Вопросы к допуску

1. Как пользоваться аппаратом Киппа, как заряжать его?

2. Как очищать углекислый газ, полученный в аппарате Киппа, от каких примесей? Какие реагенты используются для поглощения примесей?

3. Как проводить опыт 4, чтобы гарантировать полное вытеснение воздуха углекислым газом?

4. Как определяется объём газа в колбе?

5. Расскажите порядок выполнения опыта.

Вопросы к защите

1. Что называется абсолютной плотностью газа?

2. Что называется относительной плотностью газа?

3. Что называется плотностью газа по водороду?

4. Как можно вычислить молекулярную массу веществ, зная плотность его паров по воздуху?

5. Как изменится плотность газа при изменении давления?

6. Определите давление газа, если известно, что в сосуде объемом 10 л при 57 ⁰С находится 6*10²² молекул.

7. Рассчитайте число молекул в м³ газа при 24 ⁰С и 10 мм.рт.ст.

8. Вычислить плотность по водороду газовой смеси, состоящей из одной объемной части аммиака и двух объемных частей оксида углерода (IV).

9. Вычислить массу 1 л газовой смеси, имеющей объемный состав: 40 % CO; 12 % O₂; 48 % N₂ при 740 мм.рт.ст. и 25⁰С.

10. Плотность газа по воздуху равна: а) 0,9; б) 2,45. Определить массу 1л каждого газа.

(Ответ: а) 1,16 г; б) 3,17 г.)

Работа 5 классы неорганических соединений и периодическая система элементов. Типы химических реакций

Неорганические соединения можно классифицировать по составу и по свойствам. По составу они подразделяются на двухэлементные (бинарные) и многоэлементные соединения.

К бинарным соединениям относятся соединения элементов с кислородом (оксиды), галогенами ( фториды, хлориды, бромиды, иодиды), серой (сульфиды), азотом (нитриды), фосфором (фосфиды), углеродом (карбиды), соединения металлов с водородом (гидриды). Например,А1₂О₃ - оксид алюминия (но OF₂ - фторид кислорода, так как фтор - более электроотрицательный элемент, чем кислород), NaCl - хлорид натрия, СаС₂ - карбид кальция ,СО - оксид углерода (II), СО₂ - оксид углерода (IV), FеС1₃ - хлорид железа (III). Возможно использовать: СO₂ -диоксид углерода, FеСl₃ - трихлорид железа, SF₆-гексафторид серы,

Среди многоэлементных соединений важную группу образуют гидроксиды, которые можно рассматривать как соединения оксидов с водой. К ним относятся как основания (основные гидроксиды) -NaOH, Са(ОН)₂ и др., так и кислоты (кислотные гидроксиды) — HNO₃, H₂SO₄ и др., а также вещества, способные проявлять как кислотные, так и основные свойства (амфотерные гидроксиды). По функциональным признакам неорганические соединения делят на классы: оксиды, кислоты, соли и основания.

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. Оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (NO, CO,S₂O).

Солеобразующие оксиды могут быть основными (Na₂O, CaO) и кислотными (CO₂, SO₃). Если же оксид (ZnO, Al₂O₃) регулирует с веществами и кислотного и основного характера, его называют амфотерным.

ZnO + 2HCE → ZnCE₂ + H₂O

ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O

Неметаллические элементы образуют преимущественно кислотные оксиды, металлические – способны давать оксиды всех видов. При этом по мере увеличения степени окисления металла, характер его оксидов меняется от основного до кислотного: MnO (основной) MnO₂, (атмосферный) MnO_3, Mn₂O₇ (кислотный). При высокой степени окисления (5, + 6, +7) металлы, как правило, образуют только кислотные оксиды. В периодах слева направо характер оксидов меняется от основного до кислотного.

В главных подгруппах кислотный характер оксидов ослабевает сверху вниз. Так, P₂O_5­ более кислотен, чем Sb₂O₅. Кислотный или основный характер оксидов определяется природой их внутренних химических связей. В кислотных оксидах элемент соединен с кислородом ковалентными связями; в основных - ионными, в амфотерных - связи частично ионные, частично ковалентные.

При электролитической диссоциации, кислоты образуют ионы водорода и ионы кислотного остатка, основания – ионы металла и гидроксильные ионы.

HCl = H⁺ + Cl^- NaOH = Na⁺ + OH^-

Амфотерные гидроксиды в состоянии диссоциировать и по основному типу, образуя ионы OH^- , и по кислотному, образуя ионы H⁺ .

В первом случае имеет место Zn(OH)₂ = Zn²⁺ + 2OH^-

во втором Zn(OH)₂ = 2H⁺ + ZnO₂^2-

Диссоциация по кислотному типу происходит в щелочной среде, по щелочному - в кислотной.. Амфотерность гидроксидов можно объяснить их способностью к образованию комплексов. Типичные амфотерные гидроксиды образованны элементами второй группы – Be (OH)₂, Zn (OH)₂, третьей – Al(OH)₃, Ga(OH)₃, In(OH)₃. Характерна амфотерность и для гидроксидов элементов четвертой группы – Sn(OH)₂, Sn(OH)₄, Pb(OH)₂, Pb(OH)₄.

