Оказание первой помощи в лаборатории

1. При ожоге кислотами необходимо промокнуть фильтровальной бумагой или полотенцем обожженное место и промыть 2 %-м раствором соды (NaHCO₃), затем перевязать бинтом.

2. При ожогах щелочью смыть обожженное место вначале теплой водой, затем 2 %-м раствором уксусной или борной кислоты, смазать борным вазелином или 5 %-м раствором перманганата калия и перевязать бинтом.

3. При термическом (тепловом) ожоге необходимо смочить обожженное место раствором перманганата калия или раствором соды и перевязать бинтом.

4. При ранении стеклом необходимо удалить кровь с пореза ватой, смоченной спиртом или раствором перманганата калия, смазать рану йодом и перевязать бинтом.

Оформление отчета лабораторной работы

Отчеты по лабораторной работе студент оформляет индивидуально на отдельных листах или в тетради (по указанию преподавателя).

Запись должна быть аккуратной, разборчивой и содержать следующие сведения:

– дату выполнения работы и ее название;

– цель работы;

– перечень необходимых реактивов, посуды, вспомогательных материалов, измерительных приборов (по указанию преподавателя);

– номер и название опыта;

– краткое, но ясное описание опыта (по указанию преподавателя);

– уравнения всех происходящих в опыте реакций (с коэффициентами);

– наблюдения;

– таблицу с экспериментальными данными (с указанием единиц измерения), рисунки, схемы и графики с обозначениями;

– формулы для расчетов в общем виде и расчеты параметров
(с указанием единиц измерения);

– выводы.

Работа заканчивается представлением преподавателю отчета лабораторной работы.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ
ХИМИЧЕСКОГО ЭКВИВАЛЕНТА МЕТАЛЛА

Цель работы. Определение молярной массы эквивалентов металла по объему водорода, выделившегося при взаимодействии металла с кислотой.

Химический эквивалент Э – это реальная или условная частица вещества В, которая в данной обменной (кислотно-основной) реакции эквивалентна одному атому (иону) водорода или одному электрону е^– в окислительно-восстановительной реакции.

Фактор эквивалентности f _экв – число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества В эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции.

Величина, обратная фактору эквивалентности – число эквивалентности z_экв – показывает, сколько химических эквивалентов содержит одна формульная единица вещества:

f_экв = .

Численное значение числа эквивалентности (z_экв) для веществ, участвующих в кислотно-основных реакциях, определяют по числу принятых или отданных (замещенных) протонов (ионов водорода Н⁺), а в окислительно-восстановительных реакциях – по числу принятых или отданных электронов е^–.

Например, при взаимодействии магния с разбавленной серной кис-лотой протекает реакция

Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂ .

В данной реакции один моль магния замещает два иона водорода в кислоте. Поэтому f_экв(Mg) = ½, роль эквивалента магния будет выполнять частица, соответствующая ½ атома магния.

Масса одного моля эквивалентов называется молярной массой эквивалентов М_экв (г/моль):

М_экв(В) = f_экв·М(В) = .

В рассмотренной реакции M_экв(Мg) и М_экв(Н₂SO₄) будут иметь следующие значения:

M_экв(Мg) = ½ М(Mg) = ½ · 24, 3 = 12, 15 г/моль,

М_экв(Н₂SO₄) = ½ М(H₂SO₄) = ½ · 98 г/моль = 49 г/моль.

Например, при взаимодействии фосфорной кислоты Н₃РО₄ и гидроксида калия КОН в зависимости от их соотношения реакция может протекать с образованием различных продуктов:

а) Н₃РО₄ + КOH = КH₂PO₄ + H₂O

При соотношении кислоты и основания 1: 1 фактор эквивалентности фосфорной кислоты f_экв равен 1, так как только один ион водорода Н⁺ в кислоте замещается на ион металла, т.е. кислота ведет себя как одноосновная. Роль химического эквивалента будет выполнять реальная частица – молекула фосфорной кислоты.

Молярная масса эквивалентов фосфорной кислоты:

М_экв(Н₃РО₄)= f_экв · М(Н₃РО₄) = 98 г/моль;

б) Н₃РО₄  + 2 КОН = К₂НРО₄ + 2 Н₂О

При соотношении кислоты и основания 1: 2 фактор эквивалентности фосфорной кислоты равен ½ , поскольку в данной реакции кислота ведет себя как двухосновная, а эквивалентом кислоты в данной реакции будет условная частица – ½ молекулы кислоты Н₃РО₄.

Молярная масса эквивалентов фосфорной кислоты:

М_экв(Н₃РО₄)= f_экв·М(Н₃РО₄) = ½ · 98 = 49 г/моль;

в) Н₃РО₄  + 3 КОН = К₃РО₄ + 3 Н₂О.

