ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА. Лабораторный практикум

Лабораторный практикум

По курсу

«ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»

(для студентов I курса)

Под редакцией А.А.Мачула

ОБНИНСК 2004

Лабораторный практикум по курсу «Общая и неорганическая химия» (для студентов I курса) под редакцией А.А.Мачула. Издание второе, дополненное и исправленное. - Обнинск, ИАТЭ, 1998, - 82 с.

Пособие содержит описание лабораторных работ, составленных в соответствии с современной программой курса химии для инженерно-технических специальностей вузов. Каждая лабораторная работа содержит необходимое теоретическое введение, примеры решения задач, задания для самостоятельной работы. Авторы пособия Мачула А.А., Ананьева О.А., Бурухин С.Б., Ларичева Т.Е., Соколова Ю.Д., Панкова Н.Н..,

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

Рецензенты: доцент, к.х.н. Глушков Ю.М.,

доцент, к.х.н. Рощектаев Б.М.

Темплан 2004, поз.

Ó Обнинский государственный технический университет 2004 г.

Важнейшие классы неорганических соединений

ВВЕДЕНИЕ

В настоящее время известно около 300 тыс. неорганиче­ских соединений. Их можно разделить на четыре важнейших класса: оксиды, кислоты, основания и соли. Зная особен­ности классов соединений, 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 щелочных и щелочно-земельных металлов, а также многие оксиды других металлов со степенью окисления +1, +2. Они взаимодейству­ют с водой с образованием оснований:

ВаО + Н₂О = Ва (ОН)₂

Непосредственно с водой при обычной температуре реаги­руют только оксиды металлов I и II групп главных подгрупп (кроме ВеО и MgO) периодической системы Д. И. Менделеева. 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, образуя кислоты:

SO₂ + H₂O = Н₂SО₃

СгО₃ + H₂O = H₂CrO₄

Со щелочами кислотные оксиды образуют 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 характеризуются реакциями солеобразования и с кислотами, и с основаниями, так как в зависимости от усло­вий проявляют как основные, так и кислотные свойства. Например, как основный оксид, Аl₂О₃ реагирует с кисло­той:

Аl₂О₃ + 6НС1 = 2 АlС1_з + 3H₂O

как кислотный — со щелочью:

Аl₂О₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O

Если элемент образует несколько оксидов, например +2 +3 +6

СгО,Сг₂Оз,СгОз, 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

t

Сu(ОН)₂ = СuО + H₂О,

t

СаСО₃ = СаО + СО₂,

t

2Zn(NO₃)₂ = 2ZnO + 4NO₂ + O₂.

Кислотами называют вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода и кислотные остатки, например, H Cl, H₂ SO₄, H₃ PO₂ (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, H₃PO₂ – одноосновная кислота.

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 -ал. 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.

В названиях бескислородных кислот к наименованию эле­мента добавляют слово водородная. Например, НС1 — хлоро­водородная, H₂S — сероводородная.

В растворах 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 + ЗН₂SO₄ = А1₂(SO₄)₃ + ЗН₂↑

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)₃ + H₂O

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

2НС1 + СаСОз = CaCl₂ + Н₂СОз

H₂SО₄ + BaCl₂ = BaSО₄↓ + 2НCl

Кислоты получают:

- гидратацией (взаимодействием с водой) кислотных оксидов

Р₂О₅ + ЗН₂О = 2Н₃РO₄

- обменной реакцией соли с кислотой

Са₃(РO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 3CaSO₄ + 2Н₃РO₄

Основаниями называют сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов и ОН – группы (например, 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 СuОН)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)з —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:

t

2Fе(ОН)₃ ⁼ Fе₂О_з + 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

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 а мфотерными. К ним относятся Сг(ОН)₃, Zn(OH)₂, Be(OH)₂, А1(ОН)₃ и др.

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 + _ЗНС1 = СгС1₃ + ЗН₂О

Сг(ОН)₃ + 3NaOH =Na₃ [Cr(OH)₆]

Соли — это вещества, в состав которых входят атомы металлов и кислотные остатки Соли делятся на средние, кислые, основные.

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.Например, (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: МаНSО₃ — гидросульфит натрия; Са(Н₂РO₄)₂ - дигидрофосфаткальция.

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

(СиОН)₂СО₃ — карбонат гидроксомеди; 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 ⁼⁼ FeS0₄ + 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 + 2H₂0

6) Соль + Соль

РЬ(NО₃)₂ + Na₂SO₄ = PbS0₄↓ + 2NaN0₃

7) Основный оксид + Кислота

CuO + H₂S0₄ = 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

Кислые соли могут быть получены в кислой среде:

1) Основание + Кислота (избыток)

NaOH + Н₃РO₄ = NaH₂P0₄ + H₂O

2) Средняя соль + Кислота (избыток)

Na₃P0₄ + 2Н₃Р0₄ = 3NaH₂P0₄

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(Н₂Р0₄)₂ + 2Са(ОН)₂ = Са₃(РO₄)₂ + 4H₂O

2) Основная соль + Кислота

(CuOH)₂S0₄ + H₂SO₄ = 2CuSO₄ + 2H₂O

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

Цель работы:

Ознакомление с реакциями образования оксидов металлов и неме­таллов, их гидратов, солей, а также со свойствами основных клас­сов неорганических соединений.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: