Лаба №1 Классы неорганических веществ, страница 2

натрия

При добавлении избытка щелочи кислая соль может быть переведена в среднюю.

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

3.Основные соли – продукты неполного замещения гидроксид-ионов в основании на кислотный остаток.

CuOHCl = CuOH⁺ + Cl^-

гидроксохлорид

меди

Основные соли могут быть образованы только многокислотными основаниями

(основаниями, содержащими несколько гидроксильных групп), при взаимодействии их с кислотами.

Cu(OH)₂ + HCl = CuOHCl + H₂O

Перевести основную соль в среднюю можно, действуя на нее кислотой:

CuOHCl + HCl = CuCl₂ + H₂O

4.Двойные соли – такие, в которых электроположительная часть состоит из двух различных катионов: KAl(SO₄)₂ - сульфат калия-алюминия

KAl(SO₄)₂ = K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

Характерные свойства всех рассмотренных типов солей – реакции обмена с кислотами, щелочами и друг с другом.

5.Комплексные соли – соединения, образующие при диссоциации комплексные ионы (заряженные комплексы). При записи комплексные ионы принято заключать в квадратные скобки. Например:

Ag(NH₃)₂ Cl = Ag(NH₃)₂⁺ + Cl^-

K₂PtCl₆ = 2K⁺ + PtCl₆^2-

Cогласно представлениям, предложенным А.Вернером, в комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Так, например, в рассмотренных комплексных соединениях внутреннюю сферу составляют комплексные ионы Ag(NH₃)₂⁺ и PtCl₆^2-, а внешнюю сферу соответственно Cl^- и К⁺. Центральный атом или ион внутренней сферы называется комплексообразователем. В предложенных соединениях это Ag⁺¹ и Pt⁺⁴. Координированные вокруг комплексообразователя молекулы или ионы противоположного знака – лиганды. В рассматриваемых соединениях это 2NH₃⁰ и 6Cl^-. Число лигандов комплексного иона определяет его координационное число. В предложенных соединениях оно соответственно равно 2 и 6.

По знаку электрического заряда различают комплексы:

1.Катионные (координация вокруг положительного иона нейтральных молекул):

Zn⁺²(NH₃⁰)₄Cl₂^-1; Al⁺³(H₂O⁰)₆ Cl₃^-1

2.Анионные (координация вокруг комплексообразователя в положительной степени окисления лиганд, имеющих отрицательную степень окисления):

K₂⁺¹Be⁺²F₄^-1; К₃⁺¹Fe⁺³(CN^-1)₆

3.Нейтральные комплексы – комплексные соединения без внешней сферы Pt⁺(NH₃⁰)₂Cl₂^-⁰. В отличие от соединений с анионными и катионными комплексами, нейтральные комплексы не являются электролитами.

Диссоциация комплексных соединений на внутреннюю и внешнюю сферы называется первичной. Протекает она почти нацело по типу сильных электролитов.

Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса связаны комплексообразователем значительно прочнее и их отщепление при диссоциации проходит лишь в незначительной степени. Обратимая диссоциация внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной.

Ag(NH₃)₂⁺  Ag⁺ + 2NH₃⁰

Вторичная диссоциация комплекса протекает по типу слабых электролитов. Алгебраическая сумма зарядов, частиц, образующихся при диссоциации комплекса равна заряду комплекса.

Экспериментальная часть

ОПЫТ 1. Свойства элементарных веществ (восстановительные и окислительные свойства).

1.1.Взаимодействие металлов с разбавленной соляной кислотой.

В две пробирки поместите по кусочку металлических магния и цинка. В каждую пробирку добавьте несколько капель 2Н раствора соляной кислоты. Наблюдения запишите в лабораторный журнал. Аналогичные опыты проведите с 2Н раствором серной кислоты.

1)Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

2)Составьте электронные балансы.

3)Сделайте вывод, чем являются металлы в окислительно-восстановительных реакциях.

1.2.Окисление иодид-иона бромом.

К 3-4 каплям раствора иодида калия добавьте такой же объем бромной воды (следует избегать избытка бромной воды).

1)Что происходит с иодид-ионом при действии на него бромной воды?

2) Наблюдения занесите в лабораторный журнал.

