Классы неорганических соединений.

Лабораторная работа № 1.

Классы неорганических веществ.

Работу выполнил__________________ Работу принял______________________

Дата выполнения__________________ Отметка о зачете____________________

Цель работы. Обобщение сведений по классам неорганических веществ, углубление изученного в средней школе материала, а также усвоение современной номенклатуры неорганических веществ. Рассмотрение основных свойств простых и сложных неорганических веществ, в том числе оксидов, оснований, кислот и солей.

Подготовка к лабораторной работе. Прежде, чем приступить к выполнению работы необходимо проработать материал по химической символике, по номенклатуре и классификации неорганических соединений, изучить понятия о простом веществе и химическом элементе и основные законы атомно-молекулярного учения.

 

Теоретическое введение.

Простые вещества.

Элементарными или простыми веществами называются вещества, построенные из атомов одного химического элемента. Их называют гомоядерными соединениями. Они являются формой существования химических элементов в свободном виде; свойства элементарных веществ соответствуют химической природе элементов. Элементарные вещества делятся на несколько классов, основные из них: элементарные металлы (Na, К, Мg, Fe, Ni) и элементарные окислители (О₂, Cl₂, S, Br₂). Элементарные металлы проявляют восстановительные свойства, при этом процесс отторжения электронов от атомов металлических элементов приводит к образованию элементарных положительно заряженных ионов (катионов). Самыми энергичными восстановителями являются щелочные металлы. К элементарным металлам относятся все S- элементы (кроме Н и Не), находящиеся в I A и II A группах периодической системы, все d- элементы (I B – YIII B группы) и часть р- элементов. Окислительные свойства веществ обусловлены способностью их атомов притягивать к себе электроны извне, образуя при этом элементарные отрицательно заряженные ионы (анионы). Из окислительных элементов самыми энергичными окислителями являются F₂, О₂, Cl₂, Br₂. Окислительные элементы располагаются в Y A – YII A группах. При взаимодействии элементарных восстановителей с элементарными окислителями, атомы последних восстанавливаются, а атомы восстановителей – окисляются.

Например: 4 Na + O₂ = 2 Na₂O

Na^o – 1e = Na⁺ процесс окисления

О + 2 е = О^2- процесс восстановления

2 Na^o + O = 2 Na⁺ + O ^2-

Na – восстановитель, О – окислитель.

 

 

Сложные вещества.

Сложные вещества состоят из атомов разных химических элементов.

Из всего многообразия сложных неорганических веществ можно выделить следующие основные классы: оксиды, основания, кислоты и соли.

 

Классы неорганических соединений.

Из всего многообразия сложных неорганических веществ можно выделить следующие основные классы: оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды. Вещества, молекулы которых состоят из атомов кислорода и какого-либо элемента, называются оксидами. Оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

1.Основные оксиды - это непосредственные соединения кислорода с металлами. Им соответствуют основания. Если в молекуле оксидов атомы кислорода связаны друг с другом в анион О^2-₂ или [О - О] ^2-, то такие соединения называются пероксидами.

Например: Na₂O₂ – пероксид натрия

К₂О₂ (К – О – О – К) пероксид калия.

Супероксиды – оксиды, в молекулах которых атомы кислорода связаны друг с другом в анион О^-₂ или [О - О] ^-. Примеры оксидов и соответствующих им оснований:

основные оксиды: основания:

Na₂O оксид натрия NaOH

FeO оксид железа (II) Fe(OH)₂

Fe₂O₃ оксид железа (III) Fe(OH)₃

Если металл проявляет переменную валентность, то при названии оксида в скобках указывается валентность металла (примеры с оксидами железа).

Наиболее типичными реакциями основных оксидов являются реакции взаимодействия их с кислотными оксидами и кислотами, ведущими к образованию солей. Например:

СаО + СО₂ = СаСО₃

СаО + 2НСl = СаСl₂ + Н₂О

Поскольку реакция протекает в растворе, то правильнее выразить ее ионно - молекулярными уравнениями:

полное уравнения СаО + 2Н⁺ + 2Сl^- = Са²⁺ + 2Сl^- + Н₂О

окончательно СаО + 2Н⁺ = Са²⁺ + Н₂О

Основные оксиды обычно образуют металлы в низкой степени окисления (обычно +1, +2 и реже +3).

2.Кислотные оксиды (или ангидриды кислот) – это соединения кислорода с неметаллами, а также металлами, находящимися в высшей (или близкой к высшей) степени окисления. Этим оксидам соответствуют кислоты. Например:

оксид соответствующая оксиду кислота

SO₂ - оксид серы (IV) Н₂SO₃ - сернистая кислота

сернистый ангидрид

SO₃ - оксид серы (VI) Н₂SO₄ - cерная кислота

серный ангидрид

Mn₂O₇ - оксид марганца (VII) HMnO_{4 -} марганцевая кислота

марганцевый ангидрид

Наиболее характерные реакции кислотных оксидов – реакции взаимодействия с основными оксидами и основаниями.

Например: SO₃ + CaO = CaSO₄

SO₃ + 2 NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

SO₃ + 2OH^- = SO₄^2- + H₂O

3.Амфотерные – это оксиды металлов, которые могут проявлять свойства кислотных и основных оксидов. Амфотерный характер имеют оксиды некоторых металлов II, III, IV и некоторых других групп периодической системы элементов.

Например: ZnO – оксид цинка, Al₂O₃ – оксид алюминия, ВеО – оксид бериллия, Cr₂O₃ – оксид хрома (III).

ВеО + 2НСl = BeCl₂ + H₂O

BeO + 2H⁺ = Be²⁺ + H₂O

BeO + 2Na^-OH = Na₂BeO₂ + H₂O

бериллат натрия

В водных растворах щелочей такие оксиды, как правило, дают комплексные соединения:

BeO + 2NaOH + H₂O = Na₂ [Be (OH)₄] тетрагидроксобериллат натрия

BeO + 2OH^- + H₂O = [Be (OH)₄]^2-

Для поливалентных металлов, образующих оксиды различного состава, характер оксидов меняется, в зависимости от степени окисления металла, следующим образом:

+2 +3 +6

CrO Cr₂O₃ CrO₃

основной (низшая амфотерный (промежу- кислотный (высшая

степень окисления) жуточная степень степень окисления)

окисления)

Гидроксиды. Гидроксиды можно рассматривать как соединения оксидов с водой, полученные прямым или косвенным способом. К гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды, кислоты.

1.Основания – гидроксиды, молекулы которых состоят из атомов металла и гидроксильных групп. Число гидроксидов в основаниях соответствует валентности металла. Если металл проявляет переменную валентность, то она указывается в скобках при названии гидроксида.

Например: NaOH -- гидроксид натрия

Fe (OH)₂ -- гидроксид железа (II)

Fe (OH)_3- -- гидроксид железа (III)

При диссоциации гидроксидов в водном растворе из отрицательных ионов образуется только гидроксид-ион (OH^-).

Растворимые в воде основания называются щелочами, их образуют металлы, расположенные в I А и II А группах периодической системы (LiOH, NaOH, Ва(ОН)₂ и др.). Их диссоциация происходит полностью следующим образом:

КОН = К⁺ + ОН^-

Подобные основания относятся к сильным электролитам.

Труднорастворимые основания диссоциируют ступенчато и относятся к слабым электролитам.

Например: Cu (OH)₂ «CuOH⁺ + OH^- I cтупень диссоциации

CuOH⁺ «Cu²⁺ + OH^- II ступень диссоциации

О силе основания можно судить по концентрации в растворе ионов ОН^-. Это можно сделать с помощью индикаторов – веществ, которые меняют свою окраску при изменении концентрации ионов ОН^-. Т.к. в любом водном растворе концентрация ионов ОН^- и ионов Н⁺ связаны соотношением: [ОН^-]•[Н⁺] = 10^-14, принято для характеристики концентрации этих ионов пользоваться величиной рН (водородного показателя). рН = - lg[H⁺].

Характерными реакциями оснований являются реакции взаимодействия с кислотными оксидами и кислотами.

Например: Ba (OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂O

Ni (OH)₂ + 2 HNO₃ = Ni (NO₃)₂ + 2H₂O

Ni (OH)₂ + 2H⁺ = Ni²⁺ + 2H₂O

2.Амфотерные гидроксиды – это гидроксиды, которые проявляют и основные и кислотные свойства.

Например: Sn(OH)₂ + 2HCl = SnCl₂ + 2H₂O

хлорид олова

Sn (OH)₂ + 2H⁺ = Sn²⁺ + 2H₂O

В водных растворах щелочей амфотерные гидроксиды чаще всего образуют комплексные соли.

Sn (OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Sn (OH)₄] тетра гидроксостаннит натрия

Sn (OH)₂ + 2OH^- = [Sn (OH)₄]^2-

Для поливалентных металлов характер гидроксидов изменяется аналогично изменению характера оксидов.

 

Например: +2 +3 +6

Cr (OH)₂ Cr (OH)₃ H₂CrO₄

основание (низшая амфолит (промежуточ- кислота (высшая

степень окисления) ная степень окисления) степень окисления)

3.Кислоты – вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на другие атомы или группы атомов. При диссоциации кислоты в водных растворах из положительных ионов образуется только ион водорода (ион гидроксония):

HNO₃ = H⁺ + NO₃^- H⁺ + H₂O = H₃O⁺

гидроксоний-ион

По числу атомов водорода, способных замещаться на металл, определяют основность кислоты:

HCl, HNO_3, HBr - одноосновные кислоты

H₂SO₄, H₂CO₃ - двухосновные кислоты

Н₃РО₄, Н₃А_SO₄ - трехосновные кислоты

По химическому составу кислоты делятся на кислородосодержащие: H₂SO_3, HNO₃ и т.д. и бескислородные HCl, HCN, H₂S и др.

О силе кислот судят по степени их диссоциации. Сильные кислоты диссоциируют по схеме: HCl = H⁺ + Cl^-, слабые HCN «H⁺ + CN^-, причем многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂S «H⁺ + HS^- - I ступень диссоциации

HS^- «H⁺ + S^2- - II ступень диссоциации

Для определения относительной силы кислоты определяют рН раствора. С повышением степени окисления кислотообразующего элемента сила кислоты увеличивается.

 

Например: HClO___HClO₂____HClO₃____HClO_{4______}

усиление кислотных свойств

Наиболее характерными химическими реакциями для кислот являются реакции взаимодействия с металлами, основными оксидами, основаниями, солями.

Например: Са + Н₂SO₄ = CaSO₄ + H₂

CdO + 2HCl = CdCl₂ + H₂O

Fe (OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl

Соли – вещества, которые можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов или группой атомов. Различают 5 типов солей: средние или нормальные, кислые, основные, двойные, комплексные, различающиеся характером образующихся при диссоциации ионов.

1.Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты: Nа₂СО₃ - карбонат натрия

Na₃РО₄ - фосфат натрия

Nа₃РО₄ = 3Nа⁺ + РО₄^3-

2.Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты: NаН₂РО₄ = Nа⁺ + Н₂РО₄^-

дигидрофосфат

натрия

Кислые соли дают только многоосновные кислоты, при недостаточном количестве взятого основания.

Н₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O

гидросульфат

натрия

При добавлении избытка щелочи кислая соль может быть переведена в среднюю.

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

3.Основные соли – продукты неполного замещения гидроксид-ионов в основании на кислотный остаток.

CuOHCl = CuOH⁺ + Cl^-

гидроксохлорид

меди

Основные соли могут быть образованы только многокислотными основаниями

(основаниями, содержащими несколько гидроксильных групп), при взаимодействии их с кислотами.

Cu(OH)₂ + HCl = CuOHCl + H₂O

Перевести основную соль в среднюю можно, действуя на нее кислотой:

CuOHCl + HCl = CuCl₂ + H₂O

4.Двойные соли – такие, в которых электроположительная часть состоит из двух различных катионов: KAl(SO₄)₂ - сульфат калия-алюминия

KAl(SO₄)₂ = K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

Характерные свойства всех рассмотренных типов солей – реакции обмена с кислотами, щелочами и друг с другом.

5.Комплексные соли – соединения, образующие при диссоциации комплексные ионы (заряженные комплексы). При записи комплексные ионы принято заключать в квадратные скобки. Например:

[Ag(NH₃)₂] Cl = [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^-

K₂[PtCl₆] = 2K⁺ + [PtCl₆]^2-

Cогласно представлениям, предложенным А.Вернером, в комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Так, например, в рассмотренных комплексных соединениях внутреннюю сферу составляют комплексные ионы [Ag(NH₃)₂]⁺ и [PtCl₆]^2-, а внешнюю сферу соответственно Cl^- и К⁺. Центральный атом или ион внутренней сферы называется комплексообразователем. В предложенных соединениях это Ag⁺¹ и Pt⁺⁴. Координированные вокруг комплексообразователя молекулы или ионы противоположного знака – лиганды. В рассматриваемых соединениях это 2NH₃⁰ и 6Cl^-. Число лигандов комплексного иона определяет его координационное число. В предложенных соединениях оно соответственно равно 2 и 6.

По знаку электрического заряда различают комплексы:

1.Катионные (координация вокруг положительного иона нейтральных молекул):

[Zn⁺²(NH₃⁰)₄]Cl₂^-1; [Al⁺³(H₂O⁰)₆] Cl₃^-1

2.Анионные (координация вокруг комплексообразователя в положительной степени окисления лиганд, имеющих отрицательную степень окисления):

K₂⁺¹[Be⁺²F₄^-1]; К₃⁺¹[Fe⁺³(CN^-1)₆]

3.Нейтральные комплексы – комплексные соединения без внешней сферы [Pt⁺(NH₃⁰)₂Cl₂^-]⁰. В отличие от соединений с анионными и катионными комплексами, нейтральные комплексы не являются электролитами.

Диссоциация комплексных соединений на внутреннюю и внешнюю сферы называется первичной. Протекает она почти нацело по типу сильных электролитов.

Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса связаны комплексообразователем значительно прочнее и их отщепление при диссоциации проходит лишь в незначительной степени. Обратимая диссоциация внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной.

[Ag(NH₃)₂]⁺ «Ag⁺ + 2NH₃⁰

Вторичная диссоциация комплекса протекает по типу слабых электролитов. Алгебраическая сумма зарядов, частиц, образующихся при диссоциации комплекса равна заряду комплекса.

 

 

Экспериментальная часть

 

ОПЫТ 1. Свойства элементарных веществ (восстановительные и окислительные свойства).

1.1. Взаимодействие металлов с разбавленной соляной кислотой.

В две пробирки поместите по кусочку металлических магния и цинка. В каждую пробирку добавьте несколько капель 2Н раствора соляной кислоты. Наблюдения запишите в лабораторный журнал. Аналогичные опыты проведите с 2Н раствором серной кислоты.

1)Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

2)Составьте электронные балансы.

3)Сделайте вывод, чем являются металлы в окислительно-восстановительных реакциях.

1.2. Окисление иодид-иона бромом.

К 3-4 каплям раствора иодида калия добавьте такой же объем бромной воды (следует избегать избытка бромной воды).

1)Что происходит с иодид-ионом при действии на него бромной воды?

2) Наблюдения занесите в лабораторный журнал.

3)Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

4) Составьте уравнения электронного баланса.

5)Укажите, чем является бром в данной реакции.

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

Исходя из положения элементов в периодической системе, укажите:

1.Какие из перечисленных ниже веществ являются элементарными восстановителями?

1. F₂, Be, CaO, Sr, LiH. 2. K, As, H₂S, Cu, S. 3. N₂, Rb, CO, Cr, Ar.

4. Ti, O₂, Cs, NO, I₂ 5. Cl₂, Ca, MnO, Fe, Ne.

II.Какие вещества являются элементарными окислителями?

1. Zr, CrO₃, Pt, F₂, Sc. 2. Ni, KH, O₂, Li, Kr. 3. N₂O₅, Mo, S, Ag, Ru.

4. V, Cl₂, Ga, SO₂, Xe. 5.Tc, Hf, N₂, H₂O₂, Bi.

III.Исходя из химических свойств элементарных веществ, запишите уравнение реакции и составьте уравнения электронного баланса.

