Сборник лаб. раб по общей химии new. Методические указания по выполнению лабораторных работ и организации самостоятельной работы для студентов всех форм обучения
 Скачать 1.56 Mb.
|
|
КИСЛОТЫ Содержание понятий «кислота» и «основание» в процессе развития химии существенно менялось. По теории Аррениуса-Оствальда кислотой называлось электронейтральное вещество, которое при растворении в воде диссоциировало с образованием иона Н + , а основанием – с образованием иона ОН - . Однако эта теория оказалась неприменима ко многим водным и неводным растворам. Например, в бензольных растворах НСI не диссоциировала на ионы (т.е. нет иона Н+), однако в этих растворах металлы растворяются с выделением водорода. Более общей является протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури. По этой теории кислотами называют вещества, способные отдавать протон другому веществу, а основаниями — вещества, способные принимать протон. Кислотами называют сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов, и кислотных остатков. Еще более общей является электронная теория кислот и оснований Льюиса. По Льюису, кислотами являются частицы с незаполненной внешней электронной оболочкой, а основаниями – частицы со свободной парой электронов. Конечно, протон и в теории Льюиса остается кислотой, поскольку является акцептором электронов. Итак, при диссоциации кислоты в водном растворе в качестве катионов отщепляется протон (один или несколько). Остающаяся при этом отрицательно заряженная частица называется кислотным остатком.
В зависимости от того, сколько протонов отщепляется при растворении или замещается металлами, различают одно-, двух- или трехосновные кислоты. Например: HNO3 - одноосновная кислота, H2SO4 – двухосновная, H3PO4 – трехосновная. В зависимости от наличия (или отсутствия) в кислотном остатке атома кислорода различают бескислородные (HCl, HBr, H2S) и кислородсодержащие кислоты (H2SO4, HClO3, H3PO4). Номенклатура кислот Названия кислот производятся от названия элементов, их образующих. Например, H2SO4 – серная кислота, H3PO4 – фосфорная, H2SiO3 – кремниевая, H2Sе – селеноводородная кислота и т.д. Названия кислородсодержащих кислот производятся от названия неметалла с окончанием -ная, -вая, если неметалл проявляет в этой кислоте высшую степень окисления. В порядке понижения степени окисления неметалла окончание названия кислоты меняется на -ватая, -истая, -оватистая. Например, для кислородсодержащих кислот хлора названия таковы (табл.1): Таблица 1. Кислородсодержащие кислоты хлора
В названиях бескислородных кислот два корня: название элемента и водород; окончание –ная, например: HBr – бромоводородная и т.д. Часто используют тривиальные названия, например: HCl – соляная кислота, HF – плавиковая. Если элемент, находясь в одной и той же степени окисления, образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, НРО3 и Н3Р04), то название кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода, снабжается приставкой «мета», а название кислоты с наибольшим числом атомов кислорода приставкой «орто» (НРО3 — метафосфорная кислота, Н3Р04 — ортофосфорная кислота). Если молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего элемента, то перед ее названием помещается числительная приставка «дву», например: Н4Р207 — двуфосфорная кислота, Н2S2О7 — двусерная кислота. Получение кислот 1. Взаимодействие с водой кислотных оксидов (для кислородсодержащих кислот): Cl2O7 + H2O = 2HClO4 SO3 + H2O = H2SO4 P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 2. Взаимодействие соответствующего неметалла с водородом (для бескислородных кислот): H2 + Cl2 ↔ 2HCl H2 + S ↔ H2S При дальнейшем растворении образующихся газов в воде получают одноименные кислоты. 