	фосфаты
марганцовая	НМnO4	перманганаты
кремневая	H2SiO3	силикаты
иодистоводородная	HJ	иодиды

---

Кислые соли содержат в названии приставку "гидро-": Са(НСО₃)₂- гидрокарбонат кальция, К₂НР0₄- гидрофосфат калия, КН₂Р0₄-дигидрофосфат калия.

Основные соли - приставку "гидроксо-": PbOHNO₃-гадроксонитрат свинца, СrОНС1₂- гидроксохлорид хрома, Сr(ОН)₂С1-дигидроксохлорид хрома.

Упражнения.

1. Приведите названия веществ и укажите, к какому классу неорганических соединений оно относится:

формула вещества	название	класс соединений
Na2S	Сульфид натрия	Средняя соль
ZnOHCl	Гидроксохлорид цинка	Основная соль
NaH2P04	Дигидрофосфат натрия	Кислая соль
Pb(OH)2	Гидроксид свинца (2)	Гидроксид
Сг2Оз	Оксид хрома	Оксид амфотерный

3

Получение оснований и кислот.

После выполнения опыта следует закончить уравнение реакции и обязательно указать, что наблюдаете: выпадение осадка, выделение газа, изменение окраски и т.д.
а.) Получение гидроксида кальция. Берут в пробирку щепотку СаО. прибавляют 1 мл воды и 1 каплю индикатора фенолфталеина.

СаО + Н₂О = Ca(OH)₂

Индикатор ЛАКМУС Окраска СИНИЙ

б) Получение трудно растворимых оснований. Наливают в пробирку 1
мл раствора соли и 1-2 капли раствора щелочи.

MgSО₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Mg (OH)₂.

NiSО₄+2 NaOH =  Na₂SO₄ + Ni(OH)₂

в) Получение фосфорной кислоты.
Р₂О₅ + 2Н₂О= (t) 2H₃PO₄

Графическое изображение молекулы фосфорной кислоты:

---

РАСТВОРЫ. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. Обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении образования : а) осадков, б) газов, в) слабых электролитов, г) комплексных ионов.

Примеры составления молекулярных и ионных уравнений реакций:

4
а) Pb(NО₃)₂ + K₂CrО₄ = ↓РbСгO₄ + 2KNО₃;
Pb²⁺+CrО₄^2-=↓РbСгO₄

б) K₂S + H₂SO₄ = K₂SO₄ + H₂S↑;
S^2- + 2H⁺ = H₂S↑

в) CH₃COOK + HCl = KC1 + CH₃COOH;
CH₃COO^- + H⁺ = CH₃COOH

г) AuCl + HCI = H[AuCl₄];

Au³⁺+4Cl^-=[AuCl₄]^-
Опыт 1. Реакции с образованием осадков. Смешивают в пробирке равные объемы солей.'

а) ВаС1₂ + Na₂CО₃ = 2NaCl + BaCO₃

б) СаС1₂ + K₂SO₄ = CaSO₄ + 2KCl

Опыт 2. Реакции с образованием газа К раствору соли в пробирке прибавляют несколько капель раствора кислоты.

Na₂S + 2HCl → 2NaCl + 2H + S

Опыт 3. Реакция с образованием слабого электролита. Аналогично опыту 2.

CH₃COONa + HCl = CH₃COOH+NaCl

5

Опыт 4. Влияние реакции среды на равновесие диссоциации амфотерного электролита. Наливают впробирку 1 мл раствора 1-2 капли щелочи.

ZnSО₄ + 2NaOH = Zn(OH)₂ + Na₂SO₄

Делят содержимое пробирки на две части и растворяют осадок. ↓Zn(OH)₂ + 2НС1 = ZnCl₂ + 2H₂O

↓Zn(OH)₂ + NaOH = Na₂[Zn(OH)₄]

Диссоциация амфотерных гадроксидов.

по основному типу по кислотному типу

Zn(OH)₂ ↔ Zn²⁺

---

+ 2ОH^- ; Zn(OH)₂≡H₂ZnО₂ ↔ 2H⁺ + ZnО₂^2-;

А1(ОН)₃ ↔ А1³⁺ + ЗОН^- ; Аl(ОН)₃≡НзА1О₃→Н₂О +

НАlO₂→Н⁺ + А1O₂^-

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ.

Ионное произведение воды [H⁺]• [ОН^-] = 10^-14

в чистой воде [ Н⁺] =[ОН^-] = 10^-7, среда нейтральная.

Водородный показатель рН =- lg [ Н^+].

в нейтральной среде рН=7

в щелочной среде рН>7

в кислой среде рН<7

Качественную реакцию среды измеряют при помощи индикаторов ( веществ, изменяющих окраску в зависимости от величины рН раствора).

Опыт 5. Определение реакции среды при помощи индикаторов.

6

Таблица 2.

Индикатор	Окраска			Интервал перехода перехода
	в кислой среде	в нейтральной среде	вщелочной среде
Метилоранж - Лакмус Фенолфталеин					3,1-4,4 5,0 - 8,0 8,2-10,0

Упражнения.

1. Приведите уравнение диссоциации на ионы следующих
веществ:

Са(НСО₃)₂ = Са²⁺ + 2HCO₃ КСrO₂ = K⁺ + СrO₂

CH₃COONa = CH₃COO^- + Na⁺ AlOHCl₂ = Al(OH)²⁺ + Cl^-

KAl(SО₄)2 = K⁺ + Al⁺³ + 2SO4⁻² РbOHNОз = Pb²⁺ + OH⁻ + NO₃⁻

2. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакции, происходящие между следующими веществами:

1) 2Cr(OH)₃+3H₂

---