При соотношении кислоты и основания 1: 3 фактор эквивалентности фосфорной кислоты равен ¹/₃, поскольку в данной реакции кислота ведет себя как трехосновная, а эквивалентом кислоты в данной реакции будет условная частица – ¹/₃ молекулы кислоты Н₃РО₄.

Молярная масса эквивалентов фосфорной кислоты:

М_экв(Н₃РО₄)= f_экв·М(Н₃РО₄) = ¹/₃ · 98 = 32, 67 г/моль.

Фактор эквивалентности гидроксида калия во всех реакциях равен единице, так как только одна гидроксильная группа ОН^– в этом основании может замещаться на кислотный остаток, а роль эквивалента будет выполнять реальная частица – молекула КОН.

Фактор эквивалентности гидроксида калия: f_экв(КОН) =1.

Молярная масса эквивалентов гидроксида калия:

М_экв(КОН)= f_экв·М(КОН) = 1 · 56 = 56 г/моль.

Зная массу вещества и молярную массу эквивалентов этого вещества, можно определить количество вещества эквивалентов (число моль эквивалентов данного вещества):

.

Для веществ, находящихся в газообразном состоянии, можно определить эквивалентный объем V_экв (В).

Эквивалентный объем газа (В) равен произведению фактора эквивалентности на молярный объем (V_m)

V_экв(В) = f_экв(В)V _m .

Эквивалентный объем зависит от свойств и состава газа, участвующего в реакции, и измеряется в л/моль, например, для газообразных водорода и кислорода:

V_экв(Н₂) = ½ ·22, 4 л/моль = 11, 2 л/моль,

V_экв(О₂) = ¹/₄·22, 4 л/моль = 5, 6 л/моль.

Для выполнения расчетов, связанных с взаимодействием различных веществ, используют закон эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом в эквивалентных соотношениях:

n_экв(А) = n_экв(В),

  или ,

где m(A) и m(B) – массы реагирующих веществ.

Если одно из веществ находится в газообразном состоянии, то его количество выражают в объемных единицах, тогда согласно закону эквивалентов:

или .

Экспериментальная часть

Для измерения объема водорода, выделившегося в результате взаимодействия металла с серной кислотой, используют эвдиометр (рис. 1). Прибор состоит из двух бюреток, соединенных между собой резиновым шлангом. Бюретка закрыта пробкой с газоотводной трубкой, соединяющая ее с пробиркой, в которой будет проводиться химическая реакция.

 

Рис. 1. Эвдиометр:

1 – бюретка 1; 2 – бюретка 2; 3 – пробирка;
4 – штатив; 5 – резиновый шланг

 

Выполнение опыта

1. Налейте в пробирку с помощью мерного цилиндра 4–5 мл серной кислоты H₂SO₄.

2. Получите у преподавателя навеску металла (завернутую в фильтровальную бумагу).

3. Поддерживая пробирку в наклонном положении, не разворачивая навеску из фильтровальной бумаги, поместите ее на стенку у отверстия пробирки.

4. Осторожно, но плотно закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой и укрепите пробирку в лапке штатива.

5. Проверьте прибор на герметичность. Для этого переместите бюретку 2 вместе с лапкой штатива на 5–10 см выше, чем уровень воды в бюретке 1.

6. Если по истечении 30 секунд уровень воды в бюретках остается постоянным, прибор герметичен.  

7. Верните бюретку 2 в положение так, чтобы уровень воды в бюретках 1 и 2 был одинаков.

8. Отметьте уровень в бюретке 1 по нижнему мениску воды. При этом положение мениска жидкости и глаз над поверхностью стола должны совпадать.

9. Запишите уровень воды в бюретке 1 (V, мл).

10. Осторожно выньте из лапки штатива пробирку и стряхните металл в кислоту, затем закрепите пробирку в штативе, дайте ей охладиться.

11. Приведите воду в бюретках к одинаковому уровню, опустив бюретку 2 вниз.

12. Запишите новое значение уровня воды в бюретке 1.  

В отчете приведите экспериментальные и расчетные данные:

1) масса навески металла, m (г);

2) уровень воды в бюретке до опыта, V₁ (мл);

3) уровень воды в бюретке после опыта, V₂ (мл);

4) объем выделившегося водорода, = V₂ – V₁, (мл);

5) температура, К;

6) атмосферное давление, р_атм (мм рт.ст.);

7) давление насыщенного водяного пара, (мм рт.ст.);

8) парциальное давление водорода в смеси, = р_атм – ;

9) объем выделившегося водорода при нормальных условиях (Т₀=273 К, р₀=760 мм рт.ст.)

