ЛР 1. Захаров А.А.. Краткие теоретические сведения
 Скачать 290.5 Kb.
|
 Цель работы. Ознакомление с важнейшими классами неорганических соединений: оксидами, основаниями, кислотами и солями; способами их получения и свойствами. Краткие теоретические сведенияНеорганические соединения можно разделить на четыре важнейших класса – оксиды, основания, кислоты и соли. Оксиды – продукты соединения элементов с кислородом. Различают солеобразующие и несолеобразующие оксиды, а также пероксиды, которые по свойствам относятся к солям пероксида водорода H2O2. Несолеобразующих оксидов немного (например, CO, NO, N2O), они не образуют солей ни с кислотами, ни с основаниями. Солеобразующие оксиды подразделяют на основные, кислотные и амфотерные. Пероксиды образуют щелочные (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельные (Ca, Sr, Ba) металлы. В пероксидах атомы кислорода связаны между собой ковалентной связью (например, K2O2: K–O–O–K) и легко разлагаются с отщеплением атомарного кислорода, поэтому они являются сильными окислителями. Основные оксиды образуют металлы в низших степенях окисления (+1, +2), их гидратами являются основания. Оксиды щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba) при растворении в воде образуют основания, растворимость которых меньше, к щелочам приближается только гидроксид бария Ba(OH)2. Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли: CaO + CO2 = CaCO3 или CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O. Неметаллы (B, C, N, P, S, Cl и др.), а также металлы, расположенные в побочных подгруппах больших периодов в высших степенях окисления +5,+6, +7 (V, Cr, Mn и др.), образуют кислотные оксиды, взаимодействие которых с основными оксидами и основаниями приводит к солям: SO2 + Na2O = Na2SO3 N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O Металлы главных и побочных подгрупп средних степеней окисления +3, +4 (Cr, Mn, Sn и др.), иногда +2 (Sn, Pb) образуют амфотерные оксиды. Их гидраты проявляют как основные, так и кислотные свойства, реагируя как с кислотами, так и с основаниями: Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O Оксиды получают взаимодействием элемента с кислородом: 7 2Mg + O2 = 2MgO 4P + 5O2 = 2P2O5 или разложение сложного вещества: CaCO3 → CaO + CO2 2Zn(NO3)2 → 2ZnO + 4NO2 + O2 Гидроксиды это соединения, состав которых выражают общей формулой Э(ОН)n, где Э – атом элемента, n – индекс соответствующий степени окисления Э. В зависимости от природы атома элемента гидроксиды диссоциируют по связи Э–ОН, с образованием основных (основания), и по связи ЭО–Н, с образованием кислотных (кислоты) и амфотерных гидроксидов (амфолиты). Основания при диссоциации в растворе в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы: NaOH ⇄ Na+ + OH-, количество которых определяет кислотность основания. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато: Ca(OH)2 ⇄ (CaOH)+ + OH- (CaOH)+ ⇄ Ca2+ + OH- Водные растворы хорошо растворимых оснований называют щелочами. Щелочи получают растворением оксидов в воде: Na2O + H2O = 2NaOH. Индикаторы в щелочных растворах меняют окраску: так фиолетовый лакмус приобретает синий цвет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым. Основания реагируют с кислотами, образуя соль и воду: NaOH + HCl = NaCl + H2O Если основание и кислота взаимодействуют в эквивалентных отношениях, то среда становится нейтральной. Такая реакция называется реакцией нейтрализации. Многие нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются: Cu(OH)2 → CuO + H2O 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 др.) и кислородсодержащие (HNO3, H2SO4, H2SO3, H3PO4 и др.). Основность кислоты определяется числом катионов водорода, образующихся при диссоциации. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато: H2SO4 ⇄ H+ + HSO4− HSO4− ⇄ H+ + SO42− В растворах кислот лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым, фенолфталеин остается бесцветным. Кислоты получают растворением кислотных оксидов в воде или по реакции обмена соли с кислотой: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4 Амфолиты представляют собой гидроксиды, проявляющие в реакциях как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся 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 NH+4) и анионы кислотных остатков: Na2SO4 → 2Na+ + SO42− NH4NO3 ⇄ NH4+ + NO3− Различают средние, кислые и основные 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+ + PO43−. 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. Основные соли (гидроксосоли) являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп многокислотного основания на кислотные остатки: AlOHSO4, MgOHCl, (CuOH)2SO4. Диссоциация основной соли выражается уравнением: AlOHSO4 ⇄ (AlOH)2+ + SO42− Катион (AlOH)2+ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени. К основным способам получения средних солей относят: 1) взаимодействие металла и неметалла: 2Na + Cl2 = 2NaCl 2) взаимодействие основного и кислотного оксидов: CaO + CO2 = CaCO3 3) вытеснение активным металлом водорода или менее активного металла: Zn + 2HCl = H2 + ZnCl2 Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu 4) реакция нейтрализации: NaOH + HCl = NaCl + H2O 5) реакция 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 Основные 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 основные соли при избытке кислоты переходят в средние соли: NaHSO4 + NaOH (избыток) = Na2SO4 + H2O (CuOH)2SO4 + H2SO4 (избыток) = 2CuSO4 + 2H2O Для многих металлов характерны комплексные соединения, которые диссоциируют в растворе как сильные электролиты, образуя устойчивые комплексные ионы: (CuOH)2SO4 + 8NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + [Cu(NH3)4]SO4 + 8H2O Степень диссоциации комплексных соединений незначительна: [Cu(NH3)4](OH)2 ⇄ [Cu(NH3)4]2+ + 2OH⎯ [Cu(NH3)4]SO4 ⇄ [Cu(NH3)4]2+ + SO2−4 Комплексные соединения многих d-металлов окрашены, что позволяет их использовать в аналитической практике для обнаружения ионов металлов. Экспериментальная частьОпыт 1. Получение оксидов металлов и изучение их свойствА. Метод высокотемпературного окисления Стружку сплава магния возьмите тигельными щипцами и внесите в пламя спиртовки. Опыт проводите над асбестовой сеткой или фарфоровой чашкой. Магний горит ярким белым пламенем, покрываясь белым налетом оксида магния. Напишите уравнения реакции образования оксида магния. Уравнение реакции образования оксида магния: 2Mg + O2 → 2MgO Осторожно опустите стружку с образовавшимся оксидом в пробирку с дистиллированной водой, добавьте 2-3 капли фенолфталеина, который является индикатором на наличие гидроксид ионов, определяющих щелочную среду, отметьте окраску раствора. Напишите уравнение реакции образования гидроксида магния. Уравнение реакции образования гидроксида магния: MgO + H2O → Mg(OH)2 Б) Метод термического разложения солей Возьмите тигельными щипцами кусочек мела и прокалите его в пламени спиртовки. Напишите уравнение реакции разложения карбоната кальция. Опустите прокаленный мел в пробирку с дистиллированной водой, добавьте 2-3 капли фенолфталеина, отметьте окраску раствора. Уравнение реакции разложения карбоната кальция: CaCO3 → CaO + CO2 Напишите уравнение реакции образования гидроксида кальция. Уравнение реакции образования гидроксида кальция: CaO + Н2О → Са(ОН)2 Опыт 2. Получение гидроксидов металлов и изучение их свойствА) Гидроксид никеля Б) Гидроксид алюминия В) Гидроксид меди Опыт выполняется капельным методом. Внесите по 2–4 капли 0,2 н. раствора соли соответствующего металла в 3 пробирки, добавьте в каждую по 4 капли 2 н. раствора гидроксида натрия, обратите внимание на окраску образовавшегося гидроксида. Напишите уравнение реакции. Уравнения реакций: NiCl2 + 2NaOH → Ni(OH)2 + 2NaCl AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3 + 3NaCl CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2 + 2NaCl Закрепите в держателе пробирку и осторожно нагрейте ее в пламени спиртовки, обратите внимание на изменение цвета осадка. Если цвет осадка изменился, напишите уравнения реакции разложения соответствующего гидроксида. Уравнения реакции разложения соответствующего гидроксида: Ni(OH)2 → NiO + H2O 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O Cu(OH)2 → CuO + H2O Проверьте растворимость образовавшегося гидроксида в кислоте и избытке щелочи, для чего в одну пробирку добавьте 4–6 капель щелочи, в другую – 2-3 капли 2 н. раствора соляной кислоты. Напишите уравнение протекающей реакции. Укажите характер полученного гидроксида. Гидроксид никеля (II) Ni(OH)2 – проявляет амфотерные свойства, реагирует с разбавленными кислотами, щелочами при спекании. Уравнения реакций: Ni(OH)2 + 2HCl (разб.) → NiCl2 + 2H2О Ni(OH)2тв. + 2NaOHтв. → Na2[Ni(OH)4]. Гидроксид алюминия амфотерен, то есть обладает как основными, так и кислотными свойствами. Уравнения реакций: Al(OH)3 + 3HCl (разб.) → AlCl3 + 3H2О Al(OH)3 + 3NaOH → Na3[Al(OH)6]. Гидроксид меди(II) Cu(OH)2 - основный гидроксид с проявлением амфотерных свойств. Cu(OH)2 взаимодействует с кислотами и с концентрированными растворами щелочей: Cu(OH)2 + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.) → Na2[Cu(OH)4] Опыт 3. Получение кислотА) Уксусная кислота Б) Угольная кислота Реактивы: ацетата натрия CH3COONa, кусочек мела, 2 н. раствор НСl. В пробирку поместите небольшое количество кристаллической соли и по каплям прилейте 2 н. раствора соляной кислоты, обратите внимание на признаки реакции (появление запаха, изменение цвета, выделение газа). Опишите происходящие явления. Напишите уравнение реакции в молекулярной и молекулярно-ионной форме. Уравнение реакций: CH3COONa + HCl → CH3COOН + NaCl CH3COO- + H+ → CH3COOН Наблюдение: появляется запах уксуса. Опыт 4. Получение солейА) Средняя соль Опыт выполняется капельным методом. Внесите в пробирку 2–4 капли 0,2 н. раствора соли бария, добавьте 2 капли 0,2 н. раствора сульфата натрия. Напишите уравнение реакции в молекулярной и молекулярно-ионной форме. Уравнение реакции: ВаCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaCl Ва2+ + SO42- → BaSO4 Б) Основная соль Опыт выполняется капельным методом. Внесите в пробирку 2–4 капли 0,4 н. раствора соли кобальта, добавьте 2 капли 4 н. раствора гидроксида натрия, обратите внимание на образование голубого осадка основной соли кобальта, добавьте избыток гидроксида натрия, обратите внимание на изменение цвета осадка. Напишите уравнение реакции в молекулярной и молекулярно-ионной форме. Уравнения реакций: 2СоSO4 + 2NaOH → (CoOH)2SO4 + Na2SO4 Со2+ + OH- → CoOH+ (CoOH)2SO4 + 2NaOH → 2Co(OH)2 + Na2SO4 CoOH+ + OH- → Co(OH)2 В) Кислая соль Налейте в пробирку 2-3 мл насыщенного раствора гидроксида кальция, добавьте по каплям 2 н. раствора фосфорной кислоты до выпадения осадка средней соли фосфата кальция. В избытке фосфорной кислоты осадок растворяется с образованием кислой соли дигирофосфата кальция. Напишите уравнения реакций в молекулярной и молекулярно-ионной форме. Уравнения реакций: 3Са(ОН)2 + 2Н3РО4 → Са3(РО4)2 + 6Н2О Са(ОН)2 + 2Н3РО4 → Са(Н2РО4)2 + 2Н2О (В молекулярно-ионной форме написать нельзя, так как исходные и конечные вещества плохо растворяются в воде). Г) Комплексная соль В пробирку налейте 1-2 мл 0,4 н. раствора сульфата меди, добавьте 1-2 мл 10 %-го водного раствора аммиака (гидроксида аммония NH4OH), отметьте окраску образовавшегося осадка гидроксосульфата меди. Уравнения реакций: 2СuSO4 + 2NH4OH → (CuOH)2SO4 + (NH4)2SO4 Сu2+ + NH4OH → CuOH+ + NH4+ Цвет осадка гидроксосульфата меди – зелено-голубой. Добавьте избыток раствора аммиака до растворения осадка и образования комплексных солей [Cu(NH3)4](OH)2 и [Cu(NH3)4]SO4. Отметьте окраску образовавшегося раствора. Эта реакция является характерной и используется для обнаружения ионов меди в растворе. Напишите уравнения реакций в молекулярной и молекулярно-ионной форме. Уравнения реакций: (CuOH)2SO4 + 8NH4OH → [Cu(NH3)4](OH)2 + [Cu(NH3)4]SO4 + 8Н2О (CuOH)2SO4 + 8NH4OH → 2[Cu(NH3)4]2+ + 2OH- + SO42- + 8Н2О Вывод: в ходе выполнения лабораторной работы были изучены основные классы неорганических веществ, проведены соответствующие опыты, в ходе опытов мы наблюдали изменение цвета веществ, выпадение осадка, так же были составлены уравнения соответствующих реакций. |