Работа 1. Важнейшие классы неорганических соединений: оксиды, гидроксиды (основания, кислоты), соли

ОБЩАЯ ХИМИЯ

 

Методические указания к лабораторному практикуму для студентов дневной формы обучения физико-технологического института

 

 

Екатеринбург

УрФУ

УДК 546 (076.5)

ББК

 

Авторы: Н.Л. Васильева, Д.А. Данилов, Д.А. Данилова, М.А. Домбровская,

Д.Г. Лисиенко, С.Ю. Пальчикова

 

Научный редактор доц., канд. хим. наук С.Ю.Пальчикова

 

 

Общая химия: Методические указания к лабораторному практикуму / Н.Л.Васильева, Д.А. Данилов, Д.А.Данилова, М.А.Домбровская, Д.Г.Лисиенко, С.Ю.Пальчикова. – Екатеринбург: УрФУ, 2013. 53 с.

ISBN

 

Методические указания содержат описания лабораторных работ, а также контрольные вопросы и библиографический список. Данные указания составлены для студентов первого курса физико-технологического института в соответствии с учебными планами.

 

Библиогр.: 4 назв. Табл. 8.

 

УДК 546 (076.5)

ББК

 

ISBN © Уральский федеральный

университет, 2013

© Васильева Н.Л, Данилов Д.А.,

Данилова Д.А., Домбровская М.А.,

Лисиенко Д.Г., Пальчикова С.Ю., 2013

Требования к выполнению лабораторных работ и написанию отчета

Перед выполнением лабораторного практикума студент обязан пройти инструктаж по технике безопасности при работе в химической лаборатории.

К лабораторной работе студент готовится самостоятельно: читает литературу, соответствующую теме занятия, знакомится с методикой выполнения эксперимента, находит в справочниках численные значения констант и другие необходимые данные, делает предварительные расчеты.

Во время выполнения лабораторной работы необходимо быть предельно внимательным и осторожным. При проведении опытов соблюдать рекомендуемые методикой дозировку реактивов и последовательность операций. Запрещается проводить опыты, не предусмотренные планом, и создавать ситуации, опасные для окружающих.

После окончания работы нужно прибрать рабочее место: вымыть водой посуду. Все приборы, реактивы и другие принадлежности поставить на их прежние места.

По результатам лабораторной работы студент оформляет и сдает отчет. Отчет офрмляется на тетрадных листах или листах формата А4.

Структура отчета:

−

УрФУ Физико-технологический институт Кафедра ФХМА   Отчет по лабораторной работе № ___ [Название]     Преподаватель Ф.И.О. Студент Ф.И.О. гр. Фт-____   Екатеринбург 20__

титульный лист

 

 

− цель и задачи лабораторной работы;

− перечень оборудования и реактивов;

− описание выполнения всех заданий;

§ номер и название задания;

§ краткое теоретическое введение по теме задания, необходимые формулы и расчеты;

§ экспериментальные данные: результаты измерений с указанием погрешности, наблюдаемые явления при выполнении химических реакций (изменение цвета раствора, образование или растворение осадка, выделение газа и др.);

§ запись уравнений химических реакций, ответы на вопросы поставленные в задании;

§ выводы по теме задания

− общий вывод по лабораторной работе.

Работа 1. Важнейшие классы неорганических соединений: оксиды, гидроксиды (основания, кислоты), соли

ОКСИДЫ. Это соединения элементов с кислородом. Оксиды получают или непосредственным взаимодействием простых веществ с кислородом, или косвенным путем – термическим разложением солей, оснований, кислот:

2Mg + O₂ = 2MgO CaCO₃ = CaO + CO₂

2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O H₂SO₄ = SO₃ + H₂O

Оксиды подразделяются на солеобразующие (их большинство) и несолеоб­разующие (NO, CO, SiO, ClO).

Солеобразующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные, что связано с особенностями их поведения в различных химических реакциях, в частности, при взаимодействии с водой, кислотами, основаниями.

Кислотные оксиды – это оксиды типичных неметаллов (CO₂, SO₃, P₂O₅, NO₂, SiO₂ и др.), а также оксиды металлов в степенях окисления +5 и выше (V₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇ и др.). Соединения данных оксидов с водой являются кислотами, поэтому кислотные оксиды называют также ангидридами кислот. Большинство оксидов неметаллов непосредственно растворяются в воде, образуя кислоты:

CO₂ + H₂O = H₂CO₃.

Если оксид нерастворим в воде, то соответствующая ему кислота может быть получена косвенным путем, например, кремниевая кислота H₂SiO₃ (SiO₂×H₂O) образуется по реакции:

Na₂SiO₃+2HCl=H₂SiO₃¯+ 2NaCl.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием солей соответствующих данным оксидам кислот:

SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

SO₃ + MgO = MgSO₄

V₂O₅ + 2NaOH = 2NaVO₃ + H₂O

Основные и амфотерные оксиды образуют только металлы.

Основные оксиды образуют металлы в степенях окисления +1, +2 за исключением BeO, PbO, SnO, ZnO.

Основные оксиды, соединяясь с водой, образуют основания – щелочи и труднорастворимые гидроксиды Me(OH)_n.

Оксиды щелочных металлов (IА группа), взаимодействуя с водой, образуют растворы щелочей:

Na₂O + H₂O = 2NaOH.

Из оксидов щелочноземельных металлов (IIА группа, кроме Ве) хорошо растворимы в воде SrO, BaO. Оксиды MgO, CaO растворяются с трудом вследствие образования труднорастворимых основных гидроксидов:

MgO + H₂O = Mg(OH)₂¯.

Большинство основных и амфотерных оксидов практически нерастворимы в воде. Их труднорастворимые гидроксиды можно получить косвенным путем – осаждением из растворов солей металлов действием щелочи или аммиака (реакции ионного обмена):

CuCl₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂¯ + 2NaCl

FeSO₄ + 2NH₃×H₂O = Fe(OH)₂¯ + (NH₄)₂SO₄

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, а также кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей:

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

NiO + SO₃ = NiSO₄

Амфотерные оксиды образуют большинство металлов со степенями окисления +3, +4, а также BeO, PbO, SnO, ZnO.

Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотными, так и с основными оксидами и гидроксидами. При взаимодействии с кислотой они проявляют основные свойства, образуя соль оксидообразующего металла с анионом данной кислоты:

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O.

При взаимодействии амфотерных оксидов с основными гидроксидами образуются соли, в которых оксидообразующий металл входит в состав анионов:

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O ZnO₂^2- – оксоанион соли

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] [Zn(OH)₄]^2- – гидроксоанион соли

Безводный оксоцинкат натрия Na₂ZnO₂ образуется при сплавлении. Тетрагидроксоцинкат натрия Na₂[Zn(OH)₄] образуется при взаимодействии с раствором щелочи.

ОСНОВАНИЯ. Согласно теории электролитической диссоциации к основаниям относятся гидроксиды металлов Мe(ОН)_n, которые при диссоциации в воде образуют один сорт анионов – гидроксильные группы ОН^- и катионы Meⁿ⁺.

Свойствами оснований обладают также водные растворы аммиака, аминов и некоторых других соединений. Гидроксильные группы образуются в результате разрыва связей в молекулах воды:

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH^-.

Это равновесный процесс и равновесие смещено в сторону обратной реакции, поэтому водный раствор аммиака является слабым основанием.

Гидроксиды щелочных металлов, стронция, бария хорошо растворяются в воде и полностью диссоциируют на ионы т. е. являются сильными электролитами. Гидроксиды щелочных металлов называют щелочами.

Остальные гидроксиды металлов являются троднорастворимыми и слабыми электролитами.

По характеру кислотно-основных взаимодействий гидроксиды металлов могут быть основными или амфотерными.

Основные гидроксиды растворяются в кислотах, но не взаимодействуют с основаниями.