, мл;

10) Экспериментальное значение молярной массы эквивалентов металла по закону эквивалентов:

, отсюда

, г/моль,

учитывая, что  11, 2 л/моль.

11) Теоретическое значение молярной массы эквивалентов ме-талла:

, г/моль.

12) Укажите, какой металл взаимодействовал с кислотой.

13) Запишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции взаимодействия металла с кислотой. Укажите признак реакции.

14) Сделайте вывод, основываясь на законе эквивалентов.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ

Цель работы. Проведение качественных опытов, раскрывающих окислительные и восстановительные свойства отдельных веществ; освоение методики составления уравнений окислительно-восстанови-тельных реакций методом электронного баланса.

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции, протекающие с изменением степени окисления одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисления (с.о.) – это условный заряд, который приписывается атому в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Численно эта характеристика может иметь положительное, отрицательное, нулевое, а также целое или дробное значение.

Основные положения теории ОВР состоят в следующем.

1. Окисление – это процесс отдачи электронов. Вещество (ион, атом, молекула), отдающее электроны, называется восстановителем. В процессе реакции восстановитель окисляется, а значение его с.о. повышается.

2. Восстановление – это процесс присоединения электронов. Вещество (ион, атом, молекула), принимающее электроны, называется окислителем. В процессе ОВР окислитель восстанавливается, а значение его с.о. понижается.

3. В замкнутой системе число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Уравнения, отражающие процессы окисления и восстановления с указанием соответствующего числа отданных и принятых электронов, называются электронными уравнениями.

4. Восстановление и окисление – два неразрывно связанных процесса: не существуют один без другого.

Типичные восстановители: почти все металлы; некоторые неметаллы (Н₂, С, Р, Si); сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в низшей степени окисления ( , , , , ,  и др.); катионы, с.о. которых может возрастать (Sn⁺², Fe⁺², Cu⁺¹,
Mn⁺², Cr⁺³ и др.).

Типичные окислители: O₂; O₃; галогены (F₂, Cl_2, Br₂, I₂); сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в высшей степени окисления ( , , , , _(конц),  и др.); катионы, с.о. которых может понижаться (Au⁺³, Fe⁺³, Hg⁺² и др.).

Если вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции оно может быть и окислителем, и восстановителем ( ,  и их соли, ,  и др.).

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса. Данный метод основан на том, что число электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем, должно быть одинаковым.

Рассмотрим реакцию, протекающую по схеме

.

Рекомендуется следующая последовательность действий.

1. Вначале в заданной схеме реакции определяют элементы, которые изменили значение с.о.:

2. Далее составляют электронные уравнения процессов окисления и восстановления, и методом наименьшего общего кратного находят дополнительные множители для процессов окисления и восстановления:

 

	6	3 1	окисление
			восстановление

 

При составлении электронных уравнений необходимо вести расчет на количество атомов элемента окислителя или восстановителя, содержащихся в одной молекуле (формульной единице) вещества.

В данном случае для K₂Cr₂O₇ расчет производится на 2Cr⁺³.

3. Затем определяют, какое вещество является окислителем, а какое – восстановителем:

NaNO₂ является восстановителем за счет атома азота, с.о. которого повышается с +3 до +5, а K₂Cr₂O₇ – окислитель за счет атома хрома, понижающего с.о. с +6 до +3.

4. Найденные множители проставляют перед формулами веществ, участвующих в процессах окисления и восстановления, учитывая стехиометрические индексы при молекулах восстановителей и окисли-телей.

5. Остальные коэффициенты подбирают в следующем порядке:

– перед соединениями, содержащими атомы металлов, которые не изменили с.о.;

– перед формулой вещества, создающего кислую или щелочную среду в растворе.

6. В последнюю очередь уравнивают число атомов водорода и кислорода: вначале водорода по воде, а затем проверяют числа атомов кислорода в левой и правой частях уравнения.

 

Различают следующие типы ОВР.

1. Межмолекулярные ОВР – это реакции, в которых элементы, изменяющие с.о., находятся в составе разных веществ.

.

2. Внутримолекулярные ОВР – это реакции, в которых атомы-окислители и атомы-восстановители входят в состав одного и того же вещества.

.

3. Реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, и окисляется, и восстанавливается.

.

Частный случай таких реакций – реакции конмутации. Это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент с разными степенями окисления, продуктом реакции является вещество с промежуточной с.о. данного элемента.

