楚雄医药高等专科学校无机化学课教学大纲Word下载.docx
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2.学习常压过滤、减压过滤、蒸发、结晶等基本操作。
(1)粗食盐的提纯
(2)产品质量检查
药用级化钠是以粗食盐为原料提纯的。
粗食盐中除了有泥砂等不溶性杂质外,还有K+、Ca2+、Mg2+、SO42—、Br—、I一等可溶性杂质。
因为氯化钠的溶解度随温度变化不大,不能用重结晶的方法纯化,因此,不溶性杂质需要用化学方法处理才能除去。
具体处理步骤如下:
(1)用BaC12溶液除去SO42—
SO42—十Ba2+=====BaSO4↓
(2)用NaOH和Na2CO3混合液除去Ca2+、Mg2+及过量Ba2+
Ca2++CO32-======CaCO3↓
Ba2++CO32-====== BaCO3↓
2Mg2++2OH-+CO32-======Mg2(OH)2CO3↓
(3)用HCl溶液除去过量的OH-、CO32-
OH一+H十=====H2O
CO32-+2H+=====CO2↑+H2O
最后剩下的K+、Br-、I一等,因其含量少且溶解度又很大,在最后浓缩过程中绝大部分留在母液中而将其除去。
秤量→溶解→加热→淀沉→过滤→蒸发→抽滤→洗涤→烘干→称重。
SO42-检验→Ca2+检验→Mg2+检验
1.掌握几种溶液组成标度的计算及其配制的方法。
2.熟悉量筒、台秤及密度计的使用方法,初步掌握移液管及容量瓶的使用技能。
(1)配制质量分数为10%的NaCl溶液50g
(2)用质量分数为10%的NaCl溶液配制质量浓度为9.0g·
L-1的生理盐水100m1
(3)配制质量浓度为50g·
L-1的CuSO4溶液50ml
(4)用市售浓H2SO4(质量分数为98%,密度为1.84g·
cm-3)配制3mo1·
L-1的H2SO4溶液50ml。
(5)配制2mo1·
L-1NaOH溶液50rnlo
(6)用体积分数为95%的乙醇配制体积分数为75%的乙醇50ml。
(1)质量分数溶液的配制
先根据所需配制溶液的质量和质量分数,计算所需固体溶质的质量,然后用台秤(对溶液浓度的准确度要求不高的)或分析天平(对溶液浓度的准确度要求比较高的)称取溶质。
溶剂的质量=溶液总质量-溶质的质量。
然后将两者在烧杯中混合,搅拌,使溶质完全溶解即得。
(2)物质的量浓度、质量浓度和体积分数溶液的配制
根据欲配制溶液的组成标度和所需体积计算出所需溶质的质量(g)或溶质的体积(ml),然后称取固体溶质(或用量筒或移液管量取液体溶质),置于烧杯(或容量瓶或量筒中),加入适量溶剂,搅拌,使之完全溶解,然后加溶剂至所需体积,充分馄合均匀即得。
(3)由浓溶液配制稀溶液
要配制的稀溶液的组成标度(Ce)和体积(V2)以及浓溶液的组成标度(C1)都是已知的,通过计算求出浓溶液的体积V1。
将已知数据代入稀释公式C1V1=C2V2,即可求出V1。
以一定体积的溶液中溶质的量(质量,体积、物质的量)表示的溶液,可用稀释公式计算所需溶质的量。
遇到用质量分数的溶液稀释时,不能直接利用稀释公式,因为质量分数与体积不能直接相乘,所以计算时要乘以密度,将体积换算成质量。
公式为:
ω1·
v1·
ρ1=ω2·
v2·
ρ2
式中ω、v、ρ分别代表浓溶液和稀溶液的质量分数、体积·
密度。
计算→称量→溶解→混匀。
计算→移取→混匀。
计算→称量→溶解→混均
计算→移取→溶解→混匀
