Студопедия

Главная страница Случайная страница

КАТЕГОРИИ:

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника






лабораторной работы № 03

Методические указания по проведению

Дисциплина: Химия

Тема: Испытание растворов кислот индикаторами. Взаимодействие металлов с

кислотами. Взаимодействие кислот с оксидами металлов. Взаимодействие

кислот с основаниями. Взаимодействие кислот с солями.

 

Продолжительность: 2 часа

Для специальностей: технического профиля

Автор: Чудинова Л.Е.

 

 

 

 

Тема: Испытание растворов кислот индикаторами. Взаимодействие металлов с кислотами.

Взаимодействие кислот с оксидами металлов. Взаимодействие кислот с основаниями.

Взаимодействие кислот с солями.

 

Цели работы: 1.Закрепляем и углубляем знания об испытании растворов кислот индикаторами.

Взаимодействии металлов с кислотами. Взаимодействии кислот с оксидами

металлов. Взаимодействии кислот с основаниями. Взаимодействии кислот с

солями.

2. Вырабатываем умение логически последовательного изложе­ния материала.

3. Формируем навык оформления лабораторной работы по стандарту.

 

Теоретические основы:

 

Действие растворов кислот на индикаторы.

 

Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет, индикатор метиловый оранжевый – тоже в красный цвет.

В растворах некоторых солей (таких как хлорид натрия, сульфат калия, нитрат кальция) среда нейтральная - как в чистой воде. Но очень многие соли не просто растворяются в воде, а реагируют нею примерно так же, как это происходит со слабыми кислотами или основаниями. При этом среда становится кислотной (например, в растворах таких солей как хлорид алюминия, сульфат цинка) или щелочной (в случае растворов сульфида калия, карбоната натрия, фторида натрия). Это явление называется гидролизом.

Существуют различные методы определения концентрации ионов водорода и рН раствора. Один из простейших основан на использовании кислотно-основных индикаторов. В качестве индикаторов используют некоторые органические кислоты и основания, которые резко меняют свою окраску при изменении рН раствора.
Так, индикатор фенолфталеин, состоящий из трех бензольных колец, присоединенных к атому углерода, и еще одного пятичленного кольца с атомом кислорода, представляет собой слабую кислоту, не обладающую цветом в слабоосновной и кислотной средах при рН < 8, 1. В более основной среде при рН > 9, 6 у атома кислорода пятичленного кольца молекулы фенолфталеина связь разрушается и образуется группа –СОО, при этом окраска индикатора становится красно-малиновой.
В некотором промежутке значений рН в растворе обе формы молекулы индикатора находятся в равновесии, вследствие чего окраска раствора промежуточная. Область значений рН, в которой совершается переход одной формы индикатора в другую и отмечается изменение его окраски, – это интервал рН перехода окраски индикатора, или, как говорят, интервал перехода индикатора. Обычно подбирают индикатор по возможности с более узким интервалом перехода.
Ниже приведены наиболее употребляемые индикаторы, их окраска в кислотной и основной средах и интервалы перехода.

 

Примечание. Индикатор фенолфталеин можно купить в аптеке, его продают как слабительное средство (пурген).

В качестве индикаторов можно использовать соки растений, их плодов и цветов. Далее в таблице приведена их окраска в натуральном виде и в кислотной и щелочной средах.

Растение Окраска
обычная в кислотной среде в щелочной среде
Гортензия Бледно-фиолетовая Розовая Желтая
Фуксия Фиолетовая Kрасная Оранжево-желтая
Ноготки Оранжевая Оранжевая Оранжевая
Роза Розовая Розовая Желтая
Настурция Оранжевая Оранжево-красная Желтая
Ежевика Черная Kрасная Зеленая
Черная смородина Темно-красная Kрасная Зеленая
Черника Темно-красная Kроваво-красная Изумрудно- зеленая
Земляника Kрасная Kрасная Зеленовато- желтая

 

Было предпринято много попыток дать определение кислоты, которое бы позволяло раз и навсегда относить данное вещество к классу кислот. Наиболее успешной оказалась такая попытка (1923) датского физикохимика Й.Н.Брёнстеда:

Кислоты – это вещества, отдающие в реакциях ионы водорода.

Кислоты - это сложные химические вещества, которые содержат атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов и образовавать соли.
Кислоты различаются по основности: Основность определяется количеством атомов водорода, входящим в их состав. По числу отщепляющихся ионов водорода кислоты бывают одноосновные, двухосновные и трехосновные.

Классификация кислот по числу атомов водорода

  К И С Л О Т Ы  
Одноосновные Двухосновные Трехосновные
HNO3 азотная HF фтороводородная HCl хлороводородная HBr бромоводородная HI иодоводородная H2SO4 серная H2SO3 сернистая H2S сероводородная H2CO3 угольная H2SiO3 кремниевая H3PO4 фосфорная


Кислоты разделяют также на кислородосодержащие и не содержащие кислород.

Например, соляная - HCl - не содержит атомов кислорода, а H2СO3 - угольная - содержит 3 атома кислрода и является кислородосодержащей.

 

Классификация кислот по составу

 

Кислородсодержащие кислоты Бескислородные кислоты
H2SO4 серная кислота H2SO3 сернистая кислота HNO3 азотная кислота H3PO4 фосфорная кислота H2CO3 угольная кислота H2SiO3 кремниевая кислота HF фтороводородная кислота HCl хлороводородная кислота (соляная кислота) HBr бромоводородная кислота HI иодоводородная кислота H2S сероводородная кислота


Взаимодействие кислот с металлами. Как мы видим из предыдущего примера, для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут практически всегда).

Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, ртуть и некоторые другие металлы с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.

кислота   металл   соль    
HCl + Hg = не образуется    
2 HCl   2 Na = 2 NaCl + H2­
H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2­

По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.

Металлы, которые вытесняют водород из кислот Металлы, которые не вытесняют водород из кислот
K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) самые активные металлы Cu Hg Ag Pt Au самые неактивные металлы ®

Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать даже с металлом из левой части табл. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H+.

Например, кислоты растений (яблочная, лимонная, щавелевая и т.д.) являются слабыми кислотами и очень медленно реагируют с такими металлами как цинк, хром, железо, никель, олово, свинец (хотя с основаниями и оксидами металлов они способны реагировать).

С другой стороны, такие сильные кислоты как серная или соляная (хлороводородная) способны реагировать со всеми металлами из левой части табл.

В связи с этим существует еще одна классификация кислот – по силе. В таблице в каждой из колонок сила кислот уменьшается сверху вниз.

 

Классификация кислот на сильные и слабые кислоты

 

Сильные кислоты Слабые кислоты
HI иодоводородная HBr бромоводородная HCl хлороводородная H2SO4 серная HNO3 азотная HF фтороводородная H3PO4 фосфорная H2SO3 сернистая H2S сероводородная H2CO3 угольная H2SiO3 кремниевая

 

H2SO4 +Zn = ZnSO4 + H2 - образуется соль и выделяется водород;
В зависимости от концентрации самой кислоты получаются различные продукты химической реакции.
Например, 2H2SO4 + Cu = CuSO4 + SO2 +2H2O - в этом случае серная кислота - концентрированная.

 

Разбавленная - на медь (Cu) никак не действует.

 

** Следует помнить, что в реакциях кислот с металлами есть одно важное исключение. При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Это связано с тем, что азотная кислота содержит в своей молекуле сильный окислитель – азот в степени окисления +5. Поэтому с металлами в первую очередь реагирует более активный окислитель N+5, а не H+, как в других кислотах. Выделяющийся все же в каком-то количестве водород немедленно окисляется и не выделяется в виде газа. Это же наблюдается и для реакций концентрированной серной кислоты, в молекуле которой сера S+6 также выступает в роли главного окислителя. Состав продуктов в этих окислительно-восстановительных реакциях зависит от многих факторов: активности металла, концентрации кислоты, температуры. Например:

 

Cu + 4 HNO3(конц.) =Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

 

3 Cu + 8HNO3(разб.) = 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

 

8 K + 5 H2SO4(конц.) = 4 K2SO4 + H2S + 4 H2O

 

3 Zn + 4 H2SO4(конц.) = 3 ZnSO4 + S + 4 H2O

 

Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует с концентрированными (т.е. безводными) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой.

Эти металлы – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления (пассивируются). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных.

Это обстоятельство используют в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в железных бочках.

 

Взаимодействие кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды – ближайшие родственники оснований – с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:

кислота   оксид   соль   вода
2 HCl + CaO = CaCl2 + H2O
2 H3PO4 + Fe2O3 = 2 FePO4 + 3 H2O

Как и в случае реакций с основаниями, с основными оксидами кислоты образуют соль и воду.

Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации.

Например, фосфорную кислоту используют для очистки железа от ржавчины (оксидов железа). Фосфорная кислота, убирая с поверхности металла его оксид, с самим железом реагирует очень медленно. Оксид железа превращается в растворимую соль FePO4, которую смывают водой вместе с остатками кислоты.

 

Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция, как вы уже знаете, называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода. Например:

кислота   основание   соль   вода
H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2 H2O
H3PO4 + Fe(OH)3 = FePO4 + 3 H2O
2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2 + 6 H2O

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями – такими как NaOH и KOH:

Взаимодействие кислот с солями: Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок.

 

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + CO2­ + H2O 2H+ + CO32– = CO2­ + H2O

 

СaCl2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HCl Сa2+ + SO42-  = CaSO4

 

Основные соли при действии кислот переходят в средние:

 

FeOHCl + HCl =  FeCl2 + H2O.

 

Средние соли, образованные многоосновными кислотами, при взаимодействии с ними образуют кислые соли:

 

Na2SO4 + H2SO4 = 2NaHSO4.

 

Входной контроль:

Отвечаем на вопросы:

1. Какой цвет имеет раствор кислоты в присутствии индикатора (лакмус, метиловый оранжевый).

2. Какая кислота содержится в желудке человека и потому используется в медицине?

3. Какие кислоты вы знаете в быту?

 

Ход выполнения работы:

Опыт №1

Испытание растворов кислот индикаторами. Взаимодействие металлов с кислотами.

Взаимодействие кислот с оксидами металлов.

Оборудование и реактивы: лабораторный штатив с лапкой, штатив с пробирками, индикаторы, соляная кислота (HCL), цинк (Zn), оксид магния (MgО).

В первую пробирку наливаем соляную кислоту, добавляем 1-2 капли раствора лакмуса.

Наблюдаем за тем, что происходит.

Во вторую пробирку наливаем соляную кислоту, кладём кусочек цинка.

Наблюдаем за тем, что происходит. Записываем уравнение реакции.

HCL + Zn =…

 

В третью пробирку наливаем соляную кислоту, насыпаем небольшое количество оксида магния и перемешиваем.

Наблюдаем за тем, что происходит. Записываем уравнение реакции.

HCL + MgО = …

Опыт№2

Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации). Взаимодействие кислот с солями.

Оборудование и реактивы: лабораторный штатив с лапкой, штатив с пробирками, соляная кислота (HCL), гидроксид натрия (NaOH), нитрат серебра (АgNО3), индикаторы.

 

В первую пробирку наливаем соляную кислоту, добавляем несколько капель фенолфталеина. С помощью пипетки к раствору малинового цвета добавляем по каплям 1 мл раствора гидроксида натрия. Наблюдаем за тем, что происходит. Записываем уравнение реакции.

HCL + NaOH = …

Во вторую пробирку наливаем соляную кислоту, добавляем 1 мл раствора нитрата серебра (АgNО3). Наблюдаем за тем, что происходит. Записываем уравнение реакции.

HCL + АgNО3 = …

 

Выходной контроль:

Выполняем задание:

Составляем химические формулы кислот, соответствующие следующим оксидам:

N2O3 СО2 Р2О5 SiO2 SO2 NO СО SO3

Содержание отчёта:

Сделайте общий вывод в соответствии с целями, поставленными перед вами в этой работе.

Список литературы:

1. О.С. Габриелян, И.Г. Остроумова «Химия» [текст]: - учебник для профессий и специальностей Технического профиля. Москва, Издательский дом «Академия», 2012 г.

2. Габриелян О.С. Химия в тестах, задачах, упражнениях: учеб. пособие для студ. сред. проф. учебных заведений / О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова – М., 2006.

3. Габриелян О.С. Практикум по общей, неорганической и органической химии: учеб. пособие для студ. сред. проф. учеб. заведений / Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Дорофеева Н.М. – М., 2007.

4. Ерохин Ю.М. Химия: учебник для средне профессиональных учебных заведений, 4-е изд. М.: Издательский Центр Академия, 2004-384 с.

5. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия: органическая химия: учебник для 10 кл. ОУ, 8-е изд. М. Просвещение, 2001, 160 с.

6. www.twirpx.com - Учебные материалы.

7. www.amgpgu.ru - Лекционный курс.

8. www.uchportal.ru – Учительский портал.

9. https://o5-5.ru – 5 и 5 Учебный материал.

 

<== предыдущая лекция | следующая лекция ==>
можу працювати краще | Результаты исследования показателей результатов бега на 500 метров экспериментальной и контрольной групп до и после эксперимента ( ± ).
Поделиться с друзьями:

mylektsii.su - Мои Лекции - 2015-2024 год. (0.019 сек.)Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав Пожаловаться на материал