close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

Khimia otchet labaratornykh rabot

код для вставкиСкачать
 Министерство образования и науки Российской Федерации
Федеральное государственное автономное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
Национальный исследовательский ядерный университет "МИФИ"
Волгодонский инженерно-технический институт - филиал НИЯУ МИФИ
ФАКУЛЬТЕТ_______________________________________-. КАФЕДРА "Техносферная безопасность" . СПЕЦИАЛЬНОСТЬ .
ОТЧЁТ
по лабораторным работам по общей химии
Студента__ ________________
(группа, курс) (фамилия, имя, отчество)
Принял преподаватель__ ________________
(фамилия, имя, отчество)
____ ____ ___
(дата) (подпись)
Волгодонск, 2013 г.
Лабораторная работа №1 (ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТА (ЭКВИВАЛЕНТНОЙ МАССЫ) МЕТАЛЛА ПО ОБЪЕМУ ВЫТЕСНЕННОГО ВОДОРОДА), оформить, аналогично последующим работам, САМОСТОЯТЕЛЬНО.
Кафедра
Техносферной безопасности ЗАВИСИМОСТЬ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ ОТ ПОЛОЖЕНИЯ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
№2 Цель работы: изучить на практике, как зависят свойства элементов и их соединений от заряда ядра атома на примере элементов III периода.
Оборудование и материалы: спиртовая горелка, коническая колба на 100 см3, фарфоровая чашка, часовое стекло, 8 пробирок, фенолфталеин, метилоранж, сера, цинковая пыль, натрий, магний, алюминий. Растворы: соляной кислоты, едкого натрия, хлорида олова (П), гидроксида аммония.
Выполнение работы.
Опыт №1. Взаимодействие щелочных металлов с водой.
Нальем в фарфоровую чашку немного воды, опустим в неё кусочек натрия и быстро прикроем чашку часовым стеклом или воронкой. (Осторожно! Брызги щелочи могут попасть на открытые участки кожи человека и одежду). После окончания реакции прильем к полученному раствору 2-3 капли фенолфталеина. Составим уравнение протекающей реакции и сделаем выводы относительно свойств щелочных металлов:
Опыт №2. Действие воды на металлический магний .
Поместим в пробирку немного порошка металлического магния, добавим 5 мл воды и 2-3 капли раствора фенолфталеина. Цвет раствора практически не изменился. Затем нагреваем пробирку. Окраска раствора становится малиновой. Сделаем вывод относительно щелочных свойств магния и напишем уравнение протекающей реакции:
Опыт №3. Амфотерность металлического алюминия
Поместим кусочек металлического алюминия в пробирку, прильем немного воды и 2-3 капли фенолфталеина. Убеждаемся в том, что ни в обычных условиях, ни при нагревании алюминий с водой практически не взаимодействует. Затем поместим в две другие пробирки по кусочку алюминия. В одну из них приливаем разбавленную соляную кислоту, в другую - раствор крепкой щелочи NaOH. Пробирки нагреваем. При этом наблюдается взаимодействие алюминия как с кислотами, так и со щелочами. Напишем уравнения протекающих реакций и сделаем выводы о свойствах алюминия:
Опыт №4 . Неметаллические свойства элементарной серы
Кусочек элементарной серы помещаем в пробирку и наливаем немного воды (опыт проводить под вытяжкой!). Прибавляем сначала 2-3 капли фенолфталеина, а затем столько же метилоранжа. Отмечаем, что сера не взаимодействует с водой в обычных условиях. Нагреваем пробирку. После нагревания взаимодействие серы с водой также не происходит. Кусочек серы положим на железную ложечку, подожжем и опустим в коническую колбу, в которую было налито немного воды (не касаясь ложечкой с горячей серой поверхности воды). После сгорания серы закрываем колбу пробкой и встряхиваем. Полученный раствор разделяем на 2 пробирки и испытываем различными индикаторами. Напишем уравнения химических реакций:
Опыт №5. Амфотерные свойства гидроксида алюминия
Помещаем в пробирку 8-10 капель раствора AlCl3, добавляем по капелям 2М раствор NaOH до выпадения осадка. Распределив содержимое на две пробирки, растворяем осадок в каждой из них с помощью: в одном случае 2 М раствора HCl, в другом - 2 М раствора NaOH. Составим уравнения реакций, зная, что при реакции гидроксида алюминия с NaOH образуется гексагидроксоалюминат натрия Na3[Al (OH)6]:
Общий вывод по работе:
Работу выполнил
Студент группы _________________
_______________________________
Ф.И.О.Работу принял
Преподаватель
________________________
(Ф.И.О.)
(подпись)
Дата
Кафедра
Техносферной безопасности СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ №3 Цель работы: ознакомиться с понятием скорость химических реакций; факторами, влияющими на её величину, а также влиянием изменения внешних факторов на состояние химического равновесия
Оборудование и материалы: растворы йодата калия, сульфата натрия, серной кислоты, тиосульфата натрия, хлорида железа (III), роданида калия, сульфата меди, крахмала; карбонат кальция (мрамор); штатив с пробирками (8 шт.); секундомер; термометр; нагревательный прибор.
Выполнение работы.
Опыт №1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
Зависимость скорости реакции от концентрации в гомогенной системе изучим на примере реакции
2KIO3+5Na2SO3+H2SO4 = K2SO4+5Na2SO4+I2+H2O
При взаимодействии йодата калия с сульфатом натрия в кислой среде образуется элементарный йод, который можно обнаружить с помощью крахмала.
Для выполнения опыта возьмем три пробирки, наливаем с помощью мерной пробирки: в первую пробирку 6 см3 KIO3, во вторую - 4 см3 KIO3 и 2 см3 H2O, в третью - 2 см3 KIO3 и 4 см3 H2O. В другие три пробирки отмерим по 6 см3 сульфита натрия. Выливаем содержимое пробирки с сульфитом натрия в первую пробирку с KIO3 и включаем секундомер. Отмечаем время, в течение которого появляется синее окрашивание после приливания йодата калия. Результаты заносим в таблицу. То же самое проводим с оставшимися пробирками.
№ пробV, см3 KIO3V, см3 H2OV суммарный, см3Концентрация СВремя окрашивания τ, сОтносительная скорость υ усл=1/ τ, c16-624263246
Приняв концентрацию раствора йодата калия, к которому не добавляли воду, за единицу, вычисляем концентрации в двух других случаях. Строим график зависимости скорости реакции от концентрации йодата калия.
Опыт №2 Зависимость скорости реакции от температуры
Зависимость скорости реакции от температуры в гомогенной среде изучим на системе Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S+H2O
При взаимодействии раствора тиосульфата натрия с серной кислотой выпадает в осадок сера, вызывающая при достижении определенной концентрации помутнение раствора. По промежутку времени от начала реакции до заметного помутнения раствора можно судить об относительной скорости реакции.
Наливаем в одну пробирку 5 см3 раствора тиосульфата натрия (0,3 М), в другую - 5 см3 раствора серной кислоты (0,3 М). Обе пробирки поместим в стакан с водой, чтобы растворы приняли температуру воды. сольем вместе содержимое обеих пробирок, точно отметив время от начала реакции до появления помутнения. В две другие пробирки нальем по 5 см3 тех же растворов. Поместив пробирки в водяную баню или стакан с водой; нагреем воду на 10°С выше температуры предыдущего опыта. Выдержав пробирки при этой температуре 5-7 мин, сливаем содержимое пробирок. Измеряем время до появления мути. Повторяем опыт, повысив температуру еще на 10°С. Результаты опытов сведены в таблицу. № опытаТемпература опыта Т, К1/Т, К-1Время появления помутнения t, cОтносительная скорость реакции υ усл=1/ τ, c-1[lg υ]123 По полученным данным строим график зависимости логарифма скорости реакции от обратной величины абсолютной температуры в координатах, представленных на рис.
lg υ
Делаем вывод о зависимости скорости реакции от температуры. Из графика определяем тангенс угла наклона и вычисляем энергию активации:
E = 2.303 R tg α =______________________________, дж/моль
tg α =
R = Опыт №4 Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение
химического равновесия
Смещение химического равновесия вследствие изменения концентрации реагирующих веществ исследуется на примере реакции
FeCl3 + 3KCNS = 3KCl + Fe(CNS)3
Отмерив мерной пробиркой по 5 см3 разбавленных растворов хлорида железа (III) и роданида аммония (0,003 М FeCl3 и 0,01 М KCNS), смешиваем их и разделяем поровну на 4 пробирки. Окраску раствору придает образующийся роданид железа. Одну пробирку оставляем для сравнения, во вторую - добавим 2-3 капли концентрированного раствора FeCl3 , в третью - 3-4 капли насыщенного раствора KCNS, а в четвертую - насыпаем немного кристаллического хлорида аммония.
