В. А. Миронова - Методические указания к выполнению лабораторных работ

Лабораторная работа № 1

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Цель работы: повторить классификацию и номенклатуру неорганических соединений и экспериментально изучить основные химические реакции с их участием.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ СВЕДЕНИЯ

Все вещества в природе делятся на простые и сложные.

Простые вещества состоят из атомов одного элемента, например S, O2, Cl2, Na, P. Простые вещества разделяют на металлы и неметаллы. Это деление основано на различиях в физических свойствах простых веществ.

Металлы отличаются характерным металлическим блеском, ковкостью, могут прокатываться в листы или вытягиваться в проволоку, обладают хорошей тепло- и электропроводностью. При комнатной температуре все металлы, кроме ртути, находятся в твердом состоянии. В периодической системе элементов Д. И. Менделеева (прил. 10) металлами являются все s-, d-, f -элементы и половина р-элементов, расположенных слева под диагональю, проходящей от бора к астату.

Неметаллы в твердом состоянии не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят тепло и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны. В периодической системе элементов Д. И. Менделеева неметаллами являются р-элементы, которые находятся справа над диагональю, проходящей от бора к астату.

В состав сложных веществ входят два или более элемента (например,

Н2О, НСl, Н3РО4, Na2CO3).

Сложные вещества делятся на органические и неорганические. Органическими принято называть соединения углерода (например,

СН3СООН - уксусная кислота, С2Н5ОН - этиловый спирт). Простейшие соединения углерода (СО, СO2, Н2СО3 и карбонаты, HCN и цианиды, карбиды и некоторые другие) обычно рассматривают в курсе неорганической химии.

Все остальные вещества называются неорганическими (иногда - минеральными). Неорганические вещества делятся на пять главных классов:

оксиды, кислоты, основания, амфотерные гидроксиды и соли.

Кислородсодержащие кислоты, основания и амфотерные гидроксиды по своей природе можно объединить в самостоятельный класс гидроксидов.

Оксиды

Оксидами называются все соединения, состоящие из кислорода и какого-нибудь элемента. Если элемент образует несколько оксидов, то по числу атомов кислорода, приходящихся на атом элемента, оксиды

11

называются таким образом: СО - монооксид углерода, СO2 - диоксид углерода и т. д.

Большинство оксидов непосредственно или косвенным путем образуют с водой соединения, носящие название гидроксидов. Например:

CaO + H2O = Ca(OH)2 – основной гидроксид кальция;

SO2 + H2O = H2SO3 – кислотный гидроксид (IV) серы или сернистая кислота.

При нагревании гидроксиды, кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов, разлагаются на оксид и воду:

Cu(OH)2 ( t ) CuO + H2O, H2SO3 ( t ) SO2 + H2O.

Гидроксиды, в зависимости от их свойств, относят или к классу кислот, или к классу оснований. Кроме того, существуют гидроксиды, обладающие одновременно свойствами и кислот, и оснований. Они называются амфотерными гидроксидами, В соответствии с этим, оксиды и образующиеся гидроксиды, делятся на три группы: кислотные, основные и амфотерные.

Кислотные оксиды - это оксиды, гидроксиды которых являются кислотами. Это главным образом оксиды неметаллов (SO3, NO2), хотя некоторые высшие оксиды металлов тоже являются кислотными (СrОз, Мп2О2). Многие кислотные оксиды непосредственно соединяются с водой, образуя кислоты:

SO3 + H2O H2SO4 кислотный гидроксид серы (VI) или серная кислота;

CrO3 + H2O H2CrO4 –кислотный гидроксид хрома (VI) или хромовая кислота.

Гидроксиды других кислотных оксидов получают косвенным путем. Кислотные оксиды иногда называют ангидридами соответствующих

кислот (например, Р2О5 - ангидрид фосфорной кислоты, или просто фосфорный ангидрид).

Главный отличительный признак кислотных оксидов - их способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей. Например:

CO2 +2NaOH Na2CO3 +H2O.

Кислоты, как правило, не взаимодействуют с кислотными оксидами, кроме окислительно–восстановительных реакций.

Основные оксиды - оксиды, гидроксиды которых являются основаниями. Основные оксиды образуются исключительно металлами. Только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно соединяются с водой, образуя растворимые в воде основания - щелочи.

