Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология
Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии


Лабораторная работа № 1 (4 ч.)

Лабораторная работа № 1 (4 ч.)

Тема: Основные классы неорганических соединений

Цель: ознакомиться со свойствами и методами получения оксидов, кислот, солей, оснований, а также проследить генетическую связь между классами неорганических соединений.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Неорганические вещества в зависимости от состава и свойств делятсяна следующие основные классы:


Простые вещества состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.

Сложные вещества (или химические соединения) состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.

 

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Классификация. Несолеобразующие (CO, N2O, NO) и солеобразующие.

Солеобразующие оксиды: основные (Na2O; MgO; CuO), амфотерные (ZnO; Al2O3; Cr2O3); SnO2) и кислотные (SO2; SO3; P2O5; Mn2O7; CrO3).

Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид - анионы OH-).

Классификация. Растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые. Амфотерные основания проявляют также свойства слабых кислот.

 

Кислоты –сложные вещества, состоящие из атомов водорода и ки­слотного остатка (с точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты - электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов об­разуют только H+).

Классификация. По составу: бескислородные и кислородсодержащие; по числу атомов водорода, способных замещаться на металл: одно-, двух-, трёхосновные.

Таблица 1

Формулы и названия основных кислот.

 

Бескислородные: Основность Название соли
HCl - хлористоводородная (соляная) одноосновная хлорид
HBr - бромистоводородная одноосновная бромид
HI - йодистоводородная одноосновная йодид
HF - фтористоводородная (плавиковая) одноосновная фторид
H2S - сероводородная двухосновная сульфид
     
Кислородсодержащие:    
HNO3 – азотная одноосновная нитрат
H2SO3 - сернистая двухосновная сульфит
H2SO4 – серная двухосновная сульфат
H2CO3 - угольная двухосновная карбонат
H2SiO3 - кремниевая двухосновная силикат
H3PO4 - ортофосфорная трёхосновная ортофосфат

Соли –сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.

Классификация. По составу и свойствам: средние, кислые, основные, двойные, смешанные, комплексные

Средние соли являются продуктами полного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.

При диссоциации дают только катионы металла (или NH4+). Например:

 

Na2SO4 ® 2Na+ +SO

CaCl2 ® Ca2+ + 2Cl-

Кислые соли являются продуктами неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.

При диссоциации дают катионы металла (NH4+), ионы водорода и анионы кислотного остатка, например:

NaHCO3 ® Na+ + HCO « H+ +CO .

Основные соли являются продуктами неполного замещения групп OH- соответствующего основания на кислотные остатки.

При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка.

Zn(OH)Cl ® [Zn(OH)]+ + Cl- « Zn2+ + OH- + Cl-.

 

Двойные соли содержат два катиона металла и при диссоциации дают два катиона и один анион.

KAl(SO4)2 ® K+ + Al3+ + 2SO

 

Комплексны соли содержат комплексные катионы или анионы.

[Ag(NH3)2]Br ® [Ag(NH3)2]+ + Br- « Ag+ +2 NH3 + Br-

Na[Ag(CN)2] ® Na+ + [Ag(CN)2]- « Na+ + Ag+ + 2 CN-

Генетическая связь между различными классами соединений

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

 

Оборудование и посуда: штатив с пробирками, промывалка, спиртовка.

Реактивы и материалы: красный фосфор,оксид цинка, гранулы Zn, порошок гашеной извести Ca(OH)2, 1 моль/дм3 растворы NaOH, ZnSO4, СuSO4, AlCl3, FeCl3, HСl, H2SO4, универсальная индикаторная бумага, раствор фенолфталеина, метилоранжа, дистиллированная вода.

 

Порядок выполнения работы

 

1. Оксид цинка насыпать в две пробирки; в одну добавить раствор кислоты (HCl или H2SO4) в другую раствор щелочи (NaOH или KOH) и слегка нагреть на спиртовке.

Наблюдения: Происходит ли растворение оксида цинка в растворе кислоты и щелочи?

 

Написать уравнения происходящих реакций (в молекулярном и ионном виде).

 

Выводы: 1.К какому типу оксидов относится ZnO?

2. Какими свойствами обладают амфотерные оксиды?

 

Получение солей.

