отчет л. Химические свойства оксидов, оснований, кислот и солей
 Скачать 0.69 Mb.
|
|
МИНОБРНАУКИ РОССИИ САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ЭЛЕКТРОТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ «ЛЭТИ» ИМ. В.И. УЛЬЯНОВА (ЛЕНИНА) Кафедра физической химии ОТЧЕТ по лабораторной работе №1 по дисциплине «Химия» Тема: Химические свойства оксидов, оснований, кислот и солей. Получение кислот и солей. Студент гр. 7204 Забелинский А.А. Преподаватель Альмяшева О.В. Санкт-Петербург 2017 2 Цель работы. Ознакомление с методами получения оксидов, оснований, кислот, солей и изучение их химических свойств. Основные теоретические положения. Оксиды – хим. соединения, состоящие из двух эл., один из которых кислород в степени окисления “-2”. Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Последних довольно мало (СО, NO, N 2 O), они не образуют солей ни с кислотами, ни со щелочами. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные. Оксиды Простые Сложные Кислотные Амфотерные Основные 𝑆𝑂 2 , 𝐶𝑂 2 , 𝑆𝑖𝑂 2 𝑍𝑛𝑂, 𝐴𝑙 2 𝑂 3 , 𝐶𝑟 2 𝑂 3 𝐶𝑢𝑂, 𝑁𝑎 2 𝑂 Реагируя с основаниями, они образуют соль и воду. Степень окисления металлов в кислотных оксидах, как правило, больше +4 Обладают двойственными свойствами и ведут себя в одних условиях как основные, а в других – как кислотные. Реагируя с кислотами, они образуют соль и воду. У металлов, входящих в состав основных оксидов, степень окисления, как правило, бывает не выше +3. Основания – это гидроксиды металлов, при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы (OH − ) (по кол-ву (OH − ) определяется кислотность). 𝐶𝑢(𝑂𝐻) 2 ⇆ (𝐶𝑢𝑂𝐻) + + 𝑂𝐻 − По растворимости в воде различают: Основания, растворимые в воде – щелочи (гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов) Основания, нерастворимые в воде, например Cu(OH) 2 , Fe(OH) 3 , Cr(OH) 3 Основания реагируют с кислотными оксидами и кислотами с образованием соли и воды и не реагируют с основными оксидами и щелочами. 3 Нерастворимые основания разлагаются при нагревании. Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются ионы водорода (H + ) и анионы кислотных остатков 𝐻 2 𝐶𝑂 3 ⇆ 𝐻 + + 𝐻𝐶𝑂 3 − По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на бескислородные и кислородосодержащие Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими левее водорода в электрохимическом ряду напряжений, образуют соли и выделяют водород. (Водород не выделяется при взаимодействии металлов с азотной и концентрированной серной кислотами.) Кислоты реагируют с основными оксидами и основаниями, образуя соль и воду. Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы основных остатков и анионы кислотных остатков. Соли делятся на средние, кислые и основные. Соли Кислые Средние Основные Продукты неполного замещения катионов водорода многоосновных кислот катионами металла. Их образуют только многоосновные кислоты. Продукты полного замещения катионов водорода в кислоте катионами металла. Продукты полного замещения гидроксогрупп основания кислотными остатками. Продукты неполного замещения гидроксогрупп основания кислотными остатками. 4 Обработка результатов эксперимента. Опыт 1.12. В пробирку с раствором сульфата меди (II) добавил избыток гидроксида натрия. Проделал аналогичные опыты с растворами солей железа (III) и марганца (II). 1) 𝐶𝑢𝑆𝑂 4 + 2𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝐶𝑢(𝑂𝐻) 2 ↓ +𝑁𝑎 2 𝑆𝑂 4 (Образование синего осадка) 𝐶𝑢 2+ + 𝑆𝑂 4 2− + 2𝑁𝑎 + + 2𝑂𝐻 − ⇆ 𝐶𝑢(𝑂𝐻) 2 ↓ +2𝑁𝑎 + + 𝑆𝑂 4 2− 𝐶𝑢 2+ + 2𝑂𝐻 − ⇆ 𝐶𝑢(𝑂𝐻) 2 ↓ 𝐶𝑢𝑆𝑂 4 – Сульфат меди (II) 𝐶𝑢(𝑂𝐻) 2 − Гидроксид меди (II) 𝑁𝑎𝑂𝐻 – Гидроксид натрия 𝑁𝑎 2 𝑆𝑂 4 – Сульфат натрия 2) 𝑀𝑛𝑆𝑂 4 + 2𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑀𝑛(𝑂𝐻) 2 ↓ +𝑁𝑎 2 𝑆𝑂 4 (Образование бежевого осадка) 𝑀𝑛 2+ + 𝑆𝑂 4 2− + 2𝑁𝑎 + + 2𝑂𝐻 − ⇆ 𝑀𝑛(𝑂𝐻) 2 ↓ +2𝑁𝑎 + + 𝑆𝑂 4 2− 𝑀𝑛 2+ + 2𝑂𝐻 − ⇆ 𝑀𝑛(𝑂𝐻) 2 ↓ 𝑀𝑛𝑆𝑂 4 – Сульфат марганца (II) 𝑀𝑛(𝑂𝐻) 2 – Гидроксид марганца (II) 3) 𝐹𝑒𝐶𝑙 3 + 3𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝐹𝑒(𝑂𝐻) 3 ↓ +3𝑁𝑎𝐶𝑙 (Образование коричневого осадка) 𝐹𝑒 3+ + 3𝐶𝑙 − + 3𝑁𝑎 + + 3𝑂𝐻 − ⇆ 𝐹𝑒(𝑂𝐻) 3 ↓ +3𝑁𝑎 + + 3𝐶𝑙 − 𝐹𝑒 3+ + 3𝑂𝐻 − ⇆ 𝐹𝑒(𝑂𝐻) 3 ↓ 𝐹𝑒𝐶𝑙 3 – Хлорид железа (III) 𝐹𝑒(𝑂𝐻) 3 – Гидроксид железа (III) 𝑁𝑎𝐶𝑙 – Хлорид натрия Опыт 2.5. Испытал действие соляной кислоты на осадки гидроксидов меди (II) и марганца (II). 