Например: Na2O + H2O = 2NaOH, CaO + H2O = Ca(OH)2.

Большинство же основных оксидов не взаимодействуют с водой; соответствующие им основания получаются косвенным путем и нерастворимы в воде (прил. 3). Все основные оксиды взаимодействуют с

12

кислотами с образованием солей, но не взаимодействуют с основаниями, например:

MgO + H2SO4 MgSO4 +H2O

Амфотерные оксиды (Аl2О3, Сr2О3, ZnO и др.) обладают одновременно свойствами и кислотных, и основных оксидов. Они взаимодействуют и с кислотами, и с основаниями с образованием солей. Например:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4] тетрагидроксоалюминат натрия;

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O – хлорид алюминия.

Все оксиды рассмотренных групп обладают свойством образовывать соли, поэтому их часто объединяют под общим названием солеобразующих

оксидов.

Безразличные оксиды - оксиды, которые ни прямым, ни косвенным путем не образуют гидроксидов и не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями (например, NO, СО).

Особую группу оксидов образуют так называемые пероксиды. Это соединения некоторых металлов, которые только формально (по их составу) могут быть отнесены к классу оксидов, а по существу они являются солями пероксида водорода Н2О2 (например, Na2O2 - пероксид натрия, ВаО2 - пероксид бария).

Кислоты. Кислотные гидроксиды

Соединяясь с водой, оксиды неметаллов образуют вещества, относящиеся к классу кислот. Такие кислоты называются кислородными (например, H2SO4, H2CO3, HNO3) в отличие от бескислородных кислот, не содержащих кислорода (например, HCI, HF).

К классу кислотных гидроксидов относятся гидроксиды некоторых металлов в высшей степени окисления, например:

H2Cr2O7 – дихромовая кислота или кислотный гидроксид Cr (VI), HMnO4

– марганцевая кислота или кислотный гидроксид Mn (VI).

Водные растворы кислот имеют кислый вкус и окрашивают лакмус (прил. 4) и универсальную индикаторную бумагу в красный цвет. По числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металлов, различают кислоты одноосновные (например, HNO3),

двухосновные (например, H2SO4) и трехосновные (например, Н3PО4).

Все кислоты взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды, например:

HNO3 + KOH = KNO3 + H2O, HMnO4 + KOH = KMnO4 + H2O.

Такие реакции называются реакциями нейтрализации.

Если от молекулы кислоты мысленно отнять один или несколько атомов водорода, способных замещаться атомами металлов, то останется группа атомов (а иногда и один атом), которая называется кислотным

13

остатком и участвует в химических реакциях как единое целое. Например, серная кислота дает два кислотных остатка: HSO4 - и SO42-; фосфорная кислота Н3РО4 - три кислотных остатка: H2PO4-, НРО42- и PO43- На этом основании молекулы всех кислот можно считать состоящими из атомов водорода и кислотных остатков (табл. 1.1).

У перечисленных выше кислот все атомы водорода могут быть замещены атомами металла, так что их основность прямо определяется числом атомов водорода в молекуле. Однако в уксусной кислоте СН3СООН из четырех атомов водорода только один замещается атомом металла, т. е. уксусная кислота - одноосновная кислота. Оказывается, что в молекулах кислородных кислот только те атомы водорода способны замещаться атомами металлов, которые связаны с атомами кислорода, например:

Из приведенных структурных форм следует, что в молекуле фосфорной кислоты все атомы водорода связаны с атомами кислорода, а в молекуле уксусной кислоты три атома водорода связаны с атомом углерода и только один - с атомом кислорода. Этот атом водорода и замещается атомом металла.

Основания Основаниями называются гидроксиды типичных металлов,

взаимодействующие с кислотами с образованием солей. В состав молекулы любого основания входит атом металла и одна или несколько гидроксидных групп ОН-. Количество гидроксидных групп у основания определяет его

кислотность.

Например, NaOH, Mg(OH)2, Bi(OH)3. При действии кислоты с основанием гидроксидная группа OH- замещается кислотным остатком, и таким образом получается соль (реакция нейтрализации), например:

NaOH + НСl = NaCl + Н2О

Большинство оснований нерастворимы в воде. Основания, образованные наиболее активными металлами и растворимые в воде, называются щелочами (например, NaOH, КОН). Их растворы мылкие на ощупь и окрашивают лакмусовую бумагу в синий цвет, а фенолфталеин - в малиновый (прил. 4)

14

Амфотерные гидроксиды

Гидроксиды, которые могут взаимодействовать как с кислотами (подобно основаниям), так и с основаниями (подобно кислотам), образуя в том и другом случае соли, называются амфотерными гидроксидами. Примером может служить Zn(OH)2:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 +2H2O,

Соли Соли — это продукты замещения атомов водорода в кислотах атомами

металла или продукты замещения гидро - групп в основаниях кислотными остатками. Формулы и названия солей наиболее распространенных кислот приведены в табл. 1.1. Таким образом, молекулы всех солей состоят из кислотных остатков и металла. Большинство солей - твердые кристаллические вещества. Различают три главных вида солей: нормальные, кислые и основные.

Нормальные соли – продукты полного замещения атомов водорода в молекулах кислот на атомы металлов или гидроксидных групп в молекулах оснований на кислотные остатки. Например:

H3PO4 + 3NaOH Na3PO4 + 3H2O; Cu(OH)2 + 2HNO3 Cu(NO3)2 + 2H2O.

Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в кислотах на атомы металлов. Кислые соли содержат в своем составе водород, способный замещаться металлом. Например: KH2PO4 – дигидрофосфат калия, NaHSO4 - гидросульфат натрия. Кислые соли образуются двух или трехосновными кислотами.

Основные соли – продукты неполного замещения гидроксидных групп в основаниях на кислотные остатки. Например, CuOHCl – гидроксохлорид меди (II), (CuOH)2CO3 – гидроксокарбонат меди (II).

Названия кислых и основных солей. Число незамещенных атомов водорода в составе кислой соли обозначается с помощью греческих приставок: два – дигидро; три – тригидро; четыре – тетрагидро и т.п. Например, Ca(H2PO4)2 –дигидрофосфат кальция, MgHPO4 – гидроортофосфат магния. Число незамещенных групп OH- в составе основной соли обозначается аналогично: MgOHCl – гидроксохлорид магния; (BaOH)2SO4 - гидроксосульфат бария; [Al(OH)2]2SO4 –дигидроксосульфат алюминия.

15

16

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт 1. Получение основного оксида разложением гидроксида металла

Налейте в пробирку 5-7 капель 1%-го раствора сульфата меди и добавьте такой же объем 2%-го раствора щелочи. Образовавшийся голубой осадок гидроксида меди (II) нагрейте на пламени спиртовки, пока он не превратится в оксид меди (II). Какого цвета оксид меди(II) Напишите уравнение реакции разложения гидроксида меди (II). Экспериментально проверьте, взаимодействует ли полученный оксид со щелочью и с кислотой. Запишите вывод.

Опыт 2. Получение щелочи взаимодействием основного оксида с водой

В пробирку налейте 5-7 капель дистиллированной воды и растворите в ней 1 микрошпатель оксида кальция СаО. Каплю полученного раствора нанесите на лакмусовую бумагу. К какому классу соединений относится образовавшееся вещество? Напишите уравнение реакции.

Опыт 3. Получение нерастворимого основания

В пробирку, содержащую 5-7 капель раствора хлорида никеля (II), добавьте 10-15 капель 2%-го раствора щелочи. Отметьте цвет выпавшего осадка. Напишите уравнения реакции.

Опыт 4. Получение кислоты реакцией двойного обмена

В пробирку внесите 10 капель 2%-го раствора ацетата свинца РЬ(СН3СОО)2 и прилейте такой же объем 2%-го раствора серной кислоты H2SO4. По запаху определите образовавшуюся кислоту. Напишите уравнение реакции.

Опыт 5. Получение солей взаимодействием кислоты с основанием (реакция нейтрализации)

В пробирку, содержащую 5-7 капель 2%-го раствора NaOH, добавьте 1 каплю фенолфталеина. Затем добавьте по каплям 1%-й раствор НСl. Когда реакция станет нейтральной (произойдет обесцвечивание), прибавление кислоты прекратите. Несколько капель раствора поместите в фарфоровую чашечку и осторожно выпарьте воду на пламени спиртовки. Кристаллы какой соли получились? Напишите уравнение реакции.

