Лабораторная работа № 1.

Классы неорганических веществ.

Работу выполнил__________________ Работу принял______________________

Дата выполнения__________________ Отметка о зачете____________________

Цель работы. Обобщение сведений по классам неорганических веществ, углубление изученного в средней школе материала, а также усвоение современной номенклатуры неорганических веществ. Рассмотрение основных свойств простых и сложных неорганических веществ, в том числе оксидов, оснований, кислот и солей.

Подготовка к лабораторной работе. Прежде, чем приступить к выполнению работы необходимо проработать материал по химической символике, по номенклатуре и классификации неорганических соединений, изучить понятия о простом веществе и химическом элементе и основные законы атомно-молекулярного учения.

Теоретическое введение.

Простые вещества.

Элементарными или простыми веществами называются вещества, построенные из атомов одного химического элемента. Их называют гомоядерными соединениями. Они являются формой существования химических элементов в свободном виде; свойства элементарных веществ соответствуют химической природе элементов. Элементарные вещества делятся на несколько классов, основные из них: элементарные металлы (Na, К, Мg, Fe, Ni) и элементарные окислители (О₂, Cl₂, S, Br₂). Элементарные металлы проявляют восстановительные свойства, при этом процесс отторжения электронов от атомов металлических элементов приводит к образованию элементарных положительно заряженных ионов (катионов). Самыми энергичными восстановителями являются щелочные металлы. К элементарным металлам относятся все S- элементы (кроме Н и Не), находящиеся в I A и II A группах периодической системы, все d- элементы (I B – YIII B группы) и часть р- элементов. Окислительные свойства веществ обусловлены способностью их атомов притягивать к себе электроны извне, образуя при этом элементарные отрицательно заряженные ионы (анионы). Из окислительных элементов самыми энергичными окислителями являются F₂, О₂, Cl₂, Br₂. Окислительные элементы располагаются в Y A – YII A группах. При взаимодействии элементарных восстановителей с элементарными окислителями, атомы последних восстанавливаются, а атомы восстановителей – окисляются.

Например: 4 Na + O₂ = 2 Na₂O

Na^o – 1e = Na⁺ процесс окисления

О + 2 е = О^2- процесс восстановления

2 Na^o + O = 2 Na⁺ + O ^2-

Na – восстановитель, О – окислитель.

Сложные вещества.

Сложные вещества состоят из атомов разных химических элементов.

Из всего многообразия сложных неорганических веществ можно выделить следующие основные классы: оксиды, основания, кислоты и соли.

Классы неорганических соединений.

Из всего многообразия сложных неорганических веществ можно выделить следующие основные классы: оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды. Вещества, молекулы которых состоят из атомов кислорода и какого-либо элемента, называются оксидами. Оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

1.Основные оксиды - это непосредственные соединения кислорода с металлами. Им соответствуют основания. Если в молекуле оксидов атомы кислорода связаны друг с другом в анион О^2-₂ или О - О ^2-, то такие соединения называются пероксидами.

Например: Na₂O₂ – пероксид натрия

К₂О₂ (К – О – О – К) пероксид калия.

Супероксиды – оксиды, в молекулах которых атомы кислорода связаны друг с другом в анион О^-₂ или О - О ^-. Примеры оксидов и соответствующих им оснований:

основные оксиды : основания:

Na₂O оксид натрия NaOH

FeO оксид железа (II) Fe(OH)₂

Fe₂O₃ оксид железа (III) Fe(OH)₃

Если металл проявляет переменную валентность, то при названии оксида в скобках указывается валентность металла (примеры с оксидами железа).

Наиболее типичными реакциями основных оксидов являются реакции взаимодействия их с кислотными оксидами и кислотами, ведущими к образованию солей. Например:

СаО + СО₂ = СаСО₃

СаО + 2НСl = СаСl₂ + Н₂О

Поскольку реакция протекает в растворе, то правильнее выразить ее ионно - молекулярными уравнениями:

полное уравнения СаО + 2Н⁺ + 2Сl^- = Са²⁺ + 2Сl^- + Н₂О

окончательно СаО + 2Н⁺ = Са²⁺ + Н₂О

Основные оксиды обычно образуют металлы в низкой степени окисления (обычно +1, +2 и реже +3).

2.Кислотные оксиды (или ангидриды кислот) – это соединения кислорода с неметаллами, а также металлами, находящимися в высшей (или близкой к высшей) степени окисления. Этим оксидам соответствуют кислоты. Например:

оксид соответствующая оксиду кислота

SO₂ - оксид серы (IV) Н₂SO₃ - сернистая кислота

сернистый ангидрид

SO₃ - оксид серы (VI) Н₂SO₄ - cерная кислота

серный ангидрид

Mn₂O₇ - оксид марганца (VII) HMnO_{4 -} марганцевая кислота

марганцевый ангидрид

Наиболее характерные реакции кислотных оксидов – реакции взаимодействия с основными оксидами и основаниями.

Например: SO₃ + CaO = CaSO₄

SO₃ + 2 NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

SO₃ + 2OH^- = SO₄^2- + H₂O

3.Амфотерные – это оксиды металлов, которые могут проявлять свойства кислотных и основных оксидов. Амфотерный характер имеют оксиды некоторых металлов II, III, IV и некоторых других групп периодической системы элементов.

Например: ZnO – оксид цинка, Al₂O₃ – оксид алюминия, ВеО – оксид бериллия, Cr₂O₃ – оксид хрома (III).

ВеО + 2НСl = BeCl₂ + H₂O

BeO + 2H⁺ = Be²⁺ + H₂O

BeO + 2Na^-OH = Na₂BeO₂ + H₂O

бериллат натрия

В водных растворах щелочей такие оксиды, как правило, дают комплексные соединения:

BeO + 2NaOH + H₂O = Na₂ Be (OH)₄ тетрагидроксобериллат натрия

BeO + 2OH^- + H₂O = Be (OH)₄^2-

Для поливалентных металлов, образующих оксиды различного состава, характер оксидов меняется, в зависимости от степени окисления металла, следующим образом:

+2 +3 +6

CrO Cr₂O₃ CrO₃

основной ( низшая амфотерный (промежу- кислотный (высшая

степень окисления) жуточная степень степень окисления)

окисления)

Гидроксиды. Гидроксиды можно рассматривать как соединения оксидов с водой, полученные прямым или косвенным способом. К гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды, кислоты.

1.Основания – гидроксиды, молекулы которых состоят из атомов металла и гидроксильных групп. Число гидроксидов в основаниях соответствует валентности металла. Если металл проявляет переменную валентность, то она указывается в скобках при названии гидроксида.

Например: NaOH -- гидроксид натрия

Fe (OH)₂ -- гидроксид железа (II)

Fe (OH)_3- -- гидроксид железа (III)

При диссоциации гидроксидов в водном растворе из отрицательных ионов образуется только гидроксид-ион (OH^-).

Растворимые в воде основания называются щелочами, их образуют металлы, расположенные в I А и II А группах периодической системы (LiOH, NaOH, Ва(ОН)₂ и др.). Их диссоциация происходит полностью следующим образом:

КОН = К⁺ + ОН^-

Подобные основания относятся к сильным электролитам.

Труднорастворимые основания диссоциируют ступенчато и относятся к слабым электролитам.

Например: Cu (OH)₂  CuOH⁺ + OH^- I cтупень диссоциации

CuOH⁺  Cu²⁺ + OH^- II ступень диссоциации

О силе основания можно судить по концентрации в растворе ионов ОН^-. Это можно сделать с помощью индикаторов – веществ, которые меняют свою окраску при изменении концентрации ионов ОН^-. Т.к. в любом водном растворе концентрация ионов ОН^- и ионов Н⁺ связаны соотношением: ОН^-•Н⁺ = 10^-14, принято для характеристики концентрации этих ионов пользоваться величиной рН (водородного показателя). рН = - lgH⁺.

Характерными реакциями оснований являются реакции взаимодействия с кислотными оксидами и кислотами.

Например: Ba (OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂O

Ni (OH)₂ + 2 HNO₃ = Ni (NO₃)₂ + 2H₂O

Ni (OH)₂ + 2H⁺ = Ni²⁺ + 2H₂O

2.Амфотерные гидроксиды – это гидроксиды, которые проявляют и основные и кислотные свойства.

Например: Sn(OH)₂ + 2HCl = SnCl₂ + 2H₂O

хлорид олова

Sn (OH)₂ + 2H⁺ = Sn²⁺ + 2H₂O

В водных растворах щелочей амфотерные гидроксиды чаще всего образуют комплексные соли.

Sn (OH)₂ + 2NaOH = Na₂Sn (OH)₄ тетра гидроксостаннит натрия

Sn (OH)₂ + 2OH^- = Sn (OH)₄^2-

Для поливалентных металлов характер гидроксидов изменяется аналогично изменению характера оксидов.

Например: +2 +3 +6

Cr (OH)₂ Cr (OH)₃ H₂CrO₄

основание (низшая амфолит (промежуточ- кислота (высшая

степень окисления) ная степень окисления) степень окисления)

3.Кислоты – вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на другие атомы или группы атомов. При диссоциации кислоты в водных растворах из положительных ионов образуется только ион водорода (ион гидроксония):

HNO₃ = H⁺ + NO₃^- H⁺ + H₂O = H₃O⁺

гидроксоний-ион

По числу атомов водорода, способных замещаться на металл, определяют основность кислоты:

HCl, HNO_3, HBr - одноосновные кислоты

H₂SO₄, H₂CO₃ - двухосновные кислоты

Н₃РО₄, Н₃А_SO₄ - трехосновные кислоты

По химическому составу кислоты делятся на кислородосодержащие: H₂SO_3, HNO₃ и т.д. и бескислородные HCl, HCN, H₂S и др.

О силе кислот судят по степени их диссоциации. Сильные кислоты диссоциируют по схеме: HCl = H⁺ + Cl^- , слабые HCN  H⁺ + CN^-, причем многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂S  H⁺ + HS^- - I ступень диссоциации

HS^-  H⁺ + S^2- - II ступень диссоциации

Для определения относительной силы кислоты определяют рН раствора. С повышением степени окисления кислотообразующего элемента сила кислоты увеличивается.

Например: HClO___HClO₂____HClO₃____HClO_{4______}

усиление кислотных свойств

Наиболее характерными химическими реакциями для кислот являются реакции взаимодействия с металлами, основными оксидами, основаниями, солями.

Например: Са + Н₂SO₄ = CaSO₄ + H₂

CdO + 2HCl = CdCl₂ + H₂O

Fe (OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl

Соли – вещества, которые можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов или группой атомов. Различают 5 типов солей: средние или нормальные, кислые, основные, двойные, комплексные, различающиеся характером образующихся при диссоциации ионов.

1.Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты: Nа₂СО₃ - карбонат натрия

Na₃РО₄ - фосфат натрия

Nа₃РО₄ = 3Nа⁺ + РО₄^3-

2.Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты: NаН₂РО₄ = Nа⁺ + Н₂РО₄^-

дигидрофосфат

натрия

Кислые соли дают только многоосновные кислоты, при недостаточном количестве взятого основания.

Н₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O

гидросульфат