3.1. В пробирку налить 2 мл раствора CuSO4 и опустить в этот раствор очищенный гвоздь. (Реакция идет медленно, изменения на поверхности гвоздя появляются через 5-10 мин).

Наблюдения: Происходят ли какие-то изменения с поверхностью гвоздя? Что осаждается?

Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции.

Выводы: Принимая во внимание ряд напряжений металлов, укажите способ получения солей.

 

3.2. В пробирку поместить одну гранулу цинка и прилить раствор HCl.

 

Наблюдения: Происходят ли выделение газа?

 

Написать уравнение происходящей реакции ( в молекулярном и ионном виде).

 

Выводы: Объясните данный способ получения солей?

 

3.3. В пробирку насыпать немного порошка гашеной извести Ca(OH)2 и прилить раствор HСl.

 

Наблюдения: Происходит ли выделение газа?

 

Написать уравнение происходящей реакции (в молекулярном и ионном виде).

 

Вывод: 1. К какому типу относится реакция взаимодействия гидроксида и кислоты?

2.Какие вещества являются продуктами этой реакции?

 

3.5. В две пробирки налейте по 1 мл растворов солей: в первую – сульфата меди, во вторую – хлорида кобальта. Добавьте в обе пробирки по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадков. Затем добавьте в обе пробирки избыток щелочи.

 

Наблюдения: Укажите изменения цвета осадков в реакциях.

Написать уравнение происходящей реакции (в молекулярном и ионном виде).

 

Вывод: 1. В результате каких реакций образуются основные соли?

2. Как можно перевести основные соли в средние?

 

 

Контрольные задания:

1. Из перечисленных веществ выписать формулы солей , оснований, кислот: Ca(OH)2, Ca(NO3)2, FeCl3, HCl, H2O, ZnS, H2SO4, CuSO4, KOH
Zn(OH)2, NH3, Na2CO3, K3PO4.

2. Укажите формулы оксидов, соответствующие перечисленным веществам H2SO4, H3AsO3, Bi(OH)3, H2MnO4, Sn(OH)2, KOH, H3PO4, H2SiO3, Ge(OH)4.

3. Какие гидроксиды относятся к амфотерным? Составьте уравнения реакций, характеризующих амфотерность гидроксида алюминия и гидроксида цинка.

4. Какие из указанных соединений будут попарно взаимодействовать: P2O5, NaOH, ZnO, AgNO3, Na2CO3, Cr(OH)3, H2SO4. Составьте уравнения возможных реакций.

 


Лабораторная работа № 2 (4 ч.)

Тема: Качественный анализ катионов и анионов

 

Цель: освоить технику проведения качественных и групповых реак­ций на катионы и анионы.

 

 

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

 

Основной задачей качественного анализа является установление химического состава веществ, находящихся в разнообразных объектах (биологических материалах, лекарственных препаратах, продуктах питания, объектах окружающей среды). В настоящей работе рассматривается качественный анализ неорганических веществ, являющихся электролитами, т. е. по сути качественный анализ ионов. Из всей совокупности встречающихся ионов выбраны наиболее важные в медико-биологическом отношении: (Fе3+, Fе2+, Zn2+, Са2+, Na+, К+, Мg2+, Сl-, РО , СО и др.). Многие из этих ионов входят в состав различных лекарственных препаратов и продуктов питания.

В качественном анализе используются не все возможные реакции, а только те, которые сопровождаются отчетливым аналитическим эффектом. Наиболее часто встречающиеся аналитические эффекты: появление новой окраски, выделение газа, образование осадка.

Существуют два принципиально разных подхода к качественному анализу: дробный и систематический. В систематическом анализе обязательно используют групповые реагенты, позволяющие разделить присутствующие ионы на отдельные группы, а в некоторых случаях и на подгруппы. Для этого часть ионов переводят в состав нерастворимых соединений, а часть ионов оставляют в растворе. После отделения осадка от раствора анализ их проводят раздельно.

Например, в растворе имеются ионы А13+, Fе3+ и Ni2+. Если на этот раствор подействовать избытком щелочи, выпадает осадок Fе(ОН)3 и Ni(ОН)2, а в растворе остаются ионы [А1(ОН)4]-. Осадок, содержащий гидроксиды железа и никеля, при обработке аммиаком частично растворится за счет перехода в раствор [Ni(NН3)4]2+. Таким образом, с помощью двух реагентов — щелочи и аммиака были получены два раствора: в одном содержались ионы [А1(ОН)4]-, в другом - ионы [Ni(NН3)4]2+ и осадок Fе(ОН)3. С помощью характерных реакций затем доказывается наличие тех или иных ионов в растворах и в осадке, который предварительно нужно растворить.