Опыт 6. Получение соли взаимодействием металла с кислотой

Внесите в пробирку кусочек стружки магния и добавьте 3-4 капли 1%- го раствора серной кислоты H2SO4. Наблюдайте энергичное выделение пузырьков водорода. По окончании реакции каплю раствора поместите в фарфоровую чашечку и выпарьте воду на пламени спиртовки. Кристаллы какой соли получились? Напишите уравнение реакции получения соли.

17

Опыт 7. Получение соли взаимодействием основного оксида с кислотой

К 10-15 каплям серной кислоты добавьте 2 микрошпателя оксида меди (II) и нагрейте. Как только образуется голубой раствор, соберите его пипеткой и выпарьте до образования кристаллов соли. Напишите уравнение реакции.

3.Контрольные вопросы и задания

1.К каким классам неорганических соединений относятся следующие вещества: HF, PbO2, Hg2SO4, Ni(OH)2, FeS, Na2CO3?

2.Составьте формулы: а) кислых калиевых солей фосфорной кислоты; б) основной цинковой соли угольной кислоты Н2СО3.

3.Какие вещества получаются при взаимодействии: а) кислот с солью; б) кислот с основанием; в) соли с солью; г) основания с солью? Приведите примеры реакций.

4.С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать

соляная кислота: N2O5, Zn(OH)2, CaO. AgNO3, H3PO4, H2SO4?

Составьте уравнения возможных реакций.

5.Укажите, к какому типу оксидов относится оксид меди, и докажите это с помощью химических реакций.

6.Закончите уравнение реакции:

Mg(OH)2 +H2SO4 =

NaOH + H3PO4 -=

Ca(OH)2 + H2CO3 =

7.В этих реакциях возможна замена основного гидроксида на соответствующий оксид. Проведите эти замены и составьте уравнения реакций.

8.Назовите три способа получения солей. Ответ подтвердите уравнениями реакций.

9.Какие из перечисленных ниже веществ могут реагировать между

собой: NaOH, H3PO4, AI(OH)3, SO3, H2O, СаО? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

Литература

1.Глинка, Н. Л. Общая химия - Л.: Химия. 1984. С. 39 – 44.

2.Коровин Н.В. Общая химия. – М.:.Высш.шк.,2000. С. 10-13, 341-343.

18

Лабораторная работа № 2 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Цель работы: изучить различные окислительно-восстановительные реакции, сильные окислители и восстановители, влияние среды на протекание окислительно-восстановительных реакций, проявление окислительно-восстановительных свойств элементов в зависимости от степени их окисления.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ СВЕДЕНИЯ

Все химические реакции можно разделить на два типа: обменные и окислительно-восстановительные.

Обменными реакциями называются реакции, протекание которых не сопровождается изменением степеней окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Примером такой реакции является реакция нейтрализации.

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции, протекающие с изменением степени окисления некоторых элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисления характеризует состояние элемента в веществе, насыщенность его электронами. Формально степень окисления может быть положительной, нулевой и отрицательной. Она проставляется справа от элемента, вверху.

Положительная степень окисления равна числу электронов, смещенных от данного атома (например, Н+1 .Сl, .С+4О2, .Н3Р+5О4).

Отрицательная степень окисления равна числу электронов, смещенных

в сторону данного атома от атомов связанных с ним элементов (например,

НСl1, H2S-2 , N-3H3 ).

При определении степени окисления по формуле необходимо помнить следующее:

- степень окисления кислорода в соединениях равна - 2. Исключения составляют OF2, где степень окисления кислорода равна + 2; Н+12О-12 (степень окисления кислорода - 1); O+12F-2 (степень окисления кислорода + 1);

-степень окисления водорода в соединениях +1. Исключение составляют гидриды, где степень окисления -1 (например, Na+H-);

-степень окисления простых веществ всегда равна 0;

-алгебраическая сумма всех степеней окисления элементов, входящих

вэлектронейтральное соединение, равна 0. Например:

H2+1 S+6 O4-2 , где 2 • ( + 1 ) + (+6) + 4•(-2) = 0;

- подавляющее число элементов проявляет в соединениях переменную степень окисления (например, H2S-2, S+2O, S+4O2, S+6O3).

В любой окислительно-восстановительной реакции должен быть окислитель и восстановитель.

19