Методические указания к выполнению лабораторных работ по неорганической химии

МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ 
имени Н.Э. БАУМАНА 
 

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ 

К ВЫПОЛНЕНИЮ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ 

ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ 

 

Москва 
Издательство МГТУ им. Н.Э. Баумана 
2009 

УДК 546 
ББК 24.1 
        М54 

Рецензент В.О. Гладышев 

Методические указания к выполнению лабораторных работ 
М54 
по неорганической химии / В.И. Ермолаева, Н.Н. Двули- 
чанская, В.М. Горшкова, Л.Е. Слынько. – М. : Изд-во МГТУ  
им. Н.Э. Баумана, 2009. – 103[5] с.  

 

Методические 
указания 
включают 
описания 
работ 
по 
основным разделам неорганической химии, представлены порядок 
их выполнения и рекомендации к оформлению. Приведены 
контрольные вопросы и задачи, даны примеры решения задач. 
Для студентов кафедры «Экология и промышленная безопасность» 
и факультета «Биомедицинская техника» МГТУ  
им. Н.Э. Баумана. 
 

                                                                                                             УДК 546 
                                                                                                               ББК 24.1 

 МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2009 

ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ 

Во избежание несчастных случаев при выполнении лабораторной 
работы к ней допускаются студенты, прошедшие инструктаж 
по технике безопасности и соблюдающие инструкции по проведению 
лабораторного эксперимента. 
В лаборатории запрещается: 
1. Находиться в верхней одежде. 
2. Ставить сумки и другие посторонние предметы на лабораторные 
столы. 
3. Самовольно переходить от одного рабочего стола к другому. 
4. Принимать пищу и курить. 
5. Сливать или высыпать избыток реактива обратно в емкости, 
в которых они хранились. 
6. Включать приборы, на которых в данный момент не 
проводятся работы. 
7. Выполнять самостоятельно эксперименты, не предусмотренные 
в данных методических указаниях. 
Студенты обязаны: 
1. Соблюдать чистоту и порядок на рабочем месте. 
2. Опыты, связанные с использованием и получением летучих 
и ядовитых веществ, проводить в вытяжном шкафу. 
3. Жидкие реагенты отбирать с помощью пипеток, а сыпучие – 
с помощью специальных ложечек или шпателей. 
4. При проведении реакции в микропробирке, на стеклянной 
пластине или специальном планшете необходимое количество 
реактива вводить по каплям. При нанесении реактивов во 
избежание их загрязнения капилляр или кончик пипетки не 
должны касаться пластины или ранее нанесенных реагентов.  
5. Внимательно относиться к рекомендациям преподавателя по 
проведению эксперимента. 
6. По окончании работы привести в порядок свое рабочее 
место, вымыть посуду и отметить выполнение лабораторной 
работы у преподавателя. 
Общие требования к выполнению лабораторного практикума. 

1. К выполнению лабораторной работы допускаются студенты, 
предварительно оформившие работу в лабораторном журнале.  

2. В лабораторном журнале должны быть указаны номер 
лабораторной работы, название, цель, краткие теоретические 
сведения, практическая часть (названия опытов, приведенные в 
методическом указании таблицы, уравнения реакций и пр.). 
Наблюдаемые явления и выводы студент вносит в журнал при 
выполнении работы, для чего в журнале должно быть предусмотрено 
соответствующее место. 
3. Пропущенные лабораторные работы отрабатывают в ходе 
семестра по специальной записи в лаборатории. К отработке 
допускаются студенты, оформившие лабораторную работу и 
получившие допуск у преподавателя, ведущего занятия в группе.  
4. Студенты, пропустившие несколько лабораторных работ, 
допускаются к их отработке по направлению деканата. 
5. Лабораторный практикум считается выполненным, если 
студент отработал и защитил все лабораторные работы. После 
выполнения практикума он допускается к зачету.  

Работа № 1. ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ  
НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ 

Цель работы – изучение методов получения и отличительных 
особенностей оксидов, оснований, кислот и солей, проявляющихся 
в химических реакциях. 