1. Al + O₂ 2. Na + S 3.K + I₂ 4. Mg + Cl₂ 5.Ca + F₂

 

 

ОПЫТ 2. Химические свойства оксидов.

2.1. Оксид кальция СаО.

В три пробирки внесите небольшое количество (на кончике микрошпателя) оксида кальция СаО. В первую пробирку влейте небольшое количество воды, добавьте 2-3 капли индикатора (фенолфталеина), отметьте окраску, сделайте вывод о характере исследуемого оксида. Во вторую пробирку добавьте 2 Н раствор едкого натра, а в третью – 2 Н раствор серной кислоты.

1)В каком случае происходит растворение осадка?

2)Сделайте вывод о характере оксида.

3)Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

2.2. Диоксид углерода СО₂.

Приготовьте три пробирки. В первую пробирку налейте 5 мл воды и добавьте 3 капли раствора лакмуса, во вторую – 5 мл раствора известковой воды и в третью – 5 мл 2 Н раствора серной кислоты и по 3 капли раствора лакмуса. Через приготовленные растворы пропустите диоксид углерода, полученный из аппарата Киппа.

1)Наблюдаемые явления запишите в лабораторный журнал.

2)Сделайте вывод о характере оксида и его свойствах.

3) Напишите молекулярные уравнения проведенных реакций и реакций получения диоксида углерода.

2.3. Оксид цинка ZnO.

В две пробирки насыпьте небольшое количество (на кончике шпателя) оксида цинка. В одну пробирку по каплям добавьте 30 %-ный раствор щелочи, в другую – 2 Н раствор серной кислоты до полного растворения осадка.

1) Сделайте вывод о характере оксида цинка.

2) Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

 

ОПЫТ 3. Определение силы кислот и оснований по величине рН.

3.1. Сравнение химической активности кислот.

Взаимодействие соляной и уксусной кислот с цинком.

В одну пробирку до 1/3 объема налейте 2Н раствор соляной кислоты, в другую столько же 2 Н раствора уксусной кислоты.

1)Определите рН каждой кислоты, используя универсальную индикаторную бумагу

2). На основании значений рН растворов сделайте вывод о силе кислот.

3)Запишите уравнение диссоциации кислот.

В каждую пробирку бросьте по одному кусочку цинка (одинаковых по величине).

4)В каком случае водород выделяется более энергично.

5)Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

6) Объясните наблюдаемое различие в скоростях реакций, основываясь на выводе о силе кислот.

3.2. Сравнение силы оснований.

Налейте в пробирку 5 мл 1Н раствора едкого натра. Определите рН раствора, используя универсальную индикаторную бумагу.

1)Сделайте вывод о силе основания.

2)Напишите уравнение диссоциации основания.

К содержимому пробирки прибавьте 1 микрошпатель кристаллического хлорида аммония, пробирку встряхните.

3)Опять определите рН раствора.

4)Сравните полученный результат с полученным ранее.

5)Напишите уравнение прошедшей реакции в молекулярном и ионном виде.

6)Сделайте вывод о силе полученного основания.

7)Напишите уравнение диссоциации этого основания.

 

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.

Из нижеперечисленных пар электролитов укажите:

1.Более сильную кислоту 1. H₂SO₄ и H₂S 2. HNO₃ и HNO₂

3. H₃BO₃ и HClO₃ 4. HCN и HMnO₄ 5. HF и HI

 

II.Более сильное основание: 1. LiOH, NH₄OH 2. Mg(OH)₂, Ba(OH)₂

3. Sr(OH)₂, Cd(OH)₂ 4. Mg(OH)₂, Al(OH)₃ 5. Fe(OH)₂, Fe(OH)₃

 

III.Укажите область рН (рН > 7, рН < 7) растворов, следующих соединений:

1. HCNS 2. H₂SO₃ 3. Zn(OH)₂ 4. Mg(OH)₂ 5. H₂CO₃

 

ОПЫТ 4. Кислотно-основные взаимодействия.

4.1. Свойства кислот (на примере соляной кислоты).

