Номенклатура комплексних сполук 4 страница

Кальцій отримують електролізом кальцій хлориду або алюмотермічним методом:

СаСl2 → Са + Сl2

2Al + 6CaO → Ca3(AlO3)2 + 3Ca

Магній одержують відновленням вуглецем при температурі 2000°С:

MgO + C → CO + Mg

Кальцій та Магній мають сильні відновні властивості, поступаючись лише лужним металам. Внаслідок хімічної активності переважна більшість бінарних сполук цих металів може бути одержана прямим синтезом із простих речовин. При високих температурах магній і кальцій реагують з галогенами, азотом, сіркою, фосфором, вуглецем та кремнієм з утворенням відповідних галогені дів, нітридів, сульфідів, карбідів та силіцидів:

3Ca + Br2 → CaBr2

3Mg + N2 → Mg3N2

Ca + S → CaS

3Mg + 2P → Mg3P2

Ca + 2C → CaC2

2Mg + Si → Mg2Si

Магній і кальцій при нагріванні окиснюються воднем з утворенням гідридів – кристалічних речовин з іонною структурою:

Ca + H2 → CaH2

Гідриди легко реагують з водою з утворенням гідроксидів:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2↑

При підвищенні температури кальцій і магній згоряють у повітрі з утворенням оксидів:

2Ca + O2 → 2CaO

Оксиди кальцію та магнію у промислових масштабах одержують прожарюванням карбонатів (вапна чи магнезиту):

СаСО3 → СаО + СО2

Вони взаємодіють з водою з утворенням відповідних гідроксидів.

СаО + Н2О → Са(ОН)2

Усі оксиди і гідроксиди лужноземельних металів мають основні властивості.

Деякі хімічні властивості сполук Кальцію і Магнію наведені у наступних реакціях:

MgS + H2O → Mg(OH)2 + H2S

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

Mg3P2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + 2PH3

CaO + SiO2 CaSiO3

CaO + 3C CaC2 + CO

Ca(OH)2 CaO + H2O

Ca(OH)2 + CO2 CaCO3↓ + H2O

Ca(OH)2 + HCl CaCl2 + 2H2O

На відміну від солей лужних металів солі кальцію та магнію малорозчинні.

У біологічному кругообігу речовин Кальцію належить одна із головних функцій. Він приймає участь у процесах грунтоутворення, покращує структуру грунтів, впливає на реакцію середовища і, як наслідок, рухомість інших біологічно необхідних елементів. Кальцій сприяє фіксації атмосферногоь азоту, мінералізації органічних сполук і вивільненню з них різних поживних речовин. Цей елемент приймає участь у синтезі білкових речовин, сприяє утворенню хлорофілу, впливає на переміщення асимілятів у рослинах. При відсутності кальцію у грунті погано розвивається коренева структура рослин.

Іони Магнію суттєво впливають на окисно-відновні процеси у рослинах. При магнієвій нестачі у рослин підвищується окисний потенціал, підсилюються окисні процеси, що призводить до руйнування хлорофілу. Магній посилює рухомість фосфатів у грунті і надходження їх до рослин, він сприяє відновним процесам у рослинах і позитивно впливає на біосинтез відновлених сполук.

Солі CaCO3 і CaCO3 × MgCO3 – основні речовини для хімічної меліорації грунтів, завдання якої полягає у ліквідації надлишкової кислотності грунтвого розчину (вапнування) або усунення його надлишкової лужності (гіпсування).

Експериментальна частина

Дослід 7.2.1. Одержання водню при взаємодії металів з кислотами

У пробірку помістити трохи алюмінієвих стружок і долити 1 мл розчину натрій гідроксиду. Спостерігати виділення бульбашок газу. Якщо реакція відбувається повільно, обережно підігріти. Скласти рівняння реакції.

