Через какой промежуточный продукт легко разлагающийся при нагревании

           Опыт
8. Получение средней соли.

    
Опыт выполняется капельным методом.

    
Внесите  1-2 капли соли бария 
в  ячейку капельного планшета,
добавьте 1 каплю раствора сульфата 
натрия,  напишите уравнение реакции 
в молекулярной и молекулярно-ионной 
форме.

         
Опыт 9. Получение основной соли.

    
Опыт выполняется капельным методом.

    
Внесите  1-2 капли соли кобальта 
в  ячейку капельного планшета,
добавьте 1 каплю раствора гидроксида 
натрия, обратите внимание на 
образование голубого осадка 
основной соли кобальта, добавьте избыток
гидроксида натрия, обратите внимание
на изменение цвета осадка. Напишите уравнение
реакции в молекулярной и молекулярно-ионной
форме.

        
Опыт 10. Получение кислой соли.

    
Налейте в пробирку 2-3 мл насыщенного 
раствора гидроксида кальция, добавьте
по каплям раствора фосфорной кислоты
до выпадения осадка средней соли фосфата
кальция по реакции:       
3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 = Ca3(PO4)2
↓ + 6 H2O

В избытке 
фосфорной кислоты осадок растворяется
с образованием кислой соли:

                      
Ca3(PO4)2 + 4 H3PO4
=  3 Ca(H2 PO4)2

Напишите 
уравнения приведенных реакций 
в молекулярно-ионной форме.

       
Опыт 11. Получение комплексной соли.

    
В пробирку налейте 1-2 мл раствора 
сульфата меди, добавьте 1-2 мл водного 
раствора  аммиака (гидроксида аммония
NH4OH), отметьте окраску образовавшегося
осадка гидроксосульфата меди:     
2 CuSO4 + 2 NH4OH = (CuOH)2SO4
↓+ (NH4)2SO4

   
Добавьте избыток раствора аммиака 
до растворения осадка и образования  
комплексных солей:       
(CuOH)2SO4 + 8 NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2
+ [Cu(NH3)4]SO4 + 8 H2O.

   
Отметьте окраску образовавшегося 
раствора. Эта реакция является 
характерной и используется для 
обнаружения ионов меди в растворе.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ К ЗАЩИТЕ ЛАБОРАТОРНОЙ
РАБОТЫ

1. Через какой промежуточный продукт, легко
   разлагающийся при нагревании, можно получить
   оксид металла из его соли? Покажите на
   примерах:    FeCl3 → Fe2O3;

                    
CuSO4 → CuO;      
Al(CH3COO)3  → Al2O3.

2. Возможно ли взаимодействие между оксидами:    Li2O и SO3;     
   Na2O и BeO; 

      Al2O3
и K2O;     BaO и MgO;    
N2O5 и ZnO?

3. Анализом установлено, что в образце оксида бария массовая доля примеси   сульфата бария составляет 10%.  Как был проведен анализ и какой объем раствора нужного реагента концентрации 2 моль/л был затрачен на обработку
   навески массой 5 г?

                      
Ответ: 30 мл реагента.

4. С какими из перечисленных веществ взаимодействует соляная кислота:

                       
MgO;   AgNO3;   SO3;   
CuSO4;   Ca(OH)2;   Cu;  
Fe;   KOH?

5. Какие свойства гидроксидов   NaOH,   Al(OH)3,  
   Ni(OH)2 могут быть использованы для
   их разделения из твердой смеси?
6. Найдите массовую долю гидроксида натрия, превратившегося в карбонат за счет поглощения углекислого газа из воздуха, если масса гидроксида  возросла с 200г до 232,5 г. Чему
   равен объем поглощенного при этом CO2
   (условия нормальные).

               
Ответ: 50%, 28 л.

7. Какими способами можно получить из данной соли другую с тем же катионом

      или тем же анионом:       
NaCl  → AgCl;       Ba(NO3)2 
→ BaSO4; 

                                         
Fe2(SO4)3  → FeCl3;       
Na2CrO4  → BaCrO4 ?

8. При помощи каких реакций можно осуществить следующие переходы:
1. Fe  → FeCl2  → FeCl3 
   → FeOHSO4  → Fe2O3  →
   Fe;
2. Zn  → ZnS → ZnO → (ZnOH)2SO4
   → ZnCl2 → ZnO →Zn.
9. Какой объем  CO2 (условия нормальные)
   потребуется для растворения 1,0 г

свежеосажденного CaCO3? 
Какие процессы произойдут в растворе
при:

а) кипячении, б) добавлении щелочи, в)
добавлении соляной кислоты?

              
Ответ: 0,224 л.

10. К какому классу относится каждое из следующих соединений:   Cs2O;   Na[Al(OH)4];

   H4SiO4;   NO2;   
[Fe(OH)2]2SO4;   Ca(HCO3)2?

ЛИТЕРАТУРА

1. Практикум по общей и неорганической химии./ Под ред. Н.Н.Павлова, В.И.Фролова. – 2-е изд. – М.: Дрофа, 2002. – 304 с.
2. Н.Б. Любимова. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии. – М.: Высш. шк., 1990. – 351 с.
3. Г.Н. Фадеев, Н.Н. Двуличанская. Решение задач по курсу «Химия» для нехимических вузов. Ч.1. – М.: Дом педагогики, 2000. – 72 с.
4. А.А. Гуров, Ф.З. Бадаев, Л.П. Овчаренко, В.Н. Шаповал. Химия.
   –М.: Изд. МГТУ, 2004. – 748 с.

Составила В.И. Ермолаева

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Цель работы – ознакомление с важнейшими классами неорганических соединений: оксидами, гидроксидами, солями, способами их получения и свойствами.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Неорганических соединений известно около 300 тысяч, их можно разделить на три важнейших класса – оксиды, гидроксиды и соли.

Оксиды – продукты соединения элементов с кислородом. Различают солеобразующие и несолеобразующие оксиды, а также пероксиды, которые по свойствам относятся к солям пероксида водорода H2O2. Пероксиды образуют щелочные (Li, Na, K, Rb, Cs ) и щелочноземельные (Ca, Sr, Ba) металлы, в них атомы кислорода связаны между собой ковалентной связью (например, K2O2: K– O – O –K) и легко разлагаются с отщеплением атомарного кислорода, поэтому пероксиды являются сильными окислителями. Несолеобразующих оксидов немного (например, CO, NO, N2O), они не образуют солей ни с кислотами, ни с основаниями. Солеобразующие оксиды подразделяют на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды образуют металлы с низшими степенями окисления +1, +2 , их гидратами являются основания. Хорошо растворимые в воде основания щелочных металлов называются щелочами. Основания щелочно-земельных металлов (Ca, Sr, Ba) также образуются при растворении в воде соответствующих оксидов, но их растворимость меньше, к щелочам приближается только гидроксид бария Ba(OH)2. Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:

CaO + CO2 = CaCO3; CuO + 2 HCl = CuCl2 + H2O.

Кислотные оксиды образуют неметаллы (B, C, N, P, S, Cl и др.), а также металлы, расположенные в побочных подгруппах больших периодов, образующие соединения высших степеней окисления +5, +6, +7 (V, Cr, Mn и др.). Гидратами кислотных оксидов являются кислоты. Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами и основаниями:

SO2 + Na2O = Na2SO3; N2O5 + 2 NaOH = 2 NaNO3 + H2O.

Амфотерные оксиды образуют металлы главных и побочных подгрупп средних степеней окисления +3, +4 (Al, Cr, Mn, Sn и др.), иногда +2 ( Sn, Pb) , их гидраты проявляют как основные, так и кислотные свойства. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами, так и с основаниями:

Cr2O3 + 6 HCl = 2 CrCl3 + 3 H2O; Cr2O3 + 2 NaOH = 2 NaCrO2 + H2O

Оксиды можно получить реакцией соединения элемента с кислородом:

2Mg + O2 = MgO, 4P + 5O2 = 2 P2O5

или реакцией разложения сложного вещества: CaCO3 = CaO + CO2,

2 Zn(NO3)2 = 2 ZnO + 4 NO2 + O2.

Гидроксиды – продукты соединения оксидов с водой, различают основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные (амфолиты) гидроксиды.

Основания при диссоциации в растворе в качестве анионов образуют только гидроксид – ионы: NaOH → Na + + OH ‾ .

Кислотность основания определяется числом ионов OH ‾. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато: Ca(OH)2 ↔ (CaOH)+ + OH ‾, (CaOH)+ ↔ Ca2+ + OH ‾.

Водные растворы хорошо растворимых оснований (щелочей) изменяют окраску индикаторов: в щелочных растворах фиолетовый лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым.

Основания реагируют с кислотами, образуя соли и воду: NaOH + HCl = NaCl + H2O.

Если основание и кислота взяты в эквимолярных отношениях, то среда становится нейтральной, а такая реакция называется реакцией нейтрализации.

Многие нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Щелочи получают растворением оксидов в воде: Na2O + H2O = 2 NaOH.

Нерастворимые в воде основания обычно получают действием щелочей на растворимые соли металлов: CuSO4 + 2 NaOH = Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4.

Кислоты согласно теории электролитической диссоциации в качестве катиона образуют только катионы водорода Н+ (точнее ионы гидроксония Н3О+): HCl = H+ + Cl ‾.

Различают кислоты бескислородные (HCl, HI, H2S, HCN и др.) и кислородсодержащие (HNO3, H2SO4, H2SO3, H3PO4 и др.).

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, образующихся при диссоциации. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H2SO3 ↔ Н + + HSO3‾; HSO3‾ ↔ Н + + SO3‾.

В растворах кислот лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым, фенолфталеин остается бесцветным.

Кислоты получают растворением кислотных оксидов в воде:

P2O5 + 3 H2O = 2 H3PO4

или по реакции обмена соли с кислотой:

Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4 = 3 CaSO4 + 2 H3PO4.

Амфолиты представляют собой гидроксиды, проявляющие в реакциях как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся Be (OH)2 , Al (OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3 и др. Амфотерные гидроксиды реагируют с основаниями как кислоты, с кислотами – как основания: Сr(OH)3 + 3 HCl = CrCl3 + 3 H2O; Сr(OH)3 + 3 NaOH = Na3[Cr(OH)6].

Соли при диссоциации образуют катионы металлов (или ион аммония NH4+ ) и анионы кислотных остатков: Na2SO4 ↔ 2 Na+ + SO4 2 ‾, NH4NO3 ↔ NH4+ + NO3‾.

Соли различают средние, кислые и основные. Существуют также двойные соли, образованные разными металлами и одним кислотным остатком (KAl(SO4)2) и смешанные, образованные одним металлом и разными кислотными остатками (CaClOCl).

Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или гидроксогрупп основания кислотными остатками: NaCl, K2SO4, AlPO4. Средние соли диссоциируют на катионы металла и анионы кислотных остатков: AlPO4 ↔ Al 3+ + PO4 3 ‾.

Кислые соли (гидросоли) являются продуктами неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот атомами металла: NaHSO4, Al (H2PO4)3, KHCO3.

Диссоциация кислой соли выражается уравнением: Al (H2PO4)3 ↔ Al 3+ + 3 (H2PO4)3 ‾. Анион (H2PO4)3 ‾ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.

Основные соли (гидроксосоли) являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп многокислотного основания на кислотные остатки: AlOHSO4, MgOHCl, (CuOH)2SO4.

Диссоциация основной соли выражается уравнением: AlOHSO4 ↔ (AlOH) 2 + + SO4 2‾.

Катион (AlOH) 2 + дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.

Средние соли могут быть получены многими способами:

соединением металла и неметалла: 2 Na + Cl2 = 2 NaCl;

соединением основного и кислотного оксидов: CaO + CO2 = CaCO3;

вытеснением активным металлом водорода или менее активного металла:

Zn + 2 HCl = H2 + ZnCl2, Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu;

реакцией нейтрализации: NaOH + HCl = NaCl + H2O;

реакцией обмена: Ba(NO3)2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2 NaNO3 и др.

Кислые соли могут быть получены в кислой среде:

NaOH + H2SO4 (избыток) = NaHSO4 + H2O;

Na3PO4 + 2 H3PO4 (избыток) = 3 NaH2PO4.

Основные соли могут быть получены в щелочной среде:

H2SO4 + 2 Cu(OH)2 (избыток) = (CuOH)2 SO4 + Na2SO4,

2 CuSO4 + 2 NaOH(недостаток) = (CuOH)2 SO4 + Na2SO4

Кислые соли при избытке щелочи и основные соли при избытке кислоты переходят в средние соли: NaHSO4 + NaOH (избыток) = Na2SO4 + H2O,

(CuOH)2 SO4 + H2SO4 (избыток) = 2 CuSO4 + 2 H2O.

Для многих металлов характерны комплексные соединения, которые диссоциируют в растворе как сильные электролиты, образуя устойчивые комплексные ионы:

CuSO4 + 8NH4OH (избыток) = [Cu (NH3)4](OH)2 + [Cu (NH3)4] SO4 + 8 H2O .

Степень диссоциации комплексных соединений незначительна:

[Cu (NH3)4](OH)2 ↔ [Cu (NH3)4] 2+ + 2 OH‾

[Cu (NH3)4] SO4 ↔ [Cu (NH3)4] 2+ + SO42‾

Комплексные соединения многих d – металлов окрашены, что позволяет их использовать в аналитической практике для обнаружения ионов металлов.

Вопросы для подготовки к лабораторной работе:

1. Какие бинарные соединения называются оксидами? Какими способами

можно получить оксиды? Приведите примеры реакций.

2. Какие вещества называются кислотами? Приведите примеры реакций получения кислот.

3. Чем определяется основность кислот? Приведите примеры кислот различной основности.

4. Какие вещества называются основаниями? Приведите примеры реакций получения оснований.

5. Чем определяется кислотность оснований? Приведите примеры оснований различной кислотности.

6. Какие химические соединения относятся к классу солей? Приведите примеры солей различных типов и способов их получения.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

РАЗДЕЛ 1. ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ОКСИДОВ

Опыт 1. Получение оксида реакцией соединения

а) Получение оксида магния

Стружку сплава магния возьмите тигельными щипцами и внесите в пламя горелки. Опыт проводите над асбестовой сеткой или фарфоровой чашкой. Магний горит ярким белым пламенем, покрываясь белым налетом оксида магния. Напишите уравнения реакции образования оксида магния. Осторожно опустите стружку с образовавшимся оксидом в пробирку с дистилированной водой, добавьте 2-3 капли фенолфталеина, который является индикатором на наличие ионов гидроксида, определяющих щелочную среду, отметьте окраску раствора. Напишите уравнение реакции образования гидроксида магния .

б) Получение оксида меди

Возьмите тигельными щипцами кусочек медной фольги или тонкой медной пластины и прокалите его в пламени горелки до образования черного налета оксида меди Cu (II). Напишите уравнение реакции образования оксида меди. Налейте в пробирку 1-2 мл концентрированной соляной кислоты и опустите в нее прокаленный кусочек меди. Обратите внимание на исчезновение черного налета и появление окраски раствора, характерной для комплексного иона меди (II) [CuCl4]2- . Отметьте эту окраску. Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида меди с соляной кислотой, сделайте вывод о характере оксида меди – осно́вный или кислотный.

Опыт 2. Получение оксида реакцией разложения

Возьмите тигельными щипцами кусочек мела и прокалите его в пламени горелки. Напишите уравнение реакции разложения карбоната кальция. Опустите прокаленный мел в пробирку с дистилированной водой, добавьте 2-3 капли фенолфталеина, отметьте окраску раствора, напишите уравнение реакции образования гидроксида кальция.

РАЗДЕЛ 2. ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ГИДРОКСИДОВ МЕТАЛЛОВ

Опыт 3. Получение гидроксида никеля.

Опыт выполняется капельным методом.

Внесите по 1-2 капли соли никеля в 3 ячейки капельного планшета, добавьте в каждую ячейку по 2 капли раствора гидроксида натрия, обратите внимание на окраску образовавшегося гидроксида никеля, напишите уравнение реакции. Проверьте растворимость гидроксида никеля в кислоте и избытке щелочи, для чего в одну ячейку добавьте 2-3 капли щелочи, в другую – 2-3 капли соляной кислоты. Напишите уравнение протекающей реакции. Укажите характер гидроксида никеля.

Опыт 4. Получение гидроксида алюминия.

Опыт выполняется капельным методом.

Внесите по 1-2 капли соли алюминия в 3 ячейки капельного планшета, добавьте в каждую ячейку по 1 капле раствора гидроксида натрия, напишите уравнение реакции. Проверьте растворимость гидроксида алюминия в кислоте и избытке щелочи, для чего в одну ячейку добавьте 2-3 капли щелочи, в другую – 2-3 капли соляной кислоты. Напишите уравнение протекающих реакций. Укажите характер гидроксида алюминия.

Опыт 5. Получение гидроксида меди.

В пробирку налейте 1-2 мл раствора соли меди, добавьте 3-4 мл раствора гидроксида натрия, отметьте окраску образовавшегося осадка, напишите уравнение реакции. Закрепите пробирку в держателе и осторожно нагрейте ее в пламени горелки, обратите внимание на изменение цвета осадка, напишите уравнения реакции разложения гидроксида меди.

РАЗДЕЛ 3. ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОТ.

Опыт 6. Получение уксусной кислоты.

В пробирку поместите небольшое количество кристаллического ацетата натрия CH3COONa и по каплям прилейте соляной кислоты, обратите внимание на появление запаха уксуса, напишите уравнение реакции в молекулярной и молекулярно-ионной форме.

Опыт 7. Получение угольной кислоты.

В пробирку поместите небольшой кусочек мела и прилейте раствор соляной кислоты. Опишите происходящие явления, напишите уравнение реакции в молекулярной и молекулярно-ионной форме.

РАЗДЕЛ 4. ПОЛУЧЕНИЕ СОЛЕЙ.

Опыт 8. Получение средней соли.

Опыт выполняется капельным методом.

Внесите 1-2 капли соли бария в ячейку капельного планшета, добавьте 1 каплю раствора сульфата натрия, напишите уравнение реакции в молекулярной и молекулярно-ионной форме.

Опыт 9. Получение основной соли.

Опыт выполняется капельным методом.

Внесите 1-2 капли соли кобальта в ячейку капельного планшета, добавьте 1 каплю раствора гидроксида натрия, обратите внимание на образование голубого осадка основной соли кобальта, добавьте избыток гидроксида натрия, обратите внимание на изменение цвета осадка. Напишите уравнение реакции в молекулярной и молекулярно-ионной форме.

Опыт 10. Получение кислой соли.

Налейте в пробирку 2-3 мл насыщенного раствора гидроксида кальция, добавьте по каплям раствора фосфорной кислоты до выпадения осадка средней соли фосфата кальция по реакции: 3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 = Ca3(PO4)2 ↓ + 6 H2O

В избытке фосфорной кислоты осадок растворяется с образованием кислой соли:

Ca3(PO4)2 + 4 H3PO4 = 3 Ca(H2 PO4)2

Напишите уравнения приведенных реакций в молекулярно-ионной форме.

Опыт 11. Получение комплексной соли.

В пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата меди, добавьте 1-2 мл водного раствора аммиака (гидроксида аммония NH4OH), отметьте окраску образовавшегося осадка гидроксосульфата меди: 2 CuSO4 + 2 NH4OH = (CuOH)2SO4 ↓+ (NH4)2SO4

Добавьте избыток раствора аммиака до растворения осадка и образования комплексных солей: (CuOH)2SO4 + 8 NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + [Cu(NH3)4]SO4 + 8 H2O.

Отметьте окраску образовавшегося раствора. Эта реакция является характерной и используется для обнаружения ионов меди в растворе.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ К ЗАЩИТЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ

1. Через какой промежуточный продукт, легко разлагающийся при нагревании, можно получить оксид металла из его соли? Покажите на примерах: FeCl3 → Fe2O3;

CuSO4 → CuO; Al(CH3COO)3 → Al2O3.

2. Возможно ли взаимодействие между оксидами: Li2O и SO3; Na2O и BeO;

Al2O3 и K2O; BaO и MgO; N2O5 и ZnO?

3. Анализом установлено, что в образце оксида бария массовая доля примеси сульфата бария составляет 10%. Как был проведен анализ и какой объем раствора нужного реагента концентрации 2 моль/л был затрачен на обработку навески массой 5 г?

Ответ: 30 мл реагента.

4. С какими из перечисленных веществ взаимодействует соляная кислота:

MgO; AgNO3; SO3; CuSO4; Ca(OH)2; Cu; Fe; KOH?

5. Какие свойства гидроксидов NaOH, Al(OH)3, Ni(OH)2 могут быть использованы для их разделения из твердой смеси?

6. Найдите массовую долю гидроксида натрия, превратившегося в карбонат за счет поглощения углекислого газа из воздуха, если масса гидроксида возросла с 200г до 232,5 г. Чему равен объем поглощенного при этом CO2 (условия нормальные).

Ответ: 50%, 28 л.

7. Какими способами можно получить из данной соли другую с тем же катионом

или тем же анионом: NaCl → AgCl; Ba(NO3)2 → BaSO4;

Fe2(SO4)3 → FeCl3; Na2CrO4 → BaCrO4 ?

8. При помощи каких реакций можно осуществить следующие переходы:

   1. Fe → FeCl2 → FeCl3 → FeOHSO4 → Fe2O3 → Fe;

   2. Zn → ZnS → ZnO → (ZnOH)2SO4 → ZnCl2 → ZnO →Zn.

9. Какой объем CO2 (условия нормальные) потребуется для растворения 1,0 г

свежеосажденного CaCO3? Какие процессы произойдут в растворе при:

а) кипячении, б) добавлении щелочи, в) добавлении соляной кислоты?

Ответ: 0,224 л.

10. К какому классу относится каждое из следующих соединений: Cs2O; Na[Al(OH)4];

H4SiO4; NO2; [Fe(OH)2]2SO4; Ca(HCO3)2?

ЛИТЕРАТУРА

1. Практикум по общей и неорганической химии./ Под ред. Н.Н.Павлова, В.И.Фролова. – 2-е изд. – М.: Дрофа, 2002. – 304 с.

2. Н.Б. Любимова. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии. – М.: Высш. шк., 1990. – 351 с.

3. Г.Н. Фадеев, Н.Н. Двуличанская. Решение задач по курсу «Химия» для нехимических вузов. Ч.1. – М.: Дом педагогики, 2000. – 72 с.

4. А.А. Гуров, Ф.З. Бадаев, Л.П. Овчаренко, В.Н. Шаповал. Химия. –М.: Изд. МГТУ, 2004. – 748 с.