Методические рекомендации к выполнению лабораторных работ по учебной практике
Лабораторная работа 1
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Цель работы: получение и изучение химических свойств оксидов, гидроксидов, кислот и оснований, генетической связи между классами неорганических соединений.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Классификация неорганических веществ прошла долгий путь развития.
Химические элементы делятся в первую очередь на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Многие элементы в соответствии с периодическим законом проявляют одновременно свойства металла и неметалла. Такие элементы называют амфотерными.
Форму существования химических элементов в свободном виде классифицируют как простые (одноэлементные) вещества.
Классификация сложных (двух - или многоэлементных) веществ может быть основана на различных признаках веществ и может использовать различные принципы.
Например, классификация веществ по химической природе опирается на наличие в соединении самого распространенного в природе элемента – кислорода. Наиболее известной и удобной классификацией сложных веществ является разделение их по химическим свойствам. По этому признаку вещества делятся на оксиды, основания, кислоты, соли (схема 1).
1. Оксиды - первый тип сложных веществ. Общая формула оксидов ЭхОy. Среди оксидов различают солеобразующие и несолеобразующие. Примером несолеобразующих оксидов служат SiO, N2O, NO. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные, амфотерные.
Основные оксиды образованы типичными металлами и неметаллическими элементами в низкой степени окисления. Если оксид образован элементом с постоянной степенью окисления его называют оксидом: Na2O- оксид натрия. Если оксид образован элементом с переменной степенью окисления его называют оксидом и в скобках указывают степень окисления элемента:
Cu2O-оксид меди (I), CuO-оксид меди (II).
Характерным свойством основных оксидов является их взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:
K2O + 2HCl = 2KCl + H2O
Некоторые основные оксиды (щелочных и щелочно-земельных металлов) легко взаимодействуют с водой:
BaO + H2O = Ba(OH)2
Для основных оксидов характерна и реакция с кислотными оксидами:
CaO + CO2 = CaCO3
Кислотные оксиды образованы неметаллическими элементами и металлами в высокой степени окисления (более 4). Например: SO3, Mn2O7, CrO3, P2O5. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:
SO3 + 2KOH = K2SO4 + H2O
Mn2O7 + 2NaOH = 2NaMnO4 + H2O
Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислот:
N2O5 + H2O = 2HNO3
Кислотные оксиды образуют соли в реакции с основными оксидами:
SO2 + K2O = K2SO3
К амфотерным оксидам относятся Al2O3, ZnO, BeO, PbO, SnO, PbO2, SnO2, Cr2O3, MnO2, TiO2 и некоторые другие вещества. Они взаимодействуют и с кислотами и со щелочами, образуя соль и воду:
SnO + 2HCl = SnCl2 + H2O
SnO + 2NaOH = Na2SnO2 + H2О
2.Основания - это гидраты (продукты присоединения воды) основных оксидов. Их делят на растворимые и нерастворимые в воде. Если гидроксид образован металлом с постоянной степенью окисления, то его называют гидроксид металла: КОН-гидроксид калия.
Если металл проявляет постоянную степень окисления, то при названии его гидроксида указывают степень окисления металла:
Fe(OH)3 – гидроксид железа (III)
Fe(OH)2 – гидроксид железа (II)
Растворимые в воде гидроксиды (щелочи) получают при взаимодействии оксидов с водой:
Li2O + H2O = 2LiOH
Щелочи могут быть получены при действии металлов на воду:
2К + 2Н2О = 2КОН + Н2
Нерастворимые основания получают только косвенным путем – взаимодействие солей соответствующих металлов с растворами щелочей:
NiSO4 + 2NaOH = Ni(OH)2 + Na2SO4
Характерным свойством гидроксидов является взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2H2O
Щелочи взаимодействуют также с кислотными оксидами и солями:
2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O
Ca(OH)2 + K2SO4 = CaSO4 + 2KOH
Нерастворимые основания подвергаются термическому разложению:
2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O
Среди нерастворимых гидроксидов встречаются амфотерные, взаимодействующие не только с кислотами, но и со щелочами:
Pb(OH)2 + 3HNO3 = Pb(NO3)2 + 2H2O
Pb(OH)2 + 2NaOH = Na2[Pb(OH)4]
3.Кислоты - являются гидратами кислотных оксидов, большинство из них и получается взаимодействием оксидов с водой:
SO3 + H2O = H2SO4
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
Характерным для кислот является взаимодействие с гидроксидами, сопровождающиеся образованием соли и воды:
HCl + KOH = KCl + H2O
3H2SO4 + 2Fe(OH)3 = Fe2(SO4)3 + 6H2O
Кроме того кислоты взаимодействуют с металлами, основными и амфотерными оксидами и солями:
2HCl + Fe = FeCl2 + 2H2
2H3PO4 + 3Na2O = 2Na3PO4 + 3H2O
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl
Кислоты классифицируют по составу: кислородосодержащие и бескислородные и по основности: одноосновные, двухосновные и многоосновные. Под основностью кислоты понимают число атомов водорода, способные заместиться атомами металла. Чаще основность кислоты совпадает с количеством атомов водорода, входящих в состав кислоты. Однако в некоторых кислотах не все атомы водорода способны заместиться на металл. Например: H3PO4 – фосфористая кислота имеет два атома водорода, способные заместиться на металл, поэтому она двухосновная, уксусная кислотаCH3COOH является одноосновной.
Бескислородные кислоты получают синтезом из простых веществ или вытеснением из их солей:
H2 + Cl2 = 2HCl
2FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
Кислородосодержащие кислоты можно получить взаимодействие оксидов с водой или вытеснением из солей:
N2O5 + H2O = 2HNO3
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4
4. Наиболее сложными среди неорганических соединений являются соли. Они очень разнообразны по составу. Их делят на средние, кислые, основные, двойные, комплексные, смешанные.
Молекулы средних солей содержат только катионы металла и анионы кислотного остатка: NaCl, Al2(SO4)3, K2CO3.
В молекулах кислых солей содержатся атомы водорода: Ca(H2PO4)2, Al(HCO3)3, а в молекулах основных солей гидроксогруппы: CuOHCl, Zn(OH)NO3.
Двойные соли содержат катионы разных металлов: K2CuCl4.
Комплексные соли содержат комплексные катионы или анионы:
K4[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4]SO4, [Cu(NH3)4]SO4.
Название средних солей (табл.1)складывается из названия кислотного остатка и металла с указанием его степени окисления: Al2(SO4)3 – сульфат алюминия (III), FeCl3 – хлорид железа (III), Fe(NO3)2 – нитрат железа (II).
В название кислой соли добавляется приставка “гидро”: NaHCO3 – гидрокарбонат натрия, FeH2PO4 – дигидрофосфат железа (III).
В названии основных солей присутствует приставка “гидроксо”: AlOHSO4- сульфат гидроксоалюминия, CuOHCl – хлорид гидроксомеди.
Двойные соли называют так же, как и средние: KFe(SO4)2 – сульфат калия- железа.
В соответствии с многообразием солей способов их получения множество, но наиболее общими являются следующие:
1. Взаимодействие металла с неметаллом:
2Na + Cl2 = 2NaCl
2. Взаимодействие металла с кислотой:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
3. Взаимодействие металла с раствором соли:
Cu + Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Hg
4. Взаимодействие основного оксида с кислотой:
Na2O + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O
1. Взаимодействие кислотного оксида со щелочью:
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O
2. Взаимодействие кислоты с основанием:
2HCl + Ba(OH)2 = BaCl2 + 2H2O
3. Взаимодействие кислоты с солью:
HCl + AgNO3 = AgCl + HNO3
4. Взаимодействие щелочи с солью:
CuSO4 + 2KOH = K2SO4 + H2O
5. Взаимодействие между солями:
K2CrO4 + Pb(NO3)2 = PbCrO4 + 2KNO3
6. Взаимодействие основных и кислотных оксидов:
Na2O + SO3 = Na2SO4
Соль взаимодействует с кислотами, щелочами, друг с другом в растворенном и расплавленном состоянии, многие подвергаются термическому разложению:
K2SO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + SO2
MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2 + 2NaCl
AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3
t
CaCO3 CaO + CO2
Таблица 1.