Дослід 7.2.2. Одержання водню з кислот

У чотири пробірки помістити по 1-2 шматочки Mg, Al, Fe, Sn і долити у кожну з них по 1 мл розведеної (1:1) хлоридної кислоти. Що при цьому спостерігається ? Цей самий дослід виконати з розведеною (1:5) сульфатною кислотою. Скласти рівняння реакцій.

Дослід 7.2.3. Виявлення гідроген пероксиду

У пробірку до 3 крапель розчину калій іодиду додати 2 краплі розведеного розчину H2SO4 і потім по краплям додавати розчин H2O2 до появи жовтого забарвлення. Виділення іодиду стає більш помітним, якщо внести в пробірку декілька крапель бензолу. Написати рівняння реакцій.

Дослід 7.2.4. Каталітичне розкладання гідроген пероксиду

Налити у пробірку 8-10 крапель 3%-вого розчину H2O2 і внести трохи мангану діоксиду (каталізатор). Газ, що виділяється випробовують тліючої скібкою. Написати рівняння реакцій.

Дослід 7.2.5. Малорозчинні солі лужних металів

7.2.5.1. Якісна реакція на іон калію

Реактив натрій гексанітрітокобальтату (III) Na3[Co(NO2)6] дає з розчинами солей калію жовтий осад К2Na[Co(NO2)6]. На предметному склі до 1 краплі підкисленого хлоридною кислотою солі калію додати 1–2 краплі розчину реактиву. Через деякий час утворюється жовтий кристалічний осад. Розглянути форму кристалів, використовуючи мікроскоп. Іонне рівняння має такий вигляд:

2К+ + Na+ + [Co(NO2)6]3- → К2Na[Co(NO2)6]

Дослід 7.2.5.2. Утворення магній гідроксиду та його розчинення

у кислоті і солях амонію

У пробірку з розчином солі магнію додати по краплях розчин NaOH до утворення осаду. Осад розділити на три частини і помістити у пробірки. В першу додати по краплях концентрований розчин натрій гідроксиду, у другу –концентрований розчин хлоридної кислоти, в третю – насичений розчин амоній хлориду. В яких пробірках спостерігаємо розчинення осаду ? Про які властивості це свідчить ? Написати відповідні рівняння реакцій.

7.3. Контрольні запитання

1. Водень, його значення як найпоширенішого елемента Всесвіту. Основні способи добування водню, його фізичні та хімічні властивості.
2. Закінчити рівняння реакцій, вказати умови їх проведення, якщо вони відрізняються від звичайних (нагрівання, каталізатори, тиск і т.ін.): Na + H2O ® Ca(HCO3)2 ® H2S + I2 ® Na2O2 + CO2 ®
3. Лужні та лужноземельні метали. Натрій і калій як важливі елементи ґрунту та біологічно активні елементи. Атомні характеристики, поширеність, фізичні та хімічні властивості. Калійні добрива, їх основні форми.
4. Закінчити рівняння реакцій, вказати умови їх проведення, якщо вони відрізняються від звичайних (нагрівання, каталізатори, тиск і т.ін.): P + H2SO4(конц) ® CaH2 + H2O ® H2S + I2 ® K + O2 ®
5. Загальна характеристика s-елементів. Магній і Кальцій, атомні характеристики, поширеність, фізичні та хімічні властивості.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 8

ХІМІЯ Р-ЕЛЕМЕНТІВ. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ СПОЛУК

КАРБОНУ, НІТРОГЕНУ ТА ФОСФОРУ

Теоретична частина

Карбон знаходиться в IVА-групі періодичної системи елементів. Електронна формула: 1s22s22p2. У нормальному стані має ступінь окиснення +2, у збудженому стані – +4.

Вуглець – це складова частина нафти, природного газу, кам’яного вугілля. Він зустрічається в природі у вигляді сполук та у вільному стані. Існують чотири алотропічні модифікаціі Карбону: алмаз, графіт, карбін і полікумулен.

У вільному стані Карбон хімічно неактивний; він вступає в реак­цію лише з дуже енергійними окисниками. При нагріванні хіміч­на активність Карбону зростає. З металами та неметалами Карбон реагує лише при високих температурах:

Ca + 2C CaC2 4Al + 3C Al4C3 С + S2 ® CS2 C + 2H2 CH4 C + O2 CO2 2C + O2 2CO C + H2O CO + H2↑ C + ZnO CO↑ + Zn

Головними оксигеновмісними сполуками Карбону є оксиди СО (чадний газ) і СО2 (вуглекислий газ). Чадний газутворюється при спалюванні вуглецю або його сполук при нестачі кисню, а також внаслідок взаємодії карбон(IV) оксиду з розжареним вугіллям:

2С + О2 ® 2СО,

СО2 + С ® 2СО.

У лабораторних умовах СО добувають із форміатної кислоти дією на неї концентрованою сульфатною кислотою при нагріванні до 373 К:

.

СО має сильні відновні властивості; при нагріванні здатний віднов-лювати деякі метали з їх оксидів:

CO + 3Fe2O3 ® CO2 + 2Fe3О4 ;

СО + Fe3О4 ® СО2 + 3FeO;

CO + FeO ® CO2 + Fe.

Вуглекислий газ у промисловості одержують при обпалюванні вапняку:

CaCO3 ® CaO + CO2­,

а в лабораторних умовах – при дії на мармур хлоридної кислоти:

СaCO3 + 2HCl ® CO2­ + H2O + CaCl2.

СО2– кислотний оксид, який взаємодіє з водою, основними оксидами, лугами та амоніаком:

СО2 + Н2О Н2СО3

СО2 + СаО ® СаСО3

СО2 + 2КОН ® К2СО3 + Н2О

СO2 + 2NH3 ® CO(NH2)2 + H2O.

При розчиненні у воді СО2 утворюється нестійку слабку карбонатну кислоту H2CO3, у розчині якої встановлюється рівновага:

CO2 + Н2О H2CO3

Як двохосновна кислота вона утворює середні (карбонати) та кислі (гідрогенкарбонати) солі. Карбонати і гідрогенкарбонати термічно нестійкі. При нагріванні гідрогенкарбонати переходять у карбонати:

2KHCO3 K2CO3 + H2O + CO2­.

Cолі карбонатної кислоти можуть бути отримані при дії на CO2 лугів або за допомогою наступних обмінних реакцій:

КОН + CO2 ® КНСО3;

КНСО3 + КОН ® К2СО3 + Н2О;

ВаCl2 + Na2CO3 ® BaCO3 ¯ + 2NaCl.

Карбонати дуже легко розкладаються під дією мінеральних та слабких органічних кислот

CaCO3 + 2CH3COOH ® Ca(CH3COO)2 + CO2­ + H2O.

Усі солі карбонатної кислоти, окрім солей лужних металів, амонію та деяких кислих солей, погано розчиняються у воді.

У сільському господарстві із сполук Карбону використовується для вапнування кислих грунтів вапняк СaCO3; у рослинництві застосовують як інсектицид проти філоксери та деяких комах калій тіокарбонат К2CS3.

Нітроген та Фосфор є елементами VА групи періодичної системи. На зовнішньому енергетичному рівні атомів цих елементів знаходяться п’ять електронів s2p3, із них три р-електрона. Тому в звичайному стані вони мають валентність, яка дорівнює трьом. Ступінь окиснення Нітрогену в його сполуках змінюється в широких межах: від -3 до +5:

-3 -2 +1 +2 +3 +4 +5
NH3, NH4+ NH2– NH2 N2 N2O NO N2O3 HNO2 NO2 N2O4 N2O5 HNO3

Внаслідок міцності молекули азот хімічно малоактивний, при кімнатній температурі реагує лише з літієм, утворюючи літій нітрид:

6Li + N2 → 2Li3N

При високих температурах і в присутності каталізаторів Нітроген взаємодіє з неметалами (киснем, вуглецем, бором, кремнієм), досить легко сполучається з деякими металами (Mg, Ca, Ti) з утворенням нітридів:

З неметалами: N2 + O2 2NO↑ 2В + N2 2BN 3Si + 2N2 Si3N4 З металами: N2 + 3Mg → Mg3N2 N2 + 3Ca → Ca3N2

Взаємодією азоту з воднем при підвищених температурі та тиску (Т = 450-500°С, Р = 30 мПа) в присутності залізного каталізатора в промисловості синтезують амоніак:

N2 + 3H2 2NH3

У лабораторії амоніак отримують нагріванням суміші амоній хлориду з кальцій гідроксидом:

2NH4Cl + Ca(OH)2 → 2NH3↑ + 2H2O + CaCl2

У хімічному відношенні амоніак доволі активний і виявляє лише відновні властивості:

4 NH3 + O2 4NO + 6H2O 4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O NH3 + Са → СаNН + H2 2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl

Амоніак легко розчиняється у воді з утворенням амоній гідроксиду – слабкої основи:

NH3 + H2O NH4OH

З аніонами кислот іон амонію утворює тверді кристалічні добре розчинні речовини – солі амонію:

NH4OH + Н2SO4 → (NH4)2SO4 + 2H2O

2NH3 (надл.) + H3PO4 → (NH4)3РО4

NH3 + H2O + CO2 → NH4HCO3

Сухі амонійні солі при нагріванні розкладаються на амоніак та кислоту (цей процес називається термічною дисоціацією):

NH4Cl → NH3 + HCl

З Оксигеном Нітроген утворює ряд оксидів: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5. Нітроген (III) оксид – кислотний оксид, який легко поглина-ється лугами утворюючи нітрити:

N2O3 + 2NaOH → 2NaNO3 + H2O

Дією на нітрити розведеною сульфатною кислотою утворюють нітритну кислоту:

2NaNO2 + H2SO4 → 2HNO2 + Na2SO4

Нітритна кислота HNO2 – кислота середньої сили, яка існує лише в дуже розведених водних розчинах. При нагріванні ця кислота розклада-ється:

2HNO2 NO2 + NO + H2O.

Нітритна кислота і її солі нітрити мають окисно-відновні властивості, Нітрити доволі стійкі і добре розчинні у воді.

Нітроген (V) оксид N2O5 має сильні окисні властивості. При розчиненні у воді він утворює сильну нітратну кислоту:

N2O5 + Н2О ® 2HNO3.

У водному розчині нітратна кислота дисоціює майже повністю:

HNО3 → H+ + NО3-

Вона реагує з оксидами та гідроксидами, з солями і неметалами:

2HNO3 + CaO → Ca(NO3)2 + H2O

2HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + 2H2O

2HNO3 + CaСO3 → Ca(NO3)2 + H2O + СО2↑

5HNO3 + Р → Н3РО4 + 5NO2↑ + H2O

6HNO3 + S → 6NO2↑ + Н2SО4 + 2H2O

4HNO3 + 3C → 4NO + 3CO2 + 2H2O

При взаємодії нітратної кислоти з металами утворюється сіль; водень, як правило, не виділяється: він окиснюється, утворюючи воду. Кислота в залежності від її концентрації та активності металу, може відновлюватись до сполук:

HNO3 → NO2 → HNO2 → NO → N2O → N2 → NH3(NH4NO3).

Нітроген – один із хімічних елементів-органогенів, необхідних для росту і життєдіяльності рослин. Незважаючи на те, що повітря містить 79% азоту, існує досить серйозна проблема його нестачі у грунті, внаслідок якої спостерігається затримка росту, ненормальний розвиток та інші хвороби рослин. Молекули органічних речовин, що містять азот, виявляють функціональну активність по відношенню до безлічі реакцій живої клітини, а також структуроутворюючу здатність.