1) 𝐶𝑢(𝑂𝐻) 2 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝐶𝑢𝐶𝑙 2 + 2𝐻 2 𝑂 (Растворение синего осадка) 𝐶𝑢(𝑂𝐻) 2 + 2𝐻 + + 𝐶𝑙 − ⇆ 𝐶𝑢 2+ + 2𝐶𝑙 − + 2𝐻 2 𝑂 𝐶𝑢(𝑂𝐻) 2 + 2𝐻 + ⇆ 𝐶𝑢 2+ + 2𝐻 2 𝑂 𝐻𝐶𝑙 – Соляная кислота (хлорид водорода) 𝐶𝑢𝐶𝑙 2 – Хлорид меди (II) 𝐻 2 𝑂 – Вода 2) 𝑀𝑛(𝑂𝐻) 2 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝑀𝑛𝐶𝑙 2 + 2𝐻 2 𝑂 (Растворение бежевого осадка) 𝑀𝑛(𝑂𝐻) 2 + 2𝐻 + + 𝐶𝑙 − ⇆ 𝑀𝑛 2+ + 2𝐶𝑙 − + 2𝐻 2 𝑂 𝑀𝑛(𝑂𝐻) 2 + 2𝐻 + ⇆ 𝑀𝑛 2+ + 2𝐻 2 𝑂 5 𝑀𝑛𝐶𝑙 2 – Хлорид марганца (II) Опыт 1.13. В трех пробирках испытал действие индикаторов – фенолфталеина, лакмуса, метилового оранжевого – на раствор щелочи. 1) 𝑁𝑎𝑂𝐻 + Фенолфталеин → фиолетовый цвет 2) 𝑁𝑎𝑂𝐻 + Метилоранж → оранжевый цвет 3) 𝑁𝑎𝑂𝐻 + Лакмус → голубой цвет Опыт 1.14. В пробирку с 6-8 каплями раствора щелочи прибавить 2-3 капли фенолфталеина. Добавить по каплям раствор кислоты до исчезновения окраски индикатора. 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻 2 𝑂 (Фенолфталеин изменяет окраску с фиолетовой на прозрачную, так как среда становится нейтральной) 𝑁𝑎 + + 𝑂𝐻 − + 𝐻 + + 𝐶𝑙 − ⇆ 𝑁𝑎 + + 𝐶𝑙 − + 𝐻 2 𝑂 𝑂𝐻 − + 𝐻 + ⇆ 𝐻 2 𝑂 Опыт 1.16. Получил осадок гидроксида никеля (II), прибавляя к 2-3 каплям раствора соли никеля (II) избыток раствора щелочи. Испытал действие кислоты на полученный осадок. 1) 𝑁𝑖𝑆𝑂 4 + 2𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑖(𝑂𝐻) 2 ↓ +𝑁𝑎 2 𝑆𝑂 4 (Образование светло-зелёного осадка) 𝑁𝑖 2+ + 𝑆𝑂 4 2− + 2𝑁𝑎 + + 2𝑂𝐻 − ⇆ 𝑁𝑖(𝑂𝐻) 2 ↓ +2𝑁𝑎 + + 𝑆𝑂 4 2− 𝑁𝑖 2+ + 2𝑂𝐻 − ⇆ 𝑁𝑖(𝑂𝐻) 2 ↓ 𝑁𝑖𝑆𝑂 4 – Сульфат никеля 𝑁𝑖(𝑂𝐻) 2 – Гидроксид никеля 2) 𝑁𝑖(𝑂𝐻) 2 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝑁𝑖𝐶𝑙 2 + 2𝐻 2 𝑂 (Растворение осадка) 𝑁𝑖(𝑂𝐻) 2 + 2𝐻 + + 2𝐶𝑙 − ⇆ 𝑁𝑖 2+ + 2𝐶𝑙 − + 2𝐻 2 𝑂 𝑁𝑖(𝑂𝐻) 2 + 2𝐻 + ⇆ 𝑁𝑖 2+ + 2𝐻 2 𝑂 Опыт 1.18. В две пробирки поместил по 5 капель раствора соли цинка. Добавлять по каплям раствор NaOH до образования осадка. В первую пробирку 6 прибавить раствор кислоты, во вторую – избыток раствора щелочи. 