Методика проведения опытов

Оксиды их получение и свойства

2.2.1.1 Опыт 1 Получение оксидов разложением гидроксидов

 

В пробирку налить 1 мл раствора сульфата меди (II) и добавить раствор щелочи до образования осадка. Содержимое пробирки нагреть до изменения цвета осадка. Написать уравнения происходящих реакций и объяснить наблюдаемые изменения.

 

2.2.1.2 Опыт 2 Отношение оксидов к воде

 

Небольшое количество оксида кальция (на кончике шпателя) поместить в пробирку и прилить дистиллированную воду до растворения оксида. Прибавить две капли спиртового раствора фенолфталеина. Отметить окраску раствора, объяснить наблюдения и написать уравнение реакции.

Аналогичный опыт проделать с оксидом магния, для его растворения в воде содержимое пробирки нагреть до кипения. Объяснить наблюдения и написать уравнение реакции.

Проделать то же самое с небольшим количеством оксида меди (II). Объяснить различное отношение оксидов кальция, магния и меди к воде.

 

2.2.1.3 Опыт 3 Взаимодействие оксидов с основаниями и кислотами

 

В две пробирки поместить небольшое количество оксидов меди (II) и цинка. В каждую пробирку прилить по 3 – 4 мл 30% раствора щелочи. Пробирки нагреть. Объяснить различное отношение оксидов меди и цинка к щелочи. Написать уравнение протекающей реакции.

В пробирки поместить небольшие количества оксидов меди (II) и цинка, добавить 3–4 мл раствора серной кислоты, содержимое пробирки с оксидом меди(II) нагреть. Объяснить наблюдения. Написать уравнения реакций.

 

Гидроксиды, их получение и свойства

2.2.2.1 Опыт 1 Получение растворимого основания

 

В фарфоровую чашку налить до половины дистиллированной воды, прибавить две капли спиртового раствора фенолфталеина. Из склянки с реактивом извлечь пинцетом кусочек натрия величиной с половину горошины, освободить его фильтровальной бумагой от масла и опустить в чашку с водой. Наблюдать за ходом реакции. Объяснить изменение окраски раствора. Написать уравнение реакции.

 

2.2.2.2 Опыт 2 Получение нерастворимого основания

 

В пробирку к 2 мл раствора сульфата алюминия добавить 0,5 мл раствора гидроксида натрия. Объяснить образование осадка. Написать уравнение реакции. Содержимое пробирки оставить до следующего опыта.

 

2.2.2.3 Опыт 3 Свойства амфотерных гидроксидов

 

Содержимое пробирки из предыдущего опыта распределить по двум пробиркам. В одну налить 1 – 2 мл соляной кислоты, а в другую – 30% раствор щелочи до растворения осадка. Написать уравнения реакций, объяснить растворение осадка в обеих пробирках.

 

Необходимый уровень знаний студентов

 

2.3.1 Знать номенклатуру основных классов неорганических соединений, в том числе традиционные названия наиболее распространенных оксидов и гидроксидов.

2.3.2 Знать классификацию и взаимосвязь между основными классами неорганических соединений, способы их получения и свойства.

2.3.3 Уметь составлять химические формулы по названию вещества и давать название веществу по его химической формуле.

Уметь писать уравнения реакций, отражающие химические свойства оксидов и гидроксидов.

 

Задания для самоконтроля

 

2.4.1 Выведите формулы кислот следующих ангидридов: (СН3СО)2О; SO3; N2O5; Р2О5; N2O3; Р2О3; SO2; MnO3; Mn2O7; As2O5; As2O3; Cl2O3; Cl2O7. Назовите эти ангидриды и соответствующие им кислоты.

2.4.2 Выведите формулы ангидридов, зная формулы следующих кислот: H2MoO4; H2Cr2O7; HNO3; HBO2; HMnO4, назовите их.

2.4.3 Напишите реакции образования всех солей, образовавшиеся при взаимодействии гидроксида железа (III) c ортофосфорной кислотой.

2.4.4 Напишите уравнения реакций образования всех возможных кислых солей:

а) KOH + H2SO3 б) Ca(OH)2 + H3PO4

в) KOH + H3PO4 г) NaOH + H2S

д) KOH + CO2 е) Ba(OH)2 + H2SO4

 

Лабораторная работа №3

Основные классы неорганических соединений: кислоты и соли

Цель работы: изучить классификацию, номенклатуру, получение и химические свойства кислот и солей.

 

Оборудование и реактивы: спиртовка, штатив с бюреткой, держатель для пробирок, пинцет, шпатели, фильтровальная бумага, пробирки, колбочка на 50 мл, пипетки, стеклянная трубочка, фарфоровая чашка, индикаторы: фенолфталеин и метиловый оранжевый, дистиллированная вода, ,кристаллический ацетат натрия, металлические натрий и цинк, 0,5н. растворы CuSO4, Al2(SO4)3, CoCl2, FeCl3, Na2SO4, NaCl, Pb(NO3)2 или Pb(CH3COO)2, 2н. растворы NaOH, H2SO4, HCl, 30% раствор NaOH, 10% раствор NH4OH, известковая вода.

 

Теоретические пояснения

 

Кислоты – это сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. Кислоты – это электролиты, которые в водных растворах или расплавах диссоциируют на ионы водорода и ионы кислотного остатка. Кислоты – это вещества способные в растворе отщеплять ион водорода.