3)Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

4) Составьте уравнения электронного баланса.

5)Укажите, чем является бром в данной реакции.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

Исходя из положения элементов в периодической системе, укажите:

1.Какие из перечисленных ниже веществ являются элементарными восстановителями?

1. F₂, Be, CaO, Sr, LiH. 2. K, As, H₂S, Cu, S. 3. N₂, Rb, CO, Cr, Ar.

4. Ti, O₂, Cs, NO, I₂ 5. Cl₂, Ca, MnO, Fe, Ne.

II.Какие вещества являются элементарными окислителями?

1. Zr, CrO₃, Pt, F₂, Sc. 2. Ni, KH, O₂, Li, Kr. 3. N₂O₅, Mo, S, Ag, Ru.

1. V, Cl₂, Ga, SO₂, Xe. 5.Tc, Hf, N₂, H₂O₂, Bi.

III.Исходя из химических свойств элементарных веществ, запишите уравнение реакции и составьте уравнения электронного баланса.

1. Al + O₂ 2. Na + S 3.K + I₂ 4. Mg + Cl₂ 5.Ca + F₂

ОПЫТ 2. Химические свойства оксидов.

2.1.Оксид кальция СаО.

В три пробирки внесите небольшое количество (на кончике микрошпателя) оксида кальция СаО. В первую пробирку влейте небольшое количество воды, добавьте 2-3 капли индикатора (фенолфталеина), отметьте окраску, сделайте вывод о характере исследуемого оксида. Во вторую пробирку добавьте 2 Н раствор едкого натра, а в третью – 2 Н раствор серной кислоты.

1)В каком случае происходит растворение осадка?

2)Сделайте вывод о характере оксида.

3)Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

2.2.Диоксид углерода СО₂.

Приготовьте три пробирки. В первую пробирку налейте 5 мл воды и добавьте 3 капли раствора лакмуса, во вторую – 5 мл раствора известковой воды и в третью – 5 мл 2 Н раствора серной кислоты и по 3 капли раствора лакмуса. Через приготовленные растворы пропустите диоксид углерода, полученный из аппарата Киппа.

1)Наблюдаемые явления запишите в лабораторный журнал.

2)Сделайте вывод о характере оксида и его свойствах.

3) Напишите молекулярные уравнения проведенных реакций и реакций получения диоксида углерода.

2.3.Оксид цинка ZnO.

В две пробирки насыпьте небольшое количество (на кончике шпателя) оксида цинка. В одну пробирку по каплям добавьте 30 %-ный раствор щелочи, в другую – 2 Н раствор серной кислоты до полного растворения осадка.

1) Сделайте вывод о характере оксида цинка.

2) Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

ОПЫТ 3. Определение силы кислот и оснований по величине рН.

3.1.Сравнение химической активности кислот.

Взаимодействие соляной и уксусной кислот с цинком.

В одну пробирку до 1/3 объема налейте 2Н раствор соляной кислоты, в другую столько же 2 Н раствора уксусной кислоты.

1)Определите рН каждой кислоты, используя универсальную индикаторную бумагу

2). На основании значений рН растворов сделайте вывод о силе кислот.

3)Запишите уравнение диссоциации кислот.

В каждую пробирку бросьте по одному кусочку цинка (одинаковых по величине).

4)В каком случае водород выделяется более энергично.

5)Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

6) Объясните наблюдаемое различие в скоростях реакций, основываясь на выводе о силе кислот.

3.2.Сравнение силы оснований.

Налейте в пробирку 5 мл 1Н раствора едкого натра. Определите рН раствора, используя универсальную индикаторную бумагу.

1)Сделайте вывод о силе основания.

2)Напишите уравнение диссоциации основания.

К содержимому пробирки прибавьте 1 микрошпатель кристаллического хлорида аммония, пробирку встряхните.

3)Опять определите рН раствора.

4)Сравните полученный результат с полученным ранее.

5)Напишите уравнение прошедшей реакции в молекулярном и ионном виде.

6)Сделайте вывод о силе полученного основания.

7)Напишите уравнение диссоциации этого основания.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.