Распространенные кислоты и кислотные остатки
Кислота
Кислотный остаток
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]– угольная
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- карбонат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- гидрокарбонат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]– хлорноватистая
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- гипохлорит
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- хлористая
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] - хлорит
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- хлорноватая
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- хлорат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- хлорная
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] - перхлорат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- хромовая
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- хромат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- дихромовая
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] - дихромат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- марганцовая
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] - перманганат
H2MnO4- марганцовистая
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] - манганат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- азотистая
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] - нитрит
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- азотная
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] - нитрат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- метафосфорная
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] - метафосфат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- ортофосфорная
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ] - ортофосфат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- гидроортофосфат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- дигидроортофосфат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- дифосфорная
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- дифосфат
H2SO3- сернистая
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- сульфит
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- гидросульфит
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- серная
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- сульфат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- гидросульфат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- дисерная
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- дисульфат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- метакремниевая
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- метасиликат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- ортокремниевая
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- ортосиликат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- соляная
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- хлорид
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- сероводородная
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- сульфид
HS1-- гидросульфид
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- синильная
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- цианид
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]-уксусная
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]- ацетат
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Схема 1. Классификация неорганических соединений.
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ОПЫТ 1. ПОЛУЧЕНИЕ ОСНОВНОГО, КИСЛОТНОГО ОКСИДА, КИСЛОТЫ.
В сухую пробирку насыпать немного гидроксокарбоната меди, закрыть ее газоотводной трубкой. Во вторую пробирку налить дистиллированной воды и 2-4 капли нейтрального раствора лакмуса. Газоотводную трубку опустить в воду. Осторожно нагревать пробирку до появления черного осадка основного оксида. Наблюдать изменение окраски лакмуса вследствие взаимодействия кислотного оксида с водой с образованием кислоты.
Составить уравнения реакций разложения основной соли, образования кислоты.
Осадок в пробирке оставить для следующего опыта.
ОПЫТ 2. ПОЛУЧЕНИЕ СРЕДНЕЙ СОЛИ.
К полученному осадку в пробирке прибавить 2н раствор серной кислоты до растворения осадка. Наблюдать появление характерного для данной соли окрашивания. Составить уравнение реакции.
ОПЫТ 3. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ОСНОВНОГО ОКСИДА С ВОДОЙ.
Небольшое количество оксида магния взбалтывают в пробирке с водой. Прибавляют в жидкость спиртового раствора фенолфталеина. Наблюдать изменение окраски индикатора, написать уравнение реакции.
ОПЫТ 4. ПОЛУЧЕНИЕ ГИДРОКСИДОВ КОБАЛЬТА И ХРОМА.
В одну пробирку прилить 5-10 капель 2н раствора хлорида кобальта (II), в другую столько же 2н раствора сульфата хрома. В обе пробирки добавить равное количество раствора щелочи. Наблюдать появление осадков и отметить их цвет. Написать уравнения реакций. Осадки оставить для опыта 5.
ОПЫТ 5. ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ ОСНОВНОГО И АМФОТЕРНОГО ГИДРОКСИДОВ.
Полученные в опыте 4 осадка разделить на 2 части. К одной из них добавить раствор HCl, к другой части – раствор щелочи NaOH (избыток). В каких случаях растворился осадок? Написать уравнения реакций.
ОПЫТ 6. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ СОЛЕЙ С МЕТАЛЛАМИ.
Опустить в раствор сульфата меди железный гвоздь и наблюдать на нем появление налета. Написать уравнение реакции.
ОПЫТ 7. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТЫ С СОЛЬЮ.
К раствору нитрата серебра добавить раствор соляной кислоты. Наблюдать появление осадка. Написать уравнение реакции.
ОПЫТ 8. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТЫ СО ЩЕЛОЧЬЮ (РЕАКЦИЯ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ).
В фарфоровую чашку налить 1 мл 2н раствора гидроксида натрия и 1-2 капли фенолфталеина, и прибавлять по каплям 2н раствор соляной кислоты до исчезновения малиновой окраски. Написать уравнение реакции.
ОПЫТ 9. ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОЙ СОЛИ.
В пробирку, снабженную газоотводной трубкой, поместить карбонат кальция и прилить 2н раствор соляной кислоты. Выделившийся газ пропускать через раствор гидроксида кальция. Наблюдать образование осадка нормальной соли и дальнейшее растворение осадка вследствие образования кислой соли. Составить уравнение реакции.
ОПЫТ 10. ОБРАЗОВАНИЕ ОСНОВНОЙ СОЛИ.
К 2н раствору сульфата меди по каплям прибавлять 10%-ный раствор аммиака до образования осадка основной соли. Составить уравнение реакции.
Заголовок 2 Заголовок 3 Заголовок 415