ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

1
2
Классификация неорганических соединений. Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей: ДОЛМАТОВА Н.Н. Методические
указания к лабораторной работе для студентов всех специальностей,
дневное отделение – 1 курс, 1 семестр, Тюмень: ТюмГАСУ, 2006 год,
стр. 18.
Рецензент: _к.х.н. Полещук Ирина Николаевна_
(степень, звание, Фамилия, Имя, Отчество)
Учебно-методический материал утвержден на заседании кафедры:
Протокол № _______от «_30_» __августа____________2006 г.
Учебно-методический материал утвержден на УМС академии:
Протокол №_______ от «_____» __________________2006 г.
Тираж____100____ экземпляров
3
ПРАВИЛА ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ
При работе в химической лаборатории необходимо знать и строго соблюдать правила по технике безопасности, так как это обеспечивает личную
безопасность и безопасность окружающих людей.
1. Рабочее место необходимо содержать в чистоте, не загромождать
его посторонними предметами.
2. Перед работой необходимо ознакомиться с методикой ее проведения и соблюдать последовательность операций, указанных в методическом руководстве.
3. Реактивы общего пользования не уносить на рабочие места.
4. Соблюдать аккуратность при работе с кислотами и щелочами, в
случае попадания их на одежду или кожу немедленно промыть место контакта под проточной водой, затем нейтрализовать соответствующими растворами.
5. Бережно обращаться с химической посудой и оборудованием.
6. Использованную химическую посуду мыть сразу после опыта.
7. Во время работы соблюдать тишину.
8. По окончании лабораторной работы рабочее место должно быть
приведено в порядок.
4
ВВЕДЕНИЕ
Целью данной работы является повторение теоретического материала по
классификации неорганических соединений. В ходе проведения опытов
студенты ознакомятся с получением и свойствами веществ, представляющих основные классы неорганических соединений.
5
1. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
В настоящее время известно около 300 тыс. неорганических соединений. Их можно разделить на следующие важнейшие классы: оксиды,
гидроксиды (кислоты и основания) и соли.
Оксиды – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов
кислорода и какого-либо другого элемента.
По современной номенклатуре названия этого класса соединений
состоят из слова оксид, к которому добавляется название элемента с указанием, в случае необходимости, степени его окисления. Например, Na2O
– оксид натрия, СO - оксид углерода, Fe2O3 – оксид железа (III).
По химическим свойствам оксиды делят на основные, кислотные и
амфотерные.
Основные оксиды – это оксиды щелочных, щелочно-земельных и
других металлов со степенью окисления +1, +2 (например, K2O - оксид
калия , MgO – оксид магния, FeO – оксид железа (II)) . При взаимодействии с водой основные оксиды образуют основания, в реакциях с кислотами – соли. Например,
К2О + Н2О = 2КОН
MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O
6
Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов (например, СО – оксид
углерода , NO2 – диоксид азота, SO2 – диоксид серы) . Большинство из них
при
взаимодействии
с
водой
образуют
кислоты.
Например,
SО2 + Н2О = H2SO3
Кислотные оксиды образуют соли в реакциях с основаниями.
Например,
SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
Основные и кислотные оксиды взаимодействуя друг с другом также
образуют соли. Например,
СaО + CO2 = CaCO3↓
Амфотерные оксиды – это оксиды металлов, имеющих степень
окисления +3, +4 и иногда +2 (Al2O3 – оксид алюминия, MnO2 - диоксид
марганца , ZnO – оксид цинка). Особенностью амфотерных оксидов является способность образовывать соли как с кислотами, так и с основаниями, т.е. в зависимости от условий они могут проявлять кислотные или основные свойства.
Например,
ZnО + 2НCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
Оксиды можно получить при взаимодействии кислорода с металлами или неметаллами, а также при разложении сложных веществ:
Mg + O2 = MgO или MgCO3 = MgO + CO2
C + O2 = CO2
Гидроксиды – продукты соединения оксидов с водой. Их подразделяют на три вида: основания, кислоты и амфотерные гидроксиды (амфо-
7
литы), причем основания получают из основных оксидов, кислоты из кислотных, а амфотерные гидроксиды из амфотерных оксидов.
Основания –это гидроксиды, растворы которых диссоциируют на
катионы металла и гидроксид – анионы (ОН−), за счет чего растворы имеют щелочную реакцию среды. Например, NaOH = Na+ + OH−
В общем случае количество гидроксильных групп (кислотность основания) соответствует степени окисления металла, например: Са(ОН)2,
Fe(ОН)3 и т.д. По растворимости в воде различают растворимые и не растворимые основания.
а). Основания, растворимые в воде - щелочи, к ним относятся гидроксиды щелочных металлов, а также Ba(OH)2 и малорастворимые
Сa(OH)2, Sr(OH)2.
б). К нерастворимым в воде основаниям относятся например
Cu(OH)2 - гидроксид меди, Fe(OH)3 - гидроксид железа (III), Mg(OH)2 гидроксид магния и т.д.
Названия оснований образуются из слова гидроксид и названия металла в родительном падеже, например Ba(OH)2 - гидроксид бария, NaOH
- гидроксид натрия и т.д.
Все основания взаимодействуют с кислотами, образуя соли и воду
(реакция нейтрализации):
Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2H2O
Fe(OH)3 + 3HNO3 = Fe(NO3)3 + 3H2O
8
Щелочи реагируют с кислотными оксидами с образованием солей и
воды:
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
Кроме того, при действии щелочей на растворы солей получается
новая соль и новое основание, например,
Ca(OH)2 + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + CaSO4
Щелочи можно получить при взаимодействии активных металлов
(Na, K, Ba и т.д.) с водой:
2Na + 2Н2О = 2NaОН + H2
ВаО + Н2О = Ва(ОН)2
Нерастворимые в воде основания в общем случае получают действием щелочей на растворимые соли металлов
2КОН + СuSO4 = Cu(OH)2↓ + K2SO4
Кислоты – это гидроксиды, растворы которых диссоциируют с образованием катиона водорода и аниона кислотного остатка. Например,
H2SO4 = 2H+ + SO42−
Основность кислоты определяется количеством катионов водорода.
Кислоты подразделяют на бескислородные (HCl; HBr; HJ; H2S и др.)
и кислородосодержащие (H2CO3; H2SO3; H2SO4 и др.).
Названия кислородосодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. (Названия наиболее распространенных кислот представлены в таблице 1).
9
В названиях бескислородных кислот к наименованию элемента добавляют слово водородная. Например, HJ - йодоводородная, HCl – хлороводородная и т.д.
Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими до водорода в
ряду стандартных электродных потенциалов, с образованием соли и водорода:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑
Водород не выделяется при взаимодействии металлов с концентрированной азотной и серной кислотами.
Кислоты реагируют с основными оксидами и основаниями:
CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O
Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
При взаимодействии кислот с солями образуются новые кислоты и
соли:
2HCl + СuSO4 = H2SO4 + СuCl2
Амфотерные гидроксиды или амфолиты – это гидроксиды способные проявлять как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся
Zn(OH)2, Аl(OH)3, Сr(OH)3 и т.д.
В случае необходимости таким гидроксидам можно придать форму
либо кислоты, либо основания и составить соответствующие названия:
Zn(OH)2 – гидроксид цинка и H2ZnO2 – цинковая кислота или Аl(OH)3 гидроксид алюминия и H3АlO3 – (HАlO2) - алюминиевая кислота и т.д.
10
Амфотерные гидроксиды могут реагировать и с кислотами, и с основаниями:
Сr(OH)3 + 3HCl = СrCl3 + 3H2O
Сr(OH)3 + 3NaОН = Na3[Сr(OH)6]
Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы
металлов ( или ионы аммония NH4+) и анионы кислотных остатков.
Соли делятся на средние, кислые и основные.
Средние соли являются продуктами полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или продуктами полного замещения
гидроксильных групп основания кислотными остатками. Например,
К3РО4; Na2SO4; Mg3(РО4)2.
В случае неполного замещения атомов водорода в многоосновной
кислоте атомами металла образуются кислые соли. (КНSO3; Са(НСО3)2 и
др.), а при неполном замещении гидроксильных групп кислотными остатками образуются основные соли (ВаОНСl; (ZnOH)2СО3 и др.)
По современной номенклатуре название соли состоит из названия
кислотного остатка и названия металла (катиона). Например, СаСО3 - карбонат кальция, Na2SO4 - сульфат натрия, Mg3(РО4)2 - фосфат магния.
В названиях кислых солей к названию кислотного остатка добавляют слово гидро- (или кислый); NaНSO4 - гидросульфат натрия (или кислый
сульфат натрия), Mg(Н2РО4)2 – дигидрофосфат магния.
11
В названия основных солей добавляется слово гидроксо- (или основной) перед названием аниона, например, СаОНСl - гидроксохлорид кальция (или основной хлорид кальция).
Соли вступают в реакцию с кислотами и основаниями:
ВаСl2 + Н2SO4 = ВаSO4↓+ 2НСl
СаSO4 + 2NaОН = Са(ОН)2↓+ Na2SO4.
Кроме того, при взаимодействии растворимых солей друг с другом
образуются новые соли, одна из которых должна выпадать в осадок:
ВаСl2 + Na2SO4 = ВаSO4↓ + 2NaСl
Реакция взаимодействия металла с солью менее активного металла
приводит к образованию соли и металла:
Zn + СuSO4 = СuSO4 + Zn
Известно достаточно много способов получения солей, некоторые
из них будут рассмотрены в экспериментальной части работы.