3. Взаимодействие кислот с солями (реакция обмена): t0 2NaCl + H2SO4 (конц.) → Na2SO4 + 2HCl ↑ FeS + H2SO4 (разб.) = FeSO4 +H2S ↑ CuSO4 + H2S = CuS ↓ + H2SO4 4. Реакции с изменением степени окисления: 3Р + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO ↑ Химические свойства кислот Химические свойства кислот можно разделить на две группы: - общие свойства, связанные с наличием в растворах кислот иона Н+ (иона гидроксония Н3О+); - специфические свойства (характерные для конкретных кислот). Общие свойства кислот 1. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации) с образованием соли (средней, кислой или основной) и воды: HCl + NaОН = NaCl + H2O 2HCl + Fe(ОН)3 = Fe(ОН)Cl2 + 2H2O NaОН + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O 2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами (при этом амфотерные оксиды проявляют свойства основных): 2HCl + FeО = FeCl2 + H2O 6HCl + Fe2О3 = 2FeCl3 + 3H2O 3. Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с образованием соли и водорода (для всех кислот, кроме азотной и концентрированной серной): Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2 ↑ Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 ↑ 4. Взаимодействие с солями (более сильные кислоты вытесняют менее сильные из растворов их солей): H2SO4 + Na2СО3 = Na2SO4 + H2О + СО2 ↑ Ряд кислот – каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую: HNO3 H2SO4 HCl H2SO3 H2СО3 H2S H2SiO3 H3PO4  5. Растворы кислот меняют цвета индикаторов: лакмус – с фиолетового на красный; метиловый оранжевый – с оранжевого на розовый (при переходе от нейтральной среды к кислой). Различают сильные и слабые кислоты. Мерой силы кислоты считают ее способность к диссоциации с образованием Н+ (Н3О+). Если кислотообразующий элемент проявляет несколько степеней окисления, то сила кислородсодержащей кислоты возрастает с увеличением степени окисления кислотообразующего элемента. Рассмотрим, например, ряд кислот НСIО — НСIО2 — НСIО3 — НСIО4 (их структурные формулы приведены выше). При диссоциации этих кислот происходит разрыв связи Н—О, следовательно, чем прочнее эта связь, тем слабее кислота. Поскольку отрицательность кислорода выше, чем хлора, добавление каждого следующего атома О в структуре кислоты приводит к сдвигу электронной плотности связи Н—О в направлении от Н, и прочность этой связи уменьшается. Действительно, самой сильной кислотой в этом ряду является хлорная (НСIО4). Для бескислородных кислот сила кислоты определяется прочностью связи Н—Э в растворе. Чем прочнее эта связь, тем слабее кислота. Следовательно, в ряду галогеноводородных кислот самой сильной оказывается йодоводородная, т.к. чем больше атомный радиус галогена, тем все более энергетически выгодным становится образование иона гидроксония: HHal + H2O ↔ Н3О+ + Hal- где Hal – элемент подгруппы галогенов (VII А группа) Специфические свойства кислот 1. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании: t0 H2SiO3 → H2O + SiO2 t0 Н2CO3 → Н2O + CO2 ↑ 2. Кислоты, образованные элементами в отрицательных и не высших положительных степенях окисления, проявляют восстановительные свойства: H2S + Cl2 = 2HCl + S↓ 4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 ↑ + 2Н2O 3. Взаимодействие с неметаллами (только азотная и концентрированная серная кислота – сильные окислители): t0 4HNO3 (конц.) + С → СO2 + 4NO2↑ + 2Н2O t0 5HNO3 + 3P + 2Н2O → 3H3PO4 + 5NO C + 2H2SO4 (конц.) = CO2 ↑ + 2SO2 ↑ + 2Н2O 4. Взаимодействие серной кислоты с металлами (кроме Au, Pt, Os, Ta и Ir): 1) Металлы, стоящие в ряду напряжений до Н2: H2SO4 (разб.) + Ме → Ме2+ SO4 + H2↑ 2) Щелочные металлы: H2SO4 (конц.) + Ме → Ме+2 SO4 + S↓ (или H2S↑) + Н2O 3) Щелочноземельные металлы и Zn: H2SO4 (конц.) + Ме → Ме2+ SO4 + H2S↑ (или SO2) + Н2O 4) Тяжелые металлы (Pb, Cu, Ni, Zn, Cd, Co, Sb, Sn, Bi, Hg, Ag) и Fe: t0 Ме + H2SO4 (конц.) → Ме2+ SO4 + SO2↑+ Н2O
H2SO4 (70%) + Ме → Меn+2 (SO4)n + SO2↑+ Н2O 6H2SO4 (70%) + 2Fe = Fe2(SO4)3 + 3SO2↑+ 6Н2O t0 H2SO4 (конц.) + Ме → Меn+2 (SO4)n + SO2↑+ Н2O Al, Co, Fe, Ni и Cr на холоду с концентрированной серной кислотой не взаимодействуют (холодная концентрированная кислота пассивирует эти металлы). 5. Взаимодействие азотной кислоты с металлами (кроме Au, Pt, Os, Ta и Ir): 1) Щелочные и щелочноземельные металлы: HNO3 (конц.) + Ме → Меn+(NO3)n + Н2O + NO2↑ HNO3 (разб.) + Ме → Меn+(NO3)n + NН4NO3 + H2O 2) Тяжелые металлы и Fe: HNO3 (конц.) + Ме → Меn+(NO3)n + NO2↑ + Н2O HNO3 (разб.) + Ме → Меn+(NO3)n + NO↑ + H2O Железо реагирует с концентрированной азотной кислотой только при нагревании. t0 6HNO3 (конц.) + Fe → Fe3+(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O 4HNO3 (разб.) + Fe → Fe3+(NO3)3 + NO↑ + 2H2O 3) Mg, Ca, Zn: HNO3 (конц.) + Ме → Меn+(NO3)2 + NO↑ (или NO2↑) + Н2O HNO3 (разб.) + Ме → Меn+(NO3)2 + N2O↑ (или N2↑) + H2O HNO3 (оч. разб.) + Ме → Меn+(NO3)2 + NН4NО3 + H2O 4) Al, Co, Fe, Ni и Cr на холоду с концентрированной азотной кислотой не взаимодействуют. ОСНОВАНИЯ (ГИДРОКСИДЫ МЕТАЛЛОВ) С точки зрения теории электролитической диссоциации основаниями называют сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах образуются в качестве анионов только гидроксид-ионы ОН.
В состав оснований входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксогруппами: NаОН, Cа(ОН)2. Номенклатура оснований В соответствии с номенклатурой ИЮПАК основания элементов называют гидроксидами с указанием степени окисления элемента, если она переменная; например: СuОН – гидроксид меди (I), Сu(ОН)2 – гидроксид меди (II). Основания принято делить на растворимые в воде (щелочи) и нерастворимые в воде, а также на основные и амфотерные. К растворимым в воде основаниям относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Са(ОН)2 малорастворим), а также гидроксид аммония NН4ОН. Гидроксиды остальных металлов практически нерастворимы (Сu(ОН)2 , Fe(OH)3, Cr(OH)2 и т.д.). К основным гидроксидам относят гидроксиды типичных металлов; они соответствуют основным оксидам: LiОН, NaОН, Са(ОН)2, Ва(ОН)2 , Сu(ОН)2 , Fe(OH)2 . К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды, соответствующие амфотерным оксидам (АI(ОН)3 , Fe(OH)3, Cr(OH)3). Амфотерными свойствами обладают гидроксиды металлов с неярко выраженными металлическими свойствами (в периоде при движении слева направо уменьшаются основные свойства гидроксидов; амфотерные свойства — у гидроксидов металлов, находящимися между металлами и неметаллами). Чем выше степень окисления металла, тем более амфотерны свойства его гидроксида. Получение оснований 1. Растворимые и нерастворимые основания получают по реакции обмена: Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3↓ + 3Na2SO4 AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl Na2CO3 + Ba(OH)2 = 2NaOH + BaCO3↓ 2. Растворимые основания получают по реакции с водой щелочных и щелочноземельных металлов либо их оксидов: 2K + 2H2O = 2KOH + H2↑ CaO + H2O = Са(ОН)2 3. В промышленности щелочи получают электролизом водных растворов хлоридов: электролиз 2  NaCl + 2H2O 2NaOH + H2↑ + Cl2↑ Химические свойства оснований 1. Все основания вступают в реакцию с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации): 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + Н2О Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2Н2О 2. Щелочи взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами: 2KOH + SiO2 = K2SiO3 + Н2О t0 Z nO + 2NaOH Na2ZnO2 + Н2Орасплав 3. Щелочи при сплавлении взаимодействуют с амфотерными гидроксидами: t0 A l(OH)3 + NaOH NaAlO2 + 2Н2О расплав 4. Растворы щелочей взаимодействуют с некоторыми неметаллами (галогены, сера, кремний, белый фосфор): 2KOH + Cl2 = KCl + KClO + Н2О (на холоду) 2NaOH + Si + Н2О = Na2SiO3 + 2H2↑ 6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3Н2О 5. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании до оксида и воды: t0 Са(ОН)2 → CaO + H2O t0 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O Щелочи при нагревании не разлагаются. 6. Основания могут взаимодействовать с кислыми солями: Ba(OH)2 + Са(НСО3)2 = BaСО3↓ + СаСО3 ↓ + 2H2O 7. Щелочи вытесняют слабые основания (аммиак и амины) из их солей: NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O 8. Следует отметить, что растворы щелочей меняют цвета индикаторов (переход от нейтральной среды к щелочной): Лакмуса – с фиолетового на синий; Фенолфталеина – с бесцветного на малиновый; Метилового оранжевого – с оранжевого на желтый. СОЛИ Соли - это сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотными остатками.
В зависимости от соотношения количеств кислоты и основания в реакциях нейтрализации могут образоваться различные по составу соли. В средних (нормальных) солях все атомы водорода в молекулах кислот замещены на атомы металла (Na2СО3, К3РО4 и т.д.). Например: 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O Уравнение диссоциации средней соли Na2SO4 можно записать так: Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO42- В кислых солях атомы водорода в молекулах кислоты замещены атомами металла частично (NaНСО3, К2НРО4 — они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты). Например, если основания взято меньше, чем требуется для полной нейтрализации серной кислоты, то при упаривании будут выпадать кристаллы кислой соли: NaOH + H2SO4 = NaНSO4 + H2O Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением: NaНSO4 ↔ Na+ + НSO4- Анион кислой соли подвергается вторичной диссоциации как слабый электролит: НSO4- ↔ Н+ + SO42- Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют. В основных солях группы ОН- основания лишь частично заменены кислотными остатками (Мg(ОН)Сl — получаются при избытке основания). Основные соли можно представить как продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки. Например: Мg(ОН)2 + НСl = Мg(ОН)Сl + H2O Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением: Мg(ОН)Сl ↔ Мg(ОН)+ + Сl- Катион основной соли в незначительной степени подвергаются дальнейшей диссоциации: Мg(ОН)+ ↔ Мg2+ + ОН- Итак, основные соли образуются многокислотными (двух и более) основаниями. Однокислотные основания основных солей не образуют. Известны также соли, которые образуются при замещении атомов водорода в кислоте атомами двух разных металлов (СаСО3 ∙ МgСО3 – доломит, Na2КРО4) — такие соли называют двойными. Встречаются также смешанные соли — в их составе один катион и два аниона (Са(ОСl)Сl). В состав кристаллогидратов (гидратные соли) входят молекулы кристаллизационной воды (CuSO4 безводный – бесцветная соль, CuSO4 ∙ 5Н2О – медный купорос – голубой, CаSO4 ∙ 2Н2О – гипс). Совершенно особый класс солей представляют комплексные соли), в состав которых входят сложные (комплексные) ионы (в формулах они заключаются в квадратные скобки). Например: K3[Fe(CN)6] – красная кровяная соль, K4[Fe(CN)6] – желтая кровяная соль, K[Al(OH)4]. Номенклатура