Opisy ćwiczeń laboratoryjnych z chemii. Semestr I (zimowy) Rok akademicki 2012/13

Transkrypt

1 WYDZIAŁ KSZTAŁTOWANIA ŚRODOWISKA I ROLNICTWA KIERUNEK: ROLNICTWO I ROK STUDIA NIESTACJONARNE PIERWSZEGO STOPNIA Opisy ćwiczeń laboratoryjnych z chemii Semestr I (zimowy) Rok akademicki 2012/13 Opracowała: dr Beata Załęska-Chróst

2 Harmonogram ćwiczeń w roku 2012/13, semestr I: Zjazd I Regulamin pracowni chemicznej. Przepisy BHP. Podstawowe typy reakcji chemicznych, metody otrzymywania soli. Zjazd II Sprawdzian 1 Reakcje w roztworach wodnych. Hydroliza soli. Zjazd III Analiza jakościowa. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów: Ca 2+, Cu 2+,NH 4 +, Fe 3+. Zjazd IV Sprawdzian 2 Analiza jakościowa. Reakcje charakterystyczne wybranych anionów: CO 3, PO 4 3-, NO 3 -. Zjazd V Poprawa sprawdzianu 1 lub 2 Analiza ilościowa wstęp. Przygotowywanie roztworów. Zjazd VI Sprawdzian 3 Obliczanie i pomiar ph. Zjazd VII Analiza miareczkowa. Oznaczanie zawartości NaOH w próbie. Zjazd VIII Poprawa sprawdzianów. Odrabianie i zaliczanie ćwiczeń.

3 KIERUNEK: ROLNICTWO I ROK - STUDIA NIESTACJONARNE Zagadnienia obowiązujące przy zaliczaniu ćwiczeń: Sprawdzian 1 Atom i jego budowa. Klasyfikacja związków nieorganicznych (nazewnictwo, otrzymywanie i właściwości chemiczne). Podstawowe typy reakcji chemicznych. Zapisywanie przebiegu reakcji chemicznych cząsteczkowo i jonowo np. zobojętniania, strąceniowych. Dysocjacja elektrolityczna kwasów, zasad i soli. Sprawdzian 2 Hydroliza soli (zapis cząsteczkowy i jonowy). Amfoteryczność pierwiastków i ich związków. Obliczanie ph roztworów mocnych i słabych elektrolitów. Stopień i stała dysocjacji. Bufory i ich działanie. Sprawdzian 3 Zadania rachunkowe obliczanie stężenia molowego i procentowego, przeliczanie stężeń, mieszanie roztworów. Zasady oznaczeń alkacymetrycznych. Obliczenia wynikające z analizy miareczkowej. Stopnie utleniania pierwiastków. Reakcje utleniania i redukcji. Literatura: W. Wiśniewski, H. Majkowska Chemia ogólna, nieorganiczna H. Gosiewska Materiały do ćwiczeń z chemii ogólnej i analitycznej J. Minczewski, Z. Marczenko Chemia analityczna Z. Szmal, T. Lipiec Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej

4 Przed przystąpieniem do zajęć przypomnij sobie wzory i nazewnictwo następujących związków!! Tlenki metali i niemetali WZÓR OGÓLNY: XO gdzie: X-metal w tlenkach zasadowych lub niemetal w tlenkach kwasowych Wzór Nazwa Właściwości Na 2 O tlenek sodu zasadowe K 2 O tlenek potasu zasadowe MgO tlenek magnezu zasadowe CaO tlenek wapnia zasadowe BaO tlenek baru zasadowe Al 2 O 3 tlenek glinu amfoteryczne ZnO tlenek cynku amfoteryczne PbO tlenek ołowiu (II) amfoteryczne SO 2 tlenek siarki (IV) kwasowe, bezwodnik kwasu siarkowego (IV) H 2 SO 3 SO 3 tlenek siarki (VI) kwasowe, bezwodnik kwasu siarkowego(vi) H 2 SO 4 N 2 O 3 tlenek azotu (III) kwasowe, bezwodnik kwasu azotowego (III) HNO 2 N 2 O 5 tlenek azotu (V) kwasowe, bezwodnik kwasu azotowego(v) HNO 3 CO 2 tlenek węgla (IV) kwasowe, bezwodnik kwasu węglowego CO 2 H 2 O P 2 O 5 tlenek fosforu(v) kwasowe, bezwodnik kwasu fosforowego (V) H 3 PO 4