1) 𝑍𝑛𝑆𝑂 4 + 2𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑍𝑛(𝑂𝐻) 2 ↓ +𝑁𝑎 2 𝑆𝑂 4 (Образование белого осадка) 𝑍𝑛 2+ + 𝑆𝑂 4 2− + 2𝑁𝑎 + + 2𝑂𝐻 − ⇆ 𝑍𝑛(𝑂𝐻) 2 ↓ +2𝑁𝑎 + + 𝑆𝑂 4 2− 𝑍𝑛 2+ + 2𝑂𝐻 − ⇆ 𝑍𝑛(𝑂𝐻) 2 ↓ 𝑍𝑛𝑆𝑂 4 – Сульфат цинка (II) 𝑍𝑛(𝑂𝐻) 2 – Гидроксид цинка (II) 2) 𝑍𝑛(𝑂𝐻) 2 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝑍𝑛𝐶𝑙 2 + 2𝐻 2 𝑂 (Растворение белого осадка) 𝑍𝑛(𝑂𝐻) 2 + 2𝐻 + + 2𝐶𝑙 − ⇆ 𝑍𝑛 2+ + 2𝐶𝑙 − + 2𝐻 2 𝑂 𝑍𝑛(𝑂𝐻) 2 + 2𝐻 + ⇆ 𝑍𝑛 2+ + 2𝐻 2 𝑂 𝑍𝑛𝐶𝑙 2 – Хлорид цинка (II) 3) 𝑍𝑛(𝑂𝐻) 2 + 2𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎 2 [𝑍𝑛(𝑂𝐻) 4 ] ↓ (Изменение оттенка осадка) 𝑍𝑛(𝑂𝐻) 2 + 2𝑁𝑎 + + 2𝑂𝐻 − ⇆ 𝑁𝑎 2 [𝑍𝑛(𝑂𝐻) 4 ] ↓ 𝑁𝑎 2 [𝑍𝑛(𝑂𝐻) 4 ] – Тетрагидроксоцинкат (II) натрия Опыт 1.19. 1) 𝐶𝑟 2 (𝑆𝑂 4 ) 3 + 6𝑁𝑎𝑂𝐻 → 2𝐶𝑟(𝑂𝐻) 3 ↓ +3𝑁𝑎 2 𝑆𝑂 4 (Образование зелёного осадка) 2𝐶𝑟 3+ + 3𝑆𝑂 4 2− + 6𝑁𝑎 + + 6𝑂𝐻 − ⇆ 2𝐶𝑟(𝑂𝐻) 3 ↓ +6𝑁𝑎 + + 3𝑆𝑂 4 2− 2𝐶𝑟 3+ + 6𝑂𝐻 − ⇆ 2𝐶𝑟(𝑂𝐻) 3 ↓ 𝐶𝑟 2 (𝑆𝑂 4 ) 3 – Сульфат хрома(III) 𝐶𝑟(𝑂𝐻) 3 – Гидроксид хрома (III) 𝐶𝑟(𝑂𝐻) 3 + 3𝐻𝐶𝑙 → 𝐶𝑟𝐶𝑙 3 + 3𝐻 2 𝑂 (Растворение осадка) 𝐶𝑟(𝑂𝐻) 3 + 3𝐻 + + 3𝐶𝑙 − ⇆ 𝐶𝑟 3+ + 3𝐶𝑙 − + 3𝐻 2 𝑂 𝐶𝑟(𝑂𝐻) 3 + 3𝐻 + ⇆ 𝐶𝑟 3+ + 3𝐻 2 𝑂 𝐶𝑟𝐶𝑙 3 – Хлорид хрома (III) 2) 𝐶𝑟(𝑂𝐻) 3 + 3𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎 3 [𝐶𝑟(𝑂𝐻) 6 ] ↓ (Изменение оттенка осадка) 𝐶𝑟(𝑂𝐻) 3 + 3𝑁𝑎 + + 3𝑂𝐻 − ⇆ 𝑁𝑎 3 [𝐶𝑟(𝑂𝐻) 6 ] ↓ 𝑁𝑎 3 [𝐶𝑟(𝑂𝐻) 6 ] –гексагидроксохромат (III) натрия 7 Опыт 2.3. В трех пробирках испытал действие индикаторов – лакмуса, метилового оранжевого, фенолфталеина – на раствор соляной кислоты. 1) 𝐻𝐶𝑙 + Фенолфталеин → белый 2) 𝐻𝐶𝑙 + Метилоранж → красный цвет 3) 𝐻𝐶𝑙 + Лакмус → синий цвет Опыт 2.8. Испытал действие растворов: сульфата натрия на хлорид бария, хлорида кальция на карбонат натрия. 