Общие правила работы в химической лаборатории

Лабораторные работы проводят в специально оборудованной химической лаборатории. При работе в лаборатории необходимо знать и строго соблюдать установленные правила. Работать разрешается только после ознакомления с правилами по технике безопасности и правилами работы в химической лаборатории.

1. Рабочее место содержите в чистоте и порядке, не загромождайте его посторонними предметами.

2. Не допускайте попадания химических реактивов на кожу и одежду. Нельзя брать вещества руками и пробовать на вкус

3. Не уносите на свои рабочие места реактивы общего пользования. Если нет указаний по дозировке реактивов для данного опыта, то берите их в минимальном количестве.

4. Запрещается пользоваться реактивами без этикеток или с сомнительными этикетками.

5. Во всех опытах используйте дистиллированную воду. Сухие реактивы берите только чистым шпателем. Не путайте пробки от склянок с различными реактивами. Излишки реактивов не высыпайте и не выливайте в склянки, из которых они взяты.

6. Особую осторожность соблюдайте при работе ядовитыми и вредными веществами, с концентрированными кислотами и щелочами. Работать с ними следует в вытяжном шкафу.

7. При нагревании жидкости в пробирке необходимо держать ее так, чтобы в случае разбрызгивания жидкость не попала на самого экспериментатора и рядом работающих студентов, т.е. отверстие пробирки должно быть направлено в сторону от себя и то­варищей. Лучше всего направить его на стенку вытяжного шка­фа. Не забывайте пользоваться при этом держателем.

8. После опытов остатки реактивов сливайте в раковину после разбавления водой. Металлы собирайте в отведенную для этого склянку. Остатки агрессивных и дорогостоящих реактивов собирайте в специальные склянки.9. Не трогайте, не включайте и не выключайте без разрешения рубильники и электрические приборы.

10. В лаборатории соблюдайте тишину, не занимайтесь посторонними делами, не проводите опыты, не относящиеся к данной лабораторной работе и не описанные в методическом указании.

Студентам следует заранее готовиться к лабораторному занятию. Выполнению лабораторной работы предшествует собеседование с преподавателем. Подготовку рекомендуется начинать с изучения теоретического материала, относящегося к данной работе. Необходимо твердо усвоить основные теоретические положения, законы и их математические выражения.

Перед выполнением работы следует ознакомиться с методикой проведения эксперимента, изучить принцип действия приборов и установок, понять цель работы. При выполнении лабораторной работы внимательно следите за ходом опыта.. После окончания работы необходимо вымыть посуду, привести в порядок рабочее место.

После выполнения лабораторной работы студент должен оформить отчет и сдать его преподавателю.

Отчет должен содержать следующие сведения:

1. Название работы и дату ее выполнения.

2. Цель работы.

3. Номер и название опыта.

4. Краткое описание хода работы с указанием условий проведения опыта.

5. Рисунки и схемы используемых приборов.

6. Наблюдения и уравнения реакций.

7. Расчеты, таблицы, графики.

8. Выводы.

В большинстве лабораторных работ необходимо проводить расчеты. Следует иметь в виду, что излишняя точность в расчетах, значительно превышающая экспериментальную погрешность, не повышает точность результата. Для числовых значений рассчитываемых величин достаточно 3-4 значащие цифры (число знаков, стоящих после предшествующих им нулей). Число значащих цифр не следует путать с числом знаков после запятой. Так в числах: 101, 3; 21, 73; 0, 4385; 0, 004500 имеется четыре значащих цифры. В расчетах принято указывать значащие цифры и в том случае, когда это нули, стоящие в конце числа. Поэтому правильной будет запись с точностью до чет­вертой значащей цифры - 0, 2500, а не 0, 25.

При обработке результатов следует определять абсолютную и отно­сительную ошибку измерения данной величины.