Амфотерные гидроксиды проявляют ка основные, так и кислотные свойства в зависимости от условий реакции, поскольку способны диссоциированть либо как основание, либо как кислота:

Zn(OH)₂¯ ⇄ Zn²⁺ + 2OH^- (1)

Zn(OH)₂¯ ⇄ 2H⁺ + ZnO₂^- (2)

Zn(OH)₂¯ + H₂O ⇄ 2H⁺ + [Zn(OH)₄]^2- (3)

Все амфотерные гидроксиды растворяются в кислотах, проявляя свойства оснований (1). Кислотные свойства амфотерные гидроксиды проявляют при взаимодействии со щелочами. При сплавлении со щелочами образуют безводные соли оксоалюминаты, оксоцинкаты и т. д. (2). При растворении в щелочах амфотерные гидроксиды Be(II), Pb(II), Sn(II), Zn(II), Al(III), Cr(III) образуют гидроксокомплексы (3).

КИСЛОТЫ. Согласно теории электролитической диссоциации это соединения, которые в воде диссоциируют на ионы Н⁺ (других катионов нет) и кислотный остаток. Сильные кислоты (HCl, HNO₃, H₂SO_{4 разб.} и др.) диссоциируют практически полностью, у слабых кислот диссоциированна лишь часть молекул. О силе кислот можно судить по значению константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации, тем в большей степени диссоциирована кислота. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂CO₃ ⇄ H⁺ + HCO₃^-

HCO₃^- ⇄ H⁺ + CO₃^2-

По химическому составу аниона различают кислоты бескислородные (HCl, H₂S, HBr, H₂F₂ и др.) и кислородсодержащие (H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄ и др.). Ангидридами кислородсодержащих кислот являются кислотные оксиды.

СОЛИ. Соединения ионного типа, содержащие катионы металлов Мeⁿ⁺ или аммония NH₄⁺ и анионы кислот (кислотные остатки). Их можно рассматривать как продукты замещения Н⁺-ионов кислоты ионами Мeⁿ⁺, NH₄⁺, либо как продукты замещения гидроксильных групп основания кислотными остатками. Различают три типа солей: средние, кислые, основные.

Средние (нормальные) соли – это продукты полного замещения Н⁺-ионов кислоты или ОН^--ионов основания, например:

Na₂CO₃ – карбонат натрия

(NH₄)₃PO₄ – ортофосфат аммония

Al₂(SO₄)₃ – сульфат алюминия.

Кислые соли – это продукты неполного замещения ионов Н⁺ в кислоте на ионы Мeⁿ⁺ (или NH₄⁺), например:

NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия

(NH₄)H₂PO₄ – дигидрофосфат аммония.

Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксильных ионов в основании на кислотные остатки, например:

Al(OH)Cl₂ – хлорид гидроксоалюминия

Cr(OH)₂NO₃ – нитрат дигидроксохрома(III).

Все соли имеют различную растворимость в воде и могут быть отнесены к хорошорастворимым или труднорастворимым солям.

По способности к диссоциации в водной среде почти все соли относятся к сильным электролитам (кроме Hg₂Cl₂, Fe(CNS)₃, Pb(CH₃COO)₂ и др.) и в растворенном состоянии находятся в виде ионов Мeⁿ⁺ (или NH₄⁺) и кислотных остатков:

Al₂(SO₄)₃ = 2Al⁺³ + 3SO₄^2-

NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^-.

Водородсодержащие анионы диссоциируют в незначительной степени в соответствии со значением ступенчатой константы диссоциации:

HCO₃^- ⇄ H⁺ + CO₃^2-.

Задание 1. Свойства кислотных оксидов

Приготовьте три пробирки и газоотводную трубку. В первую налейте 1‑2 см³ дистиллированной воды и добавьте 1-2 капли индикатора на ионы Н⁺ – метилового красного (или метилового оранжевого). Отметьте цвет индикатора. Во вторую пробирку внесите 1-2 см³ известковой воды Ca(OH)₂ или раствор Ba(OH)₂. В третью пробирку поместите небольшое количество кристаллической соды Na₂CO₃, несколько капель концентрированного раствора уксусной кислоты СН₃СООН (сокращенно НАс) и быстро закройте пробкой с газоотводной трубкой. Выделяющийся углекислый газ СО₂ пропустите сначала через раствор в первой пробирке – наблюдайте изменение цвета индикатора, а затем через раствор во второй пробирке – наблюдайте образование белого осадка. Если выделение газа идет недостаточно энергично, то подогрейте пробирку. Напишите уравнения всех реакций:

Na₂CO₃ + HAc ® H₂CO₃ + …

 

CO₂ + H₂O ⇄ H₂CO₃

H₂CO₃ ⇄ H⁺ + HCO₃^- HCO₃^- ⇄ H⁺ + CO₃^2-

CO₂ + Ca(OH)₂ ®

Задание 2. Свойства основных оксидов

В фарфоровую чашку поместите стружку магния и сожгите ее:

Mg +O₂ ®

Полученный белый порошок оксида магния растворите в разбавленной соляной кислоте HCl:

MgO + HCl ® MgCl₂ + …

К полученному раствору соли хлорида магния добавляйте раствор щелочи NaOH до появления студенистого осадка труднорастворимого гидроксида:

MgCl₂ + NaOH ® Mg(OH)₂¯ + …

Характер гидроксида магния основный, поэтому он не растворяется в избытке щелочи, но легко растворяется в кислоте:

Mg(OH)₂¯ + HCl ® …

Допишите уравнения всех реакций.

Задание 3. Свойства амфотерных гидроксидов

Получите в двух пробирках осадок гидроксида хрома (III) по обменной реакции соли хрома с разбавленным раствором аммиака. В одну пробирку добавьте раствор кислоты, в другую – раствор щелочи. Наблюдайте процесс растворения осадков в обеих пробирках. Напишите уравнения реакций:

CrCl₃ + NH₃×H₂O ® Cr(OH)₃¯ + …

Cr(OH)₃¯ + HCl ® …

Cr(OH)₃¯ + NaOH ® …

Задание 4. Взаимодействие кислот с солями более слабых или более летучих кислот

Сильные кислоты вытесняют более слабые кислоты из их солей:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = H₂SO₃ + Na₂SO₄

Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = H₂SiO₃¯ + Na₂SO₄

Налейте в пробирку 1-2 см³ насыщенного раствора силиката натрия Na₂SiO₃ и очень аккуратно внесите 3-5 капель концентрированной серной кислоты. Наблюдайте образование студенистого осадка (геля) кремниевой кислоты.

Менее летучие кислоты (H₂SO₄, H₃PO₄) вытесняют более летучие (HCl, H₂S, H₂F₂) из их солей при нагревании:

Na₂S + H₂SO₄ = H₂S­ + Na₂SO₄

2NaCl + H₂SO₄ = 2HCl­ + Na₂SO₄

Внесите в пробирку несколько кристалликов хлорида натрия, добавьте 2‑3 капли концентрированной серной кислоты. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой, осторожно подогрейте и пропустите хлороводород в пробирку с дистиллированной водой. Через 1-2 минуты уберите пробирку с водой и только после этого прекратите нагревание (!). Полученный раствор разделите на две части и докажите наличие ионов Н⁺ с помощью индикатора метилового красного, а ионов С1^- – с помощью соли серебра AgNO₃.

Задание 5. Свойства солей

Нормальные (средние) соли при растворении в воде полностью диссоциируют на катионы и анионы, присутствие которых можно доказать с помощью характерных химических реакций.

В две пробирки поместите по 5 капель раствора одной из следующих солей: а) FeSO₄; б) CuC1₂; в) CuSO₄; г) Pb(NO₃)₂. Докажите наличие в растворе соответствующих катионов и анионов качественными реакциями с использованием указанных в таблице реагентов.

Запишите цвет осадков и уравнения реакций в ионном и молекулярном виде.

Таблица 1

Реагенты для проведения качественных реакций

Ион	Реагент
NaOH	Na2S	H2SO4 (разб.)	BaC12	AgNO3
Fe2+	Fe(OH)2¯	FeS¯
Cu2+	Cu(OH)2¯	CuS¯
Pb2+	Pb(OH)2¯	PbS¯	PbSO4¯
SO42-				BaSO4¯
C1-					AgC1¯