Мангану, феруму, цинку та купруму

Теоретична частина

Манган належить до VIIB групи періодичної системи елеменитів Д.І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні атома цього елемента знаходиться два s-електрони, а на d-підрівні передостаннього енергетичного рівня – 5d-електронів, тобто для нього характерний електронний стан d⁵s². У незбудженому стані непарними є п’ять d-електронів, а при збудженні – усі сім електронів зовнішнього і передзовнішнього енергетичних рівнів стають валентними. Тому максимальний ступінь окиснення Мангану – +7.

Манган відноситися до активних металів. На повітрі він окиснюється і покривається видимою плівкою оксидів, спочатку червонуватою, потім –майже чорною. З водою на холоді манган взаємодіє дуже повільно; при підвищенні температури швидкість реакції окиснення мангану водою збільшується. У розбавлених кислотах манган розчиняється з утворенням солей Мангану (II). У розчинах лугів манган стійкий. У сполуках Манган має ступені окиснення: +2, +3, +4, +6 і +7. Найбільш стійкі сполуки Mn(II), Mn(IV) і Mn(VII). З підвищенням ступеня окиснення характер оксидів і гідроксидів змінюється від основного до кислотного.

У порошкоподібному стані манган при нагріванні безпосередньо сполучається з галогенами, сіркою, азотом, фосфором, кремнієм, утворюючи бінарні сполуки, в яких має ступінь окиснення +2:

Mn + Cl₂ → MnCl₂

Mn + S → MnS

3Mn + N₂ → Mn₃N₂

3Mn + 2P → Mn₃P₂

2Mn + Si → Mn₂Si

У ряду активностей металів Манган знаходиться набагато лівіше від водню, тому він здатний витісняти водень із води та кислот. З холодною водою Манган взаємодіє дуже повільно, але при нагріванні реакція значно прискорюється:

Mn + 2Н₂О → Mn(ОН)₂ + Н₂

Манган легко розчиняється у воді у присутності амоній хлориду, який заважає утворенню малорозчинного марган (II) гідроксиду:

Mn + 2Н₂О + 2NH₄Cl → MnCl₂ + 2NH₄OH + H₂

З розведеними кислотами (крім HNO₃) Манган взаємодіє з виділенням водню:

Mn + НCl → MnCl₂ + Н₂

З концентрованими сульфатною та нітратною кислотами – з утворенням води:

Mn + 2H₂SO₄(к) → MnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Mn + 8HNO₃(к) → 3Mn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

При взаємодії з солями металів, що знаходяться в ряду активності правіше нього, Манган їх витісняє:

Mn + FeSO₄ → MnSO₄ + Fe

До оксигеновмісних сполук Мангану відносяться наступні:

MnO – манган (II) оксид Mn2O3 – манган (III) оксид MnO2 – манган (IV) оксид Mn2O7 – манган (VII) оксид

Mn(OH)2 - манган (II) гідроксид Mn(OH)3 - манган (III) гідроксид Mn(OH)4 - манган (IV) гідроксид H4MnO4 – ортоманганітна кислота HMnO4 – перманганатна кислота H2MnO4 – манганатна кислота

Порівняння властивостей гідроксидів Мангану, свідчить про те, що зі збільшенням ступеня окиснення Мангану кислотні властивості цих речовин зростають, а основні – зменшуються:

посилення кислотних властивостей

Mn(OH)₂, Mn(OH)₄, H₂MnO_4, HMnO₄

посилення основних властивостей

Манган входить до складу цілого ряду ферментних систем, які обумовлюють окисно-відновні процеси внутрішньоклітинного обміну речовин. Встановлено, що в рослинах, у залежності від ступеня окиснення, манган, з одного боку, сприяє виділенню кисню і бере участь у відновних реакціях фотосинтезу, а з іншого – активно бере участь в окисненні карбонових кислот, а відповідно, і в процесі дихання рослин. Манган сприяє фіксації атмосферного азоту бульбочковими бактеріями, а також збільшенню кількості амінокислот.

Ферум входить до VIIIB групи періодичної системи елементів Д.І. Менделеєва. На зовнішньому енергетичному рівні атома цього елемента знаходяться 2s-електрони. На d-підрівні передостаннього енергетичного рівня – 6 електронів. У незбудженому стані число непарних електронів у Феруму 4. У атома Феруму при збудженні атомів за рахунок переміщення одного з 4s-електронів в p-підрівень число непарних електронів збільшується до 6. Найбільш типовими ступенями окиснення Феруму є +2 і +3.

Залізо в сухому повітрі і кисні окиснюється дуже повільно, покрива-ючись при цьому тонкими плівками оксидів. При високих температурах – з’єднується з киснем, утворюючи оксиди: Fe₂O₃, Fe₃O₄, FeO. Із оксидів і гідроксидів Феруму лише Fe₂O₃ і Fe(OH)₃ амфотерні з переважанням основних властивостей. Свій максимальний ступінь окиснення +6 Ферум виявляє лише в солях фератної кислоти – фератах (K₂FeO₄, BaFeO₄).

Залізо відноситься до металів із середнім рівнем відновних властивостей. При невисоких температурах залізо вступає в реакцію з багатьма простими речовинами – вуглецем, азотом, фосфором, кремнієм, сіркою та галогенами:

3Fe + C → Fe₃C

4Fe + N₂ → 2Fe₂N

2Fe + P → Fe₂P

2Fe + Si → FeSi

З галогенами та сіркою залізо утворює солі відповідних кислот:

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

Fe + S → FeS

З лугами залізо не взаємодіє, але легко розчиняється у розведених кислотах, при цьому утворюються сіль феруму (II) і виділяється водень:

Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂↑

Хлоридна і розбавлена сульфатна кислоти окиснюють Ферум до Fe(II):

Fe + 2HCl ® FeCl₂ + H₂­,

концентровані HNO₃ і H₂SO₄, а також “царська горілка” – до Fe (IIІ):

2Fe + 6H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂­ + 6H₂O

Із водних розчинів солей залізо витісняє метали, що знаходяться у ряду активності правіше від нього:

Fe + СuSO₄ → FeSO₄ + Cu

Сульфат заліза (залізний купорос) FeSO₄ ∙ 7H₂O – використовується у сільському господарстві як інсектицид. Серед усіх важких металів, що знаходяться в живих організмах, Феруму належить головна роль. Органічні молекули, до складу яких входить Ферум, беруть активну участь у біохімічних процесах, що відбуваються в процесі дихання і фотосинтезу. Основу реакцій, які відбуваються в процесі дихання рослин, так як і при фотосинтезі, складають окисно-відновні процеси. Для того щоб організм зміг використати енергію, акумульовану в органічних речовинах, вони повинні бути окиснені киснем повітря. Цей процес здійснюється за допомогою ферумвмісних ферментів.

Цинк відноситься до IIB групи періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні його атома знаходиться 2s-електрони. Електронна конфігурація передзовнішнього енергетичного рівня s²p⁶d¹⁰ стабільна, і електрони цього рівня не беруть участі в утворенні хімічних зв'язків. У атома цього елемента у нормальному стані відсутні непарні електрони. Збудження атомів переводить один s-електрон на p-підрівень; при цьому електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня переходить в s¹p¹ і стає здатним до утворення двох хімічних зв'язків. Цинк утворює сполуки виключно з ступенем окиснення +2.

Стійкість цинку на повітрі і у воді пояснюється захисною плівкою (ZnOH)₂CO₃ на його поверхні. У розчинах лугів плівка розчиняється, що дозволяє цинку вступати в реакцію з водою до повного розчинення металу.

Цинк доволі активний метал, він утворює сполуки майже з усіма неметалами. Так, наприклад, галогеніди цинку одержують шляхом прямої взаємодії елементів:

Zn + Cl₂ → ZnCl₂

або розчиненням металічного цинку, оксиду та сульфіду у відповідних кислотах:

Zn + 2НCl → ZnCl₂ + Н₂↑

ZnО + 2НCl → ZnCl₂ + Н₂О

ZnS + 2НCl → ZnCl₂ + Н₂S↑

З сіркою цинк утворює нерозчинний у воді сульфід ZnS:

Zn + S → ZnS

При нагріванні цинкового пилу (600°С) в атмосфері амоніаку утворюється нітрид цинку:

3Zn + 2NH₃ → Zn₃N₂ + 3H₂↑,

А з ацетиленом – карбід цинку:

Zn + С₂Н₂ → ZnС₂ + Н₂↑.