Насыпьте в сухую пробирку хлорид натрия слоем ~ 2 см и прилейте ~ 2 мл 70 %-ного раствора серной кислоты, пробирку закройте пробкой с газоотводной трубкой и опустите последнюю в другую пробирку. Осторожно нагрейте пробирку со смесью кислоты и соли (опыт необходимо проводить под тягой). В предварительно заполненный водой кристаллизатор переверните пробирку с полученным газообразным НСl, отнимите большой палец, закрывающий отверстие пробирки. Наблюдается интенсивное растворение газа в воде. Снова закройте пробирку пальцем, выньте из воды и переверните. К содержащемуся в пробирке раствору прибавьте 3-5 капель раствора индикатора-лакмуса.

1)Запишите свои наблюдения.

Содержимое пробирки разлейте на две пробирки. В первую пробирку добавьте 1-2 мл 2Н раствора серной кислоты, изменяется ли окраска индикатора.

2)Сделайте вывод о возможности взаимодействия этих кислот.

К содержимому второй пробирки добавьте по каплям из бюретки 1 Н раствор NaOH до изменения окраски индикатора.

3)Сделайте вывод о возможности протекания реакции.

4)Напишите уравнения всех протекающих реакций в молекулярной и ионной форме (в реакции получения газообразного HCl, в первую очередь образуется кислая соль).

4.2. Свойства оснований.

Внесите 5-6 капель раствора сульфата железа (II) и столько же 2Н раствора едкого натра. Бурая окраска образующегося гидроксида железа (II) объясняется частичным окислением его на воздухе в Fе(III). Содержимое пробирки разлейте на две части. Добавьте к одной части избыток 2Н раствора щелочи, к другой – избыток 2 Н раствора серной кислоты.

1)Сделайте вывод о наблюдаемых изменениях.

Аналогичные опыты проделайте с раствором сульфата меди.

2)Отметьте цвет осадка.

3)Напишите уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионной форме.

 

4.3. Свойства амфолитов.

В две пробирки внесите по 3-4 капли раствора соли алюминия и по 3-4 капли 2Н раствора едкого натра до образования осадка. В одну пробирку к полученному осадку прибавьте избыток 2Н раствора едкого натра.

1)Что происходит в обоих пробирках?

Аналогичные опыты проделайте с растворами солей цинка и трехвалентного хрома. 2)Сделайте вывод о свойствах полученных гидроксидов.

3)Напишите уравнения всех протекающих реакций в молекулярной и ионной форм

 

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

Исходя из химических свойств и соединений составьте молекулярные и ионные уравнения реакций:

1.Которые могут протекать с HNO₃ и с СО₂

1. Fe₂O₃, SiO₂, V₂O₅ 2. P₂O₅, SO₂, Cs₂O 3. As₂O₅, K₂O, CrO₃

4. MgO, Cl₂O₇, NO₂ 5. Mn₂O₇, Li₂O, NO

II.которые могут протекать с NaOH и с K₂O

1. N₂O₅, NiO, BaO 2. CaO, SO₃, Fe₂O₃ 3. MgO, Na₂O, SiO₂

4. CO₂, CuO, MnO 5. CrO₃, HgO, CaO

III.Которые могут протекать и с НСl и с КОН

1. Li₂O, PbO, As₂O₃ 2.Ga₂O₃, CO₂, SiO₂ 3.SnO₂, V₂O₅, Rb₂O

4. MnO, Cr₂O₃, N₂O₅ 5. SnO, MgO, SO₃

 

ОПЫТ 5. Получение солей (средних, основных, кислых).

5.1. Взаимодействие кислоты с основанием.

По методике, указанной в опыте 4.2. получите осадок гидроксида марганца (II), используя раствор соли марганца (II) и раствор едкого натра. В пробирку с осадком гидроксида марганца (II) прибавьте 2Н раствор соляной кислоты (или серной), до полного растворения осадка.

1)Напишите молекулярное и ионное уравнение реакции получения средней соли.

5.2. Взаимодействие кислот с основными оксидами.

В две пробирки внести на кончике микрошпателя по нескольку кристаллов оксида меди и оксида магния. Прибавьте по 5-6 капель 2Н раствора соляной или серной кислоты. В случае необходимости примените нагревание.