Сравнив окраску в трех пробирках с окраской контрольной пробирки, по изменению интенсивности определяем направление смещения равновесия и объясняем происходящее явление, исходя из принципа Ле Шателье. Общий вывод по работе:
Работу выполнил
Студент группы _________________
_______________________________
Ф.И.О.Работу принял
Преподаватель
________________________
(Ф.И.О.)
(подпись)
Дата
Кафедра
Техносферной безопасности ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
№4 Цель работы: изучить условия протекания процессов гидролиза солей и влияние факторов, обуславливающих смещение ионного равновесия при гидролизе.
Оборудование и материалы: иономер, штатив с пробирками, растворы солей, кислот, щелочей, индикаторы, кристаллы солей, спиртовая горелка, пипетка.
Выполнение работы.
Опыт №1 Смещение ионного равновесия в растворах вследствие гидролиза
В разные пробирки внесем небольшое количество следующих соединений: HCl, NaOH, NaCl, Na2CO3, ZnCl2, Pb (CH3COO)2. Во все пробирки приливаем одинаковое количество воды и осторожным встряхиванием добиваемся полного растворения каждой соли. Полосками универсальной индикаторной бумаги измерим pH каждого раствора. Для сравнения такой же бумажкой измерим pH дистиллированной воды. Данные опыта сведены в таблицу Формула соединенияСила электролитов, образующих данную сольЦвет индикаторной бумагиЗначение рН по иономеруРеакция средыоснованиекислотаNa2CO3NaCl,ZnCl2Pb(CH3COO)2HClNaOH Составим сокращенные ионные уравнения гидролиза солей и объясним изменение окраски индикаторной бумаги в растворах солей в сравнении с окраской ее в дистиллированной воде.
Опыт №2 Усиление гидролиза одной соли раствором другой гидролизирующей соли
К 3 мл концентрированного раствора FeCl3 (соль образована слабым основанием и слабой кислотой, ее гидролиз протекает в основном только по 1-ой ступени) прильем немного концентрированного раствора Na2CO3 (соль образована, напротив, сильным основанием и слабой кислотой, ее гидролиз также протекает в основном только по 1-ой ступени) до образования устойчивого осадка. При этом наблюдается выделение пузырьков. В результате сливания двух вышеуказанных растворов происходит образование соли, полученной из слабых оснований и кислоты. Эта соль подвергается полному гидролизу. Напишем молекулярные и ионные уравнения реакции:
Опыт №3 Растворение металлов в продуктах гидролиза солей
В первую пробирку нальем 3-4 мл концентрированного раствора ZnCl2 и опустим в нее кусочек цинка. В другую пробирку нальем столько же концентрированного раствора Na2CO3 и опускаем в этот раствор кусочек алюминия. Нагревая пробирки, наблюдаем растворение металлов и выделение газа в обоих случаях. Составим уравнения реакций и объясним наблюдаемые явления.
Опыт №4 Влияние температуры на степень гидролиза солей
В две пробирки нальем по 3-4 мл концентрированного раствора ZnCl2 и по 2 капли индикатора - метилового оранжевого. Одну пробирку поставим в штатив, другую нагреваем почти до кипения. Сравним окраску индикатора в обеих пробирках. После остывания снова сравним окраску и объясним изменение окраски индикатора при нагревании раствора ZnCl2 .
Общий вывод по работе:
Работу выполнил
Студент группы _________________
________________________________
Ф.И.О.Работу принял
Преподаватель
________________________
(Ф.И.О.)
(подпись)
Дата
Кафедра
Техносферной безопасностиОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
№5 Цель работы: ознакомиться с сущностью и классификацией окислительно-восстановительных реакций, получить практические навыки составления уравнений этих реакций.
Оборудование и материалы: штатив с пробирками, фарфоровая чашка, микрошпатель, 0,1 М растворы H2SO4, KI, KMnO4, FeCl3, BaCl2, CuSO4, H2O2, MnSO4, Na2SO4, Na2SO3, кристаллический йод, порошкообразный цинк, раствор крахмала, концентрированный раствор щелочи.
Методика выполнения работы
1. Окислители и восстановители.
