Методика проведения опытов
Оксиды их получение и свойства
Опыт 1: Получение оксидов разложением гидроксидов
В пробирку налить 1 мл раствора сульфата меди (II) и добавить раствор щелочи до образования осадка. Содержимое пробирки нагреть до изменения цвета осадка. Написать уравнения происходящих реакций и объяснить наблюдаемые изменения.
Опыт 2: Отношение оксидов к воде
Небольшое количество оксида кальция (на кончике шпателя) поместить в пробирку и прилить дистиллированную воду до растворения оксида. Прибавить две капли спиртового раствора фенолфталеина. Отметить окраску раствора, объяснить наблюдения и написать уравнение реакции.
Аналогичный опыт проделать с оксидом магния, для его растворения в воде содержимое пробирки нагреть до кипения. Объяснить наблюдения и написать уравнение реакции.
Проделать то же самое с небольшим количеством оксида меди (II). Объяснить различное отношение оксидов кальция, магния и меди к воде.
Опыт 3: Взаимодействие оксидов с основаниями и кислотами
В две пробирки поместить небольшое количество оксидов меди (II) и цинка. В каждую пробирку прилить по 3 – 4 мл 30% раствора щелочи. Пробирки нагреть. Объяснить различное отношение оксидов меди и цинка к щелочи. Написать уравнение протекающей реакции.
В пробирку поместить небольшое количество оксида меди (II), добавить 3 –4 мл раствора серной кислоты, содержимое пробирки нагреть. Объяснить наблюдения. Написать уравнение реакции.
Гидроксиды, их получение и свойства
Опыт 1: Получение растворимого основания
В фарфоровую чашку налить до половины дистиллированной воды, прибавить две капли спиртового раствора фенолфталеина. Из склянки с реактивом извлечь пинцетом кусочек натрия величиной с половину горошины, освободить его фильтровальной бумагой от масла и опустить в чашку с водой. Наблюдать за ходом реакции. Объяснить изменение окраски раствора. Написать уравнение реакции.
Опыт 2: Получение нерастворимого основания
В пробирку к 2 мл раствора сульфата алюминия добавить 0,5 мл раствора гидроксида натрия. Объяснить образование осадка. Написать уравнение реакции. Содержимое пробирки оставить до следующего опыта.
Опыт 3: Свойства амфотерных гидроксидов
Содержимое пробирки из предыдущего опыта распределить по двум пробиркам. В одну налить 1 – 2 мл соляной кислоты, а в другую – 30% раствор щелочи до растворения осадка. Написать уравнения реакций, объяснить растворение осадка в обеих пробирках.
Необходимый уровень подготовки студентов
1. Знать номенклатуру основных классов неорганических соединений, в том числе традиционные названия наиболее распространенных оксидов и гидроксидов.
2. Знать классификацию и взаимосвязь между основными классами неорганических соединений, способы их получения и свойства.
3. Уметь составлять химические формулы по названию вещества и давать название веществу по его химической формуле.
Уметь писать уравнения реакций, отражающие химические свойства оксидов и гидроксидов.
Задания для самоконтроля
1. Выведите формулы кислот следующих ангидридов: (СН3СО)2О; SO3; N2O5; Р2О5; N2O3; Р2О3; SO2; MnO3; Mn2O7; As2O5; As2O3; Cl2O3; Cl2O7. Назовите эти ангидриды и соответствующие им кислоты.
2. Выведите формулы ангидридов, зная формулы следующих кислот: H2MoO4; H2Cr2O7; HNO3; HBO2; HMnO4, назовите их.
3. Напишите реакции образования всех солей, образовавшиеся при взаимодействии гидроксида железа (III) c ортофосфорной кислотой.
4. Напишите уравнения реакций образования всех возможных кислых солей:
а) KOH + H2SO3 → б) Ca(OH)2 + H3PO4 →
в) KOH + H3PO4 → г) NaOH + H2S →
д) KOH + CO2 → е) Ba(OH)2 + H2SO4→
Лабораторная работа №4
Тема: Основные классы неорганических соединений: кислоты и соли
Цель работы: изучить классификацию, номенклатуру, получение и химические свойства кислот и солей.
Оборудование и реактивы:спиртовка, штатив с бюреткой, держатель для пробирок, пинцет, шпатели, фильтровальная бумага, пробирки, колбочка на 50 мл, пипетки, стеклянная трубочка, фарфоровая чашка, индикаторы: фенолфталеин и метиловый оранжевый, дистиллированная вода, ,кристаллический ацетат натрия, металлические натрий и цинк, 0,5н. растворы CuSO4, Al2(SO4)3, CoCl2, FeCl3, Na2SO4, NaCl, Pb(NO3)2 или Pb(CH3COO)2, 2н. растворы NaOH, H2SO4, HCl, 30% раствор NaOH, 10% раствор NH4OH, известковая вода.
Теоретические пояснения
Кислоты – это сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. Кислоты – это электролиты, которые в водных растворах или расплавах диссоциируют на ионы водорода и ионы кислотного остатка. Кислоты – это вещества способные в растворе отщеплять ион водорода.
Выделяют кислородсодержащие кислоты (кислотные гидроксиды), бескислородные кислоты, летучие и нелетучие, одноосновные, двухосновные и трехосновные, сильные и слабые.
Кислородсодержащие кислоты имеют общую формулу HxAyOz, где AyOzх-– кислотный остаток, А – кислотообразующий элемент. В номенклатуре кислородсодержащих кислот используются как тривиальные, так и систематические названия. Последние полностью отражают состав соединения и даются по правилам составления названий комплексных соединений. Систематические названия рекомендуется давать лишь малораспространенным кислотам, образованным элементами с переменной степенью окисления. Например, H6TeO6 – гексаоксотеллурат (VI) водорода. В традиционных названиях для обозначения степени окисления элемента А применяют суффиксы:
| Высшая или любая единственная степень окисления | -н-, -ов-, -ев- |
| Промежуточная степень окисления = +5, +6 | -новат- |
| Промежуточная степень окисления = +3, +4 | -(ов) ист- |
| Низшая степень окисления = +1 | -новатист- |
Примеры: HCIO4 – хлорная кислота; HCIO3 – хлорноватая кислота;
HCIO2 – хлористая кислота; HCIO – хлорноватистая кислота;
При взаимодействии между собой гидроксидов и оксидов, с различными кислотно-основными свойствами, образуются соли. Соли по составу подразделяются на простые, двойные, смешанные и комплексные.
Двойные соли образованы двумя различными катионами и одним анионом. Например, NaAl(SO4)2 – сульфат алюминия-натия.
Смешанные соли образованы несколькими различными анионами (кислотными остатками) и одним катионом. Например, CaCl(ClO) – хлорид-гипохлорит кальция или хлорная известь.
Комплексные соли содержат в своем составе сложные комплексные ионы, которые в химических реакциях, процессах растворения, в структуре кристалла ведут себя как самостоятельные единицы. Например, K4[Fe(CN)6] - гексацианоферрат (II) калия диссоциирует в воде на ионы в соответствии с уравнением:
K4[Fe(CN)6] 4 K+ + [Fe(CN)6] 4-.
Комплексный анион практически не диссоциирует в водном растворе, поэтому Fe2+ не обнаруживается качественными реакциями.
Простые соли по характеру замещения подразделяются на средние (нормальные), кислые и основные.
Средние соли, например, CuSO4, Na2CO3 и другие, являются продуктами полного замещения ионов водорода в кислоте на другие катионы или продуктами полного замещения гидроксильных групп в основании на кислотные остатки.
Кислые соли можно рассматривать как продукты неполного замещения ионов водорода в двух- или более основной кислоте на другие катионы. Кислые соли получаются при взаимодействии кислоты или кислотного оксида с недостатком основания, либо взаимодействием средней соли с кислотой или кислотным оксидом:
H2SO4 + КOH → КHSO4 + H2O;
CO2 + NaOH → NaHCO3;
Вa3(PO4)2 + H3PO4→ 3 ВaHPO4;
CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2.
Так как в анионе кислой соли содержится подвижный водород, то она частично сохраняет свойства кислоты и может вступать в реакцию нейтрализации с основаниями:
NaHSO4 + KOH = NaKSO4 + H2O.
Основные соли можно рассматривать как продукты неполного замещения ОН – групп в многокислотных основаниях на кислотные остатки. Эти соли получаются при взаимодействии основания с недостатком кислоты или средней соли:
Ва(OH)2 + HCl = ВаOHCl + H2O;
CoCl2 + КOH = CoOHCl¯ +КCl.
Так как в состав основных солей входят гидроксильные группы, то они могут взаимодействовать с кислотами с образованием средних солей. Таким образом, основные соли частично сохраняют свойства оснований:
MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O
Систематические названия солей связаны с систематическими названиями соответствующих кислот. Традиционные названия солей кислородсодержащих кислот составляются из названия аниона в именительном падеже и катиона в родительном падеже. Название аниона включает корень русского или латинского названия кислотообразующего элемента с добавлением суффикса, соответствующего степени окисления элемента. При этом возможны следующие случаи:
- если кислотообразующий элемент имеет только одну степень окисления, то добавляется суффикс –ат: Na2CO3 – карбонат натрия;
- если кислотообразующий элемент имеет две степени окисления, то при высшей из них к корню добавляется суффикс –ат, а при низшей – -ит : CaSO4 – сульфат кальция, Na2SO3 – cульфит натрия;
- если имеются анионы, отвечающие четырем степеням окисления кислотообразующего элемента, то для высшей степени окисления используется приставка пер- и суффикс -ат (КCl+7O4 – перхлорат калия),
- затем суффикс –ат (KCl+5O3 – хлорат калия), суффикс –ит (KCl+3O2 – хлорит калия) и для наименьшей степени окисления – приставка гипо- и суффикс –ит (KCl+1O - гипохлорит калия).
В названиях анионов солей бескислородных кислот используется суффикс –ид (K2S - сульфид калия).
При построении традиционных названий кислых солей к названию аниона средней соли добавляется приставка гидро- и числовая греческая приставка, если число атомов водорода в анионе больше одного (Ca(H2PO4)2 – дигидрофосфат кальция, Ca(HCO3)2 – гидрокарбонат кальция).
Традиционные названия основных солей формируются при помощи приставки гидроксо- и при необходимости соответствующей числительной приставки ((CuOH)2CO3 – карбонат гидроксомеди (II)).