Правила работы в химической лаборатории

⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 16Следующая ⇒

При проведении эксперимента необходимо знать и строго соблюдать установленные правила работы в химической лаборатории:

1) рабочее место содержать в чистоте и порядке, не загромождать его посторонними предметами;

2) не допускать попадания химических реактивов на кожу и одежду;

3) опыты всегда проводить в чистой посуде;

4) реактивы общего пользования (находятся в вытяжных шкафах) не уносить на рабочие места;

5) во всех опытах следует использовать только дистиллированную воду;

6) если нет указаний по дозировке реактивов для данного опыта, то брать их в минимальном количестве;

7) нельзя выливать избыток реактива из пробирки обратно в реактивную склянку;

8) сухие соли набирать чистым шпателем или ложечкой, причем избыток реактива нельзя высыпать обратно в склянку;

9) не следует путать пробки от разных склянок. Чтобы внутренняя сторона пробки оставалась чистой, пробку класть на стол внешней поверхностью;

10) после опытов остатки твердых веществ в раковину не выбрасывать, а собрать в банку;

11) дорогостоящие реактивы (например, остатки солей серебра и т.п.) собирать в специально отведенную посуду.

Правила техники безопасности

1) Не трогать, не включать и не выключать без разрешения преподавателя рубильники и электрические приборы;

2) не загромождать рабочее место лишними предметами;

3) нельзя брать вещества руками и пробовать их на вкус. При определении веществ по запаху склянку следует держать на расстоянии и направлять движением руки воздух от отверстия склянки к носу;

4) опыты с ядовитыми веществами проводить в вытяжном шкафу;

5) при наливании реактивов нельзя наклоняться над отверстием сосуда во избежание попадания брызг на лицо и одежду;

6) нельзя наклоняться над нагреваемой жидкостью, так как может произойти ее выброс;

7) разбавляя концентрированные кислоты, особенно серную, осторожно вливать кислоту в воду, а не наоборот;

8) все опыты с концентрированными кислотами и щелочами проводить только под тягой;

9) с легковоспламеняющимися жидкостями нельзя работать вблизи нагревательных приборов.

Правила противопожарной безопасности

1) Осторожно обращаться с нагревательными приборами;

2) при проведении опытов, в которых может произойти самовозгорание, необходимо иметь под руками песок, войлок и т.п.;

3) в случае воспламенения горючих веществ быстро погасить горелку, выключить электронагревательные приборы, оставить сосуд с огнеопасным веществом и тушить пожар:

a) горящие жидкости прикрытье войлоком, а затем, если нужно засыпать песком, но не заливать водой;

б) в случае воспламенения щелочных металлов гасить пламя только сухим песком, но не водой;

4) во всех случаях пожара в лаборатории немедленно вызвать пожарных и до их прихода воспользоваться углекислотным огнетушителем.

Оказание первой помощи

В лаборатории бывают случаи, требующие неотложной медицинской помощи – порезы рук стеклом, термические и химические ожоги. В особо серьезных случаях необходимо немедленно обратиться к врачу.

Для оказания первой помощи в лаборатории имеется аптечка.

- При порезах стеклом удалите осколки из раны, смажьте края раны раствором йода и перевяжите бинтом.

- При термических ожогах обожженный участок покрыть стерильной повязкой. Нельзя смазывать обожженное место жирами или вазелином.

- При химических ожогах промыть обожженное место большим количеством проточной воды, затем обработать либо разбавленной уксусной кислотой (в случае ожога щелочью), либо раствором соды (в случае ожога кислотой), а затем снова промыть водой.

- При отравлении химическими веществами до прихода врача приступить к оказанию первой помощи – в случае желудочных отравлений вызвать рвоту. При отравлениях газами и парами вывести пострадавшего на чистый воздух и облегчить условия дыхания (расстегнуть стесняющую одежду – воротник).

Лабораторная работа

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

1.1 Теоретическая часть

Окислительно-восстановительные реакции являются наиболее распространенным типом химических взаимодействий. Эти реакции составляют основу многих технологических процессов (сжигание топлива, процессы в гальваническом производстве, а также процессы коррозии и электролиза).

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления одного или нескольких элементов, называются окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

Степень окисления – это формальный заряд атома в молекуле (формальной единице), вычисленный исходя из предположения, что все связи являются ионными.

Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:

1. Степень окисления атомов, входящих в составпростых веществ, равна нулю. Например,

Fe⁰, Na⁰, H₂⁰.

2. Постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2). Например,

Na⁺¹Cl, Ca⁺²(OH)₂.

3. Водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов, где степень окисления равна -1. Например,

H₂⁺¹O, NH₃⁺¹, NaH^-1, CaH₂^-1.

4. Степень окисления кислорода в соединениях равна –2, например, К₂O^-2, H₂O^-2, за исключением пероксидов (H₂O₂^-1, Na₂O₂^-1), где степень окисления кислорода равна –1 и фторида кислорода (OF₂), где степень окисления +2.