5 Przykłady najważniejszych kwasów tlenowych i beztlenowych Wzór ogólny: HR, czyli wodór i reszta kwasowa, która w przypadku kwasów tlenowych zawiera tlen. PAMIĘTAJ! Reszta kwasowa jej wartościowość równa jest liczbie wodorów w kwasie. KWASY TLENOWE Wzór Nazwa kwasu Reszta kwasowa(anion) - nazwa H 2 SO 3 kwas siarkowy (IV) SO 3 H 2 SO 4 kwas siarkowy (VI) SO 4 HNO 2 kwas azotowy (III) - NO 2 HNO 3 kwas azotowy (V) - NO 3 H 3 PO 4 kwas fosforowy (V) 3- PO 4 H 2 O CO 2 (H 2 CO 3 ) kwas węglowy CO 3 HClO 4 kwas chlorowy (VII) - ClO 4 anion siarczanowy (IV) anion siarczanowy (VI) anion azotanowy (III) anion azotanowy (V) anion fosforanowy (V) anion węglanowy anion chloranowy (VII) I kwas organiczny: CH 3 COOH kwas octowy CH 3 COO - anion octanowy KWASY BEZTLENOWE HCl kwas chlorowodorowy (solny) Cl - anion chlorkowy H 2 S kwas siarkowodorowy S anion siarczkowy HBr kwas bromowodorowy Br - anion bromkowy HJ kwas jodowodorowy J - anion jodkowy

6 Przykłady wodorotlenków: Wzór NaOH KOH Ca(OH) 2 Mg(OH) 2 Al(OH) 3 Fe(OH) 3 Fe(OH) 2 Cu(OH) 2 CuOH Zn(OH) 2 Pb(OH) 2 Nazwa wodorotlenku wodorotlenek sodu wodorotlenek potasu wodorotlenek wapnia wodorotlenek magnezu wodorotlenek glinu wodorotlenek żelaza (III) wodorotlenek żelaza (II) wodorotlenek miedzi (II) wodorotlenek miedzi (I) wodorotlenek cynku wodorotlenek ołowiu (II) Należy również pamiętać o jeszcze jednym związku o charakterze zasadowym: jest to uwodniony amoniak o wzorze NH 3 H 2 O SOLE Wzór ogólny: MeR, czyli metal i reszta kwasowa. Wzory kwasów musimy umieć pisać w oparciu o wartościowość metalu i reszty kwasowej. Wzór Nazwa soli Kation (nazwa) Anion (nazwa) KNO 2 azotan (III) potasu K + potasu NO 2 azotanowy (III) Fe(NO 3 ) 3 azotan (V) żelaza (III) Fe 3+ żelaza (III) NO 3 azotanowy (V) Na 2 CO 3 węglan sodu Na + sodu CO 3 węglanowy MgSO 4 siarczan (VI) magnezu Mg 2+ magnezu SO 4 K 2 SO 3 siarczan (IV) magnezu K + potasu SO 3 Ca 3 (PO 4 ) 2 fosforan (V) wapnia Ca 2+ wapnia PO 4 3- siarczanowy (VI) siarczanowy (IV) fosforanowy (V) FeCl 3 chlorek żelaza (III) Fe 3+ żelaza (III) Cl - chlorkowy CuS siarczek miedzi (II) Cu 2+ miedzi (II) S siarczkowy