Теоретическая часть 

Неорганические соединения разделяются на классы по составу и 
химическим свойствам, которые вещества проявляют в химических 
реакциях.  
К двухэлементным, или бинарным, соединениям относят оксиды, 
галогениды (фториды, хлориды, бромиды, иодиды), халькоге-
ниды (сульфиды, селениды, теллуриды), нитриды, карбиды и пр. 
Среди многоэлементных соединений различают гидроксиды 
(основания и кислоты), соли, комплексные соединения, гидраты и др. 
Практически все химические элементы образуют оксиды. По 
химическим свойствам оксиды подразделяют на несолеобразу-
ющие, которые не взаимодействуют ни с кислотами, ни с 
основаниями (например, CO, NO, N2O), и солеобразующие. Среди 

солеобразующих оксидов различают оснóвные, кислотные и 
амфотерные. 
Оснóвные оксиды образуют металлы с низшими степенями 
окисления +1, +2, их гидроксидами являются основания. Хорошо 
растворимые в воде основания щелочных металлов называют 
щелочами. Основания щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba) 
обладают 
меньшей 
растворимостью 
в 
воде, 
к 
щелочам 
приближается только гидроксид бария Ba(OH)2. Оснóвные оксиды 
реагируют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:  

CaO + CO2 → CaCO3; CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O. 

Кислотные оксиды образуют неметаллы (B, C, N, P, S, Cl и 
др.), а также металлы, расположенные в побочных подгруппах 
больших периодов, составляющие соединения высших степеней 
окисления +5, +6, +7 (V, Cr, Mn и др.). Гидроксидами кислотных 
оксидов являются кислоты. Кислотные оксиды реагируют с 
оснóвными оксидами и основаниями:  

SO2 + Na2O → Na2SO3; N2O5 + 2NaOH → 2NaNO3 + H2O 

Амфотерные оксиды образуют металлы главных и побочных 
подгрупп средних степеней окисления +3, +4 (Al, Cr, Mn, Sn и др.), 
иногда +2 (Sn, Pb), их гидроксиды проявляют как оснóвные, так и 
кислотные свойства. Амфотерные оксиды реагируют как с 
кислотами, так и с основаниями: 

Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O; Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O 

Оксиды можно получить реакцией соединения элемента с 
кислородом:  

2Mg + O2 → MgO; 4P + 5O2 → 2P2O5 

или реакцией разложения сложного вещества:  

CaCO3 → CaO + CO2↑; 2Zn(NO3)2 → 2ZnO + 4NO2↑+ O2↑ 

Гидроксиды – продукты соединения оксидов с водой. Различают 
оснóвные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные 
(амфолиты) гидроксиды. 

Основания при диссоциации в растворе в качестве анионов 
образуют только гидроксид-ионы:  

NaOH → Na+ + OH⎯ 

Кислотность основания определяется числом ионов OH⎯. 
Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:  

Ca(OH)2 ↔ (CaOH)+ + OH⎯, (CaOH)+ ↔ Ca2+ + OH⎯ 

Водные растворы хорошо растворимых оснований (щелочей) 
изменяют окраску индикаторов: в щелочных растворах фиолетовый 
лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, 
метиловый оранжевый – желтым.  
Основания реагируют с кислотами, образуя соли и воду:  

NaOH + HCl → NaCl + H2O 

Если основание и кислота взяты в эквимолярных отношениях, 
то среда становится нейтральной, а реакция называется реакцией 
нейтрализации. 
Многие нерастворимые в воде основания при нагревании 
разлагаются:  

Cu(OH)2 → CuO↓ + H2O 

Щелочи получают растворением оксидов в воде:  

Na2O + H2O → 2NaOH 

Нерастворимые в воде основания обычно получают действием 
щелочей на растворимые соли металлов:  

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4 

Кислоты, согласно теории электролитической диссоциации, в 
качестве катиона образуют только катионы водорода Н+ (точнее, 
ионы гидроксония Н3О+):  

HCl → H+ + Cl ⎯ 

Различают кислоты бескислородные (HCl, HI, H2S, HCN) и 
кислородсодержащие (HNO3, H2SO4, H2SO3, H3PO4).  
Основность кислоты определяется числом катионов водорода, 
образующихся при диссоциации. Многоосновные кислоты диссо-
циируют ступенчато:  

H2SO3 ↔ Н+ + HS
3
O ; HS
3
O  ↔ Н+ + S
3
O  

В растворах кислот лакмус становится красным, метиловый 
оранжевый – розовым, фенолфталеин остается бесцветным. 
Кислоты получают растворением кислотных оксидов в воде: 

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 

или реакцией обмена соли с кислотой:  

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2H3PO4 

Амфолиты представляют собой гидроксиды, проявляющие в 
реакциях как оснóвные, так и кислотные свойства. К ним относят 
Be(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3 и др. Амфотерные гидроксиды 
реагируют с основаниями как кислоты, с кислотами – как 
основания:  

Сr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H2O;   Сr(OH)3 + 3NaOH → Na3[Cr(OH)6] 

Соли при диссоциации образуют катионы металлов (или ион 
аммония NH4
+) и анионы кислотных остатков:  

Na2SO4 → 2Na+ + S
2
4
O
;
  NH4NO3 → N
4
H  + N
3
O  

Различают средние, кислые и оснóвные соли. Существуют 
также двойные соли, образованные разными металлами и одним 
кислотным остатком – KAl(SO4)2, и смешанные, образованные 
одним металлом и разными кислотными остатками – CaClOCl. 
Средние соли можно рассматривать как продукты полного 
замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или 
гидроксогрупп основания кислотными остатками: NaCl, K2SO4, 
AlPO4. Средние соли диссоциируют на катионы металла и анионы 
кислотных остатков:  

AlPO4 ↔ Al3+ + P
3
4
O   

Кислые соли (гидросоли) являются продуктами неполного 
замещения атомов водорода многоосновных кислот атомами 
металла: NaHSO4, Al (H2PO4)3, KHCO3. 
Диссоциация кислой соли выражается уравнением 

Al(H2PO4)3 ↔ Al3+ + 3(H2PO4)⎯ 

Анион (H2PO4)⎯ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной 
степени. 
Оснóвные соли (гидроксосоли) являются продуктами неполного 
замещения гидроксогрупп многокислотного основания на кислотные 
остатки: AlOHSO4, MgOHCl, (CuOH)2SO4. 
Диссоциация основной соли выражается уравнением  

AlOHSO4 ↔ (AlOH)2 + + SO4
2 ⎯ 

Катион (AlOH)2+ дальнейшей диссоциации подвергается в 
незначительной степени. 
Средние соли могут быть получены многими способами: 
– соединением металла и неметалла: 2Na + Cl2 → 2NaCl 
– соединением оснóвного и кислотного оксидов:  

CaO + CO2 → CaCO3 

– вытеснением активным металлом водорода или менее 
активного металла:  

Zn + 2HCl → H2↑ + ZnCl2, Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu 

– реакцией нейтрализации: NaOH + HCl → NaCl + H2O 
– реакцией обмена: Ba(NO3)2 + Na2SO4 → BaSO4 ↓+ 2NaNO3 и др. 
Кислые соли могут быть получены в кислой среде: 

NaOH + H2SO4 (избыток) → NaHSO4 + H2O 

Na3PO4 + 2H3PO4 (избыток) → 3NaH2PO4 

Оснóвные соли могут быть получены в щелочной среде: 

H2SO4 + 2Cu(OH)2 (избыток) → (CuOH)2SO4↓+ Na2SO4 

2CuSO4 + 2NaOH(недостаток) → (CuOH)2SO4↓ + Na2SO4 

Кислые соли при избытке щелочи и оснóвные соли при 
избытке кислоты переходят в средние соли:  