солей Названия солей образуются из двух слов: название аниона в именительном падеже и название катиона в родительном падеже ( NaCl – хлорид натрия). Для металлов с переменной валентностью ее указывают в скобках: CuCl – хлорид меди (I). Названия кислых солей начинаются с приставки гидро- (дигидро-, если не замещены два атома водорода): NaHCO3 – гидрокарбонат натрия, NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия. Перед названиями основных солей ставится приставка гидроксо- (дигидроксо-): Mg(OH)Cl – гидроксохлорид магния; Al(OH)2Cl - дигидроксохлорид алюминия. Название кислотного остатка производится от корня (латинского названия кислотообразуещего элемента) с добавлением суффикса –аm (иногда при низких степенях окисления кислотообразующего элемента используют суффикс -um) или –uд (для бескислородных кислот). Приставка гипо- указывает на низшую степень окисления кислотообразующего элемента (если их больше двух). Приставка пер- указывает на высшую степень его окисления (для солей кислот с окончаниями названия -овая, -евая, -ная). Например: NaOCl – гипохлорит, NaClО2 – хлорит, NaClО3 – хлорат, NaClО4 – перхлорат натрия. Получение солей Соли получают при химическом взаимодействии соединений различных классов и простых веществ. Отметим важнейшие способы получения солей.
KOH + HNO3 = KNO3 + H2O 2. Взаимодействие кислот с основными оксидами: t0 CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
CaCO3 + 2HCl = СaCl2 + H2O + CO2 ↑
CuCl2 + Na2S = CuS↓ + 2NaCl
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 ↓ + H2O
3 KOH + FeCl3 = 3KCl + Fe(OH)3 ↓
t0 CaO + SiO2 → CaSiO3
t0 Fe + S → FeS
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2 ↑
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu 11. Взаимодействие оснований с неметаллами: 6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3Н2О Существуют и другие способы получения солей. Химические свойства солей Соли, за небольшим исключением, являются твердыми кристаллическими веществами. По растворимости в воде их можно разделить на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые. Химические свойства солей определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав. 1. Соли взаимодействуют с кислотами, оксидами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (выпадает осадок, выделяется газ, образуется малодиссоциирующее вещество, например, вода): BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl NaHCO3 + HCl = NaCl + Н2О + CO2 ↑ Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3 ↓ KHSO4 + KOH = K2SO4 + Н2О t0 Na2CO3 + SiO2 → Na2SiO3 + CO2 ↑ 2. Соли взаимодействуют с металлами, если металл в ряду стандартных электродных потенциалов находится левее металла, образующего катион соли: Cu + HgCl2 = CuCl2 + Hg 3. Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции; в том числе эти реакции могут проходить с изменением степени окисления атомов реагентов: K2Cr2O7+3Na2SO3 +4H2SO4=Cr2(SO4)3 +3Na2SO4 +K2SO4 +4Н2О AgNO3 + NaCl = AgCl ↓ + NaNO3 CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 ↓ + 2NaCl 4. Некоторые соли разлагаются при нагревании: t0 Hg(NO3)2 → Hg + 2NO2 ↑ + O2 ↑ t0 CuCO3 → CuO + CO2↑ t0 NH4NO3 → N2O↑ + 2Н2О Степень окисления элементов. Состав химических соединений выражается химическими формулами. При анализе (и составлении) химических формул удобно пользоваться понятием «степень окисления элемента в соединении». Сумма степеней окисления всех элементов соединения принимается равной нулю. Обычно степень окисления водорода принимается + 1 (степень окисления водорода в соединениях с активными металлами равна – 1), а степень окисления