Окислительно-восстановительная двойственность
Опыт №1 Окислительные свойства пероксида водорода
В пробирку наливаем 1-2 см3 раствора KI, подкисляем 2-3 каплями разбавленного раствора H2SO4 и прибавляем 1-2 см3 H2O2. Наблюдается выделение йода (прибавить одну каплю раствора крахмала). Составить уравнение реакции на основе электронного баланса.
Опыт №2 Восстановительные свойства пероксида водорода
В пробирку наливаем 1-2 см3 раствора KMnO4, подкисляем 2-3 каплями разбавленного раствора H2SO4 и прибавляем 1-2 см3 раствора H2O2 до обесцвечивания раствора перманганата. Определив окислитель и восстановитель в этой реакции, составим уравнение реакции, учитывая, что одним из продуктов является кислород.
2. Типы окислительно-восстановительных реакций
Опыт №3 Реакции межмолекулярного взаимодействия. Окисление йодида солью трехвалентного железа
В пробирку наливаем 1-2 см3 раствора соли железа (III) и 1 см3 раствора KI. Содержимое пробирки разбавим дистиллированной водой до слабо-желтого цвета и прильем 1-2 капли раствора крахмала. Появление синей окраски свидетельствует о выделении йода. На основе электронного баланса составим уравнение реакции.
Опыт №4 Окислительно-восстановительные реакции с участием атомов одного элемента в разных степенях окисления Наливаем в пробирку 1-2 см3 раствора перманганата калия, приливаем столько же раствора сульфата марганца. Осторожно встряхнем пробирку. При этом окраска раствора исчезает. Составим уравнение реакции в нейтральной среде, одним из продуктов реакции является диоксид марганца, выпадающий в осадок.
Опыт №5 Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Разложение перманганата калия.
Осторожно нагреваем в сухой пробирке небольшое количество (несколько кристаллов) перманганата калия в течение 5 мин. После остывания пробирки полученную соль растворяем в небольшом количестве воды. Обращаем внимание на зеленую окраску раствора и наличие осадка. Составим уравнение реакции на основе электронного баланса.
Опыт №6 Реакции самоокисления-самовосстановления
(диспропорционирования). Разложение сульфита натрия.
В пробирку поместим несколько кристаллов сульфита натрия. Осторожно нагреваем пробирку в течение 5 мин и после охлаждения наливаем небольшое количество воды, добиваясь полного растворения вещества. Раствор разделим на 2 пробирки. Содержимое одной из пробирок испытываем на присутствие иона S2- действием раствора CuSO4, а в другой пробирке, действуя раствором BaCl2, обнаруживаем ион SO42-. Составим уравнение реакции самоокисления-самовосстановления на основе электронного баланса
2. Направление окислительно-восстановительных реакций
Опыт №7 Влияние характера среды на протекание окислительно-восстановительных реакций
В три пробирки нальем по 1-2 мл раствора KMnO4, затем прибавим: в первую - 5 капель разбавленной серной кислоты, во вторую - 5 капель концентрированного раствора щелочи. После этого в каждую из пробирок прибавим шпателем одинаковое количество сухой соли Na2SO3. Встряхиванием растворов добьемся изменения окраски в каждой из пробирок. Составим уравнения реакций на основе электронного баланса, имея ввиду следующее:
во всех трех случаях ион SO32- переходит в ион SO42-, причем оба иона являются бесцветными и на окраску раствора не влияют;
a) в кислой среде ион MnO4- переходит в ион Mn2+;
b) в нейтральной среде ион MnO4- восстанавливается до MnO2;
c) в щелочной среде образуется ион MnO42-, который окрашивает раствор в зеленый цвет
Опыт №8 Влияние кислотности среды на направление реакции
взаимодействия йода с щелочью
Кристаллик йода обработаем в пробирке небольшим количеством раствора щелочи при слабом нагревании. Наблюдаем переход йода в раствор. Составим уравнение реакции, имея в виду, что одним из продуктов реакции является йодат.
Полученный раствор подкислим разбавленной серной кислотой. Наблюдаем выделение свободного йода. Составим уравнение взаимодействия йодида и йодата в присутствии H2SO4 и объясним, почему реакция пошла в обратном направлении:
Общий вывод по работе:
Работу выполнил
Студент группы _________________
_______________________________
Ф.И.О.Работу проверил
Преподаватель
________________________
(Ф.И.О.)
(подпись)
Дата
Документ
Категория
Рефераты
Просмотров
166
Размер файла
198 Кб
Теги
khimii, rabota, labaratornykh, otchet
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа