Ананьева О.А., Бурухин С.Б., Мачула А.А. и т.д

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

ОБНИНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ АТОМНОЙ ЭНЕРГЕТИКИ (ИАТЭ)

Факультет естественных наук

О.А.АНАНЬЕВА, С.Б.БУРУХИН, А.А.МАЧУЛА, Т.Е.ЛАРИЧЕВА, Н.Н.ПАНКОВА, Ю.Д.СОКОЛОВА

ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ

по курсу «Общая химия»

Обнинск 2005

УДК 546(07)

Ананьева О.А., Бурухин С.Б., Мачула А.А., Ларичева Т.Е., Панкова Н.Н., Соколова. Ю.Д. Лабораторный практикум по курсу «Общая химия». – Издание второе, исправленное и дополненное. – Обнинск: ИАТЭ, 2005. – 60 с.

Пособие содержит описание лабораторных работ, составленных в соответствии с современной программой курса химии для инже- нерно-технических специальностей вузов. Каждая лабораторная работа содержит необходимое теоретическое введение, примеры решения задач, задания для самостоятельной работы.

Учебное пособие предназначено для самостоятельной работы студентов и постановки лабораторных работ в химических практикумах вузов.

Илл. 1, табл. 9, библ. 4 назв.

Рецензенты: к.х.н. Ю.М. Глушков, к.х.н. Б.М. Рощектаев.

Темплан 2005, поз.40

©Обнинский государственный технический университет атомной энергетики, 2005 г.

©Авторы, 2005 г.

2

ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Введение

В настоящее время известно около 300 тыс. неорганических соединений. Их можно разделить на четыре важнейших класса: ок-

сиды, кислоты, основания и соли. Зная особенности классов со-

единений, можно описать свойства отдельных их представителей.

Оксиды – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов кислорода и какого-нибудь другого элемента. Например:

K2O, FeO, Сг2О3, SiO2, P2O5.

По современной номенклатуре названия этого класса строятся следующим образом: к слову оксид добавляется название элемента с указанием его степени окисления, если она не постоянна. Например, СаО – оксид кальция, Fe2О3 – оксид железа (III), P2O5 – оксид фосфора (V).

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Последних довольно мало (СО, NO, N2O и NO2), в химических реакциях они не образуют солей.

Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и

амфотерные.

К основным оксидам относятся оксиды металлов со степенью окисления +1, +2.

Непосредственно с водой при обычной температуре реагируют только оксиды металлов I и II групп главных подгрупп (оксиды щелочных и щелочно–земельных металлов, кроме ВеО и MgO) периодической системы Д.И. Менделеева. При этом образуются щелочи, например:

ВаО + Н2О = Ва (ОН)2.

Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:

СаО + СO2 = СаСО3,

СuО + 2НС1 = CuCl2 + H2O.

Кислотные оксиды образуют неметаллы (CI2O, В2О3, CO2, N2O5, SO3, Cl2O7 и др.), а также металлы со степенью окисления более +4 (V2O5, СгО3, Mn2O7, WO3). Многие кислотные оксиды непосредственно взаимодействуют с водой с образованием кислоты:

3

SO2 + H2O = Н2SО3, СгО3 + H2O = H2CrO4.

Взаимодействуя со щелочами, кислотные оксиды дают соль и воду:

N2O5 + 2NaOH = 2NaNО3 + H2O.

Амфотерные оксиды образуют металлы, имеющие степени окисления +3, +4, иногда +2. К амфотерным оксидам относятся,

например, BeO, ZnO, Аl2О3, Сг2О3, SnO, PbO, MnO2 и др. Они ха-

рактеризуются реакциями солеобразования и с кислотами, и с основаниями, т. к. в зависимости от условий проявляют как основные, так и кислотные свойства. Например, как основный оксид,

Аl2О3 реагирует с кислотой:

Аl2О3 + 6НС1 = 2АlС13 + 3H2O

и как кислотный – со щелочью:

Аl2О3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O.