Основность или кислотность гидроксида можно объяснить характером химической связи между центральным атомом и группами ОН.

Если это ковалентные связи, как H₂SO₄ , то гидроксид оказывается кислотой, если же ионные как в NaOH, то-основанием. Связи между атомами хрома и кислорода в CrO₄^2- ковалентны, поэтому в растворе разрываются не они, а более полярные связи О – Н, т.е. вещество диссоциирует по кислотному типу.

По периоду слева направо кислотность оксидов и гидроксидов увеличивается, так как увеличивается положительная степень окисления и уменьшается радиус атомов, при этом ковалентный характер химических связях между атомами этих элементов и атомами кислорода возрастает.

Соль представляет собой продукт замещения водорода кислоты металлом или ионом аммония. Если водород кислоты полностью замещен на металл (Na₂SO₄ сульфат натрия) соль называют средней; при частичном замещении – кислой (NaHSO₄- гидросульфат натрия). Соли металлов могут содержать группы ОН или атомы кислорода. Такие соли называются основными, например, CuOHCl –хлорид гидроксимеди, FeOCl – хлорид оксожелеза(III). Если при одном кислотном остатке находятся два металла, то такие соли называются двойными, например, NaKCO₃ – карбонат натрия – калия.

Примеры диссоциации солей: Na₂SO₄ = 2Na⁺ + SO₄^2-

KNaCO₃ = K⁺ + Na⁺ + CO₃^2-

Кислые и основные соли диссоциируют по стадиям.

NaHSO₄ = Na⁺ + HSO₄^- ; HSO₄^- = H⁺ + SO₄^2-

CuOHCl = CuOH⁺ + Cl^- ; CuOH⁺ = Cu²⁺ + OH^-

Цель: изучение свойств классов неорганических соединений и типов химических реакций.

Оборудование: бюретки, пробирки, спиртовка, фильтровальная бумага.

Реактивы: оксид магния (MgO), сульфат алюминия (Al₂ (SO₄)₃), гидроксид натрия (NaOH), соляная кислота (HCl), основный карбонат меди (II) (CuOH)₂CO₃, сульфат меди (II) (CuSO₄), железо, фенолфалеин.

Опыт № 5.1. Свойства оксида и гидроксида магния. Поместите в пробирку небольшое количество оксида магния и прибавьте туда же 5-10 мл воды. Взболтайте содержимое пробирки и испытайте реакцию среды 1-2 каплями фенолфталеина. Отметьте слабую растворимость гидроксида магния и характер среды. Составьте уравнение реакции взаимодействия оксида магния с водой. Укажите тип реакции.

Опыт № 2. Получение и свойства гидроксида алюминия. В пробирку налейте 2-3 мл раствора соли алюминия и по каплям добавьте раствор NaOH до выпадения осадка. Содержимое пробирки разлейте в две пробирки. В одну из них при взбалтывании прилейте по каплям 10% раствор HCl, а в другую 10% NaOH до полного растворения осадка. Составьте уравнение реакции. Сделайте вывод о характере гидроксида алюминия. Укажите тип реакции

Опыт № 3. Разложение карбоната гидроксомеди. Основной карбонат меди при нагревании разлагается

(CuOH)₂CO₃ → 2CuO + CO₂ + H₂O

В сухую пробирку поместите немного порошка карбоната гидроксомеди. Нагрейте пробирку на пламени спиртовки. Наблюдайте изменение цвета порошка и конденсацию паров воды на холодных частях пробирки. Пробирку оставьте для следующего опыта. Составьте уравнение реакции. Сделайте вывод.

Опыт № 4. . Реакция нейтрализации. В стаканчик из бюретки налейте 5 мл раствора NaOH . Добавьте 2-3 капли раствора фенолфталеина, отметьте цвет раствора. Из другой бюретки постепенно прилейте раствор HCl до полного исчезновения окраски. Составьте уравнение реакции. Сделайте вывод, укажите тип реакции.

Опыт №5. Замещение меди в растворе сульфата меди. Прилейте в пробирку раствор сульфата меди. Опустите в него железный гвоздь (предварительно зачистив его наждачной бумагой) и подержите в растворе примерно 1 мин. Затем выньте гвоздь и внимательно его рассмотрите. Составьте уравнение реакции. Сделайте вывод, укажите тип реакции.

Опыт №6. Экзотермическая реакция.30 г дихромата аммония насыпьте на асбестовую сетку, к поверхности конуса поднесите зажженную спичку и добейтесь начала разложения бихромата аммония .Наблюдайте «извержение вулкана». Реакция протекает по уравнению

(NH₄)₂ Cr₂ O ₇ → Cr₂ O ₃ + N₂ + 4H₂O

Опыт №7. Эндотермическая реакция. В химический стакан налейте 20 мл воды и измерьте её температуру, растворите 10г нитрата натрия и измерьте температуру полученного раствора. Что наблюдается, сделайте вывод.