Из нижеперечисленных пар электролитов укажите:

1.Более сильную кислоту 1. H₂SO₄ и H₂S 2. HNO₃ и HNO₂

3. H₃BO₃ и HClO₃ 4. HCN и HMnO₄ 5. HF и HI

II.Более сильное основание: 1. LiOH, NH₄OH 2. Mg(OH)₂, Ba(OH)₂

3. Sr(OH)₂, Cd(OH)₂ 4. Mg(OH)₂, Al(OH)₃ 5. Fe(OH)₂, Fe(OH)₃

III.Укажите область рН (рН  7, рН  7) растворов, следующих соединений:

1. HCNS 2. H₂SO₃ 3. Zn(OH)₂ 4. Mg(OH)₂ 5. H₂CO₃

ОПЫТ 4. Кислотно-основные взаимодействия.

4.1.Свойства кислот (на примере соляной кислоты).

Насыпьте в сухую пробирку хлорид натрия слоем  2 см и прилейте  2 мл 70 %-ного раствора серной кислоты, пробирку закройте пробкой с газоотводной трубкой и опустите последнюю в другую пробирку. Осторожно нагрейте пробирку со смесью кислоты и соли (опыт необходимо проводить под тягой). В предварительно заполненный водой кристаллизатор переверните пробирку с полученным газообразным НСl, отнимите большой палец, закрывающий отверстие пробирки. Наблюдается интенсивное растворение газа в воде. Снова закройте пробирку пальцем, выньте из воды и переверните. К содержащемуся в пробирке раствору прибавьте 3-5 капель раствора индикатора-лакмуса.

1)Запишите свои наблюдения.

Содержимое пробирки разлейте на две пробирки. В первую пробирку добавьте 1-2 мл 2Н раствора серной кислоты, изменяется ли окраска индикатора.

2)Сделайте вывод о возможности взаимодействия этих кислот.

К содержимому второй пробирки добавьте по каплям из бюретки 1 Н раствор NaOH до изменения окраски индикатора.

3)Сделайте вывод о возможности протекания реакции.

4)Напишите уравнения всех протекающих реакций в молекулярной и ионной форме (в реакции получения газообразного HCl , в первую очередь образуется кислая соль).

4.2.Свойства оснований.

Внесите 5-6 капель раствора сульфата железа (II) и столько же 2Н раствора едкого натра. Бурая окраска образующегося гидроксида железа (II) объясняется частичным окислением его на воздухе в Fе(III). Содержимое пробирки разлейте на две части. Добавьте к одной части избыток 2Н раствора щелочи, к другой – избыток 2 Н раствора серной кислоты.

1)Сделайте вывод о наблюдаемых изменениях.

Аналогичные опыты проделайте с раствором сульфата меди.

2)Отметьте цвет осадка.

3)Напишите уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионной форме.

4.3.Свойства амфолитов.

В две пробирки внесите по 3-4 капли раствора соли алюминия и по 3-4 капли 2Н раствора едкого натра до образования осадка. В одну пробирку к полученному осадку прибавьте избыток 2Н раствора едкого натра.

1)Что происходит в обоих пробирках?

Аналогичные опыты проделайте с растворами солей цинка и трехвалентного хрома. 2)Сделайте вывод о свойствах полученных гидроксидов.

3)Напишите уравнения всех протекающих реакций в молекулярной и ионной форм

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

Исходя из химических свойств и соединений составьте молекулярные и ионные уравнения реакций:

1.Которые могут протекать с HNO₃ и с СО₂

1. Fe₂O₃, SiO₂, V₂O₅ 2. P₂O₅, SO₂, Cs₂O 3. As₂O₅, K₂O, CrO₃

4. MgO, Cl₂O₇, NO₂ 5. Mn₂O₇, Li₂O, NO

II.которые могут протекать с NaOH и с K₂O

1. N₂O₅, NiO, BaO 2. CaO, SO₃, Fe₂O₃ 3. MgO, Na₂O, SiO₂

4. CO₂, CuO, MnO 5. CrO₃, HgO, CaO

III.Которые могут протекать и с НСl и с КОН

1. Li₂O, PbO, As₂O₃ 2.Ga₂O₃, CO₂, SiO₂ 3.SnO₂, V₂O₅, Rb₂O

4. MnO, Cr₂O₃, N₂O₅ 5. SnO, MgO, SO₃