Систематический анализ используют в основном для обнаружения ионов в сложных многокомпонентных смесях. Он очень трудоемок, од­нако преимущество его заключается в легкой формализации всех дейст­вий, укладывающихся в четкую схему (методику).

Для проведения дробного анализа используют только характерные реакции. Очевидно, что присутствие других ионов может значительно искажать результаты реакции (наложение окрасок друг на друга, выпаде­ние нежелательных осадков и т. д.). Во избежание этого в дробном ана­лизе используют в основном высокоспецифические реакции, дающие аналитический эффект с небольшим числом ионов. Для успешного проведения реакций очень важно поддерживать определенные усло­вия, в частности, рН. Очень часто в дробном анализе приходится прибе­гать к маскировке, т. е. к переводу ионов в соединения, не способные да­вать аналитический эффект с выбранным реактивом. Например, для об­наружения иона никеля используется диметилглиоксим. Сходный анали­тический эффект с этим реагентом дает и ион Fе2+. Для обнаружения Ni2+ ион Fе2+ переводят в прочный фторидный комплекс [FеF6]4- или же окис­ляют до Fе3+, например, пероксидом водорода.

Дробный анализ используют для обнаружения ионов в более про­стых смесях. Время анализа значительно сокращается, однако при этом от экспериментатора требуется более глубокое знание закономерностей протекания химических реакций, так как учесть в одной конкретной ме­тодике все возможные случаи взаимного влияния ионов на характер на­блюдаемых аналитических эффектов достаточно сложно.

В аналитической практике часто применяют так называемый дроб­но-систематический метод. При таком подходе используется минималь­ное число групповых реактивов, что позволяет наметить тактику анализа в общих чертах, который затем осуществляется дробным методом.

По технике проведения аналитических реакций различают реакции: осадочные; микрокристаллоскопические; сопровождающиеся выделени­ем газообразных продуктов; проводимые на бумаге; экстракционные; цветные в растворах; окрашивания пламени.

При проведении осадочных реакций обязательно отмечают цвет и характер осадка (кристаллический, аморфный), при необходимости про­водят дополнительные испытания: проверяют осадок на растворимость в сильных и слабых кислотах, щелочах и аммиаке, избытке реактива. При проведении реакций, сопровождающихся выделением газа, отмечают его цвет и запах. В некоторых случаях проводят дополнительные испытания.

Например, если предполагают, что выделяющийся газ – оксид углерода (IV), его пропускают через избыток известковой воды.

В дробном и систематическом анализах широко используются реакции, в ходе которых появляется новая окраска, чаще всего это реакции комплексообразования или окислительно-восстановительные реакции.

В отдельных случаях такие реакции удобно проводить на бумаге (капельные реакции). Реактивы, не подвергающиеся разложению в обычных условиях, наносят на бумагу заранее. Так, для обнаружения сероводорода или сульфид-ионов применяют бумагу, пропитанную нитратом свинца [происходит почернение за счет образования сульфида свинца(II)]. Многие окислители обнаруживают с помощью йодкрахмальной бумаги, т.е. бумаги, пропитанной растворами иодида калия и крахмала. В большинстве же случаев необходимые реактивы наносят на бумагу во время проведения реакции, например, ализарин на ион А13+, купрон на ион Сu2+ и др. Для усиления окраски иногда применяют экс­тракцию в органический растворитель. Для предварительных испытаний используют реакции окрашивания пламени.

 

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

 

Оборудование и материалы: штатив с пробирками; стеклянные палочки; фильтровальная бумага; лакмусовая бумага синяя и красная; универсальный индикатор.