Цинк – сильний відновник, здатний заміщувати метали (Mn, Fe, Ni, Cu, Cd) у їх солях. Виділення кадмію із розчинів за допомогою цинкового пилу (цементація) є головним промисловим методом його добування:

CdSO₄ + Zn → ZnSO₄ + Cd

Цинк легко витісняє водень з розведених кислот-неокисників:

Zn + 2HBr → ZnBr₂ + H₂↑

При взаємодії з розведеною нітратною кислотою цинк утворює нітроген (І) оксид або амонійну сіль:

Zn + 10HNO₃ ® 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O;

4Zn + 10HNO₃ ® 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

Солі оксигеновмісних кислот цинку – нітрати, сульфати, хлорати – розчинні у воді, а карбонати, фосфати, силікати – у воді малорозчинні.

При нагріванні з киснем цинк утворює амфотерний оксид ZnO – гексагональні кристали білого кольору, практично нерозчинні у воді. Виявляючи амфотерні властивості він реагує як з кислотами, так і з лугами:

ZnО + 2HCl ® ZnCl₂ + H₂O

ZnO + 2NaOH + H₂O ® Na₂[Zn(OH)₄].

Цинк гідроксид Zn(OH)₂ випадає у вигляді білого осаду при дії лугів на розчини солей цинку:

ZnSO₄ + 2NaOH ® Zn(OH)₂¯ + Na₂SO₄.

Цинк гідроксид – амфотерна сполука, він легко розчиняється в кислотах з утворенням солей цинку:

Zn(OH)₂ + 2HCl ® ZnCl₂ + 2H₂O

і в надлишку лугів з утворенням цинкатів:

Zn(OH)₂ + 2NaOH ® Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

Цинк – один із сільськогосподарських мікроелементів: при нестачі його у ґрунті у рослин порушується обмін вуглеводів, може понизитись вміст хлорофілу. Як складова частина ферментів вуглеводного обміну Цинк активує їх і сприяє підвищенню інтенсивності фотосинтезу. Із солей цинку найбільше практичне застосування у сільському господарстві має цинковий купорос ZnSO₄ × 7H₂O, який використовують як мікродобриво.

Купрум знаходиться у IB групі періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва. Хімічні властивості Купруму обумовлені структурою його зовнішнього електронного рівня – 3d¹⁰4s¹. Оскільки Купрум є переостаннім d-елементом, на d-підрівні його атома повинно було розташуватись 9 електронів. Але завдяки стійкості електронної конфігурації d¹⁰ відбувається «провал» s-електрона на d-підрівень, що доцільно з енергетичної точки зору. Наявність одного s-електрона обумовлює існування цілої групи сполук, в яких Купрум виявляє ступінь окиснення +1. Але s-електрон, що провалився на d-підрівень, зберігає певну мобільність і при наявності елементів-окисників може переходити до них. У цих випадках Купрум виявляє ступінь окиснення +2.

При знаходженні на повітрі мідь поступово покривається зеленим нальотом карбонату гідроксокупруму (CuOH)₂CO₃. Хлоридна і розбавлена сульфатна кислота не діють на мідь, але сумісна дія окисників і тих же кислот призводить до розчинення міді. Нітратна кислота енергійно діє на мідь, причому утворюється сіль купруму і нітроген оксид (NO або NO₂ залежно від концентрації кислоти).

Хімічна активність Купруму невисока. При помірному нагріванні Купрум сполучається з галогенами, сіркою, утворюючи бінарні сполуки солеподібного типу:

Cu + І₂ → CuІ₂

2Cu + S → Cu₂S

Більшість солей купруму (І) – хлориди, броміди, йодиди, сульфіди, ціаніди, тіоціанати погано розчиняються у воді. Вони легко окиснюються навіть молекулярним киснем повітря:

4CuCl + O₂ +4HCl → 4CuCl₂ + 2H₂O

Досить легко мідь за механізмом окисно-відновних процесів взаємодіє з розведеною і концентрованою нітратною кислотою та концентрованою сульфатною кислотою:

Cu + 4HNO₃(к) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ +2H₂O

3Cu + 8HNO₃(р) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO +4H₂O

Cu + 2H₂SO₄(к) → CuSO₄ + SO₂ +2H₂O

З Оксигеном Купрум утворює два нерозчинні у воді оксиди: Cu₂О – купрум (І) оксид та CuО – купрум (ІІ) оксид. Вони реагують з кислотами утворюючи солі та з водним розчином амоніаку утворюючи комплексні солі:

Cu₂О + 2HCl → 2CuCl + H₂O

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

Cu₂О + 4NH₃ + H₂O → 2[Cu(NH₃)₄]OH

CuО + 4NH₃ + H₂O → [Cu(NH₃)₄](OH)₂

Купрум(II) гідроксид Cu(OH)₂ є дуже слабкою основою. Ця сполука виражає слабкі амфотерні властивості – розчиняється в концентрованих розчинах лугів, а також в розчинах кислот:

Cu(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Cu(OH)₄]

Cu(OH)₂ + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

Купрум (II) гідроксид Cu(ОН)₂ існує у двох формах – аморфній та кристалічній. Аморфний осад легко втрачає воду навіть при зберіганні під водою і перетворюється в купрум (ІІ) оксид. Кристалічна форма більш стійка і витримує температуру до 100°С.

Купрум приймає участь у вуглеводному і білковому обмінах у рослинах. Під його впливом посилюється синтез білків, вуглеводів і жирів. Нестача цього елементу викликає у рослин зниження активності синтетичних процесів і призводить до накопичення розчинних вуглеводів, амінокислот та інших продуктів розпаду складних органічних речовин.

Із солей Купруму у сільському господарстві найбільше значення мають: CuSO₄ ∙ 5H₂O – купрум сульфат (мідний купорос) використовується в суміші з вапняковим молоком («бордоська рідина») як інсектицид для захисту плодових культур, засіб боротьби із філоксерою – збуджувачем хвороби винограду, з фітофторою – захворюванням томатів та картоплі. У хімічній промисловості з нього добувають інші купрумвмісні пестициди (хлорокис міді 3Cu(OH)₂∙CuCl₂∙H₂O, паризьку зелень Cu(CH₃COO)₂∙3Cu(AsO₂)₂). Солі Купруму Cu(NO₃)₂ ∙ 3H₂O – купрум (ІІ) нітрат – використовують як фунгіцид, Cu(CH₃COO)₂ ∙ H₂O – купрум ацетат (мідянка) – використовують як фунгіцид або як сировину для одержання пестицидів.

Експериментальна частина

Дослід. 10.2.1. Реакції катіона Мангану з лугами

Луги утворюють з іоном Мn²⁺ білий осад марган (II) гідроксиду:

Мn²⁺ + 2OH^- ® Mn(OH)₂.

Останній розчиняється у кислотах, але не розчиняється в надлиш­ку лугу. Киснем повітря він поступово окиснюється до бурого марган (ІV) гід­роксиду:

2Mn(OH)₂ + O₂ ® 2MnO(OH)₂.

Осад Mn(OH)₂ одержують також при окисненні Мn²⁺ гідроген пероксидом в присутності лугу:

Mn(NO₃)₂ + 2NaOH + H₂O₂ ® Mn(OH)₂ + 2NaNO₃ + H₂O.

До 2-3 крапель розчину солі Маргану додати кілька крапель розчину NаОН до появи білого осаду Mn(OH)₂. Звернути увагу на те, що осад поступово буріє внаслідок окиснення Mn(OH)₂ до MnO(OH)₂. Потім додати до осаду 2-3 краплі гідроген пероксиду з масовою част­кою H₂O₂ 3%. Осад тут же стає буро-чорним, бо Мn²⁺ швидко окис­нюється до MnO(OH)₂. Гідроксид MnO(OH)₂ розчиняється у хлоридній кислоті при нагріванні:

MnO(OH)₂ + 4HCl ® MnCl₂ + 3H₂O + Cl₂

або при дії сульфатною кислотою в присутності гідроген пероксиду:

MnO(OH)₂ + Н₂SО₄ + H₂O₂ ® МnSО₄ + 3H₂O + О₂.

В обох випадках марган (ІV) відновлюється до іона Мn²⁺. NH₄OH також осаджує Мn²⁺ у вигляді Mn(OH)₂, але в присутності со­лей амонію цього не відбувається.

Дослід 10.2.2. Реакції на катіон Цинку

Луги дають з іонами Zn²⁺ білий аморфний осад гідроксиду Zn(OH)₂, що виявляє амфотерність:

Zп(ОН)₂ + 2Н⁺ ® Zn²⁺ + 2Н₂O, Н₂ZnO₂ + 2OH^- ® ZnO₂^2- + 2Н₂О.

