Основные классы неорганических соединений. 1 лабараторная. Оксиды опыт Получение основных оксидов и их взаимодействие с водой
 Скачать 16.7 Kb.
|
|
Часть 1. ОКСИДЫ Опыт 1.1. Получение основных оксидов и их взаимодействие с водой Горение магния сопровождается ярким пламенем, дающим много света, в результате реакции образуется оксид магния – твердое порошкообразное вещество белого цвета 2Mg + O2 = 2MgO Оксид магния плохо растворим в воде, раствор мутный из-за взвеси частиц не растворившегося гидроксида магния, при добавлении фенолфталеина наблюдается малиновое окрашивание, т.к. в растворе присутствуют гидроксид-ионы MgO + H2O = Mg(OH)2 MgO + H2O = Mg + 2OH Опыт 1.2. Получение кислотных оксидов и их взаимодействие с водой Наблюдения и уравнения реакций: Сера горит на воздухе синеватым пламенем с образованием газообразного оксида серы (IV) S + O2 = SO Если поднести к горящей сере смоченную водой индикаторную бумагу наблюдается покраснение бумаги, т.к. при растворении в воде образующегося оксида образуется слабая неустойчивая сернистая кислота – в растворе присутствуют ионы водорода SO2+ H2O ↔ H2SO3 SO2+ H2O ↔ H+ НSO3 Часть 2. ОСНОВАНИЯ Опыт 2.1. Окраска индикатора в растворах оснований Наблюдения и уравнения реакций: В щелочной среде индикаторы меняют окраску бесцветный фенолфталеин на малиновую, метилоранж с оранжевой на желтую, а лакмус с фиолетовой на синюю. NaOH = Na+ OH (щелочная среда) Опыт 2.2. Взаимодействие оснований с кислотами Наблюдения и уравнения реакций: При добавлении кислоты к раствору щелочи малиновая окраска фенолфталеина исчезает, т.к. происходит нейтрализация гидроксид-ионов катионами водорода NaOH + HCl = NaCl + H2OOH -+ H+ = H2O Опыт 2.3. Взаимодействие оснований с растворами солей Наблюдения и уравнения реакций: В результате реакции образуется нерастворимый гидроксид меди (II) – голубой студенистый осадок 2NaOH + CuSO4= Cu(OH)2+ Na2SO4 2OH-+ Cu2+= Cu(OH)2 ↓ Опыт 2.4. Разложение оснований Наблюдения и уравнения реакций: Нерастворимые основания при нагревании разлагаются, при этом образуется черный оксид меди (II) Cu(OH)2→ СuO + H2O Опыт 2.5. Амфотерные основания Наблюдения и уравнения реакций: 1) при взаимодействии сульфата хрома (III) с гидроксидом натрия образуется сине- зеленый осадок гидроксида хрома (III) Cr2(SO4)3 + 6NaOH = 2Cr(OH)3 ↓ 3Na2SO4 Cr3++ 3OH-= Cr(OH)3 ↓ 2) осадок растворяется в соляной кислоте с образованием светло-фиолетового раствора хлорида хрома (III) Cr(OH) 3+ 3HCl = CrCl3+ 3H2O Cr(OH)3+ 3H+= Cr3++ 3H2O 3) при растворении в щелочи образуется зеленый раствор Cr(OH) 3+ 3NaOH = Na3[Cr(OH)6] Cr(OH)3+ 3OH-= [Cr(OH)6] 3- Часть 3. КИСЛОТЫ Опыт 3.1. Окраска индикатора в растворах кислот Наблюдения и уравнения реакций: В кислой среде бесцветный фенолфталеин окраску не меняет, метилоранж меняет окраску с оранжевой на розовую, а лакмус с фиолетовой на красную. HCl = H+ Cl - кислая среда Опыт 3.2. Взаимодействие кислот с металлами Наблюдения и уравнения реакций: В пробирке с цинком наблюдается выделение газа – водорода, в пробирке с цинком реакция не идет, т.к. кислоты не окислители не реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений после водорода Zn + 2HCl = ZnCl 2+ H2↑ Zn + 2H+= Zn2+ H2+Cu + HCl → реакция не идет Опыт 3.3. Взаимодействие кислот с оксидами Наблюдения и уравнения реакций: Оксид меди растворяется в соляной кислоте с образование раствора голубого цвета CuO + 2HCl = CuCl 2+ H2O CuO + 2H+ = Cu2++ H2O Опыт 3.4. Взаимодействие кислот с растворами солей (способ получения кислот) Наблюдения и уравнения реакций: При добавлении кислоты наблюдается выделение углекислого газа, т. к. образующаяся угольная кислота неустойчива и распадается на оксид углерода и воду. Na2CO3+2HCl=2NaCl+CO2 ↑ H2O CO3 2-+ 2H+= CO2+ H2O Часть 4. СОЛИ Опыт 4.1. Взаимодействие растворов солей с металлами Наблюдения и уравнения реакций: При добавлении раствора к серебристому кусочку цинка наблюдается появление на цинке красноватого налета меди и уменьшение интенсивности окраски раствора Zn + CuSO4= ZnSO4+ Cu+Zn + Cu2+= Zn2+ Cu Опыт 4.2. Взаимодействие растворов солей друг с другом Наблюдения и уравнения реакций: В реакции обмена между солями образуется белый кристаллический осадок сульфата бария MgSO4+ BaCl2 = BaSO4 ↓ MgCl2SO4 2-+ Ba2+= BaSO4↓ Опыт 4.3. Получение и свойства основных солей Наблюдения и уравнения реакций: 1) при действии на хлорид кобальта (II) образуется нерастворимый гидроксид кобальта (II) розового цвета CoCl2+ 2NaOH = Co(OH)2↓ + 2NaCl Co2++ 2OH= Co(OH)2↓ 2) при добавлении по каплям соляной кислоты образуется основная соль – осадок синего цвета Co(OH)2+ HCl = CoOHCl↓ H2O + Co(OH)2+ H+ Cl- = CoOHCl↓ + H2O 3) при добавлении избытка кислоты образуется раствор средней соли CoOHCl↓ + HCl = CoCl2+ H2O CoOHCl↓ + H++ Cl = Co2++ 2Cl-+ H2O Опыт 4.4. Получение и свойства кислых солей Наблюдения и уравнения реакций: 1) При растворении оксида кальция образуется гидроксид кальция: CaO + H2O = Ca(OH)2 CaO + H2O = Ca2 2OH- 2) При пропускании гидроксида кальция образуется белый осадок карбоната кальция: Ca(OH)2+ СО2= СаСО3↓+ Н2О 2OH-+ СО2= СаСО3↓ + Н2О 3) При дальнейшем пропускании оксида образуется растворимый гидрокарбонат кальция: СаСО3+ СО2+ Н2О = Са(НСО3)2 СаСО3+ СО2+ Н2О = Са2++ 2НСО3- |