Если элемент образует несколько оксидов со степенью окисления, например, +2 +3 +6: СгО, Сг2О3, СгО3, то по мере увеличения его степени окисления усиливается кислотный характер оксида. Так, СгО – основный, Сг2О3 – амфотерный, а СгО3 – кислотный оксид.

Оксиды можно получить следующими способами:

• при взаимодействии простых веществ с кислородом, например: 2Mg + O2 = 2MgO 4P + 5O2 = 2P2O5 ;

• разложением сложных веществ, например:

t0

Сu(ОН)2 = СuО + H2О,

t0

СаСО3 = СаО + СО2,

t0

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

Кислотами называют вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода и кислотные остатки, например, HCl, H2SO4, Н3РО4 (подчеркнуты кислотные остатки). Атомы водорода могут быть замещены на атомы металлов.

Основность кислоты определяется числом атомов водорода, которые могут быть замещены на атомы металлов. Как правило, основность совпадает с числом атомов водорода в молекуле, но не всегда, например, СН3СООН – одноосновная кислота.

4

Кислоты можно разделить на бескислородные (например, НС1, НВг, HCN, H2S) и кислородсодержащие (например, НNО3, H2SO4,

Н3Р04).

Названия кислородсодержащих кислот, в которых степень окисления кислотообразующего элемента (центрального атома) равна номеру группы в периодической системе элементов Д.И.Менделеева (высшая степень окисления), образуются от названия элемента с добавлением суффикса -н (-ов или -ев) и окончания -ая. Например, HNO3 – азот-н-ая кислота, Н3АsO4 – мышьяк-ов-ая кислота, H2SiO3 – кремни-ев-ая кислота. При меньшей степени окисления центрального атома названия кислот образуются с суффиксом -ист. Например, HNO2 – азот-ист-ая кислота, H2SO3 – серн-ист-ая кислота.

Вназваниях бескислородных кислот к наименованию элемента добавляют слово водородная. Например, НС1 – хлороводородная, H2S – сероводородная.

Врастворах кислот индикаторы меняют свою окраску: лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым.

Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими левее водорода в ряду активностей (стандартных электродных потенциалов), образуя соль и водород:

2А1 + 3Н2SO4 = А12(SO4)3 + 3Н2↑

Водород не выделяется при взаимодействии металлов с азотной и концентрированной серной кислотами.

Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами с образованием солей:

H2SO4 + Mg(OH)2 = MgSO4 + 2Н2O,

2HNO3 + СаО = Са(NО3)2 + H2O.

При взаимодействии кислот с солями могут образовыватьcя новые соль и кислота:

2НС1 + СаСОз = CaCl2 + Н2СО3,

H2SО4 + BaCl2 = BaSО4↓ + 2НCl.

Кислоты получают:

•гидратацией (взаимодействием с водой) кислотных оксидов: Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РO4;

•обменной реакцией соли с кислотой:

Са3(РO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2Н3РO4.

5

Основаниями называют сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов и гидроксильные (ОН-) – группы (напри-

мер, NaOH, Fe(OH)3).

Кислотность основания – это количество ОН – групп, приходящихся на 1 атом металла.

По растворимости в воде различают:

а) основания, растворимые в воде, – щелочи. К ним относятся

LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(ОН)2,

Ва(ОН)2, Rа(ОН)2, а также Т1OН;

б) основания, нерастворимые в воде, например, Сu(ОН)2,

Fе(ОН)3, Сг(ОН)3 и др.

Названия оснований образуются из слова гидроксид и названия соответствующего металла с указанием его степени окисления, если она переменна. Например, Са(ОН)2 – гидроксид кальция, Fе(ОН)2 –гидроксид железа (II), Fе(ОН)3 – гидроксид железа (III).

Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов. В их присутствии фиолетовый лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым.

Основания реагируют с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O, Ba(OH)2 + СО2 = ВаСО3 + Н2О.

При действии щелочей на растворы солей может получиться новая соль и новое основание, если одно из полученных веществ нерастворимо (выпадает в осадок):

КОН + CuSO4 = Cu(OH)2↓+ 2K2SO4, Са(ОН)2 + Na2CO3 = СаСО3↓ + 2NaOH.

Нерастворимые в воде основания разлагаются при нагревании, образуя оксид и воду:

t0

2Fе(ОН)3 = Fе2Оз + 3H2O.

Получить щелочи можно растворением в воде соответствующих оксидов:

СаО + H2O = Са(ОН)2

или при взаимодействии воды с очень активными металлами (К, Na, Са, Ва и др.):

2Na + 2Н2О = 2NaOH + H2↑

6

Общий способ получения нерастворимых в воде оснований – действие щелочей на растворимые соли металлов:

2NaOH + FeSO4 = Fe(OH)2↓ + Na2SO4.

Некоторые основания проявляют как химические свойства оснований, так и свойства кислот. Такие основания называют амфо-

терными. К ним относятся Сг(ОН)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, А1(ОН)3 и т.д.

Амфотерные основания (гидроксиды) способны реагировать как с кислотами, так и со щелочами. С кислотами они реагируют как основания, а со щелочами – как кислоты. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции взаимодействия его с кислотой и со щелочью. Если обе реакции имеют место, то гидроксид амфотерен:

Сг(ОН)3 + 3НС1 = СгС13 + 3Н2О,

Сг(ОН)3 + 3NaOH =Na3 [Cr(OH)6].

Соли – это вещества, в состав которых входят атомы металлов и кислотныеостатки. Солиделятсянасредние, кислые, основныеидругие.

Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или как продукты полного замещения гидроксогрупп основания кислотными остатками. Например, Na2CO3, K2SO4, Са3(РO4)2.

Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот атомами металла. Их образуют только многоосновные кислоты. Например, NаНСОз, Са(Н2РO4)2, КНSО3.

Основные соли по составу являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки. Основные соли образуются только многокислотными основаниями. На-

пример, (СuОН)2СО3, АlOН(NО3)2, FeOHCl.

По современной номенклатуре название соли образуется из названия аниона (кислотного остатка) и названия катиона (металла или остатка основания) с указанием его степени окисления, если она непостоянна. Например, СаСО3 – карбонат кальция; MgCl2 – хлорид магния; Сг2(SO4)3 – сульфат хрома (III).

Названия кислых солей образуются добавлением к названию аниона приставки гидро-, указывающей на наличие атомов водорода в кислотном остатке, а при необходимости с соответствующими числительными: NаНSО3 – гидросульфит натрия; Са(Н2РO4)2 – дигидрофосфат кальция.

7

Наличие ОН-групп в составе основной соли обозначается приставкой гидроксо- перед названием катиона:

(СиОН)2СО3 – карбонат гидроксомеди (II); А1(ОН)2С1 – хлорид дигидроксоалюминия.

Как уже отмечалось, соли могут взаимодействовать с кислотами и со щелочами.

Две растворимые в воде соли могут реагировать друг с другом, если при обмене своими частями соли образуют нерастворимое вещество:

Ва(NО3)2 + K2SO4 = 2KNO3 + BaSO4↓

Реакция металла с солью менее активного металла приводит к образованию соли и металла. Исходная соль должна быть растворимой в воде, а металл находиться в ряду стандартных электродных потенциалов левее вытесняемого из соли металла:

Fe + CuSO4 = FeSО4 + Сu.

Средние соли могут быть получены многими способами: 1) металл + неметалл

2Na + Cl2 = 2NaCl;

2) металл + кислота

Mg + 2НС1 = MgCl2 + Н2↑

3) металл + соль

Сu + 2AgNO3 = 2Ag + Сu(NО3)2;

4)основный оксид + кислотный оксид СаО + CO2 = СаСО3;

5)основание + кислота

Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2О; 6) соль + соль

Рb(NО3)2 + Na2SO4 = PbSО4↓ + 2NaNО3; 7) основный оксид + кислота

CuO + H2SО4 = CuS04 + H2O; 8) кислотный оксид + основание

P2O5+ 6NaOH = 2Nа3РO4 + ЗН2О; 9) щелочь + соль

Ва(ОН)2 + К2СО3 = ВаСО3↓ + 2КОН; 10) кислота + соль

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2НС1.

8

Кислые соли могут быть получены в кислой среде: 1) основание + кислота (избыток)

NaOH + Н3РO4 = NaH2P04 + H2O; 2) средняя соль + кислота (избыток)

Na3PО4 + 2Н3РО4 = 3NaH2PО4.

Основные соли могут быть получены в щелочной среде: 1) кислота + основание (избыток)

Н2SO4 + 2Cu(OH)2 = (CuOH)2S04 + 2H2O; 2) средняя соль + щелочь (недостаток)

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

Превращение кислых и основных солей в средние происходит следующими способами:

1) кислая соль + щелочь

NaHSO3 + NaOH = Na2SO3 + Н2О,

Са(Н2РО4)2 + 2Са(ОН)2 = Са3(РO4)2 + 4H2O; 2) основная соль + кислота

(CuOH)2SО4 + H2SO4 = 2CuSO4 + 2H2O.

Лабораторная работа

Цель работы

Ознакомление со свойствами основных классов неорганических соединений.

Оборудование и реактивы

Пробирки цилиндрические. Фильтровальная бумага. Стаканы (500 и 100 мл). Стеклянные палочки. Оксид магния. Оксид кальция. Оксид меди (II). Оксид цинка. Оксид кремния (IV). Мел. Оксид алюминия. Карбонат кальция. Ацетат натрия. Карбонат меди (II). Индикаторы: лакмусовая бумага, лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (нейтральные растворы).

Растворы: соляной кислоты (2М), серной кислоты (2М), азотной кислоты (2М), фосфорной кислоты (разб.), гидроксида натрия (2М, 40-процентный), гидроксида кальция (насыщ.), сульфата меди (0,5М), карбоната натрия (0,5М), хлорида железа (III) (0,5М), сульфата марганца (II) (0,5 М), нитрата или ацетата свинца (II) (0,5М), хлорида или сульфата цинка (0,5М), сульфата никеля (II) (0,5М), сульфата кобальта (II) (0,5М).

9

Опыт 1. Получение оксидов

А. Получить в пробирке голубой осадок гидроксида меди(II) Си(ОН)2 взаимодействием нескольких капель раствора CuSО4 с раствором щелочи. Осторожно нагреть полученный осадок. Как изменяется цвет осадка? Составить уравнения реакций.

Б. Взять небольшой кусочек мела, растолочь в ступке и поместить в пробирку. Затем добавить в пробирку соляной кислоты. Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

Опыт 2. Свойства оксидов

А. Белый порошок оксида магния MgO поместить в чашку с водой, размешать и испытать раствором фенолфталеина. Отметить малую растворимость в холодной воде оксида магния и изменение окраски индикатора. Составить уравнение реакции.

Вместо оксида магния можно взять порошок оксида кальция или оксида бария.

Б. Поместить в пробирку немного порошка оксида меди (II) СиО. Добавить 10–12 капель разбавленной соляной или серной кислоты. Осторожно нагреть пробирку. Отметить цвет полученного раствора. Написать уравнение реакции и объяснить наблюдение изменения раствора.

В. В две пробирки поместить по 1 микрошпателю оксида цинка (II) ZnO. В первую пробирку добавить 10–15 капель кислоты, в другую – столько же концентрированного раствора щелочи. Встряхивать содержимое пробирок до растворения осадков в обеих пробирках. Написать уравнения реакций и сделать вывод о характере взятого оксида.

Опыт 3. Получение оснований

Б. В фарфоровую чашку поместить 1 микрошпатель оксида кальция СаО или оксида бария ВаО и прилить 15–20 капель воды. Размешать содержимое стеклянной палочкой и добавить 2–3 капли фенолфталеина. Отметить цвет индикатора и написать уравнение реакции.

В. В пробирку с несколькими каплями раствора Nа2СО3 добавлять по каплям раствор гидроксида кальция Са(ОН)2 до образования осадка. Отметить его цвет. Что представляет собой раствор над осадком? Составить уравнение реакции.

10