До 4-5 крапель розчину солі цинку додати спочатку 1-2 краплі розчину NаОН, а потім надлишок його – до розчинення осаду.

Якщо на розчин цинкату (Na₂ZnO₂ або К₂ZnO₂) вплинути амоній хлоридом, осад Zп(ОН)₂ не утвориться. Амоній гідроксид осаджує іони Zn²⁺ у вигляді гідроксиду:

ZnCl₂ + 2NH₄OH ® Zn(OH)₂ + 2NH₄Cl,

однак при цьому цинк гідроксид розчиняється в надлишку NH₄OH з утворенням комплексних іонів Zn(NH₂)₆²⁺ або Zn(NH₃)₄²⁺:

Zп(ОН)₂ + 6NH₄OH ® [Zn(NH₃)₆](OH)₂ + 6Н₂О.

До 5-6 крапель розчину солі цинку обережно додати NH₄OH. Спостерігати утворення осаду цинк гідроксиду і наступне його розчи­нення. В присутності солей амонію NH₄OH зовсім не осаджує іони Zn²⁺.

Дослід 10.2.3. Реакції катіонів Купруму

Луги утворюють із купрум (ІІ) катіонами аморфний блакитний осад гідроксиду:

Cu²⁺ + 2OH^- ® Cu(OH)₂.

Але у надлишку лугу і при нагріванні він частково розчиняється з отриманням куприту:

Cu(OH)₂ + NaОН ® Na₂[Cu(OH)₄].

До 3-4 крапель розчину солі Купруму додати 2-3 краплі розчину натрій гідроксиду. До частини осаду додати луг і нагріти на водяній бані. Переконайтись, що куприт-іон надає розчинові синього за­барвлення. Другу частину осаду розчинити у хлоридній кислоті.

Амоній гідроксид дає з іоном Купруму зеленавий осад гідроксо-сульфату:

2CuSO₄ + 2NH₄OH ® (CuOH)₂SO₄ + (NH₄)₂SO₄,

який у надлишку реактиву розчиняється з одержанням тетрааміно-купро-(ІІ)-сульфату інтенсивно синього кольору:

Cu(OH)₂ + (NH₄)₂SO₄ + 6NH₄OH ® 2[Cu(NH₃)₄]SO₄ + 8H₂O.

До 3-4 крапель розчину солі Купруму додати розведеного розчину амоній гідроксиду спершу до появи зеленавого осаду, а потім до його розчинення. Реакція використовується для виявлення катіона Купруму.

10.3. Контрольні запитання

1.	Основні сполуки та хімічні властивості металів-мікроелементів Купруму та Цинку.
2.	Хімія сполук Мангану. Оксиди та гідроксиди Мангану, манганатна та перманганатна кислоти: їх отримання та властивості.
3.	Хімія сполук Феруму. Оксиди та гідроксиди Феруму: їх отримання та властивості.
4.	Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: залізо ® ферум (ІІ) хлорид ® ферум (ІІ) гідроксид ® ферум (ІІІ) гідроксид
5.	Хімія сполук Купруму. Оксиди Купруму: їх отримання та властивості.
6.	Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: мідь ® купрум (ІІ) нітрат ® купрум (ІІ) гідроксид ® купрум оксид
7.	Хімія сполук Цинку. Оксид та гідроксид Цинку: їх отримання та властивості.
8.	Закінчити рівняння реакцій, вказати умови їх проведення, якщо вони відрізняються від звичайних (нагрівання, каталізатори, тиск і т.ін.): CuSO4 + KI ® Zn + H2SO4(конц) ® KMnO4 ®

ДОДАТКИ

Додаток 1.

 

ГУСТИНА ВОДНИХ РОЗЧИНІВ КИСЛОТ, ОСНОВ ТА СОЛЕЙ

РІЗНОЇ КОНЦЕНТРАЦІЇ (при t° 18°C), г/см³

 

 

ω, %	Густина розчину, г/мл (г/см3)
NaOH	KOH	NH3	HCl	NaCl	KCl
	0,998	0,998	0,998	0,998	0,998	0,998
	1,01	1,008	0,994	1,003	1,005	1,004
	1,021	1,016	0,99	1,008	1,012	1,011
	1,032	1,024	0,984	1,012	1,02	1,017
	1,043	1,033	0,981	1,018	1,027	1,024
	1,054	1,041	0,977	1,023	1,034	1,03
	1,065	1,048	0,973	1,028	1,041	1,037
	1,076	1,055	0,969	1,033	1,049	1,043
	1,087	1,064	0,965	1,038	1,056	1,05
	1,098	1,072	0,961	1,043	1,063	1,057
	1,109	1,08	0,958	1,047	1,071	1,063
	1,131	1,099	0,95	1,057	1,086	1,077
	1,153	1,116	0,943	1,067	1,101	1,09
	1,175	1,137	0,936	1,078	1,116	1,104
	1,197	1,154	0,93	1,088	1,132	1,118
	1,219	1,173	0,923	1,098	1,148	1,133
	1,241	1,193	0,916	1,108	1,164	1,147
	1,263	1,217	0,91	1,119	1,18	1,162
	1,285	1,238	0,904	1,129	1,197
	1,306	1,267	0,898	1,139
	1,328	1,285	0,892	1,149
	1,349	1,307		1,159
	1,37	1,331		1,169
	1,39	1,355		1,179
	1,41	1,382		1,189
	1,43	1,408		1,198

 

Додаток 2.

Константи нестійкості деяких комплексних

іонів у водних розчинах при 25°С

 

Cхема дисоціації комплексного іона	Константа нестійкості
[Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH3	9,3 ∙ 10-8
[Ag(NО2)2]+ Ag+ + 2NО2-	1,8 ∙ 10-3
[Ag(S2O3)2]3- Ag+ + 2S2O3-	1,1 ∙ 10-13
[Ag(CN)2]- Ag+ + 2CN-	1,1 ∙ 10-21
[HgCl4]2- Hg2+ + 4Cl-	8,5 ∙ 10-16
[HgBr4]2- Hg2+ + 4Br-	1,0 ∙ 10-21
[HgI4]2- Hg2+ + 4I-	1,5 ∙ 10-30
[Hg(CN)4]2- Hg2+ + 4CN-	4,0 ∙ 10-42
[Cd(NH3)4]2+ Cd2+ + 4NH3	7,6 ∙ 10-8
[Cd(CN)4]2- Cd2+ + 4CN-	7,8 ∙ 10-18
[Cu(NH3)4]2+ Cu2+ + 4NH3	2,1 ∙ 10-13
[Cu(CN)4]3- Cu+ + 4CN-	5,0 ∙ 10-31
[Ni(NH3)6]2+ Ni2+ + 6NH3	1,9 ∙ 10-9

Додаток 3.

Розповсюджені назви деяких неорганічних речовин

Назва	Склад
Алебастр	CaSO4 ∙0,5H2O або [2CaSO4] ∙ 0,5H2O
Аміачна вода (нашатирний спирт)	NH4OH
Асбест	3MgO ∙ CaO ∙4SiO2
Баритова вода	Ba(OH)2
Берлінська лазур	Fe4[Fe(CN)6]3
Бертолетова сіль	KClO3
Бура	Na2B4O7 ∙ 10 H2O
«Веселящий газ»	N2O
Вапно – гашене натронне негашене хлорне	Ca(OH)2 2CaO + NaOH CaO CaOCl2
Вапняне молоко (вапняна вода)	Ca(OH)2 – водна суспензія
Вуглекислий газ	СO2
Галеніт, камяна сіль	NaCl
Гіпс (мінерал)	CaSO4 ∙ 2H2O
Глауберова сіль	Na2SO4 ∙ 10H2O
Селітра – аміачна калійна (індійська) натрієва (чилійська) кальцієва (норвезька)	NH4NO3 KNO3 NaNO3 Ca(NO3)2
Сіль Мора	FeSO4 ∙ (NH4)2SO4 ∙ 6H2O
Сода – бікарбонат (питна) кальцинована (безводна) каустична кристалічна	NaHCO3 Na2CO3 NaOH Na2CO3 ∙ 10H2O
Хромова суміш	K2Cr2O7 в концентрованій Н2SO4
Чадний газ	CO

Додаток 4.

Ступінь гідролізу солей в 0,1 М розчинах при 25 ° С

Сіль	Ступінь гідролізу, %	Сіль	Ступінь гідролізу, %
NH4Cl	0.007	NaH2PO4	0.0004
NH4C2H3O2	0.5	Na2CO3	4.0
(NH4)2S	99.0	NaHCO3	0.005
NH4HS	7.0	Na2S	99.0
Na2B4O7	0.5	NaHS	0.10
Na2SO3	0.13	NaClO	0.18
NaHSO3	0.0002	KCN	1.2
NaC2H3O2	0.007	Al2(SO4)3	3.5
Na3PO4	34.0	Al(C2H3O2)3	40.0
Na2HPO4	0.13	Fe(C2H3O2)3	32.0

Додаток 5.

ЕЛЕКТРОХІМІЧНИЙ РЯД НАПРУГ МЕТАЛІВ

 

 

 

 

Додаток 6.

 

РЯД ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТІ ЕЛЕМЕНТІВ

 

Список рекомендованої літератури

 

1. Загальна та біонеорганічна хімія / О.І. Карнаухов, Д.О. Мельничук, К.О. Чеботько, В.А. Копілевич. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003. – 544 с.

2. Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003. – 468 с.

3. Буря О.І., Чигвінцева О.П. Біонеорганічна хімія. Дніпропетровськ: «Пороги», 2005. – 360 с.

4. Буря О.І., Повхан М.Ф., Чигвінцева О.П., Антрапцева Н.М. Загальна хімія. Дніпропетровськ: «Наука і освіта», 2002. – 306 с.

5. Платонов Ф.П., Дейкова З.Е. Практикум по неорганической химии. М.: Высшая школа, 1985. – 255 с.

6. Практикум по общей и неорганической химии / Под ред.. Н.Н. Павлова, С.В. Петрова. М.: Высшая школа, 1986. – 296 с.

7. Жарский И.М., Комшилова О.Н. Практикум по химии. Минск: «Вышэй-шая школа», 1986. – 141 с.

8. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие для вузов / Под ред. В.А. Рабиновича и Х.М. Рубиной. Л.: Химия, 1986. – 272 с.

ЗМІСТ

ВСТУП..........................	.
Лабораторна робота № 1. Основні класи неорганічних сполук..	.
1.1. Теоретична частина..................	.
1.2. Експериментальна частина...............	.
	Дослід 1.2.1.	Взаємодія оксидів з водою........	.
	Дослід 1.2.2.	Одержання малорозчинних у воді гідроксидів...............	.
	Дослід 1.2.3.	Одержання амфотерних гідроксидів....	.
	Дослід 1.2.4.	Взаємодія основних оксидів з кислотами.	.
	Дослід 1.2.5.	Взаємодія солі з сіллю.........	.
	1.3.	Контрольні запитання...........	.
Лабораторна робота № 2. Основні закони хімічних перетворень...	.
2.1. Теоретична частина..................	.
2.2. Експериментальна частина...............	.
	Дослід 2.2.1.	Взаємодія розчину калію йодиду з гідроген пероксидом у кислому середовищі......	.
	Дослід 2.2.2.	Швидкість розкладу лужного розчину гідроген пероксиду при різних температурах.....	.
	Дослід 2.2.3.	Каталітичний розклад гідроген пероксиду в присутності Манган (IV) оксиду......	.
	Дослід 2.2.4.	Зміщення рівноваги реакції окиснення натрій гідроарсеніту йодом........	.
	2.3.	Контрольні запитання...........	.
Лабораторна робота № 3. Приготування розчинів заданої концентрації.....................	.
3.1. Теоретична частина..................	.
3.2. Експериментальна частина...............	.
	Дослід 3.2.1.	Приготування приблизно 0,1 н розчину хлоридної кислоти............	.
	3.3.	Контрольні запитання...........	.

 

 