кислорода, равной – 2 (кислород в пероксиде водорода и его производных имеет степень окисления – 1). Степени окисления других элементов соединений рассчитывают, исходя из следующих предположений. Пример: Какие степени окисления имеют элементы в следующих соединениях: СО2 , Р2О5 , HCl , H2S ? В соединении СО2 сумма степеней окисления двух атомов кислорода составляет (-2) ∙ 2 = -4. Сумма степеней окисления всего соединения равна нулю. Следовательно, степень окисления углерода равна +4. В соединении Р2О5 каждые пять атомов кислорода характеризуются суммой степеней окисления, равной -10. Следовательно, каждые два атома фосфора имеют сумму степеней окисления , равную +10, а степень окисления одного атома фосфора в соединении Р2О5 равна +5. В соединении HCl степень окисления водорода +1; следовательно, степень окисления хлора -1. В соединении H2S степени окисления водорода и серы соответственно равны +1 и -2. Для соединений, состоящих из трех элементов и более, расчет степеней окисления усложняется. Существенную помощь при определении степеней сложных соединений, а также при составлении эмпирических формул оказывает тот факт, что элементы главных и некоторых побочных подгрупп имеют характерные для них степени окисления, зависящие от номера группы. Так, элементы главных подгрупп I – III групп таблицы Д.И. Менделеева имеют единственные характерные степени окисления - положительные и численно равные номеру группы (исключением является элемент III группы таллий, который может иметь степени окисления +3 и +1). Элементы главных подгрупп IV – VI групп (кроме кислорода) имеют следующие степени окисления: положительные, численно равные номеру группы и на две единицы меньше, и отрицательные, равные номеру группы минус число 8. Элементы главной подгруппы VII группы (за исключением фтора) имеют характерные нечетные степени окисления от +7 до -1, т.е. +7, +5, +3, +1, -1. Для элементов побочных подгрупп (d- и f – элементов) не существует такой определенной взаимосвязи между степенями окисления и номером группы, какая наблюдается для элементов главных подгрупп. Можно отметить, что d-элементы II-VII групп имеют высшие степени окисления, соответствующие номеру группы, и в обычных соединениях элементы побочных подгрупп не проявляют отрицательных степеней окисления. Степени окисления тех элементов побочных подгрупп, соединения которых наиболее часто применяются в химической практике, следует запомнить. К таким элементам относится хром (степени окисления +6 и +3), марганец (+7, +6, +4,+2), железо (+3, +2), кобальт, никель (+2, гораздо реже +3), медь (+2, +1), цинк (+2), серебро (+1), кадмий (+2), золото (+3,+1) и ртуть (+2,+1). Пример: Определите степени окисления элементов в соединениях FeAsO3 , AgPO3 . В соли FeAsO3 сумма степеней окисления кислорода -6. Железо может иметь степени окисления +2 и +3, а мышьяк степени +5 и +3. Сумма степеней окисления в эмпирической формуле FeAsO3 равна нулю, если степень окисления железа будет +3 и степень окисления мышьяка +3. В соединении AgPO3 степени окисления серебра (+1) и кислорода (-2) определяют степень окисления фосфора (+5). Графические формулы оксидов, кислот, оснований, солей Молекулы неорганических соединений могут быть охарактеризованы с помощью графических формул. Графические формулы показывают количество связей между элементами в молекулах соединений. При составлении графических формул следует пользоваться понятием «валентность», которое для большинства оксидов в этом случае может быть заменено понятием «степень окисления». Каждая валентность условно обозначается черточкой (в этом смысле единице степени окисления независимо