Абсолютная ошибка показывает, на сколько данная измеряемая величина больше или меньше истинной величины

Отношение абсолютной ошибки к истинной величине, умноженное на 100 %, дает относительную ошибку определения (в процентах) или погрешность:

Первая помощь при несчастных случаях

В лаборатории бывают случаи, требующие неотложной медицинской помощи, - порезы рук стеклом, ожоги горячими предметами, кислотами, щелочами. В особо серьезных случаях необходимо обратиться к врачу.

Для оказания первой помощи в лаборатории имеется аптечка.

1. При ранении стеклом удалите осколки из раны, смажьте

края раны раствором йода и перевяжите бинтом.

2. При ожоге рук или лица реактивом смойте реактив большим количеством воды, затем либо разбавленной уксусной кислотой (в случае ожога щелочью), либо раствором соли (в случае ожога кислотой), а затем опять водой.

3. При ожоге горячей жидкостью или горячим предметом обожженное место обработайте свежеприготовленным раство­ром перманганата калия, смажьте обожженное место мазью от ожога или вазелином. Можно присыпать ожог содой и забинто­вать.

4. При химических ожогах глаз обильно промойте их водой, используя глазную ванночку, а затем обратитесь к врачу.

 

Лабораторная работа 1

 

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ. СПОСОБЫ РАЗДЕЛЕНИЯ ВЕЩЕСТВ

Цель работы: получение и изучение химических свойств оксидов, гидроксидов, кислот и оснований, генетической связи между классами неорганических соединений; изучение принципов разделения веществ

 

 

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Классификация неорганических веществ прошла долгий путь развития.

Химические элементы делятся в первую очередь на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Многие элементы в соответствии с периодическим законом проявляют одновременно свойства металла и неметалла. Такие элементы называют амфотерными.

Форму существования химических элементов в свободном виде классифицируют как простые (одноэлементные) вещества.

Классификация сложных (двух - или многоэлементных) веществ может быть основана на различных признаках веществ и может использовать различные принципы.

Например, классификация веществ по химической природе опирается на наличие в соединении самого распространенного в природе элемента – кислорода. Наиболее известной и удобной классификацией сложных веществ является разделение их по химическим свойствам. По этому признаку вещества делятся на оксиды, основания, кислоты, соли (схема 1).

 

1. Оксиды - первый тип сложных веществ. Общая формула оксидов Э_хО_y. Среди оксидов различают солеобразующие и несолеобразующие. Примером несолеобразующих оксидов служат SiO, N₂O, NO. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные, амфотерные.

Основные оксиды образованы типичными металлами и неметаллическими элементами в низкой степени окисления. Если оксид образован элементом с постоянной степенью окисления его называют оксидом: Na₂O- оксид натрия. Если оксид образован элементом с переменной степенью окисления его называют оксидом и в скобках указывают степень окисления элемента:

Cu₂O-оксид меди (I), CuO-оксид меди (II).

Характерным свойством основных оксидов является их взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

K₂O+2HCl=2KCl+H₂O

Некоторые основные оксиды (щелочных и щелочно-земельных металлов) легко взаимодействуют с водой:

BaO+H₂O=Ba(OH)₂

Для основных оксидов характерна и реакция с кислотными оксидами: CaO+CO₂=CaCO₃

Кислотные оксиды образованы неметаллическими элементами и металлами в высокой степени окисления (более 4). Например: SO₃, Mn₂O₇, CrO₃, P₂O₅. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:

SO₃+2KOH=K₂SO₄+H₂O

Mn₂O₇+2NaOH=2NaMnO₄+H₂O

Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислот:

N₂O₅+H₂O=2HNO₃

 

Кислотные оксиды образуют соли в реакции с основными оксидами:

SO₂+K₂O=K₂SO₃

 

К амфотерным оксидам относятся Al₂O₃, ZnO, BeO, PbO, SnO, PbO₂, SnO₂, Cr₂O₃, MnO₂, TiO₂ и некоторые другие вещества. Они взаимодействуют и с кислотами и со щелочами, образуя соль и воду:

 

SnO+2HCl=SnCl₂+H₂O

SnO+2NaOH=Na₂SnO₂+H₂О

 

2.Основания - это гидраты (продукты присоединения воды) основных оксидов. Их делят на растворимые и нерастворимые в воде. Если гидроксид образован металлом с постоянной степенью окисления, то его называют гидроксид металла: КОН-гидроксид калия.

Если металл проявляет постоянную степень окисления, то при названии его гидроксида указывают степень окисления металла:

Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III)

Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II)

Растворимые в воде гидроксиды (щелочи) получают при взаимодействии оксидов с водой:

Li₂O+H₂O=2LiOH

Щелочи могут быть получены при действии металлов на воду:

 

2К+2Н₂О=2КОН+Н₂↑

Нерастворимые основания получают только косвенным путем – взаимодействие солей соответствующих металлов с растворами щелочей: NiSO₄+2NaOH=Ni(OH)₂↓ +Na₂SO₄

 

Характерным свойством гидроксидов является взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

2NaOH+H₂SO₄=Na₂SO₄+2H₂O

Mg(OH)₂+2HNO₃=Mg(NO₃)₂+2H₂O

 

Щелочи взаимодействуют также с кислотными оксидами и солями:

2KOH+CO₂=K₂CO₃+H₂O

Ca(OH)₂+K₂SO₄=CaSO₄↓ +2KOH

 

Нерастворимые основания подвергаются термическому разложению:

2Al(OH)₃ → Al₂O₃+3H₂O

Среди нерастворимых гидроксидов встречаются амфотерные, взаимодействующие не только с кислотами, но и со щелочами:

Pb(OH)₂+3HNO₃=Pb(NO₃)₂+2H₂O

Pb(OH)₂+2NaOH=Na₂[Pb(OH)₄]

 

3.Кислоты - являются гидратами кислотных оксидов, большинство из них и получается взаимодействием оксидов с водой:

 

SO₃+H₂O=H₂SO₄

P₂O₅+3H₂O=2H₃PO₄

Характерным для кислот является взаимодействие с гидроксидами, сопровождающиеся образованием соли и воды:

 

HCl+KOH=KCl+H₂O

3H₂SO₄+2Fe(OH)₃=Fe₂(SO₄)₃+6H₂O

 

Кроме того кислоты взаимодействуют с металлами, основными и амфотерными оксидами и солями:

2HCl+Fe=FeCl₂+2H₂↑

2H₃PO₄+3Na₂O=2Na₃PO₄+3H₂O

H₂SO₄+BaCl₂=BaSO₄↓ +2HCl

 

Кислоты классифицируют по составу: кислородосодержащие и бескислородные и по основности: одноосновные, двухосновные и многоосновные. Под основностью кислоты понимают число атомов водорода, способные заместиться атомами металла. Чаще основность кислоты совпадает с количеством атомов водорода, входящих в состав кислоты. Однако в некоторых кислотах не все атомы водорода способны заместиться на металл. Например: H₃PO₄ – фосфористая кислота имеет два атома водорода, способные заместиться на металл, поэтому она двухосновная, уксусная кислота CH₃COOH является одноосновной.

Бескислородные кислоты получают синтезом из простых веществ или вытеснением из их солей:

H₂+Cl₂=2HCl

2FeS+2HCl=FeCl₂+H₂S

 

Кислородосодержащие кислоты можно получить взаимодействие оксидов с водой или вытеснением из солей:

N₂O₅+H₂O=2HNO₃

Ca₃(PO₄)₂+3H₂SO₄=3CaSO₄+2H₃PO₄

 

4.Наиболее сложными среди неорганических соединений являются соли. Они очень разнообразны по составу. Их делят на средние, кислые, основные, двойные, комплексные, смешанные.

Молекулы средних солей содержат только катионы металла и анионы кислотного остатка: NaCl, Al₂(SO₄)₃, K₂CO₃.

В молекулах кислых солей содержатся атомы водорода: Ca(H₂PO₄)₂, Al(HCO₃)₃, а в молекулах основных солей гидроксогруппы: CuOHCl, Zn(OH)NO₃.

Двойные соли содержат катионы разных металлов: K₂CuCl₄.

Комплексные соли содержат комплексные катионы или анионы:

K₄[Fe(CN)₆], [Cu(NH₃)₄]SO₄, [Cu(NH₃)₄]SO₄.

Название средних солей (табл.1)складывается из названия кислотного остатка и металла с указанием его степени окисления: Al₂(SO₄)₃ – сульфат алюминия (III), FeCl₃ – хлорид железа (III), Fe(NO₃)₂ – нитрат железа (II).

В название кислой соли добавляется приставка “гидро”: NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия, FeH₂PO₄ – дигидрофосфат железа (III).

В названии основных солей присутствует приставка “гидроксо”: AlOHSO₄- сульфат гидроксоалюминия, CuOHCl – хлорид гидроксомеди.

Двойные соли называют так же, как и средние: KFe(SO₄)₂ – сульфат калия- железа.

В соответствии с многообразием солей способов их получения множество, но наиболее общими являются следующие:

1. Взаимодействие металла с неметаллом:

2Na+Cl₂=2NaCl

2. Взаимодействие металла с кислотой:

Zn+H₂SO₄=ZnSO₄+H₂↑

3. Взаимодействие металла с раствором соли:

Cu+Hg(NO₃)₂=Cu(NO₃)₂+Hg

4. Взаимодействие основного оксида с кислотой:

Na₂O+2HNO₃=2NaNO₃+H₂O

1. Взаимодействие кислотного оксида со щелочью:

CO₂+Ca(OH)₂=CaCO₃↓ +H₂O

2. Взаимодействие кислоты с основанием:

2HCl+Ba(OH)₂=BaCl₂+2H₂O

3. Взаимодействие кислоты с солью:

HCl+AgNO₃=AgCl↓ +HNO₃

4. Взаимодействие щелочи с солью:

CuSO₄+2KOH=K₂SO₄+H₂O

5. Взаимодействие между солями:

K₂CrO₄+Pb(NO₃)₂=PbCrO₄+2KNO₃

6. Взаимодействие основных и кислотных оксидов:

Na₂O+SO₃=Na₂SO₄

Соль взаимодействует с кислотами, щелочами, друг с другом в растворенном и расплавленном состоянии, многие подвергаются термическому разложению:

K₂SO₃+2HCl=2KCl+H₂O+SO₂↑

MnCl₂+2NaOH=Mn(OH)₂+2NaCl

AgNO₃+KCl=AgCl↓ +KNO₃

t

CaCO₃→ CaO+CO₂↑

Таблица 1.

⇐ Предыдущая12345678Следующая ⇒

Поделиться:

Популярное:

1. II. Основные принципы и правила служебного поведения государственных служащих
2. III. Правила этики государственных служащих Томской области
3. VI. ПРАВИЛА РАДИООБМЕНА ПРИ АВАРИЙНОЙ
4. XI. Правила применения семафоров
5. Баскетбол – основные правила.
6. В здании лаборатории сельхозмашин по адресу ул. Киренского, 2, строение 1
7. В своём реферате я расскажу о развитии волейбола в мире и в нашей стране, о правилах этой игры, о её технике и тактике.
8. В1: Международные правила (стандарты) аудита.
9. Виды поощрений и правила их использования
10. Войсковой прибор химической разведки (ВПХР).
11. Вопрос 72 Состав земель нп и зонирование территорий. Правила землепользования и застройки. Градостроительный регламент.
12. Вопрос. Общие правила совершения исполнительных действий.