 

Реактивы: растворы сульфата натрия, сульфата калия, сульфата аммония, сульфата алюминия, хлорида бария, хлорида кальция, хлорида магния, хлорида цинка, хлорида хрома (III), хлорида кобальта (II), хлорида марганца (II), хлорида железа (III), нитрита натрия, тиосульфата натрия, оксалата аммония, бромида калия, иодида калия, нитрата натрия, ацетата кальция, дихромата калия, дихромата аммония, гексацианоферрата (III) калия, гексацианоферрата (IV) калия; нитрата свинца (II); сульфата меди (II) ; ацетата натрия, перманганата калия; карбоната калия; пероксида водорода; иодида калия; серной кислоты; азотной кислоты; гидроксида натрия; аммиака; нитрата серебра; гидроксида кальция; йода (1,3 г йода в 1 л воды); тиоцианата калия; хлорная вода.

 

Порядок выполнения работы

Качественные реакции на анионы:

SO ; CO ; PO ; Cl- ; J- ; CH3COO- ; NO ; OH- ; C2О

 

Ход работы: к 2-3 каплям раствора, содержащий определяемый ион, прилейте несколько капель реактива на этот ион. Наблюдение запишите.

Реакция на SO ион

 

Катион Ва2+ с сульфат – ионом образует мелкокристаллический осадок белого цвета, который нерастворим в HNO3:

 

Na2SO4 + BaCl2 ® 2NaCl + BaSO4

 

2Na+ + SO + Ba2+ + 2Cl- ® 2Na+ + 2Cl- + BaSO4

 

SO + Ba2+ = BaSO4

 

BaSO4 + HNO3 = реакция не идет

 

Реакция на CO ион

1. Кислоты, в том числе разбавленные, разлагают карбонаты с выделением двуокиси углерода:

 

Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O +CO2­

 

2Na+ + СO + 2H+ + 2NO = 2Na+ +2NO + H2O + CO2­

 

СO + 2H+ = H2O + CO2 ­

2. Ион Ва2+ с ионом СO образует белый осадок, растворимый в кислотах: (HCl, HNO3):

 

Na2CO3 + BaCl2 = 2NaCl + BaCO3¯

 

2Na+ + СO + Ba2+ + 2Cl- = 2Na+ + 2Cl- +BaCO3¯

 

СO + Ba2+ = BaCO3¯

 

BaCO3 +2HCl = BaCl2 + H2O +CO2­

 

BaCO3 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 +H2O +CO2­

Реакция на PO ион

 

1. Ион Ва2+ осаждает фосфат-ион в виде белого осадка, растворимого в азотной кислоте:

 

2Na3PO4 + 3BaCl2 = 6NaCl + Ba3 (PO4)2

 

6Na+ + 2PO + 3Ba2+ + 6Cl- = 6Na+ + 6Cl- + Ba3 (PO4)2

 

2PO + 3Ba2+ =Ba3 (PO4)2

 

Ba3 (PO4)2 + 6HNO3 = 2H3PO4 + 3Ba (NO3)2

 

2. Магнезиальная смесь (водный раствор соли магния, содержащий NH4Cl и NH4OH), осаждает фосфат-ион в виде кристаллического осадка MgNH4PO4, который легко растворим в кислотах:

 

Na2HPO4 + NH4OH + NH4Cl + MgCl2 = 2NaCl + H2O + MgNH4PO4

 

HPO + NH4OH + Mg2+ = MgNH4PO4↓ + H2O

Реакция на Cl- ион

 

1. Катион Ag+ с хлорид – ионом образует осадок белого цвета, растворимый в NH4OH:

AgNO3 + KCl = AgCl↓ + KNO3

 

Ag+ + NO + K+ + Cl- = K+ + NO + AgCl¯

 

Ag+ + Cl- =AgCl¯

 

AgCl + 2NH4OH = [Ag (NH3)2]Cl + 2H2O

 

AgCl + 2NH4OH = [Ag (NH3)2]+ + Cl- + 2H2O

 

Если на полученную комплексную соль подействовать раствором азотной кислоты, то снова выпадает белый творожистый осадок:

 

[Ag (NH3) 2]Cl + 2HNO3 = AgCl↓ + 2NH4NO3

 

[Ag (NH3)2]+ + Cl- + 2H+ =AgCl¯ + 2NH

 

2. Катион Pb2+ с хлорид-ионом образует осадок белого цвета:

 

Pb (NO3)2 + 2KCl = PbCl2↓ + 2KNO3

 

Pb2+ + 2NO + 2K+ + 2Cl- = PbCl2↓ +2K+ + 2NO

 

Pb2+ + 2Cl- = PbCl2

Реакция на CH3COO- ион

 

При нагревании раствора соли, содержащей ацетат-ион, с раствором кислоты, появляется характерный запах уксусной кислоты:

 

CH3COOK + HNO3 = CH3COOH + KNO3

 

CH3COO- + H+ = CH3COOH

 

Реакция на NO ион

1. При добавлении дифениламина к раствору, содержащему NO ,образуется интенсивно синее окрашивание, которое постепенно изменяет свой цвет до коричневого.