1) 𝑁𝑎 2 𝑆𝑂 4 + 𝐵𝑎𝐶𝑙 2 → 𝐵𝑎𝑆𝑂 4 ↓ +2𝑁𝑎𝐶𝑙 (Образование белого осадка) 2𝑁𝑎 + + 𝑆𝑂 4 2− + 𝐵𝑎 2+ + 2𝐶𝑙 − ⇆ 𝐵𝑎𝑆𝑂 4 ↓ +2𝑁𝑎 + + 2𝐶𝑙 − 𝑆𝑂 4 2− + 𝐵𝑎 2+ ⇆ 𝐵𝑎𝑆𝑂 4 ↓ 𝐵𝑎𝐶𝑙 2 – Хлорид бария 2) 𝐶𝑎𝐶𝑙 2 + 𝑁𝑎 2 𝐶𝑂 3 → 𝐶𝑎𝐶𝑂 3 ↓ +2𝑁𝑎𝐶𝑙 (Образование белого осадка) 𝐶𝑎 2+ + 2𝐶𝑙 − + 2𝑁𝑎 + + 𝐶𝑂 3 2− ⇆ 𝐶𝑎𝐶𝑂 3 ↓ +2𝑁𝑎 + + 2𝐶𝑙 − 𝐶𝑎 2+ + 𝐶𝑂 3 2− ⇆ 𝐶𝑎𝐶𝑂 3 ↓ 𝐶𝑎𝐶𝑙 2 – Хлорид кальция 𝑁𝑎 2 𝐶𝑂 3 – Карбонат натрия 𝐶𝑎𝐶𝑂 3 – Карбонат кальция Опыт 2.12. К раствору хлорида кобальта (II) добавил по каплям раствор гидроксида натрия до образования синего осадка. 𝐶𝑜𝐶𝑙 2 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝐶𝑜(𝑂𝐻)𝐶𝑙 ↓ +𝑁𝑎𝐶𝑙 (Образование синего осадка) 𝐶𝑜 2+ + 2𝐶𝑙 − + 𝑁𝑎 + + 𝑂𝐻 − ⇆ 𝐶𝑜(𝑂𝐻)𝐶𝑙 ↓ +𝑁𝑎 + + 𝐶𝑙 − 𝐶𝑜 2+ + 𝐶𝑙 − + 𝑂𝐻 − ⇆ 𝐶𝑜(𝑂𝐻)𝐶𝑙 ↓ 𝐶𝑜𝐶𝑙 2 – Хлорид кобальта (II) 𝐶𝑜(𝑂𝐻)𝐶𝑙– Гидроксохлорид кобальта (II) Опыт 2.13. Осадок, полученный в опыте 2.12, разделил на две порции и поместил в пробирки. К одной порции добавлять раствор щелочи до изменения цвета осадка, к другой – раствор соляной кислоты до его растворения. 1) 𝐶𝑜(𝑂𝐻)𝐶𝑙 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝐶𝑜(𝑂𝐻) 2 ↓ +𝑁𝑎𝐶𝑙 (Изменение цвета осадка на серый) 𝐶𝑜(𝑂𝐻)𝐶𝑙 + 𝑁𝑎 + + 𝑂𝐻 − ⇆ 𝐶𝑜(𝑂𝐻) 2 ↓ +𝑁𝑎 + + 𝐶𝑙 − 𝐶𝑜(𝑂𝐻)𝐶𝑙 + 𝑂𝐻 − ⇆ 𝐶𝑜(𝑂𝐻) 2 ↓ +𝐶𝑙 − 𝐶𝑜(𝑂𝐻) 2 – Гидроксид кобальта (II) 8 2) 𝐶𝑜(𝑂𝐻)𝐶𝑙 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝐶𝑜𝐶𝑙 2 + 𝐻 2 𝑂 (Растворение осадка) 𝐶𝑜(𝑂𝐻)𝐶𝑙 + 𝐻 + + 𝐶𝑙 − ⇆ 𝐶𝑜 2+ + 2𝐶𝑙 − + 𝐻 2 𝑂 𝐶𝑜(𝑂𝐻)𝐶𝑙 + 𝐻 + ⇆ 𝐶𝑜 2+ + 𝐶𝑙 − +𝐻 2 𝑂 Выводы. Изучив основные теоретические положенияполучения оксидов, оснований, кислот, солей и их свойств, провел ряд опытов: 1.12. Провел 3 опыта реакции соли с едким натром, каждый раз получая гидроксид соответствующего металла. 2.5. Испытал действие соляной кислоты на осадки гидроксидов меди (II) и марганца (II). 1.13. и 2.3. Проверил действие индикаторов на щелочную и кислотную среды. 1.14. Проверил действие фенолфталеина на изменения среды с щелочной на нейтральную. 1.16. Испытал действия кислоты на полученном ранее осадке. 1.18. и 1.19. Испытал действия кислоты и щелочи на полученный ранее осадок. 2.8. Провел реакции типа соль + соль 2.12. и 2.13. Получив основную соль, провел “конечные” замещения: 1) До гидроксида 2) До соли |