Лабораторна робота № 4. Гідроліз солей. Водневий показник 26
4.1. Теоретична частина................... 26
4.2. Експериментальна частина................ 28
	Дослід 4.2.1.	Вплив температури на гідроліз солей.....	.
	Дослід 4.2.2.	Повний гідроліз.............	.
	Дослід 4.2.3.	Визначення реакції середовища у розчинах солей за допомогою універсального індикатору	.
	Дослід 4.2.4.	Визначення реакції середовища за допомогою індикаторів...............	.
	4.3.	Контрольні запитання...........	.
Лабораторна робота № 5. Окисно-відновні реакції	.
5.1. Теоретична частина..................	.
5.2. Експериментальна частина...............	.
	Дослід 5.2.1.	Окисні властивості калій дихромату...	.
	Дослід 5.2.2.	Вплив середовища на окисно-відновні процеси	.
	Дослід 5.2.3.	Окисні властивості галогенів......	.
	Дослід 5.2.4.	Окиснення іонів I– іонами Fe3+ .......	.
	Дослід 5.2.5.	Окиснення іонів Fe2+ перманганат-іонами ....................	.
	5.3.	Контрольні запитання...........	.
Лабораторна робота № 6. Комплексні сполуки..........	.
6.1. Теоретична частина..................	.
6.2. Експериментальна частина...............	.
	Дослід 6.2.1.	Дисоціація подвійної солі.........	.
	Дослід 6.2.2.	Відновлення Fe (III) в іоні [Fe (CN 6] 3-до Fe (II) в [Fe(CN)6]4 - ..............	.
	Дослід 6.2.3.	Утворення аміакатів цинку та кадмію....	.
	Дослід 6.2.4.	Утворення аміакату нікелю........	.
	Дослід 6.5.	Стійкість іона диамінсрібла (I).......	.
	6.3.	Контрольні запитання...........	.

 

Лабораторна робота № 7. Хімія s-елементів
7.1. Теоретична частина.................	.
7.2. Експериментальна частина...............	.
	Дослід 7.2.1.	Одержання водню при взаємодії металів з кислотами...............	.
	Дослід 7.2.2.	Одержання водню з кислот.........	.
	Дослід 7.2.3.	Виявлення гідроген пероксиду.......	.
	Дослід 7.2.4.	Каталітичне розкладання гідроген пероксиду.	.
	Дослід 7.2.5.	Малорозчинні солі лужних металів.....	.
		7.2.5.1. Якісна реакція на іон калію......	.
		7.2.5.2. Утворення магній гідроксиду та його розчинення у кислоті і солях амонію.....	.
	7.3.	Контрольні запитання...........	.
Лабораторна робота № 8. Хімія р-елементів. Хімічні властивості сполук Карбону, Нітрогену та Фосфору....	.
8.1. Теоретична частина..................	.
8.2. Експериментальна частина...............	.
	Дослід 8.2.1.	Одержання і властивості солей карбонатної кислоти...........	.
		8.2.1.1. Властивості карбонатів лужноземельних металів.........	.
		8.2.1.2. Гідроліз натрій карбонату та гідрокарбонату............	.
	Дослід 8.2.2.	Гідроліз солей амонію..........	.
	Дослід 8.2.3.	Властивості нітратної кислоти та її солей...	.
	Дослід 8.2.4.	Гідроліз солей ортофосфатної кислоти....	.
	8.3.	Контрольні запитання..........	.
Лабораторна робота № 9. Хімія р-елементів. Хімічні властивості сполук Оксигену, Сульфуру та Хлору.....	.
9.1. Теоретична частина.................	.
9.2. Експериментальна частина..............	.
	Дослід 9.2.1.	Якісна реакція на іон хлору........	.
	Дослід 9.2.2.	Взаємодія хлоридної кислоти з металами...	.
	Дослід 9.2.3.	Окисні властивості гідроген пероксиду...	.
	Дослід 9.2.4.	Обвуглювання паперу сульфатною кислотою.	.
	9.3.	Контрольні запитання...........	.
Лабораторна робота № 10. Хімія d-елементів. Хімічні властивості сполук Мангану, Феруму, Цинку та Купруму	.
10.1. Теоретична частина..................	.
10.2. Експериментальна частина...............	.
	Дослід 10.2.1.	Реакції катіона Мангану з лугами......	.
	Дослід 10.2.2.	Реакції катіона Цинку...........	.
	Дослід 10.2.3.	Реакції катіонів Купруму.........	.
	10.3.	Контрольні запитання...........	.
Додатки..........................	.
	Додаток 1.	Густина водних розчинів кислот, основ та солей різної концентрації (при t° 18°С), г/см3 .	.
	Додаток 2.	Константи нестійкості деяких комплексних іонів у водних розчинах при 25°С......	.
	Додаток 3.	Розповсюджені назви деяких неорганічних речовин.................	.
	Додаток 4.	Ступінь гідролізу солей в 0,1 М розчинах при 25° С................	.
	Додаток 5.	Електрохімічний ряд напруг металів.	.
	Додаток 6.	Ряд електронегативності елементів.....	.
Список рекомендованої літератури..............	.