Выделяют кислородсодержащие кислоты (кислотные гидроксиды), бескислородные кислоты, летучие и нелетучие, одноосновные, двухосновные и трехосновные, сильные и слабые.

Кислородсодержащие кислоты имеют общую формулу HxAyOz, где AyOzх-– кислотный остаток, А – кислотообразующий элемент. В номенклатуре кислородсодержащих кислот используются как тривиальные, так и систематические названия. Последние полностью отражают состав соединения и даются по правилам составления названий комплексных соединений. Систематические названия рекомендуется давать лишь малораспространенным кислотам, образованным элементами с переменной степенью окисления. Например, H6TeO6 – гексаоксотеллурат (VI) водорода. В традиционных названиях для обозначения степени окисления элемента А применяют суффиксы:

 

Высшая или любая единственная степень окисления -н-, -ов-, -ев-
Промежуточная степень окисления = +5, +6 -новат-
Промежуточная степень окисления = +3, +4 -(ов) ист-
Низшая степень окисления = +1 -новатист-

 

Примеры: HCIO4 – хлорная кислота; HCIO3 – хлорноватая кислота;

HCIO2 – хлористая кислота; HCIO – хлорноватистая кислота;

При взаимодействии между собой гидроксидов и оксидов, с различными кислотно-основными свойствами, образуются соли. Соли по составу подразделяются на простые, двойные, смешанные и комплексные.

Двойные соли образованы двумя различными катионами и одним анионом. Например, NaAl(SO4)2 – сульфат алюминия-натия.

Смешанные соли образованы несколькими различными анионами (кислотными остатками) и одним катионом. Например, CaCl(ClO) – хлорид-гипохлорит кальция или хлорная известь.

Комплексные соли содержат в своем составе сложные комплексные ионы, которые в химических реакциях, процессах растворения, в структуре кристалла ведут себя как самостоятельные единицы. Например, K4[Fe(CN)6] - гексацианоферрат (II) калия диссоциирует в воде на ионы в соответствии с уравнением:

K4[Fe(CN)6] 4 K+ + [Fe(CN)6] 4-.

Комплексный анион практически не диссоциирует в водном растворе, поэтому Fe2+ не обнаруживается качественными реакциями.

Простые соли по характеру замещения подразделяются на средние (нормальные), кислые и основные.

Средние соли, например, CuSO4, Na2CO3 и другие, являются продуктами полного замещения ионов водорода в кислоте на другие катионы или продуктами полного замещения гидроксильных групп в основании на кислотные остатки.

Кислые соли можно рассматривать как продукты неполного замещения ионов водорода в двух- или более основной кислоте на другие катионы. Кислые соли получаются при взаимодействии кислоты или кислотного оксида с недостатком основания, либо взаимодействием средней соли с кислотой или кислотным оксидом:

H2SO4 + КOH КHSO4 + H2O;

CO2 + NaOH NaHCO3;

Вa3(PO4)2 + H3PO4 3 ВaHPO4;

CaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2.

Так как в анионе кислой соли содержится подвижный водород, то она частично сохраняет свойства кислоты и может вступать в реакцию нейтрализации с основаниями:

NaHSO4 + KOH = NaKSO4 + H2O.

Основные соли можно рассматривать как продукты неполного замещения ОН – групп в многокислотных основаниях на кислотные остатки. Эти соли получаются при взаимодействии основания с недостатком кислоты или средней соли:

Ва(OH)2 + HCl = ВаOHCl + H2O;

CoCl2 + КOH = CoOHCl¯ +КCl.

Так как в состав основных солей входят гидроксильные группы, то они могут взаимодействовать с кислотами с образованием средних солей. Таким образом, основные соли частично сохраняют свойства оснований:

MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O

Систематические названия солей связаны с систематическими названиями соответствующих кислот. Традиционные названия солей кислородсодержащих кислот составляются из названия аниона в именительном падеже и катиона в родительном падеже. Название аниона включает корень русского или латинского названия кислотообразующего элемента с добавлением суффикса, соответствующего степени окисления элемента. При этом возможны следующие случаи:

- если кислотообразующий элемент имеет только одну степень окисления, то добавляется суффикс –ат: Na2CO3 – карбонат натрия;

- если кислотообразующий элемент имеет две степени окисления, то при высшей из них к корню добавляется суффикс –ат, а при низшей – -ит : CaSO4 – сульфат кальция, Na2SO3 – cульфит натрия;

- если имеются анионы, отвечающие четырем степеням окисления кислотообразующего элемента, то для высшей степени окисления используется приставка пер- и суффикс -ат (КCl+7O4 – перхлорат калия),

- затем суффикс –ат (KCl+5O3 – хлорат калия), суффикс –ит (KCl+3O2 – хлорит калия) и для наименьшей степени окисления – приставка гипо- и суффикс –ит (KCl+1O - гипохлорит калия).

В названиях анионов солей бескислородных кислот используется суффикс –ид (K2S - сульфид калия).

При построении традиционных названий кислых солей к названию аниона средней соли добавляется приставка гидро- и числовая греческая приставка, если число атомов водорода в анионе больше одного (Ca(H2PO4)2 – дигидрофосфат кальция, Ca(HCO3)2 – гидрокарбонат кальция).

Традиционные названия основных солей формируются при помощи приставки гидроксо- и при необходимости соответствующей числительной приставки ((CuOH)2CO3 – карбонат гидроксомеди (II)).