7 ZJAZD I 1. Omówienie regulaminu pracowni i przepisów BHP. 2. Omówienie podstawowego sprzętu laboratoryjnego. 3. Podstawowe reakcje chemiczne. 1. Reakcje zobojętniania Do parownicy wlać ok. 2 cm 3 roztworu KOH, 2 krople fenoloftaleiny, a następnie ciągle mieszając dodawać 2M roztwór HCl, do momentu odbarwienia roztworu. Zapisać odpowiednie równanie reakcji. 2. Wybrane metody otrzymywania soli 1. Działanie kwasu na sól. Do probówki zawierającej ok. 1 cm 3 2M roztworu BaCl 2 dodawać stopniowo 2M roztwór H 2 SO 4, do momentu wytrącenia osadu. Zapisać przebieg reakcji chemicznej (cząsteczkowo i jonowo). 2. Działanie zasady na sól. Do probówki zawierającej ok. 1 cm 3 roztworu Cu(NO 3 ) 2 dodać ok. 1 cm 3 roztworu KOH. Zapisać przebieg reakcji chemicznej (cząsteczkowo i jonowo). 3. Działanie soli na sól (pokaz!) Do probówki wlać ok. 1 cm 3 roztworu Pb(NO 3 ) 2, a następnie dolać taka samą ilość K 2 CrO 4. Obserwować reakcję i zapisać jej przebieg.

8 ZJAZD II Reakcje w roztworach wodnych 1. Reakcje dysocjacji, moc elektrolitów, reakcje hydrolizy. 2. Zbadać przebieg reakcji hydrolizy w następujący sposób: Do probówki wsypać badaną sól, rozpuścić w małej ilości wody destylowanej i zbadać odczyn roztworu za pomocą: papierka wskaźnikowego. Następnie roztwór podzielić i wlać do dwóch probówek, badać odczyn za pomocą oranżu metylowego (w pierwszej probówce) i fenoloftaleiny (w drugiej). Reakcje przeprowadzić kolejno z trzema solami: węglanem sodu, chlorkiem cyny (II) i octanem amonu. Wyniki obserwacji zanotować w tabeli. Na podstawie obserwacji określić odczyn roztworu i zapisać zachodzące reakcje chemiczne. Sól Wskaźnik Oranż metylowy Fenoloftaleina Papierek wskaźnikowy barwa barwa ph Odczyn roztworu Na 2 CO 3 SnCl 2 CH 3 COONH 4

9 ZJAZD III Analiza jakościowa, reakcje charakterystyczne wybranych kationów. Zaobserwować przebieg następujących reakcji i zapisać w formie równań chemicznych: Reakcje charakterystyczne kationu - Cu 2+ Do dwóch probówek wlać ok.1cm 3 roztworu soli miedzi (II) i do każdej probówki osobno dodawać małymi porcjami następujące roztwory: a) 1M roztwór KOH, b) heksacyjanożelazian (II) potasu - K 4 [Fe(CN) 6 ] Reakcje charakterystyczne kationu - Fe 3+ Do dwóch probówek wlać ok.1cm 3 roztworu soli żelaza (III) i do każdej probówki osobno dodawać małymi porcjami następujące roztwory: a) 1M roztwór KOH, b) heksacyjanożelazian (II) potasu - K 4 [Fe(CN) 6 ] Reakcje charakterystyczne kationu - NH 4 + Do probówki wlać roztwór zawierający jony amonu, dodać 1M roztworu KOH, a następnie podgrzewać w zlewce z gorącą wodą. Nad wylotem probówki trzymamy lekko zwilżony papierek uniwersalny (nie dotykać probówki) i obserwujemy jego zabarwienie. Reakcje charakterystyczne kationu - Ca 2+ Do dwóch probówek wlać ok.1cm 3 roztworu soli wapnia i do każdej probówki osobno dodawać małymi porcjami następujące roztwory: a) węglan amonu (NH 4 ) 2 CO 3 b) szczawian amonu (NH 4 ) 2 C 2 O 4

10 ZJAZD IV Analiza jakościowa, reakcje charakterystyczne wybranych anionów. Reakcje charakterystyczne anionu węglanowego - CO 3 Do trzech probówek wlać niewielką ilość roztworu anionu węglanowego i do każdej probówki osobno dodawać następujące roztwory: a) chlorku baru BaCl 2 b) roztworu kwasu solnego HCl. Reakcje charakterystyczne anionu siarczanowego (VI) PO 4 3- Do dwóch probówek wlać niewielką ilość roztworu anionu fosforanowego (V) i do każdej probówki osobno dodawać następujące roztwory: a) chlorku baru BaCl 2, b) mieszaniny magnezowej (MgCl 2 +NH 3 H 2 O + NH 4 Cl). Reakcje charakterystyczne anionu azotanowego (V) NO 3 - Reakcja obrączkowa do probówki wlać ok. 2 cm 3 nasyconego roztworu siarczanu(vi) żelaza(ii) - FeSO 4, dodać ok. 1 cm 3 roztworu jonów NO - 3, a następnie ostrożnie po ściance dodawać stężony H 2 SO 4. Nie mieszać! W miejscu zetknięcia dwóch warstw cieczy powstanie brunatna obrączka

11 ZJAZD VI Sporządzanie roztworów, pomiar ph, roztwory buforowe Przygotować w zlewce roztwory o następującym składzie (dobrze wymieszać!): cm 3 0.1M CH 3 COOH i 35 cm 3 0.1M CH 3 COONa 2. roztwór jak wyżej + 50 cm 3 H 2 O dest cm 3 0.1M NH 3 H 2 O i 35 cm 3 0.1M NH 4 Cl 4. roztwór jak wyżej + 50 cm 3 H 2 O dest. Zmierzyć ph otrzymanych roztworów za pomocą pehametru. Wyniki zestawić w tabeli. Nr roztworu Skład roztworu ph zmierzone ph obliczone Obliczyć ph otrzymanych roztworów korzystając ze wzorów na stężenie jonów wodorowych i hydroksylowych w roztworach buforowych: H + = K k c k /c s OH - = K z c z /c s lub: H + = K k n k /n s OH - = K z n z /n s K k = c k - stężenie kwasu c s - stężenie soli c z - stężenie zasady K z = n s - liczba moli soli n k liczba moli kwasu n z - liczba moli zasady Otrzymane stężenia wstawiamy do wzorów na ph lub poh roztworów, obliczamy ostatecznie ph każdego roztworu. Przygotować sprawozdanie formatu A4 z ćwiczenia, zawierające wszystkie wyniki pomiarów i obliczenia.

12 ZJAZD VII Acydymetryczne oznaczanie NaOH 1. Teoretyczne podstawy miareczkowania, sprzęt laboratoryjny stosowany do oznaczeń ilościowych. 2. Oznaczanie zawartości NaOH w otrzymanej próbie. Otrzymaną próbę rozcieńczyć (w kolbce miarowej) wodą destylowaną do 100 cm 3 i dokładnie wymieszać. Następnie odmierzyć pipetą do kolbki stożkowej 25 cm 3 (lub 20 cm 3 ) roztworu, dodać 3 krople oranżu metylowego i miareczkować mianowanym roztworem HCl do zmiany barwy. Wykonać trzy pomiary, biorąc do obliczeń średnią (v śr ). Ilość gramów NaOH w całej próbie obliczyć w oparciu o zachodzącą reakcję: HCl + NaOH NaCl + H 2 O 1000 cm 3 1 mol/dm 3 HCl g NaOH V śr. cm 3 C HCl mol/dm x g NaOH x =.,.g NaOH V k /V p gdzie: V k - objętość kolby, V p objętość pipety