 

2. J- в кислой среде окисляется ионами NO с образованием элементарного йода (раствор приобретает желтоватую окраску):

 

2KNO3 + 6KJ +4H2SO4 = 4K2SO4 + 3J2 + 4H2O + 2NO

 

2 NO + 4H+ + 3ē = NO + 2H2O

3 2J- - 2ē = J2

2NO + 8H+ + 6J- = 2NO + 4H2O + 3J2

 

Наличие свободного йода в растворе определяется по синему окрашиванию раствора при приливании 1 – 2 капли крахмала.

Реакция на J- ион

 

J- - анион йодистоводородной кислоты бесцветен.

 

1. Катион Pb2+ образует с иодид-ионом осадок желтого цвета:

 

Pb (NO3)2 + 2KJ = PbJ2↓ + 2KNO3

 

Pb2+ + 2NO + 2K+ + 2J- = 2K+ + 2NO + PbJ2

 

Pb2+ + 2J- = PbJ2

Осадок растворите в 5-6 каплях уксусной кислоты при нагревании. Пробирку осторожно охладить под струей холодной воды, хлорид свинца выпадает из раствора в виде золотистых хлопьев.

 

2. Перманганат MnO в кислой среде окисляет J- до J2:

 

10NaJ + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5J2 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O

 
 


2 MnO + 8H+ +5ē = Mn2+ + 4H2O

5 2J- - 2ē = J2

 
 


2MnO + 16H+ + 10J- = 2Mn2+ + 8H2O + 5J2

При этом малиновая окраска исчезает и появляется желтовато-коричневая окраска, обусловленная образованием J2, присутствие которого доказывают по реакции с раствором крахмала.

 

3. Катион Ag+ образует с иодид – ионом осадок желтого цвета, не растворимый в азотной кислоте:

 

AgNO3 + KJ = AgJ↓ + KNO3

 

Ag+ + NO + K+ + J- = AgJ↓ + K+ + NO

 

Ag+ + J- = AgJ↓

 

AgJ + HNO3 = реакция не идет

 

Реакция на C2O ион

 

1. Перманганат ион в кислой среде окисляет оксалат ион до двуокиси углерода:

 

5H2C2O4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 10CO2 + 8H2O

 

 

5 C2O - 2ē = 2CO2

2 MnO + 8H+ + 5ē = Mn2+ +4H2O

 
 


5C2O + 2MnO + 16H+ = 10CO2 + 2Mn2+ + 8H2O

реакция идет очень медленно, рекомендуется нагревание.

 

2. Соли кальция образуют с оксалатами осадок белого цвета:

 

CaCl2 + (NH4)2C2О4 = CaC2О4↓ + 2NH4Cl

 

Ca2+ + 2Cl- + 2NH + C2О = CaC2О4↓ + 2Cl- + 2NH

 

Ca2+ + C2О = CaC2О4

Реакция на H+ ион и OH- ион

Реакцию среды определяют при помощи индикаторов-веществ, меняющих свой цвет в зависимости от относительной концентрации ионов водорода и ионов гидроксила. Наиболее известным индикатором, используемым для определения Н+ или ОН-, является универсальная индикаторная бумага. К универсальной индикаторной бумаге прилагается цветная шкала, по которой, соотнося цвет индикатора, устанавливают рН раствора.

 

 

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

 

Присутствие в воде ионов Са2+ и Мg2+ обуславливает так называемую жёсткость воды. Жёсткая вода вызывает повышенный расход мыла, по­скольку при взаимодействии солей кальция и магния с мылом образуются нерастворимые осадки:

17Нз5СООNа+ Са(НСО3)2 = 2NаНСОз + (С17Н35СОО)2Са¯

На стенках паровых котлов жёсткая вода образует накипь, обладаю­щую плохой теплопроводностью. Кроме того, накипь способствует корро­зии стенок котлов. В жёсткой воде плохо разваривается мясо, овощи, пло­хо заваривается чай. Очень жёсткая вода не пригодна для питья. Условная классификация воды по уровню жёсткости приведена в табл. 3.