1)Отметьте цвета получающихся растворов.

2) Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

5.3. Взаимодействие кислоты с металлом.

Налейте в пробирку 4-5 капель 2Н раствора серной кислоты и добавьте один микрошпатель железных опилок (можно слегка подогреть).

1)Запишите в журнал свои наблюдения.

2)Напишите уравнение реакции.

5.4. Взаимодействие металла с солью другого металла.

В две пробирки внесите по 12-15 капель растворов сульфата меди и нитрата свинца. В первую – поместите немного металлического железа, во вторую – цинка.

1)Опишите наблюдаемые изменения.

2)Составьте уравнения реакций.

3)Сделайте вывод, в каких случаях происходит постепенное вытеснение металлов из растворов солей.

5.5. Получение основной соли.

К раствору сульфата меди по каплям прибавьте 2Н раствор гидроксида натрия до образования осадка. Содержимое пробирки нагрейте.

1)Обратите внимание на изменение цвета осадка.

2)Составьте уравнение реакции.

3)Сравните цвет осадка с цветом осадка, полученного в опыте 4.2.

 

5.6. Получение кислой соли.

Наполните пробирку на ½ объема известковой водой (раствор Са(ОН)₂) и пропустите через нее диоксид углерода из аппарата Киппа (под тягой) до тех пор, пока первоначально образующийся осадок карбоната кальция (см. опыт 2.2.) опять не растворится вследствие образования кислой соли. 1)Раствор сохраните для следующего опыта.

2) Составьте уравнение реакции получения кислой соли из средней.

5.7. Получение нормальной соли из кислой.

К полученному в опыте 5.6. раствору кислого карбоната кальция прибавьте несколько капель известковой воды.

1)Наблюдайте образование осадка.

2) Составьте уравнение реакции.

 

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.

Рассчитайте необходимый объем углекислого газа, массу полученных солей и напишите молекулярные и ионные уравнения реакций между гидроксидом кальция (количество Са(ОН)₂ в г указано) и СО₂, в которых образуются:

1.Средняя соль 1. 222 2. 148 3. 74 4. 37 5. 17,5

 

II.Кислая соль 1. 111 2. 185 3. 91,5 4. 165,5 5. 128,5

 

III.Основная соль 1. 370 2. 333 3. 296 4. 259 5. 222

 

ОПЫТ 6. Получение комплексных солей.

6.1. Различие между простыми и комплексными ионами.

Налейте в одну пробирку 1-2 капли хлорного железа (III), в другую – такое же количество гексациано(III)феррата калия. Добавьте в обе пробирки по 2-3 капли роданида аммония.

1)Отметьте появление красного окрашивания при взаимодействии хлорного железа (III) с роданидом аммония.

2)Запишите уравнение реакции.

3) Почему нет окрашивания при взаимодействии К₃[Fe(CN)₆] c роданидом аммония?

4)Как диссоциирует комплексная соль в растворе?

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.

Выберите среди предложенных соединений анионные комплексы. Назовите отобранные комплексные соединения, определите заряд комплексообразователя, напишите уравнение первичной диссоциации солей в растворе, определите координационное число комплексного иона, укажите лиганды.

1. K₂ [Co(CNS)₂ Cl₂] 2. [Ag(NH₃)₂]Cl 3. [Cr(H₂O)₄ Cl₂] Cl 4. K₂[HgBr₄]

[Ni (NH₃)₆] Cl₃ K₂ [PtCl₆] K [Pd(NH₃) Cl₃] [Сr(H₂O)₃(NH₃)₃]Cl₂

5. K₄ [TiCl₆]

[Cu(NH₃)₄] SO₄

 

Выберите среди предложенных комплексных соединений катионные комплексы. Назовите отобранные комплексные соединения, определите заряд комплексообразователя, напишите уравнение первичной диссоциации солей в растворе, определите координационное число комплексного иона, укажите лиганды.