от знака соответствует валентный штрих). Число валентных штрихов должно соответствовать абсолютной величине степени окисления, например для кремния (IV), магния (II) и азота (III) = Si = , Mg = , N ≡ Второй принцип построения графических формул заключается в том, что в большинстве молекул оксидов атомы элементов, если их больше одного, соединяются через кислород, например Na – O – Na O = Al – O – Al = O (Na2O) (Al2O3) O O \\ ∕ ∕ P – O – P (P2O5) ∕ ∕ \\ О О Графические формулы молекул гидроксидов составляют присоединением гидроксо-групп и атомов кислорода к иону металла. Например, графическая формула гидроксида алюминия Al(OH)3 O – H ∕ Al – O – H \ O – H Графические формулы молекул кислот строят следующим образом. Если в эмпирической формуле кислоты содержится два центральных атома, то они соединяются через кислород: Р – О – Р , S – O – S . Атомы водорода присоединяются к центральному атому через кислород, и остающиеся атомы кислорода присоединяются к центральному атому двумя валентными штрихами. Если центральных атомов два, то атомы водорода и кислорода делятся поровну. Например, графические формулы ортофосфорной, сернистой и дисерной кислот представлены следующим образом: H – O \ Ортофосфорная кислота H3PO4 H – O– P = O ∕ H – O H – O \ Сернистая кислота H2SO3 S = O ∕ H – O O O II II Дисерная кислота H2S2О7 H – O – S – O – S – O – H II II O O В графических формулах солей должны сохраняться графические формулы кислотных и основных остатков. Если кислотный остаток произведен от кислородной кислоты, то атомы металла присоединяются к кислотному остатку через кислород. Например, соль КBO2: oсновной остаток от К – О – Н имеет формулу К – , а кислотный остаток от кислоты Н – О – В = О имеет формулу –О – В =О. Следовательно, графическая формула КBO2 имеет вид: К – О – В = О Графические формулы солей Na2SO4 и AlCl3 имеют вид: Na – O О Cl \ ∕ ∕ ∕ S и Al – Cl ∕ \\ \ Na – O О Cl ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ Приборы и материалы Оборудование: спиртовка, держатель для пробирок, плитка, универсальная лакмусовая бумага. Реактивы: растворы хлорида магния, нитрата железа, сульфата меди, сульфата цинка, гидроксида натрия, серной кислоты, соляной кислоты и др.; твердые вещества: оксид меди, медь, цинк, железо, порошок угля и др. Варианты экспериментальных задач Задача 1. В бумажных пакетах находятся оксид меди и порошок угля. Распознайте их химическим путем. Задача 2. Получите из оксида меди сульфат меди. Задача 3. Получите гидроксид меди и превратите его в хлорид меди (II) Задача 4. Получите гидроксид железа (III) и превратите его в хлорид железа (III). Задача 5. Получите гидроксид цинка и докажите экспериментально, что это амфотерное соединение. Задача 6. В двух пробирках даны растворы кислоты и щелочи. Определите, какой раствор в каждой пробирке. Задача 7. Превратите железо в хлорид железа (II). Задача 8. Превратите цинк в сульфат цинка. Задача 9. Осуществите цепочку следующих превращений: цинк → сульфат цинка → гидроксид цинка. Задача 10. Осуществите цепочку следующих превращений: оксид меди → сульфат меди → гидроксид меди. Задача 11. Осуществите цепочку следующих превращений: цинк → хлорид цинка → гидроксид цинка. Задача 12. Осуществите цепочку следующих превращений: медный купорос → гидроксид меди → оксид меди. Задача 13. Получите хлорид цинка всеми существующими способами. Задача 14. Получите хлорид меди (II) всеми существующими способами. Задача 15. Получите гидроксид алюминия и докажите его амфотерность. Оформление лабораторной работы В рабочей тетради лабораторная работа оформляется в виде таблицы, состоящей из четырех граф.