Солі нітратної кислоти (нітрати) використовуються у сільському господарстві як добрива. Нітрати кальцію, калію, амонію та кальцію називають селітрами.

Фосфор належить до поширених у природі хімічних елементів. Він входить до складу білків, тому без нього не можуть існувати живі організми. В рослинах він зосереджений у плодах та насінні. Внаслідок своєї високої хімічної активності у вільному стані не зустрічається. У зв’язку з тим, що Фосфор у природних сполуках знаходиться в найвищому ступені окиснення (+5), для одержання у вільному стані його необхідно відновити. У ролі відновника використовують вуглець:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 3CaSiO2 + 2P + 5CO↑

Фосфор утворює декілька алотропних модифікацій, найважливіші з них: білий (отрута), червоний і чорний фосфор.

При взаємодії з металами виявляє окисні властивості:

3Ca + 2Р → Сa3P2

В реакціях з активними неметалами (киснем, галогенами, сіркою) Фосфор виступає як відновник.

4Р + 5О2 2Р2О5 2Р + 5Сl2 → 2PCl5 2Р + 3S → P2S3 4Р + 3О2 2Р2О3 2Р + 3Сl2 → 2PCl3 2Р + 5S → P2S5

З воднем фосфор безпосередньо не взаємодіє, але утворює летку при звичайній температурі сполуку – фосфін PH3. Це безбарвний, отруйний газ. За аналогією з амоніаком він взаємодіє з сильними кислотами, утворюючи солі фосфонію:

PH3 + HClO4 → PH4ClO4

Фосфін – сильник відновник. На повітрі окиснюється до ортофосфатної кислоти:

PH3 + 2О2 → Н3РО4

Фосфор утворює з киснем ряд оксидів, серед яких головними є Р2О3 і Р2О5. Фосфор (III) оксид Р2О3 – кислотний оксид, який при взаємодії з водою утворює фосфітну кислоту:

Р2О3 + Н2О → 2Н3РО3

Фосфітна кислота – кислота середньої сили, що має окисно-відновні властивості:

Н3РО3 + 3Zn + 3H2SO4 → РH3 + 3ZnSO4 + 3H2O

Н3РО3 + Cl2 + H2O → Н3РО4 + 2HCl

Фосфітна кислота утворює два типи солей – кислі (гідрогенфосфіти) та середні (фосфіти). Більшість солей фосфітної кислоти нерозчинні у воді.

Фосфор (V) оксид Р2О5 одержують при повному згорянні фосфору у присутності повітря або кисню:

4P + 5O2 → 2Р2О5

Р2О5 – у хімічному відношенні кислотний оксид, це типовий ангідрид групи фосфорних кислот:

Р2О5 + Н2О → 2НРО3 – метафосфатна кислота

Р2О5 + 2Н2О → Н4Р2О7 – дифосфатна кислота

Р2О5 + 3Н2О → 2Н3РО4 – ортофосфатна кислота

Найважливішою з усіх кислот фосфору є ортофосфатна кислота – кислота середньої сили:

Н3РО4 + 3СаО → Са3(РО4)2 + 3Н2О

Н3РО4 + КОН → КН2РО4 + Н2О

Н3РО4 + 2КОН → К2НРО4 + 2Н2О

Н3РО4 + 3КОН → К3РО4 + 3Н2О

3СаСО3 + 2Н3РО4 → Са3(РО4)2 + 3Н2О + 3СО2↑

Фосфор належить до елементів-органогенів і відіграє дуже важливу роль у обміні речовин. Він входить до складу протоплазми живої клітини, хро­мосом, вітамінів, ферментів; бере участь в утворенні білків та вуглеводів у рослинних організмах.