Таблица 1
Названия наиболее распространенных кислот и их солей
Название
кислоты
Формула
кислоты
Фтороводородная
HF
Название
соот- Общая формула
ветствующей
средней соли*
соли
Фторид
MeF
Хлороводородная
(соляная)
HCl
Хлорид
MeCl
12
Сероводородная
H2S
Сульфид
Mе2S
Сернистая
H2SO3
Сульфит
Me2SO3
Серная
H2SO4
сульфат
Me2SO4
Азотная
HNO3
нитрат
MeNO3
Азотистая
HNO2
нитрит
MeNO2
Фосфорная
H3PO4
фосфат
Me3PO4
Кремниевая
H2SiO3
силикат
Me2SiO3
Угольная
H2CO3
карбонат
Me2CO3
Уксусная
CH3COOH
ацетат
CH3COOMe
* Примечание: Степень окисления металла равна +1 (Ме+1).
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ОПЫТ 1. Получение кислотного оксида и его свойства.
13
В коническую колбу налить небольшое количество дистиллированной воды (~10-20 мл.) и добавить несколько капель раствора индикатора
метилового оранжевого. Отметить цвет раствора.
В специальную металлическую ложку насыпать порошок серы и
поджечь его спичкой. Ложку с горящей серой опустить в колбу и держать
ее над уровнем воды до полного сгорания. Отверстие колбы должно быть
неплотно закрыто фильтровальной бумагой. Отметить изменение окраски
раствора в колбе.
Составить уравнения происходящих реакций.
ОПЫТ 2. Получение основного оксида и его свойства.
В пробирку налить по 1 мл раствора сульфата меди СuSO4 и
раствора щелочи (КОН). Отметить получение голубого осадка. Затем осадок осторожно нагреть. Как изменился цвет осадка?
К полученному после нагревания осадку добавить небольшое количество раствора серной кислоты до растворения осадка. Отметить цвет
полученного раствора. Составить уравнения всех реакций.
ОПЫТ 3. Свойства амфотерного оксида.
В две пробирки поместить по 1 микрошпателю оксида цинка ZnО.
14
В первую пробирку добавить 1-1,5 мл серной кислоты, в другую столько же концентрированного раствора щелочи. Осторожно встряхивая
содержимое пробирок, наблюдать растворение оксида цинка.
Написать уравнения реакций и сделать вывод о характере взятого
оксида.
ОПЫТ 4. Получение оснований и их свойства
а). Получение нерастворимого основания
В пробирку налить 2 мл раствора хлорида железа (III) и прибавить
по каплям раствор щелочи до образования осадка. Далее добавить к осадку избыток щелочи. Происходит ли растворение осадка? Затем к содержимому пробирки по каплям добавить раствор кислоты. Отметить происходящие изменения и составить уравнения реакций в ионном и молекулярном виде.
б). Получение амфотерного основания
Налить в пробирку ¼ объема раствора сульфата алюминия и такое
же количество гидроксида аммония. Наблюдать образование осадка и составить уравнение реакции. Полученный осадок разлить в две пробирки. В
одну пробирку добавить раствор щелочи, в другую кислоты. Записать
наблюдения и составить уравнения реакций.
Сделать выводы о свойствах полученных оснований.
15
ОПЫТ 5. Получение средних солей
а) В пробирку с раствором уксуснокислого свинца положить 1-2
гранулы металлического цинка. Отметить изменения, наблюдаемые на поверхности металла.
Составить уравнение реакции в ионном и молекулярном виде.
б) В 2 пробирках испытать действие растворов: иодида калия на
нитрат серебра; хлорида кальция на карбонат натрия. Записать наблюдения и составить уравнения реакций в ионном и молекулярном виде.
в) В пробирку с раствором серной кислоты поместить несколько
гранул цинка. Записать наблюдения и уравнения реакций.
Сделать выводы о способах получения средних солей.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Составить название следующих соединений: Fe2O3; NO2; SO3;
Mg(OH)2; Al(OH)3; H2S; H2CO3; CuCO3; MgSO4.
2. Какие из перечисленных веществ реагируют с гидроксидом калия: Mg(OH)2; Al(OH)3; ZnО?
16
3. Назвать следующие вещества: FeCl3; Ва(НСО3)2; СаSO4; AlOHCl2;
Са3(РО4)2; (ZnОН)2SO3;CaSiО3.
4. Составить уравнения, с помощью которых можно осуществить
следующие превращения:
Fe(OН)3→Fe2O3→Fe→FeCl3→Fe(NO3)3.
ЛИТЕРАТУРА
1. Н.Л. Глинка. Общая химия: Учебное пособие для вузов /Под
ред. А.И. Ермакова – М.: Интеграл-пресс, 2002. – 727с.
2. Н.В. Коровин. Общая химия.–М.: Высшая школа, 2000.– 558
с.
3. Практикум по общей и неорганической химии. – М.: Дрофа,
2002. – 302 с.
17
4. Р.А. Лидин, Л.Ю. Аликберова, Г.П. Логинова. Общая и неорганическая химия в вопросах: Пособие для вузов.–М.: Дрофа,
2004. – 304 с.
СОДЕРЖАНИЕ
ПРАВИЛА ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ…………………… 3
ВВЕДЕНИЕ……………………………………………………….. 4
1. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ…………………………………. 5
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ………………….….…. 13
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ………………………………… 16
ЛИТЕРАТУРА……………………………………………………. 17
18