NaHSO4 + NaOH (избыток) → Na2SO4 + H2O 

(CuOH)2 SO4 + H2SO4 (избыток) → 2CuSO4 + 2H2O 

Для многих металлов характерны комплексные соединения, 
которые диссоциируют в растворе как сильные электролиты, 
образуя устойчивые комплексные ионы: 

CuSO4 + 8NH4OH (избыток) → [Cu (NH3)4](OH)2 + [Cu (NH3)4]SO4 + 8H2O 

Степень диссоциации комплексных ионов незначительна: 

[Cu (NH3)4]2+ ↔ Cu2+ + 4NH3
 

Комплексные соединения многих d-металлов окрашены, что 
позволяет использовать их в аналитической практике для 
обнаружения ионов металлов. 

Практическая часть 

О п ы т  1. Получение оксидов и их свойства  
а. Получение оснóвного оксида и его растворение в воде 
(опыт проводится коллективно над асбестовой сеткой). 
Стружку сплава магния возьмите тигельными щипцами и 
внесите в пламя горелки. Магний горит ярким белым пламенем, 
образец сплава покрывается белым налетом тугоплавкого 
оксида магния. Осторожно опустите стружку с образовавшимся 
оксидом магния в пробирку с дистиллированной водой. 
Добавьте две-три капли индикатора фенолфталеина. Отметьте 
окраску раствора. Напишите уравнения реакций образования 
оксида и гидроксида магния.  
б. Получение кислотного оксида и его растворение в воде 
(опыт проводится коллективно). Получите оксид углерода (IV) 

взаимодействием CаCO3 с HCl, газоотводную трубку прибора 
опустите в заранее приготовленную пробирку с дистиллированной 
водой, в которую добавьте две-три капли индикатора лакмуса. 
Отметьте изменение окраски и объясните причину. Напишите 
уравнения реакций взаимодействия карбоната кальция с соляной 
кислотой и углекислого газа с водой. 
в. Получение оксида меди и его растворение в соляной 
кислоте. Возьмите тигельными щипцами кусочек медной фольги 
или тонкой медной пластины и прокалите в пламени горелки до 
образования черного налета оксида меди CuO. Налейте в пробирку 
2–3 мл концентрированной соляной кислоты и опустите в нее 
прокаленный кусочек меди. Обратите внимание на исчезновение 
черного налета. Отметьте появление окраски раствора, характерной 
для ионов меди [CuCl4]2-. Напишите уравнения реакций 
получения CuO и его взаимодействия с концентрированной 
соляной кислотой.  
О п ы т  2. Получение оснований и их свойства  
а. Получение гидроксида никеля. Внесите в три ячейки 
капельного планшета по две капли раствора соли никеля. Добавьте 
в каждую ячейку по одной-две капли раствора гидроксида натрия. 
Отметьте 
цвет 
образовавшегося 
осадка 
гидроксида 
никеля. 
Проверьте растворимость Ni(OH)2 в кислоте и избытке щелочи. Для 
этого добавьте в одну ячейку две-три капли NaOH, а в другую – 
две-три капли соляной или серной кислоты. По результатам опыта 
определите характер гидроксида никеля, напишите уравнения 
соответствующих реакций.  
б. Получение гидроксида алюминия. Внесите в три ячейки 
капельного планшета по две капли раствора соли алюминия. 
Добавьте в каждую ячейку по одной-две капли раствора NaOH. 
Обратите внимание на агрегатное состояние образовавшегося 
осадка гидроксида алюминия. Проверьте растворимость Al(OH)3 в 
кислоте и избытке щелочи. По результатам опыта определите 
характер гидроксида алюминия, напишите уравнения соответствующих 
реакций.  
О п ы т  3. Получение и термическое разложение оснований 
Поместите в пробирку 1–2 мл раствора сульфата меди (II) и 
добавьте равный объем раствора гидроксида натрия. Отметьте 
наблюдаемые явления. Осторожно нагрейте содержимое пробирки