5. Молекула в целом нейтральна, поэтому алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю, а в ионе равна заряду этого иона.

Таким образом, для вычисления степени окисления следует расставить известные степени окисления элементов (согласно приведенным выше положениям), а затем, исходя из положения 5, вычислить неизвестную величину.

Пример 1. Вычислим степень окисления серы в сернистой кислоте, для этого запишем известные степени окисления атомов водорода и кислорода, а степень окисления серы обозначим как неизвестное:

Н₂⁺¹S^хО₃^-2

Для обеспечения электронейтральности молекулы, состоящей из двух атомов водорода и трех атомов кислорода, атому серы следует приписать степень окисления х = +4, т.к. 2·(+1) + х + 3 ·(-2) = 0.

Пример 2. Вычислим степень окисления азота в нитрат анионе, для этого запишем степень окисления кислорода (-2), а степень окисления азота обозначим как неизвестное:

(N^xO₃^-2)^-

Следует помнить, что при расчете степени окисления атома, входящего в состав сложного иона, алгебраическая сумма степеней окисления атомов должна быть равна заряду иона. Поэтому степень окисления атома азота равна +5, т.к. х + (-2)·3 = -1, х = +5

Окисление - восстановление – это единый, взаимосвязанный процесс.

Рассмотрим реакцию растворения цинка в соляной кислоте:

Zn⁰ + 2H⁺¹Cl = Zn⁺²Cl₂ + H₂⁰

Цинк отдает 2 электрона, превращаясь при этом в катион со степенью окисления +2 ( Zn⁺²).

Zn⁰ – 2ē = Zn⁺²,

Электроны, отдаваемые цинком, присоединяются ионами водорода, которые превращаются при этом в атомы водорода, а затем, попарно соединяясь, образуют молекулу:

2H⁺ + 2ē = H₂⁰

Процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления элемента, называется окислением. Вещество, отдающее электроны и повышающее свою степень окисления в ходе реакции, называется восстановителем.

Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисления элемента, называется восстановлением. Вещество,которое присоединяет электроны и при этом понижает свою степень окисления, называется окислителем.

Таким образом, в приведенном примере цинк окисляется, являясь восстановителем, а водород восстанавливается, являясь окислителем.

Элементы, находящиеся в высшей степени окисления, могут только восстанавливаться, т. е. быть окислителями, т. к. их атомы способны лишь присоединять электроны.

Например, сера в степени окисления +6 (Н₂SO₄), азот +5 (HNO₃ и нитраты), марганец +7 (KMnO₄), хром +6 (K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇) и др.

Элементы, находящиеся в низшей степени окисления,могут только окисляться, т. е. быть восстановителем, поскольку их атомы способны лишь отдавать электроны.

Например, сера в степени окисления - 2 (H₂S и сульфиды), азот в степени окисления -3 (NH₃ и его производные) и др.

Вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью,это значит, что они способны и принимать электроны, понижая свою степень окисления, и отдавать электроны, повышая степень окисления, в зависимости от партнера, с которым они взаимодействуют. В реакции с типичным окислителем это соединение выступает в роли восстановителя, а в реакции с типичным восстановителем оно проявляет окислительные свойства.

Например: Na₂S⁺⁴O₃ , HN⁺³O₂

Отметим типичные окислители и восстановители.

Окислители:

1) Типичные неметаллы(F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂) в элементарном (свободном) состоянии. Они характеризуются большой энергией сродства к электрону и большой величиной электроотрицательности.

2) Сложные ионы и молекулы,содержащие атомы металлов или неметаллов в состоянии высшей степени окисления:азотная кислота (HN⁺⁵O₃) и нитраты (NO₃^-), концентрированная серная кислота (H₂S⁺⁶O₄), а также KMn⁺⁷O₄, K₂Cr⁺⁶O₄, K₂Cr₂⁺⁶O₇ .

3) Ионы металлов, находящиеся в высшей степени окисления, например, Fe⁺³, Cu⁺², Sn⁺⁴ и др. (см. приложение А).

Восстановители:

1) Активные металлы(щелочные и щелочноземельные металлы, цинк, алюминий, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие, как водород, углерод, фосфор, кремний.

2) Отрицательно заряженные ионы неметаллов.К ним относятся анионы бескислородных кислот и их соли (Cl^-, Br^-, I^-, S^2-).

3) Ионы металлов, находящиеся в низшей степени окисления, например, Fe⁺², Cu⁺¹, Sn⁺² и др. (см. Приложение А)

Для составления уравнений ОВР пользуются методом электронного балансаи электронно-ионного баланса.

Оба эти метода основаны на одном и том же принципе:

Дата добавления: 2018-05-12; просмотров: 429; Мы поможем в написании вашей работы!
Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 123 4 5 6 7 8 9 10 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!