 

Таблица 3

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

 

Приборы: промывалка, штатив с пробирками.

Реактивы и материалы: растворы карбоната натрия, сульфата меди, хлорида железа (III), карбонат магния, гидрокарбоната натрия, соляной кислоты,, сульфата кальция, фосфата натрия, сульфата магния; красная лакмусовая бумажка, фенолфталеи, дистиллированная вода, холодная и горячая водопроводная вода, мыльный раствор.

Порядок выполнения работы:

Гидролиз карбонатов

1.1. В пробирку налить 1 мл раствора карбоната натрия и опустить в него кончик красной лакмусовой бумажки.

Наблюдения:определите реакцию среды.

Напишите уравнение гидролиза карбоната натрия по стадиям (в молекулярном и ионном виде).

Выводы: Приведите доказательства гидролиза карбоната натрия.

 

1.2. В одну пробирку налить 1 мл раствора сульфата меди, в другую - 1 мл хлорида железа (III). В обе пробирки добавить по 1 мл раствора карбоната натрия.

 

Наблюдения: 1. Отметьте цвет образующихся осадков в обеих пробирках (в первой пробирке – (CuOH)2CO3, во второй пробирке – Fe(OH)3 ).

2. В какой пробирке выделяется газ? Назовите его.

Напишите уравнения реакций (в молекулярном и ионном виде).

Выводы: Что является признаками необратимого гидролиза? Подвергаются ли рассматриваемые реакции необратимому гидролизу?

Опыт № 3 СТРАННАЯ ЖИДКОСТЬ

Предварительные сведения. Хлорид кобальта может образовывать различные по составу аквасоли, отличающиеся друг от друга по цвету. При нагревании водного раствора соли происходит изменение окраски ее рас-твора вследствие изменения строения комплексного соединения.

Например, [Со(Н2О)6]Сl2 является солью розового цвета, которая при нагревании превращается в безводную соль синего цвета Со[СоСl4].

Водный раствор хлорида кобальта (II) CoCl2 используется для приготовления индикаторной бумаги, которая служит для определения атмосферной влажности. Для обнаружения следовых количеств примесей влаги из воздуха используют силикагель, который представляет собой пористый диоксид кремния SiO2, пропитанный хлоридом кобальта CoCl2 и тщательно высушенный.

Порядок выполнения:

 

1. Поместите на кусочек фильтровальной бумаги 3-4 капли раствора хлорида кобальта (II) CoCl2 .

2. Аккуратно поместите полоску пропитанной фильтровальной бумаги над нагретой плиткой (не касаясь нагревательного элемента), до высы-хания пятна раствора. Зафиксируйте изменение окраски.

Намочите пятно несколькими каплями воды и повторите эксперимент.

 

Наблюдения:

Какой цвет имеет влажное пятно раствора хлорида кобальта CoCl2?

Какой цвет приобретает пятно после тщательного высушивания?

Выводы:

1. Почему при нагревании влажной соли хлорида кобальта, происходит изменение окраски?

2. Зачем в оптические приборы помещают мешочки с синими гранулами?

3. Предложите способ обнаружения воды в абсолютном спирте.

4. Объясните с химической точки зрения, может ли раствор хлорида кобальта использоваться для тайнописи.

 

 

ПОЛЬЗА ИЛИ ВРЕД?

Предварительные сведения. Белки – это природные полимеры, построенные из остатков α – аминокислот.

Важным свойством белков является их способность к осаждению. Обратимое осаждение называют высаливанием, а необратимое осаждение – денатурацией. Денатурация – процесс необратимого разрушения пространственной структуры белка, при котором нарушается четвертичная, третичная, а в ряде случаев и вторичная структуры белка.

Денатурацию вызывают: нагрев, УФ-облучение, ионизирующая радиация, ультразвук, действие сильных кислот и щелочей, солей тяжелых металлов.

Белки под влиянием перечисленных факторов теряют свои природные свойства и активность. Внешне это выражается в свертывании и выпадении их в осадок. С химической точки зрения разрываются водородные связи, разрушаются дисульфидные и солевые мостики, но сама полипептидная цепь не разрушается, первичная структура сохраняется.