В графе 1 проставляются номера опытов (по данному руководству) и указываются их названия. В графе 2, кроме уравнений реакций, записанных в молекулярной, ионной и сокращенной ионной форме, описываются особенности проведения процессов, отличающие их от простого смешения реактивов. В графе 3 лаконично и точно надо записать картину происходящих в ходе опыта изменений: цвет раствора, образование газов и осадков, их внешний вид и цвет, скорость реакции, нагревание или охлаждение реакционной смеси и т.п. Для исследователя особенно важно умение наблюдать и описывать ход процесса, поэтому заполнению графы 3 уделяется особенно большое внимание, и данные (ее сразу по окончанию эксперимента) должны быть подписаны преподавателем. В графе 4 записывается, что именно было установлено в ходе эксперимента, а также данные, подтверждающие выводы. Пример оформления лабораторного опыта
ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ Вариант № 1 1.1. В каком ряду указаны формулы только кислотных оксидов? а) CO2 , K2O , SO3 в) CO , Cl2O7 , CuO б) P2O5 , Mn2O7 , SiO2 г) CrO3 , P2O5 , BaO 1.2. В отличие от гидроксида калия гидроксид алюминия реагирует с а) хлоридом натрия в) гидроксидом натрия (р-р) б) соляной кислотой г) серной кислотой 1.3. Укажите название кислоты, которая может образовывать кислые соли а) метафосфорная в) угольная б) азотная г) уксусная 1.4. Качественная реакция на ионы бария – это взаимодействие раствора хлорида бария с … а) азотной кислой в) серной кислотой б) соляной кислотой г) бромоводородной кислотой
а) NaOH в) H2SO4 б) NH4OH г) Cu(OH)2 1.6. Оксид хрома (VI) является _____, поэтому реагирует с ___ а) основным…серной кислотой; б) кислотным…оксидом бария в) амфотерным…азотной кислотой г) несолеобразующим…не реагирует ни с кислотами, ни с основаниями Вариант № 2
а) CaO , Al2O3 ,CO2 в) Fe2O3 , SO3 , P2O5 б) CaO , K2O , Al2O3 г) CO2 , SO3 , ZnO
а) оксида меди (ІІ) с водой б) меди с водой в) водных растворов хлорида меди (ІІ) и гидроксида натрия г) меди и водного раствора гидроксида натрия
а) сероводородная в) серная б) ортофосфорная г) азотистая
гидроксид кальция может образовать карбонат кальция? а) угарный газ в) гидроксид кальция б) гидрокарбонат калия г) избыток углекислого газа
кислотой а) не реагирует б) образует гидрофосфат кальция CaHPO4 в) образует гидроксофосфат кальция (CaOH)3PO4 г) затрудняюсь ответить
а) HCIO б) HCIO4 в) HCIO3 г) HCIO2 Вариант № 3
так и основной оксиды а) К б) S в) Cu г) Mn
а) Al2O3 + H2O → б) Al2O3 + KOH (р-р) → в) AlCl3 + Н2SO4 → г) Al(NO3)3 + 3Ba(OH)2 →
а) СaHPO4 в) Ca(H2PO4)2 б) Ca3 (PO4)2 г) Ca2P2O7
основными свойствами а) Na2O б) BeO в) MgO г) BaO
а) H2SO3 б) H2S2O3 в) H2SO4 г) H2S 3.6. Оксид азота (V) может взаимодействовать с …, это…оксид а) HCI … основной б) HBr … амфотерный в) KOH … кислотный г) Ca(OH)2 … амфотерный Вариант № 4
а) щелочами в) основаниями б) кислотами г) водой
а) только с сильными кислотами б) как с сильными, так и со слабыми кислотами в) только с кислотными оксидами г) как с кислотными, так и с основными оксидами
а) Ca(HCO3)2 в) Na[Al(OH)4] б) Ba(HPO4)2 г) MgNH4PO4
а) оксид висмута (V) в) оксид азота (V) б) оксид фосфора (V) г) оксид мышьяка (V)
а) Н2СО3 … основной в) NaOH … кислотный б) KOH … амфотерный г) HBr … основной 4.6. Оксид углерода (IV) обладает более сильными кислотными свойствами, чем… |