У сільському господарстві щироко застосовуються фосфорні добрива, найголовнішими із яких яких є наступні:

CaSO4 + Ca(H2PO4)2 – проcтий суперфосфат

Ca(H2PO4)2 – подвійний суперфосфат

(NH4)2HPO4 + NH4H2PO4 – aмофос

CaHPO4 × 2H2O – преципітат

Експериментальна частина

Дослід 8.2.1. Одержання і властивості солей карбонатної кислоти

8.2.1.1. Властивості карбонатів лужноземельних металів

Взяти три пробірки. В першу внести 4-5 крапель розчину солі кальцій хлориду, в другу 4-5 крапель розчину солі барій хлориду, в третю – 4-5 крапель розчину солі стронцій хлориду. В кожну додати такий самий об’єм розчину натрій карбонату. Спостерігати випадіння осадів відповідних карбонатів. Додати розчин ацетатної кислоти в пробірки з осадами. Що спостерігається ? Написати рівняння реакцій.

8.2.1.2. Гідроліз натрій карбонату та гідрокарбонату

У дві пробірки внести по 5-6 крапель дистильованої води і по 2-3 краплі розчину фенолфталеїну. Потім в одну пробірку внести декілька кристалів солі Na2CO3, в другу – NaНCO3. Чи в обох пробірках відбувається гідроліз при звичайній температурі ? Спостерігати зміну кольору індикатору. Скласти рівняння реакцій гідролізу взятих солей.

Дослід 8.2.2. Гідроліз солей амонію

Налити в одну пробірку розчин амоній хлориду, в іншу – розчин амоній сульфату і за допомогою лакмусу встановити реакцію середовища. Написати рівняння гідролізу. Яка з солей амонію (хлоридна чи сульфатна) більшою мірою піддається гідролізу ? Чому ?

Дослід 8.2.3. Властивості нітратної кислоти та її солей

8.2.3.1.У пробірку трохи налити концентрованого розчину натрій нітриту і долити розведену сульфатну кислоту, потім охолодити. Визначити зміну забарвлення. Написати рівняння реакції.

8.2.3.2. У пробірку налити трохи розчину калій дихромату і розведеної сульфатної кислоти. Додати в розчин натрій нітриту. Трохи нагріти. Спостерігати зміну забарвлення. Скласти рівняння реакцій.

8.2.4. Гідроліз солей ортофосфатної кислоти

У три пробірки налити по 1-1,5 мл дистильованої води. Розчинити декілька кристаликів: у першій пробірці – натрій фосфату, у другій – гідрофосфату, у третій – дигідрофосфату. За допомогою універсальних індикаторних папірців виміряти рН розчинів у кожній пробірці. Пояснити характер зміни рН у всіх випадких. Написати відповідні реакції у молекулярному та іонному вигляді.

8.3. Контрольні запитання

1. Значення Карбону в природі. Неорганічні сполуки Карбону. Вуглекислий газ, карбонати, гідрокарбонати. Карбон (ІІ) оксид.
2. Значення Нітрогену і Фосфору як біогенних елементів, їх кругообіг у природі. Нітратна кислота, її солі.
3. Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: амоніак ® нітроген (ІІ) оксид ® нітроген (ІV) оксид ® нітратна кислота
4. Хімія фосфору. Оксиди фосфору (III) та (V). Фосфорні кислоти, фосфати. Фосфорні добрива, виробництво, різновиди та властивості.
5. Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: фосфор ® фосфор (V) оксид ® ортофосфатна кислота ® кальцій дигідрогенфосфат
6. Хімія Нітрогену, його реакції з типовими елементами. Азотні добрива.
7. Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: азот ® літій нітрид ® аміак ® азот
8. Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: фосфор ® цинк фосфід ® фосфін ® фосфор (V) оксид
9. Аміак. Основні способи отримання, фізичні та хімічні властивості. Солі амонію.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 9

ХІМІЯ Р-ЕЛЕМЕНТІВ. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ СПОЛУК