Денатурация белков обычно сопровождается понижением их растворимости, увеличением вязкости и потерей биологической активности. Все пищевые продукты, обработанные с применением высоких температур, содержат денатурированный белок (тепловая денатурация). Денатурированный белок легче переваривается и дольше хранится.

Важное значение имеет денатурация под действием кислот, примером которой служит скисание молока.

Денатурация может проходить также под влиянием солей тяжелых металлов, однако она, как правило, играет отрицательную роль: способствует дезактивации ферментов, и особенно белков, содержащих серу.

Часть 1 ОСАЖДЕНИЕ БЕЛКОВ ХЛОРИДОМ НАТРИЯ

Порядок выполнения:

1. Внесите в пробирку 7 капель раствора белка.

2. Добавьте в нее небольшими порциями при постоянном встряхивании несколько кристаллов хлорида натрия NaCl.

3. Добавьте воду до полного растворения осадка.

Наблюдения:

Опишите происходящие изменения в пробирках.

Вывод:

1. В чем заключается воздействие на белок солей легких металлов (хлорида натрия, сульфата магния)?

2. Как называется данный вид осаждения?

Часть 2 ОСАЖДЕНИЕ БЕЛКОВ СОЛЯМИ ТЯЖЕЛЫХ МЕТАЛЛОВ

Порядок выполнения опыта:

1. Налейте в пробирку 7 капель раствора белка.

2. Добавьте в нее 2-3 капли насыщенного раствора ацетата свинца (CH3COO)2Pb.

3. Добавьте в пробирку 3 мл воды.

Наблюдения:

1. Наблюдается ли помутнение раствора?

2. Что происходит с осадком при добавлении воды?

Выводы:

1. Как называется данный вид осаждения?

2. Какая структура белков изменятся под действием солей тяжелых металлов?

3. Какие внешние факторы вызывают данный вид осаждения?

4. С какой целью при отравлении солями тяжелых металлов рекомен-дуют употреблять в пищу молоко и сырые яйца?

 


Список используемой литературы

(Автор(-ы) книги (статьи), название книги (статьи) // название изда-тельства (для статьи – название журнала), год издания книги (для статьи – год выпуска, номер журнала), количество страниц в книге (для статьи – номера страниц).

ОБРАЗЕЦ оформления ссылки на статью

Дупленко Ю.К. Старение: очерки развития проблемы // Химия и жизнь XXI век. 2000. № 10. С. 45–48.

ОБРАЗЕЦ оформления ссылки на книгу

Исикава Н.Р., Кобаяси Е.Н. Фтор: химия и применение. М.: «Мир». 1982. 298 с.

Приложения

При необходимости в приложении приводят дополнительную инфор-мацию, которую представляют в виде таблицы. В тексте обязательно должна быть ссылка на приведенные табличные данные. Приложения раз-мещают после списка литературы и нумеруют в соответствии с порядком упоминания в тексте.

 

 

Лабораторная работа № 1 (4 ч.)

Тема: Основные классы неорганических соединений

Цель: ознакомиться со свойствами и методами получения оксидов, кислот, солей, оснований, а также проследить генетическую связь между классами неорганических соединений.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Неорганические вещества в зависимости от состава и свойств делятсяна следующие основные классы:


Простые вещества состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.

Сложные вещества (или химические соединения) состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.

 

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Классификация. Несолеобразующие (CO, N2O, NO) и солеобразующие.

Солеобразующие оксиды: основные (Na2O; MgO; CuO), амфотерные (ZnO; Al2O3; Cr2O3); SnO2) и кислотные (SO2; SO3; P2O5; Mn2O7; CrO3).

Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид - анионы OH-).

Классификация. Растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые. Амфотерные основания проявляют также свойства слабых кислот.

 

Кислоты –сложные вещества, состоящие из атомов водорода и ки­слотного остатка (с точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты - электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов об­разуют только H+).

Классификация. По составу: бескислородные и кислородсодержащие; по числу атомов водорода, способных замещаться на металл: одно-, двух-, трёхосновные.

Таблица 1

Последнее изменение этой страницы: 2016-03-22; Просмотров: 69; Нарушение авторского права страницы


lektsia.com 2007 - 2017 год. Все права принадлежат их авторам! (0.16 с.) Главная | Обратная связь