计算→移取→混匀
1.学习凝固点下降法测定相对分子质量的原理和方法。
2.试验和观察稀溶液的渗透现象。
3.练习温度计、水浴加热的操作方法。
[编组]:
二、[实验内容]:
(一)内容
1.测定硫的相对分子质量
(1)测定纯萘的凝固点
(2)硫萘溶液凝固点的测定
(二)蔗糖水溶液的渗透压
(1)半透膜的制备
(2)渗透压的观察
三、原理
稀溶液的凝固点下降和渗透压的产生是由于溶质分子分布到溶剂中,使溶剂分子在单位体积内的数目减少而引起的,是溶剂本身性质的变化。
这些性质的变化只取决于溶液中溶质的质点组成量度,而与溶质的种类无关。
溶液的凝固点下降值△Tf与溶质的质量摩尔浓度成正比。
即:
△Tf=Kf·
m
式中Kf为溶剂的凝固点降低常数。
溶质的相对分子质量Mr与其摩尔质量M在数值上相等,可通过下式计算得出:
式中m溶质为溶质的质量,m溶剂为溶剂的质量。
本实验是以萘作为溶剂,其Kf值为6.9kg·
mol-1。
四、基本操作步骤(流程)
(一)测定硫的相对分子质量
1.测定纯萘的凝固点
称取→水浴中加热→冷却→凝固
2.硫萘溶液凝固点的测定
水浴加热→称量→溶解→冷却→凝固。
3.记录与结果
五、蔗糖水溶液的渗透压:
制备半透膜→观察渗透压
1、掌握溶胶的制备方法。
2、验证溶胶的光学性质和电学性质。
3、熟悉溶胶的聚沉和高分子溶液对溶胶的保护作用。
(一)溶胶的制备。
1.制备氢氧化铁溶胶。
2.制备碘化银正溶胶。
3.制备碘化银负溶胶。
(留后用)
(二)溶胶的光学性质和电学性质。
1.丁铎尔效应。
2.电泳。
(三)溶胶的聚沉
1.电解质对溶胶的聚沉。
2.正负溶胶的相互作用。
3.加热对溶胶的影响。
(四)高分子对溶胶的保护作用。
制备氢氧化铁溶胶→制备碘化银正溶胶→制备碘化银负溶胶。
丁铎尔效应→电泳。
电解质对溶胶的聚沉→正负溶胶的相互作用→加热对溶胶的影响。
1.了解浓度、温度及催化剂对化学反应速率的影响。
2.测定过二硫酸铵与碘化钾反应的反应速率,并计算反应级数、反应速率常数及反应的活化能。
3.学习用作图法处理实验数据。
6人/组
(一)浓度对反应速率的影响
(二)温度对反应速率的影响
(三)催化剂对化学反应速率的影响
在水溶液中,(NH4)2S2O8与KI发生如下反应:
S2O82-+3I-
2SO42-十I3-
(1)
在△t时间内,该反应的平均反应速率
可表示为:
式中c[
]为
离子的起始浓度。
由于在△t时间内
离子浓度的变化量不大,故可近似地用平均速率
代替起始速率v,即
≈v=k[
]m·
[I-]n
式中,k为速率常数,[I-]为I-离子的起始浓度,(m+n)为反应总级数。
为了能够测出反应在△t时间内
离子浓度的改变值,在混合(NH4)2
和KI溶液的同时,加入一定体积已知浓度的Na2S2O3溶液和淀粉溶液,这样在反应
(1)进行的同时,也进行着如下反应:
2S2O32-+I3-
S4O62-+3I-
(2)
反应
(2)的速率比反应
(1)快得多。
因此由反应
(1)生成的I3-离子立即与S2O32-离子反应,生成无色的
和I-离子。
但是一旦Na2S2O3耗尽,反应
(1)生成微量I3-就立即与淀粉作用,使溶液显蓝色。
从反应式
(1)和
(2)可以看出,
离子的消耗量为
离子消耗量的一半,即
△[
]=
记录从反应开始到溶液出现蓝色所需的时间△t。
离子全部耗尽,所以△c[
]实际上为Na2S2O3的起始浓度。
故
若固定
离子浓度,根据上式比较不同浓度I一离子的反应时间△t,即可求得n。
同理,固定I-离子浓度,比较不同浓度
离子的反应时间△t,即可求得m。
根据阿仑尼乌斯公式
,若测出不同温度T时的k值,以lgk对1/T作图,可得一直线,由直线的斜率
可求出反应的活化能Ea。
反应温度/K
实验序号
1
2
3
4
5
试剂用量
V/ml
0.20mol·
L-1KI溶液
20
10
0.010mol·
L-1Na2S2O4溶液
8.0
L-1KNO3溶液
15
L-1(NH4)2SO4溶液
2g·
dm-1淀粉溶液
4.0
L-1(NH4)2S2O8溶液
52ml总体积中试剂的
KI溶液
起始浓度
Na2S2O3溶液
c/mol·
L-1
(NH4)2S2O8溶液
反应时间△t/s
S2O82-的浓度变化△[S2O82-]/mol·
反应的平均速率
/mol·
L-1·
S-1
反应速率常数
实验项目
6
7
8
反应温度T/K
反应时间△t/s
反应速率v/mol·
s-1
反应速率常数k
lgk
1/T
五、数据处理
1.计算反应级数和速率常数
2.计算活化能
1.验证同离子效应。
2.学会缓冲溶液的配制,验证缓冲溶液的缓冲作用。
3.掌握吸量管的使用方法。
(一)同离子效应
(二)缓冲溶液的配制
(三)缓冲溶液的稀释
(四)缓冲溶液的抗酸、抗碱作用
二、原理
能够抵抗外加少量强酸或强碱而保持pH基本不变的溶液称为缓冲溶液。
缓冲溶液是由共轭酸碱对组成的,其弱酸为抗碱成分,共轭碱为抗酸成分。
由于缓冲溶液中存在
大量的抗酸成分和抗碱成分,所以能维持溶液pH的相对稳定。
不同的缓冲溶液具有不
同的缓冲范围,配制缓冲溶液时应根据所需pH选择合适的缓冲对,使所需的pH恰好符
合在缓冲溶液的缓冲范围内。
三、基本操作步骤(流程)
试剂
Na2HPO4
KH2PO4
pH
试管号
缓冲溶液
蒸馏水
甲基橙
颜色变化
4.0ml
2滴
自制缓冲溶液
(2)4.0ml
自制缓冲溶液
(2)2.0ml
2.0ml
自制缓冲溶液
(2)1.0ml
3.0ml
颜色
加酸或碱
的量
显酸色或碱色时
加酸或碱的滴数
蒸馏水2ml,甲基橙1滴
0.1mol/LHCl1滴
蒸馏水2ml,酚酞1滴
0.1mol/LNaCl1滴
自制缓冲溶液
(1)2ml甲基橙1滴
自制缓冲溶液
(1)1ml,酚酞1滴
自制缓冲溶液
(2)2ml,甲基橙1滴
自制缓冲溶液
(2)2ml,酚酞1滴
自制缓冲溶液(3)2ml,甲基橙1滴
自制缓冲溶液(3)2ml,酚酞1滴
9
0.1mol/LNaCl2ml,甲基橙1滴
0.1mol/LNaCl2ml,酚酞1滴
1.学会区别强电解质和弱电解质。
2.学会用酸碱指示剂,pH试纸测定溶液的酸碱性。
3.验证盐类水溶液的酸碱性。
4.观察难溶电解质沉淀的生成和溶解。
(一)强电解质和弱电解质的区别
(二)溶液的酸碱性及酸碱指示剂
1.常用指示剂在酸碱溶液中颜色的变化
2.用pH试纸测定溶液近似pH值
(三)盐类水解
(四)沉淀的生成和溶解
盐酸→锌粒
醋酸→锌粒
溶液
酚酞
石蕊
盐酸
氢氧化钠
醋酸
纯水
NH3·
H2O
NaOH
测得值
计算值
红色石蕊试纸
蓝色石蕊试纸
pH试纸
酸碱性
碳酸钠
氯化钠
氯化铵
1.氯化镁溶液→氢氧化钠溶液→盐酸
2.碳酸钠溶液→氯化钙溶液→盐酸
3.硝酸银溶液→氯化钠溶液→氨水。
4.硫酸铜溶液→饱和H2S溶液→硝酸。
1.试验几种常见的氧化剂和还原剂,观察它们的生成物。
2.比较高锰酸钾在酸性、中性和强碱性溶液中的氧化性,观察它的生成物。
(一)氧化性酸
1.硝酸
2.浓硫酸
(二)高价盐的氧化作用
1.重铬酸钾
2.高锰酸钾
(三)低价盐的还原作用
1.亚铁盐
2.亚锡盐
(四)高锰酸钾在酸性、碱性和中性溶液中的氧化性及其还原产物
1.高锰酸钾在酸性溶液中的氧化性
2.高锰酸钾在中性溶液中的氧化性
3.高锰酸钾在碱性溶液中的氧化性
浓硝酸→铜片。
6mo1/L硝酸→→铜片。
浓硫酸→铜片。
3mo1/LH2SO4→铜片。
K2Cr2O7溶液→3mo1/L硫酸→Na2SO4溶液。
K2Cr2O4溶液→3mo1/LH2SO4→KI溶液。
2.高锰酸钾
0KmnO4溶液→H2SO4→H2O2溶液。
FeSO4固体→蒸馏水→H2SO4溶液→NH4SCN试液→30g/LH2O2。
HgC12溶液→SnC12溶液。
Na2SO3溶液→H2SO4溶液→KMnO4溶液。
Na2SO3溶液→蒸馏水→KMnO4溶液。
Na2SO3溶液→NaOH溶液→KMnO4溶液。
1.了解配合物的生成、组成及其与复盐的区别。
2.了解配位平衡与溶液酸碱性、沉淀反应及氧化还原反应的关系。
3.了解螯合物的生成。
(一)配离子的生成和配合物的组成
(二)[Cu(NH3)4]SO4·
2H2O晶体的析出
(三)配合物与复盐的区别
(四)配离子的解离
(五)配位平衡的移动
(六)配离子稳定性比较
由中心原子与配体以配位键结合而成的复杂离子(或分子)通常称为配位单元(配离子或配位分子)。
含有配位单元的化合物统称配合物。
配合物在水中可离解出配位单元,而配位单元只能部分离解成中心原子和配体。
如:
K3[Fe(CN)6]
3K++[Fe(CN)6]3-[Fe(CN)6]3-
Fe3十+6CN-
而形式上与配合物类似的复盐则完全离解成简单离子。
NH4Fe(SO4)2
NH4++Fe3++2SO42-
一定温度下,当溶液中配离子的生成和离解速率相等时,体系达到动态平衡,称配位平衡。
配位平衡与其他化学平衡一样,受外界条件的影响。
当改变溶液的酸碱性或加入沉淀剂、氧化剂、还原剂时,中心原子或配体的浓度会发生变化,因而平衡将发生移动。
中心原子与多齿配体形成的环状配合物称螯合物。
它具有很高的稳定性,有的呈现特征颜色。
1.CuSO4溶液→BaC12溶液。
CuSO4溶液→NaOH溶液。
2.CuSO4溶液→NH3·
H2O→BaC12溶液
→NaOH溶液
CuSO4溶液→NH3·
H2O→乙醇
1.FeC13溶液→NH4SCN溶液
K3[Fe(CN)6]溶液→NH4SCN溶液
2.NH4Fe(SO4)2溶液→NaOH溶液→石蕊试纸
NH4Fe(SO4)2溶液→NH4SCN溶液
NH4Fe(SO4)2溶液→BaC12溶液
AgNO3溶液→NaCl溶液
H2O→KI溶液
1.FeCl3溶液→(NH4)2C2O4溶液→NH4SCN溶液→HCl。
2.AgNO3溶液→NaCl溶液→NH3·
H2O→HNO3
3.AgNO3溶液→KBr溶液→Na2S2O3溶液→KI溶液
4.HgCl2溶液→SnC12溶液→KI溶液→SnC12溶液
AgNO3溶液→NH3·
H2O溶液→NaBr溶液
AgNO3溶液→Na2S2O3溶液→NaBr溶液
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- 楚雄 医药 高等专科学校 无机 化学课 教学大纲