.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Окислительные свойства
перманганата калия KMnO₄ в различных средах

а) Среда кислая

Внесите в пробирку 5-7 капель 0, 1 М раствора перманганата калия KMnO₄, добавьте 1-2 капли 1М раствора серной кислоты H₂SO₄, а затем внесите с помощью микрошпателя небольшое количество кристаллического сульфита натрия Na₂SО₃. Перемешайте реакционную смесь, осторожно встряхивая содержимое пробирки.

Укажите изменение окраски раствора. Определите степени окисления всех элементов. Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, используя метод электронного баланса:

KMnO₄ + H₂SO₄ + Na₂SO₃ → K₂SO₄ + MnSO₄ + Na₂SO₄ + H₂O.

Укажите окислитель и восстановитель, рассчитайте молярные массы их эквивалентов.

б) Среда нейтральная

Внесите в пробирку 5-7 капель 0, 1 М раствора перманганата калия KMnO₄, и добавьте с помощью микрошпателя небольшое количество кристаллического сульфита натрия Na₂SО₃. Перемешайте реакционную смесь, осторожно встряхивая содержимое пробирки.

Отметьте происходящие изменения в растворе, укажите окраску образовавшегося осадка. Определите степень окисления марганца в оксиде марганца(IV)? Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты, используя метод электронного баланса:

KMnO₄ + H₂O + Na₂SO₃ → MnO₂ + Na₂SO₄ + КОН.

Рассчитайте молярную массу эквивалентов молекулы окислителя.

в) Среда щелочная

Внесите в пробирку 5-7 капель 0, 1 М раствора перманганата калия KMnO₄, добавьте 1-2 капли 1М раствора гидроксида натрия NaOH, а затем внесите с помощью микрошпателя небольшое количество кристаллического сульфита натрия Na₂SО₃. Перемешайте реакционную смесь.

Укажите изменение окраски растворов. Определите степень окисления марганца в манганатах калия K₂MnO₄ и натрия Na₂MnO₄. Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты, используя метод электронного ба-ланса:

KMnO₄ + NaOH + Na₂SO₃ → K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O.

Рассчитайте молярную массу эквивалентов молекулы окислителя.

В выводе укажите, при какой реакции среды глубина восстановления (окислительная способность) перманганата калия больше и почему. К какому типу принадлежат эти окислительно-восстановительные реакции.

Опыт 2. Окислительно-восстановительные свойства
пероксида водорода Н₂О₂

а) Внесите в пробирку 4-5 капель 0, 1 М раствора йодида калия KI, добавьте 1-2 капли 1М раствора серной кислотой H₂SO₄ (подкислите), а затем добавьте 2-3 капли концентрированного раствора пероксида водорода Н₂О₂. Отметьте наблюдаемые изменения окраски раствора.

Докажите образование свободного йода I₂, добавив в пробирку
1-2 капли крахмального клейстера – йод образует с крахмалом продукт темно-синего цвета.

Определите степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции. Составьте уравнение реакции, используя метод электронного баланса:

KI + H₂SO₄ + H₂O₂ → I₂ + K₂SO₄ + H₂O.

Укажите окислитель и восстановитель, рассчитайте молярные массы их эквивалентов.

б) Внесите в пробирку 5-7 капель 0, 1М раствора перманганата калия KMnO₄, добавьте 1-2 капли 1М раствора серной кислоты H₂SO₄ (подкислите), а затем добавьте 2-3 капли концентрированного раствора пероксида водорода Н₂О₂. Отметьте наблюдаемые изменения окраски раствора, и обратите внимание на выделение пузырьков газа.

Составьте уравнение реакции, используя метод электронного баланса:

KMnO₄ + H₂SO₄ + H₂O₂ → O₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

Чем является пероксид водорода в этой реакции?

Сделайте вывод, почему Н₂О₂ проявляет окислительно-восстано-вительную двойственность? В каких случаях Н₂О₂ является окислителем, а в каких – восстановителем?

Опыт 3. Термическое разложение бихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇

(Опыт проводится демонстрационно для всей лаборатории.)

Поместите небольшое количество кристаллического бихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇ в виде горки на керамическую плитку или в фарфоровую чашку. Нагрейте в пламени горелки стеклянную палочку и внесите ее в середину подготовленной горки. Палочку необходимо подержать несколько секунд для начала реакции. Отметьте наблюдаемые явления.

Составьте уравнение электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. Подберите коэффициенты в реакции, протекающей по схеме:

(NH₄)₂Cr₂O₇ ® Cr₂O₃ + N₂ + H₂O.

К какому типу принадлежит данная окислительно-восстановитель-ная реакция.

 

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3

⇐ Предыдущая12345678Следующая ⇒

Поделиться: