Мангану, феруму, цинку та купруму
Теоретична частина
Манганналежить до VIIB групи періодичної системи елеменитів Д.І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні атома цього елемента знаходиться два s-електрони, а на d-підрівні передостаннього енергетичного рівня – 5d-електронів, тобто для нього характерний електронний стан d5s2. У незбудженому стані непарними є п’ять d-електронів, а при збудженні – усі сім електронів зовнішнього і передзовнішнього енергетичних рівнів стають валентними. Тому максимальний ступінь окиснення Мангану – +7.
Манган відноситися до активних металів. На повітрі він окиснюється і покривається видимою плівкою оксидів, спочатку червонуватою, потім –майже чорною. З водою на холоді манган взаємодіє дуже повільно; при підвищенні температури швидкість реакції окиснення мангану водою збільшується. У розбавлених кислотах манган розчиняється з утворенням солей Мангану (II). У розчинах лугів манган стійкий. У сполуках Манган має ступені окиснення: +2, +3, +4, +6 і +7. Найбільш стійкі сполуки Mn(II), Mn(IV) і Mn(VII). З підвищенням ступеня окиснення характер оксидів і гідроксидів змінюється від основного до кислотного.
У порошкоподібному стані манган при нагріванні безпосередньо сполучається з галогенами, сіркою, азотом, фосфором, кремнієм, утворюючи бінарні сполуки, в яких має ступінь окиснення +2:
Mn + Cl2 → MnCl2
Mn + S → MnS
3Mn + N2 → Mn3N2
3Mn + 2P → Mn3P2
2Mn + Si → Mn2Si
У ряду активностей металів Манган знаходиться набагато лівіше від водню, тому він здатний витісняти водень із води та кислот. З холодною водою Манган взаємодіє дуже повільно, але при нагріванні реакція значно прискорюється:
Mn + 2Н2О → Mn(ОН)2 + Н2
Манган легко розчиняється у воді у присутності амоній хлориду, який заважає утворенню малорозчинного марган (II) гідроксиду:
Mn + 2Н2О + 2NH4Cl → MnCl2 + 2NH4OH + H2
З розведеними кислотами (крім HNO3) Манган взаємодіє з виділенням водню:
Mn + НCl → MnCl2 + Н2
З концентрованими сульфатною та нітратною кислотами – з утворенням води:
Mn + 2H2SO4(к) → MnSO4 + SO2 + 2H2O
3Mn + 8HNO3(к) → 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
При взаємодії з солями металів, що знаходяться в ряду активності правіше нього, Манган їх витісняє:
Mn + FeSO4 → MnSO4 + Fe
До оксигеновмісних сполук Мангану відносяться наступні:
| MnO – манган (II) оксид Mn2O3 – манган (III) оксид MnO2 – манган (IV) оксид Mn2O7 – манган (VII) оксид | Mn(OH)2 - манган (II) гідроксид Mn(OH)3 - манган (III) гідроксид Mn(OH)4 - манган (IV) гідроксид H4MnO4 – ортоманганітна кислота HMnO4 – перманганатна кислота H2MnO4 – манганатна кислота |
Порівняння властивостей гідроксидів Мангану, свідчить про те, що зі збільшенням ступеня окиснення Мангану кислотні властивості цих речовин зростають, а основні – зменшуються:
посилення кислотних властивостей
Mn(OH)2 , Mn(OH)4, H2MnO4, HMnO4
посилення основних властивостей
Манган входить до складу цілого ряду ферментних систем, які обумовлюють окисно-відновні процеси внутрішньоклітинного обміну речовин. Встановлено, що в рослинах, у залежності від ступеня окиснення, манган, з одного боку, сприяє виділенню кисню і бере участь у відновних реакціях фотосинтезу, а з іншого – активно бере участь в окисненні карбонових кислот, а відповідно, і в процесі дихання рослин. Манган сприяє фіксації атмосферного азоту бульбочковими бактеріями, а також збільшенню кількості амінокислот.
Ферум входить до VIIIB групи періодичної системи елементів Д.І. Менделеєва. На зовнішньому енергетичному рівні атома цього елемента знаходяться 2s-електрони. На d-підрівні передостаннього енергетичного рівня – 6 електронів. У незбудженому стані число непарних електронів у Феруму 4. У атома Феруму при збудженні атомів за рахунок переміщення одного з 4s-електронів в p-підрівень число непарних електронів збільшується до 6. Найбільш типовими ступенями окиснення Феруму є +2 і +3.
Залізо в сухому повітрі і кисні окиснюється дуже повільно, покрива-ючись при цьому тонкими плівками оксидів. При високих температурах – з’єднується з киснем, утворюючи оксиди: Fe2O3, Fe3O4, FeO. Із оксидів і гідроксидів Феруму лише Fe2O3 і Fe(OH)3 амфотерні з переважанням основних властивостей. Свій максимальний ступінь окиснення +6 Ферум виявляє лише в солях фератної кислоти – фератах (K2FeO4, BaFeO4).
Залізо відноситься до металів із середнім рівнем відновних властивостей. При невисоких температурах залізо вступає в реакцію з багатьма простими речовинами – вуглецем, азотом, фосфором, кремнієм, сіркою та галогенами:
3Fe + C → Fe3C
4Fe + N2 → 2Fe2N
2Fe + P → Fe2P
2Fe + Si → FeSi
З галогенами та сіркою залізо утворює солі відповідних кислот:
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
Fe + S → FeS
З лугами залізо не взаємодіє, але легко розчиняється у розведених кислотах, при цьому утворюються сіль феруму (II) і виділяється водень:
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑
Хлоридна і розбавлена сульфатна кислоти окиснюють Ферум до Fe(II):
Fe + 2HCl ® FeCl2 + H2,
концентровані HNO3 і H2SO4, а також “царська горілка” – до Fe (IIІ):
2Fe + 6H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Із водних розчинів солей залізо витісняє метали, що знаходяться у ряду активності правіше від нього:
Fe + СuSO4 → FeSO4 + Cu
Сульфат заліза (залізний купорос) FeSO4 ∙ 7H2O – використовується у сільському господарстві як інсектицид. Серед усіх важких металів, що знаходяться в живих організмах, Феруму належить головна роль. Органічні молекули, до складу яких входить Ферум, беруть активну участь у біохімічних процесах, що відбуваються в процесі дихання і фотосинтезу. Основу реакцій, які відбуваються в процесі дихання рослин, так як і при фотосинтезі, складають окисно-відновні процеси. Для того щоб організм зміг використати енергію, акумульовану в органічних речовинах, вони повинні бути окиснені киснем повітря. Цей процес здійснюється за допомогою ферумвмісних ферментів.
Цинк відноситься до IIB групи періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні його атома знаходиться 2s-електрони. Електронна конфігурація передзовнішнього енергетичного рівня s2p6d10 стабільна, і електрони цього рівня не беруть участі в утворенні хімічних зв'язків. У атома цього елемента у нормальному стані відсутні непарні електрони. Збудження атомів переводить один s-електрон на p-підрівень; при цьому електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня переходить в s1p1 і стає здатним до утворення двох хімічних зв'язків. Цинк утворює сполуки виключно з ступенем окиснення +2.
Стійкість цинку на повітрі і у воді пояснюється захисною плівкою (ZnOH)2CO3 на його поверхні. У розчинах лугів плівка розчиняється, що дозволяє цинку вступати в реакцію з водою до повного розчинення металу.
Цинк доволі активний метал, він утворює сполуки майже з усіма неметалами. Так, наприклад, галогеніди цинку одержують шляхом прямої взаємодії елементів:
Zn + Cl2 → ZnCl2
або розчиненням металічного цинку, оксиду та сульфіду у відповідних кислотах:
Zn + 2НCl → ZnCl2 + Н2↑
ZnО + 2НCl → ZnCl2 + Н2О
ZnS + 2НCl → ZnCl2 + Н2S↑
З сіркою цинк утворює нерозчинний у воді сульфід ZnS:
Zn + S → ZnS
При нагріванні цинкового пилу (600°С) в атмосфері амоніаку утворюється нітрид цинку:
3Zn + 2NH3 → Zn3N2 + 3H2↑,
А з ацетиленом – карбід цинку:
Zn + С2Н2 → ZnС2 + Н2↑.
Цинк – сильний відновник, здатний заміщувати метали (Mn, Fe, Ni, Cu, Cd) у їх солях. Виділення кадмію із розчинів за допомогою цинкового пилу (цементація) є головним промисловим методом його добування:
CdSO4 + Zn → ZnSO4 + Cd
Цинк легко витісняє водень з розведених кислот-неокисників:
Zn + 2HBr → ZnBr2 + H2↑
При взаємодії з розведеною нітратною кислотою цинк утворює нітроген (І) оксид або амонійну сіль:
Zn + 10HNO3 ® 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O;
4Zn + 10HNO3 ® 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
Солі оксигеновмісних кислот цинку – нітрати, сульфати, хлорати – розчинні у воді, а карбонати, фосфати, силікати – у воді малорозчинні.
При нагріванні з киснем цинк утворює амфотерний оксид ZnO – гексагональні кристали білого кольору, практично нерозчинні у воді. Виявляючи амфотерні властивості він реагує як з кислотами, так і з лугами:
ZnО + 2HCl ® ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O ® Na2[Zn(OH)4].
Цинк гідроксид Zn(OH)2 випадає у вигляді білого осаду при дії лугів на розчини солей цинку:
ZnSO4 + 2NaOH ® Zn(OH)2¯ + Na2SO4.
Цинк гідроксид – амфотерна сполука, він легко розчиняється в кислотах з утворенням солей цинку:
Zn(OH)2 + 2HCl ® ZnCl2 + 2H2O
і в надлишку лугів з утворенням цинкатів:
Zn(OH)2 + 2NaOH ® Na2ZnO2 + 2H2O.
Цинк – один із сільськогосподарських мікроелементів: при нестачі його у ґрунті у рослин порушується обмін вуглеводів, може понизитись вміст хлорофілу. Як складова частина ферментів вуглеводного обміну Цинк активує їх і сприяє підвищенню інтенсивності фотосинтезу. Із солей цинку найбільше практичне застосування у сільському господарстві має цинковий купорос ZnSO4 × 7H2O, який використовують як мікродобриво.
Купрум знаходиться у IB групі періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва. Хімічні властивості Купруму обумовлені структурою його зовнішнього електронного рівня – 3d104s1. Оскільки Купрум є переостаннім d-елементом, на d-підрівні його атома повинно було розташуватись 9 електронів. Але завдяки стійкості електронної конфігурації d10 відбувається «провал» s-електрона на d-підрівень, що доцільно з енергетичної точки зору. Наявність одного s-електрона обумовлює існування цілої групи сполук, в яких Купрум виявляє ступінь окиснення +1. Але s-електрон, що провалився на d-підрівень, зберігає певну мобільність і при наявності елементів-окисників може переходити до них. У цих випадках Купрум виявляє ступінь окиснення +2.
При знаходженні на повітрі мідь поступово покривається зеленим нальотом карбонату гідроксокупруму (CuOH)2CO3. Хлоридна і розбавлена сульфатна кислота не діють на мідь, але сумісна дія окисників і тих же кислот призводить до розчинення міді. Нітратна кислота енергійно діє на мідь, причому утворюється сіль купруму і нітроген оксид (NO або NO2 залежно від концентрації кислоти).
Хімічна активність Купруму невисока. При помірному нагріванні Купрум сполучається з галогенами, сіркою, утворюючи бінарні сполуки солеподібного типу:
Cu + І2 → CuІ2
2Cu + S → Cu2S
Більшість солей купруму (І) – хлориди, броміди, йодиди, сульфіди, ціаніди, тіоціанати погано розчиняються у воді. Вони легко окиснюються навіть молекулярним киснем повітря:
4CuCl + O2 +4HCl → 4CuCl2 + 2H2O
Досить легко мідь за механізмом окисно-відновних процесів взаємодіє з розведеною і концентрованою нітратною кислотою та концентрованою сульфатною кислотою:
Cu + 4HNO3(к) → Cu(NO3)2 + 2NO2 +2H2O
3Cu + 8HNO3(р) → 3Cu(NO3)2 + 2NO +4H2O
Cu + 2H2SO4(к) → CuSO4 + SO2 +2H2O
З Оксигеном Купрум утворює два нерозчинні у воді оксиди: Cu2О – купрум (І) оксид та CuО – купрум (ІІ) оксид. Вони реагують з кислотами утворюючи солі та з водним розчином амоніаку утворюючи комплексні солі:
Cu2О + 2HCl → 2CuCl + H2O
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
Cu2О + 4NH3 + H2O → 2[Cu(NH3)4]OH
CuО + 4NH3 + H2O → [Cu(NH3)4](OH)2
Купрум(II) гідроксид Cu(OH)2 є дуже слабкою основою. Ця сполука виражає слабкі амфотерні властивості – розчиняється в концентрованих розчинах лугів, а також в розчинах кислот:
Cu(OH)2 + 2NaOH → Na2[Cu(OH)4]
Cu(OH)2 + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O
Купрум (II) гідроксид Cu(ОН)2 існує у двох формах – аморфній та кристалічній. Аморфний осад легко втрачає воду навіть при зберіганні під водою і перетворюється в купрум (ІІ) оксид. Кристалічна форма більш стійка і витримує температуру до 100°С.
Купрум приймає участь у вуглеводному і білковому обмінах у рослинах. Під його впливом посилюється синтез білків, вуглеводів і жирів. Нестача цього елементу викликає у рослин зниження активності синтетичних процесів і призводить до накопичення розчинних вуглеводів, амінокислот та інших продуктів розпаду складних органічних речовин.
Із солей Купруму у сільському господарстві найбільше значення мають: CuSO4 ∙ 5H2O – купрум сульфат (мідний купорос) використовується в суміші з вапняковим молоком («бордоська рідина») як інсектицид для захисту плодових культур, засіб боротьби із філоксерою – збуджувачем хвороби винограду, з фітофторою – захворюванням томатів та картоплі. У хімічній промисловості з нього добувають інші купрумвмісні пестициди (хлорокис міді 3Cu(OH)2∙CuCl2∙H2O, паризьку зелень Cu(CH3COO)2∙3Cu(AsO2)2). Солі Купруму Cu(NO3)2 ∙ 3H2O – купрум (ІІ) нітрат – використовують як фунгіцид, Cu(CH3COO)2 ∙ H2O – купрум ацетат (мідянка) – використовують як фунгіцид або як сировину для одержання пестицидів.
Експериментальна частина
Дослід. 10.2.1. Реакції катіона Мангану з лугами
Луги утворюють з іоном Мn2+ білий осад марган (II) гідроксиду:
Мn2+ + 2OH- ® Mn(OH)2.
Останній розчиняється у кислотах, але не розчиняється в надлишку лугу. Киснем повітря він поступово окиснюється до бурого марган (ІV) гідроксиду:
2Mn(OH)2 + O2 ® 2MnO(OH)2.
Осад Mn(OH)2 одержують також при окисненні Мn2+ гідроген пероксидом в присутності лугу:
Mn(NO3)2 + 2NaOH + H2O2 ® Mn(OH)2 + 2NaNO3 + H2O.
До 2-3 крапель розчину солі Маргану додати кілька крапель розчину NаОН до появи білого осаду Mn(OH)2. Звернути увагу на те, що осад поступово буріє внаслідок окиснення Mn(OH)2 до MnO(OH)2. Потім додати до осаду 2-3 краплі гідроген пероксиду з масовою часткою H2O2 3%. Осад тут же стає буро-чорним, бо Мn2+ швидко окиснюється до MnO(OH)2. Гідроксид MnO(OH)2 розчиняється у хлоридній кислоті при нагріванні:
MnO(OH)2 + 4HCl ® MnCl2 + 3H2O + Cl2
або при дії сульфатною кислотою в присутності гідроген пероксиду:
MnO(OH)2 + Н2SО4 + H2O2 ® МnSО4 + 3H2O + О2.
В обох випадках марган (ІV) відновлюється до іона Мn2+. NH4OH також осаджує Мn2+ у вигляді Mn(OH)2, але в присутності солей амонію цього не відбувається.
Дослід 10.2.2. Реакції на катіон Цинку
Луги дають з іонами Zn2+ білий аморфний осад гідроксиду Zn(OH)2 , що виявляє амфотерність:
Zп(ОН)2 + 2Н+ ® Zn2+ + 2Н2O , Н2ZnO2 + 2OH- ® ZnO22- + 2Н2О.
До 4-5 крапель розчину солі цинку додати спочатку 1-2 краплі розчину NаОН, а потім надлишок його – до розчинення осаду.
Якщо на розчин цинкату (Na2ZnO2 або К2ZnO2) вплинути амоній хлоридом, осад Zп(ОН)2 не утвориться. Амоній гідроксид осаджує іони Zn2+ у вигляді гідроксиду:
ZnCl2 + 2NH4OH ® Zn(OH)2 + 2NH4Cl,
однак при цьому цинк гідроксид розчиняється в надлишку NH4OH з утворенням комплексних іонів Zn(NH2)62+ або Zn(NH3)42+ :
Zп(ОН)2 + 6NH4OH ® [Zn(NH3)6](OH)2 + 6Н2О.
До 5-6 крапель розчину солі цинку обережно додати NH4OH. Спостерігати утворення осаду цинк гідроксиду і наступне його розчинення. В присутності солей амонію NH4OH зовсім не осаджує іони Zn2+.
Дослід 10.2.3. Реакції катіонів Купруму
Луги утворюють із купрум (ІІ) катіонами аморфний блакитний осад гідроксиду:
Cu2+ + 2OH- ® Cu(OH)2.
Але у надлишку лугу і при нагріванні він частково розчиняється з отриманням куприту:
Cu(OH)2 + NaОН ® Na2[Cu(OH)4].
До 3-4 крапель розчину солі Купруму додати 2-3 краплі розчину натрій гідроксиду. До частини осаду додати луг і нагріти на водяній бані. Переконайтись, що куприт-іон надає розчинові синього забарвлення. Другу частину осаду розчинити у хлоридній кислоті.
Амоній гідроксид дає з іоном Купруму зеленавий осад гідроксо-сульфату:
2CuSO4 + 2NH4OH ® (CuOH)2SO4 + (NH4)2SO4,
який у надлишку реактиву розчиняється з одержанням тетрааміно-купро-(ІІ)-сульфату інтенсивно синього кольору:
Cu(OH)2 + (NH4)2SO4 + 6NH4OH ® 2[Cu(NH3)4]SO4 + 8H2O.
До 3-4 крапель розчину солі Купруму додати розведеного розчину амоній гідроксиду спершу до появи зеленавого осаду, а потім до його розчинення. Реакція використовується для виявлення катіона Купруму.
10.3. Контрольні запитання
| 1. | Основні сполуки та хімічні властивості металів-мікроелементів Купруму та Цинку. |
| 2. | Хімія сполук Мангану. Оксиди та гідроксиди Мангану, манганатна та перманганатна кислоти: їх отримання та властивості. |
| 3. | Хімія сполук Феруму. Оксиди та гідроксиди Феруму: їх отримання та властивості. |
| 4. | Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: залізо ® ферум (ІІ) хлорид ® ферум (ІІ) гідроксид ® ферум (ІІІ) гідроксид |
| 5. | Хімія сполук Купруму. Оксиди Купруму: їх отримання та властивості. |
| 6. | Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: мідь ® купрум (ІІ) нітрат ® купрум (ІІ) гідроксид ® купрум оксид |
| 7. | Хімія сполук Цинку. Оксид та гідроксид Цинку: їх отримання та властивості. |
| 8. | Закінчити рівняння реакцій, вказати умови їх проведення, якщо вони відрізняються від звичайних (нагрівання, каталізатори, тиск і т.ін.): CuSO4 + KI ® Zn + H2SO4(конц) ® KMnO4 ® |
ДОДАТКИ
Додаток 1.
ГУСТИНА ВОДНИХ РОЗЧИНІВ КИСЛОТ, ОСНОВ ТА СОЛЕЙ
РІЗНОЇ КОНЦЕНТРАЦІЇ (при t° 18°C), г/см3
| ω, % | Густина розчину, г/мл (г/см3) | |||||
| NaOH | KOH | NH3 | HCl | NaCl | KCl | |
| 0,998 | 0,998 | 0,998 | 0,998 | 0,998 | 0,998 | |
| 1,01 | 1,008 | 0,994 | 1,003 | 1,005 | 1,004 | |
| 1,021 | 1,016 | 0,99 | 1,008 | 1,012 | 1,011 | |
| 1,032 | 1,024 | 0,984 | 1,012 | 1,02 | 1,017 | |
| 1,043 | 1,033 | 0,981 | 1,018 | 1,027 | 1,024 | |
| 1,054 | 1,041 | 0,977 | 1,023 | 1,034 | 1,03 | |
| 1,065 | 1,048 | 0,973 | 1,028 | 1,041 | 1,037 | |
| 1,076 | 1,055 | 0,969 | 1,033 | 1,049 | 1,043 | |
| 1,087 | 1,064 | 0,965 | 1,038 | 1,056 | 1,05 | |
| 1,098 | 1,072 | 0,961 | 1,043 | 1,063 | 1,057 | |
| 1,109 | 1,08 | 0,958 | 1,047 | 1,071 | 1,063 | |
| 1,131 | 1,099 | 0,95 | 1,057 | 1,086 | 1,077 | |
| 1,153 | 1,116 | 0,943 | 1,067 | 1,101 | 1,09 | |
| 1,175 | 1,137 | 0,936 | 1,078 | 1,116 | 1,104 | |
| 1,197 | 1,154 | 0,93 | 1,088 | 1,132 | 1,118 | |
| 1,219 | 1,173 | 0,923 | 1,098 | 1,148 | 1,133 | |
| 1,241 | 1,193 | 0,916 | 1,108 | 1,164 | 1,147 | |
| 1,263 | 1,217 | 0,91 | 1,119 | 1,18 | 1,162 | |
| 1,285 | 1,238 | 0,904 | 1,129 | 1,197 | ||
| 1,306 | 1,267 | 0,898 | 1,139 | |||
| 1,328 | 1,285 | 0,892 | 1,149 | |||
| 1,349 | 1,307 | 1,159 | ||||
| 1,37 | 1,331 | 1,169 | ||||
| 1,39 | 1,355 | 1,179 | ||||
| 1,41 | 1,382 | 1,189 | ||||
| 1,43 | 1,408 | 1,198 |
Додаток 2.
Константи нестійкості деяких комплексних
іонів у водних розчинах при 25°С
| Cхема дисоціації комплексного іона | Константа нестійкості |
[Ag(NH3)2]+  Ag+ + 2NH3 | 9,3 ∙ 10-8 |
| [Ag(NО2)2]+ Ag+ + 2NО2- | 1,8 ∙ 10-3 |
| [Ag(S2O3)2]3- Ag+ + 2S2O3- | 1,1 ∙ 10-13 |
| [Ag(CN)2]- Ag+ + 2CN- | 1,1 ∙ 10-21 |
| [HgCl4]2- Hg2+ + 4Cl- | 8,5 ∙ 10-16 |
| [HgBr4]2- Hg2+ + 4Br- | 1,0 ∙ 10-21 |
| [HgI4]2- Hg2+ + 4I- | 1,5 ∙ 10-30 |
| [Hg(CN)4]2- Hg2+ + 4CN- | 4,0 ∙ 10-42 |
| [Cd(NH3)4]2+ Cd2+ + 4NH3 | 7,6 ∙ 10-8 |
| [Cd(CN)4]2- Cd2+ + 4CN- | 7,8 ∙ 10-18 |
| [Cu(NH3)4]2+ Cu2+ + 4NH3 | 2,1 ∙ 10-13 |
| [Cu(CN)4]3- Cu+ + 4CN- | 5,0 ∙ 10-31 |
| [Ni(NH3)6]2+ Ni2+ + 6NH3 | 1,9 ∙ 10-9 |
Додаток 3.
Розповсюджені назви деяких неорганічних речовин
| Назва | Склад |
| Алебастр | CaSO4 ∙0,5H2O або [2CaSO4] ∙ 0,5H2O |
| Аміачна вода (нашатирний спирт) | NH4OH |
| Асбест | 3MgO ∙ CaO ∙4SiO2 |
| Баритова вода | Ba(OH)2 |
| Берлінська лазур | Fe4[Fe(CN)6]3 |
| Бертолетова сіль | KClO3 |
| Бура | Na2B4O7 ∙ 10 H2O |
| «Веселящий газ» | N2O |
| Вапно – гашене натронне негашене хлорне | Ca(OH)2 2CaO + NaOH CaO CaOCl2 |
| Вапняне молоко (вапняна вода) | Ca(OH)2 – водна суспензія |
| Вуглекислий газ | СO2 |
| Галеніт, камяна сіль | NaCl |
| Гіпс (мінерал) | CaSO4 ∙ 2H2O |
| Глауберова сіль | Na2SO4 ∙ 10H2O |
| Селітра – аміачна калійна (індійська) натрієва (чилійська) кальцієва (норвезька) | NH4NO3 KNO3 NaNO3 Ca(NO3)2 |
| Сіль Мора | FeSO4 ∙ (NH4)2SO4 ∙ 6H2O |
| Сода – бікарбонат (питна) кальцинована (безводна) каустична кристалічна | NaHCO3 Na2CO3 NaOH Na2CO3 ∙ 10H2O |
| Хромова суміш | K2Cr2O7 в концентрованій Н2SO4 |
| Чадний газ | CO |
Додаток 4.
Ступінь гідролізу солей в 0,1 М розчинах при 25 ° С
| Сіль | Ступінь гідролізу, % | Сіль | Ступінь гідролізу, % |
| NH4Cl | 0.007 | NaH2PO4 | 0.0004 |
| NH4C2H3O2 | 0.5 | Na2CO3 | 4.0 |
| (NH4)2S | 99.0 | NaHCO3 | 0.005 |
| NH4HS | 7.0 | Na2S | 99.0 |
| Na2B4O7 | 0.5 | NaHS | 0.10 |
| Na2SO3 | 0.13 | NaClO | 0.18 |
| NaHSO3 | 0.0002 | KCN | 1.2 |
| NaC2H3O2 | 0.007 | Al2(SO4)3 | 3.5 |
| Na3PO4 | 34.0 | Al(C2H3O2)3 | 40.0 |
| Na2HPO4 | 0.13 | Fe(C2H3O2)3 | 32.0 |
Додаток 5.
ЕЛЕКТРОХІМІЧНИЙ РЯД НАПРУГ МЕТАЛІВ
Додаток 6.
РЯД ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТІ ЕЛЕМЕНТІВ
Список рекомендованої літератури
1. Загальна та біонеорганічна хімія / О.І. Карнаухов, Д.О. Мельничук, К.О. Чеботько, В.А. Копілевич. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003. – 544 с.
2. Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003. – 468 с.
3. Буря О.І., Чигвінцева О.П. Біонеорганічна хімія. Дніпропетровськ : «Пороги», 2005. – 360 с.
4. Буря О.І., Повхан М.Ф., Чигвінцева О.П., Антрапцева Н.М. Загальна хімія. Дніпропетровськ: «Наука і освіта», 2002. – 306 с.
5. Платонов Ф.П., Дейкова З.Е. Практикум по неорганической химии. М.: Высшая школа, 1985. – 255 с.
6. Практикум по общей и неорганической химии / Под ред.. Н.Н. Павлова, С.В. Петрова. М.: Высшая школа, 1986. – 296 с.
7. Жарский И.М., Комшилова О.Н. Практикум по химии. Минск: «Вышэй-шая школа», 1986. – 141 с.
8. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие для вузов / Под ред. В.А. Рабиновича и Х.М. Рубиной. Л.: Химия, 1986. – 272 с.
ЗМІСТ
| ВСТУП . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| Лабораторна робота № 1. Основні класи неорганічних сполук . . | . | |||
| 1.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| 1.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| Дослід 1.2.1. | Взаємодія оксидів з водою . . . . . . . . | . | ||
| Дослід 1.2.2. | Одержання малорозчинних у воді гідроксидів . . . . . . . . . . . . . . . | . | ||
| Дослід 1.2.3. | Одержання амфотерних гідроксидів . . . . | . | ||
| Дослід 1.2.4. | Взаємодія основних оксидів з кислотами . | . | ||
| Дослід 1.2.5. | Взаємодія солі з сіллю. . . . . . . . . | . | ||
| 1.3. | Контрольні запитання.. . . . . . . . . . | . | ||
| Лабораторна робота № 2. Основні закони хімічних перетворень . . . | . | |||
| 2.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| 2.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| Дослід 2.2.1. | Взаємодія розчину калію йодиду з гідроген пероксидом у кислому середовищі . . . . . . | . | ||
| Дослід 2.2.2. | Швидкість розкладу лужного розчину гідроген пероксиду при різних температурах. . . . . | . | ||
| Дослід 2.2.3. | Каталітичний розклад гідроген пероксиду в присутності Манган (IV) оксиду. . . . . . | . | ||
| Дослід 2.2.4. | Зміщення рівноваги реакції окиснення натрій гідроарсеніту йодом . . . . . . . . | . | ||
| 2.3. | Контрольні запитання. . . . . . . . . . . | . | ||
| Лабораторна робота № 3. Приготування розчинів заданої концентрації . . . . . . . . .. . . . . . . . .. . . | . | |||
| 3.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| 3.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| Дослід 3.2.1. | Приготування приблизно 0,1 н розчину хлоридної кислоти . . . . . . . . . . . . | . | ||
| 3.3. | Контрольні запитання . . . . . . . . . . . | . |
| Лабораторна робота № 4. Гідроліз солей. Водневий показник 26 | ||||
| 4.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 26 | ||||
| 4.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . . . 28 | ||||
| Дослід 4.2.1. | Вплив температури на гідроліз солей. . . . . | . | ||
| Дослід 4.2.2. | Повний гідроліз . . . . . . . . . . . . . | . | ||
| Дослід 4.2.3. | Визначення реакції середовища у розчинах солей за допомогою універсального індикатору | . | ||
| Дослід 4.2.4. | Визначення реакції середовища за допомогою індикаторів . . . . . . . . . . . . . . . | . | ||
| 4.3. | Контрольні запитання . . . . . . . . . . . | . | ||
| Лабораторна робота № 5. Окисно-відновні реакції | . | |||
| 5.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| 5.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| Дослід 5.2.1. | Окисні властивості калій дихромату . . . | . | ||
| Дослід 5.2.2. | Вплив середовища на окисно-відновні процеси | . | ||
| Дослід 5.2.3. | Окисні властивості галогенів . . . . . . | . | ||
| Дослід 5.2.4. | Окиснення іонів I– іонами Fe3+ . . . . . . . | . | ||
| Дослід 5.2.5. | Окиснення іонів Fe2+ перманганат-іонами . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . | . | ||
| 5.3. | Контрольні запитання . . . . . . . . . . . | . | ||
| Лабораторна робота № 6. Комплексні сполуки . . . . . . . . . . | . | |||
| 6.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| 6.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| Дослід 6.2.1. | Дисоціація подвійної солі . . . . . . . . . | . | ||
| Дослід 6.2.2. | Відновлення Fe (III) в іоні [Fe (CN 6] 3-до Fe (II) в [Fe(CN)6]4 - . . . . . . . . . . . . . . | . | ||
| Дослід 6.2.3. | Утворення аміакатів цинку та кадмію . . . . | . | ||
| Дослід 6.2.4. | Утворення аміакату нікелю . . . . . . . . | . | ||
| Дослід 6.5. | Стійкість іона диамінсрібла (I). . . . . . . | . | ||
| 6.3. | Контрольні запитання . . . . . . . . . . . | . |
| Лабораторна робота № 7. Хімія s-елементів | ||||
| 7.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| 7.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| Дослід 7.2.1. | Одержання водню при взаємодії металів з кислотами . . . . . . . . . . . . . . . | . | ||
| Дослід 7.2.2. | Одержання водню з кислот. . . . . . . . . | . | ||
| Дослід 7.2.3. | Виявлення гідроген пероксиду . . . . . . . | . | ||
| Дослід 7.2.4. | Каталітичне розкладання гідроген пероксиду. | . | ||
| Дослід 7.2.5. | Малорозчинні солі лужних металів . . . . . | . | ||
| 7.2.5.1. Якісна реакція на іон калію. . . . .. | . | |||
| 7.2.5.2. Утворення магній гідроксиду та його розчинення у кислоті і солях амонію. . . . . | . | |||
| 7.3. | Контрольні запитання . . . . . . . . . . . | . | ||
| Лабораторна робота № 8. Хімія р-елементів. Хімічні властивості сполук Карбону, Нітрогену та Фосфору . . . . | . | |||
| 8.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| 8.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| Дослід 8.2.1. | Одержання і властивості солей карбонатної кислоти . . . . . . . . . . . | . | ||
| 8.2.1.1. Властивості карбонатів лужноземельних металів . . . . . . . . . | . | |||
| 8.2.1.2. Гідроліз натрій карбонату та гідрокарбонату . . . . . . . . . . . . | . | |||
| Дослід 8.2.2. | Гідроліз солей амонію . . . . . . . . . . | . | ||
| Дослід 8.2.3. | Властивості нітратної кислоти та її солей . . . | . | ||
| Дослід 8.2.4. | Гідроліз солей ортофосфатної кислоти . . . . | . | ||
| 8.3. | Контрольні запитання . . . . . . . . . . | . | ||
| Лабораторна робота № 9. Хімія р-елементів. Хімічні властивості сполук Оксигену, Сульфуру та Хлору . . . .. | . | |||
| 9.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| 9.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| Дослід 9.2.1. | Якісна реакція на іон хлору . . . . . . . . | . | ||
| Дослід 9.2.2. | Взаємодія хлоридної кислоти з металами . . . | . | ||
| Дослід 9.2.3. | Окисні властивості гідроген пероксиду . . . | . | ||
| Дослід 9.2.4. | Обвуглювання паперу сульфатною кислотою . | . | ||
| 9.3. | Контрольні запитання . . . . . . . . . . . | . | ||
| Лабораторна робота № 10. Хімія d-елементів. Хімічні властивості сполук Мангану, Феруму, Цинку та Купруму | . | |||
| 10.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| 10.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . . | . | |||
| Дослід 10.2.1. | Реакції катіона Мангану з лугами . . . . . . | . | ||
| Дослід 10.2.2. | Реакції катіона Цинку . . . . . . . . . . . | . | ||
| Дослід 10.2.3. | Реакції катіонів Купруму . . . . . . . . . | . | ||
| 10.3. | Контрольні запитання . . . . . . . . . . . | . | ||
| Додатки . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . .. | . | |||
| Додаток 1. | Густина водних розчинів кислот, основ та солей різної концентрації (при t° 18°С), г/см3 . | . | ||
| Додаток 2. | Константи нестійкості деяких комплексних іонів у водних розчинах при 25°С . . . . . . | . | ||
| Додаток 3. | Розповсюджені назви деяких неорганічних речовин. . . . . . . . . . . . . . . . . | . | ||
| Додаток 4. | Ступінь гідролізу солей в 0,1 М розчинах при 25° С . . . . . . . . . . . . . . . . | . | ||
| Додаток 5. | Електрохімічний ряд напруг металів. | . | ||
| Додаток 6. | Ряд електронегативності елементів . . . . . | . | ||
| Список рекомендованої літератури . . . . .. . . . .. . . . | . |