1. Na [Ag (NO₃)₂]; K₂ [MoF₈]; [Pt (NH₃)₂ Cl₄]

2. [Co (NH₃)₅ Cl] Cl₂; K [SbCl₆]; [Pt (NH₃)₂ Cl₂]

3. Na [Sb (SO₄)₂]; [Co (NH₃)₆] (NO₂)₃; [Pd (NH₃)₂ Cl₂]

4. Na [Ag (NO₂)₂]; [Zn (NH₃)₄] SO₄; [Co (NH₃)₃ (NO₂)₃]

5. K₂ [Hg I₄]; [Fe (H₂O)₆] Cl₃; [Pt (NH₃)₂ Br₄]

 

Cоставьте молекулярные и ионные уравнения реакций для осуществления следующих превращений, назовите все участвующие в реакциях вещества.

1.CdSO₄ ® (CdOH)₂ SO₄ ® Cd (OH)₂ ® [Cd (NH₃)₄ ](OH)₂

2. Fe (OH)₃ ® FeOHCl₂ ® FeCl₃ ® K₃ [Fe (CN)₆]

3. Pb (NO₃)₂ ® PbOHNO₃ ® Pb (OH)₂ ® K₂ [Pb (OH)₄]

4. Al₂O₃® Al₂(SO₄)₃® AlOHSO₄® [Al(OH)₂]₂ SO₄ ® Al(OH)₃®Na[Al (OH)₄]

5. Cd (NO₃)₂ ® CdOHNO₃ ® Cd (OH)₂ ® [Cd(NH₃)₆] (OH)₂

ПРИЛОЖЕНИЕ

Таблица 1

Названия важнейших кислот и их солей

 

Кислота	Названия
Кислоты	Соли
HAlO2	Метаалюминиевая	Метаалюминат
HAsO3	Метамышьяковая	Метаарсенат
H3AsO4	Ортомышьяковая	Ортоарсенат
HAsO2	Метамышьяковистая	Метаарсенит
H3AsO3	Ортомышьяковистая	Ортоарсенит
HBO2	Метаборная	Метаборат
H3BO3	Ортоборная	Ортоборат
H2B4O7	Четырехборная	Тетраборат
HBr	Бромоводород	Бромид
HBrО	Бромноватистая	Гипобромит
HBrO3	Бромноватая	Бромат
HCOOH	Муравьиная	Формиат
CH3COOH	Уксусная	Ацетат
HCN	Циановодород	Цианид
H2CO3	Угольная	Карбонат
H2C2O4	Щавелевая	Оксалат
HCl	Хлороводород	Хлорид
HOCl	Хлорноватистая	Гипохлорит
HClO2	Хлористая	Хлорит
HClO3	Хлорноватая	Хлорат
HClO4	Хлорная	Перхлорат
HCrO2	Метахромистая	Метахромит
H2CrO4	Хромовая	Хромат
H2Cr2O7	Двухромовая	Дихромат
HJ	Иодоводород	Иодид
HOJ	Иодноватистая	Гипоиодит
HJO3	Иодноватая	Иодат
HJO4	Иодная	Периодат
HMnO4	Марганцовая	Перманганат
H2MnO4	Марганцовистая	Манганат
H2MoO4	Молибденовая	Молибдат
HN3	Азидоводород (азотистоводородная)	Азид
HNO2	Азотистая	Нитрит
HNO3	Азотная	Нитрат
HPO3	Метафосфорная	Метафосфат
H3PO4	Ортофосфорная	Ортофосфат
H4P2O7	Двуфосфорная(пирофосфорная)	Дифосфат (пирофосфат)
H3PO3	Фосфористая	Фосфит
H3PO2	Фосфорноватистая	Гипофосфит
H2S	Сероводород	Сульфид
HSCN	Родановодород	Роданид
H2SO3	Сернистая	Сульфит
H2SO4	Серная	Сульфат
H2S2O2	Тиосерная	Тиосульфат
H2S2O7	Двусерная (пиросерная)	Дисульфат (пиросульфат)
H2S2O8	Пероксодвусерная (надсерная)	Пероксодисульфат (персульфат)
H2Se	Селеноводород	Селенид
H2SeO	Селенистая	Селенит
H2SeO4	Селеновая	Селенат
H2SiO3	Кремниевая	Силикат
HVO3	Ванадиевая	Ванадат
H2WO4	Вольфрамовая	вольфрамат