Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатика
ИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханика
ОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторика
СоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансы
ХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника

ВВЕДЕНИЕ. Лабораторный практикум

Читайте также:
  1. I. Введение
  2. I. Введение
  3. I. Введение
  4. I. Введение
  5. I. ВВЕДЕНИЕ
  6. I. ВВЕДЕНИЕ
  7. I. Введение в дисциплину

Лабораторный практикум

По курсу

«ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»

(для студентов I курса)

Под редакцией А.А.Мачула

 

ОБНИНСК 2004

Лабораторный практикум по курсу «Общая и неорганическая химия» (для студентов I курса) под редакцией А.А.Мачула. Издание второе, дополненное и исправленное. - Обнинск, ИАТЭ, 1998, - 82 с.

Пособие содержит описание лабораторных работ, составленных в соответствии с современной программой курса химии для инженерно-технических специальностей вузов. Каждая лабораторная работа содержит необходимое теоретическое введение, примеры решения задач, задания для самостоятельной работы. Авторы пособия Мачула А.А., Ананьева О.А., Бурухин С.Б., Ларичева Т.Е., Соколова Ю.Д., Панкова Н.Н..,

Пособие предназначено для самостоятельной работы студентов и постановки лабораторных работ в химических практикумах вузов.

 

Рецензенты: доцент, к.х.н. Глушков Ю.М.,

доцент, к.х.н. Рощектаев Б.М.

 

Темплан 2004, поз.

 

 

Ó Обнинский государственный технический университет 2004 г.

Важнейшие классы неорганических соединений

ВВЕДЕНИЕ

В настоящее время известно около 300 тыс. неорганиче­ских соединений. Их можно разделить на четыре важнейших класса: оксиды, кислоты, основания и соли. Зная особен­ности классов соединений, можно описать свойства отдель­ных их представителей.

Оксиды — сложные вещества, молекулы которых со­стоят из атомов кислорода и какого-нибудь другого элемен­та. Например: K2O, FeO, Сг2О3, SiO2, P2O5.

По современной номенклатуре названия этого класса стро­ятся следующим образом: к слову оксид добавляется название элемента с указанием его степени окисления, если она не по­стоянна. Например, СаО — оксид кальция, Fe2О3 — оксид железа (III), P2O5 — оксид фосфора (V).

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Последних довольно мало (СО, NO, N2O и NO2), в химических реакциях они не образуют солей.

Соле­образующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

К основным оксидам относятся оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также многие оксиды других металлов со степенью окисления +1, +2. Они взаимодейству­ют с водой с образованием оснований:

ВаО + Н2О = Ва (ОН)2

Непосредственно с водой при обычной температуре реаги­руют только оксиды металлов I и II групп главных подгрупп (кроме ВеО и MgO) периодической системы Д. И. Менделеева. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксида­ми и кислотами, образуя соли:

СаО + СO2 = СаСО3

СuО + 2НС1 = CuCl2 + H2O

Кислотные оксиды образуют неметаллы (CI2O, В2О3, CO2, N2O5, SO3, Cl2O7 и др.), а также металлы со степенью окисле­ния более +4 (V2O5, СгО3, Mn2O7, WO3). Многие кислотные оксиды непосредственно взаимодейст­вуют с водой, образуя кислоты:

SO2 + H2O = Н23

СгО3 + H2O = H2CrO4

Со щелочами кислотные оксиды образуют соль и воду:

N2O5 + 2NaOH = 2NaNО3 + H2O

Амфотерные оксиды образуют металлы, имеющие степе­ни окисления +3, +4, иногда +2. К амфотерным оксидам отно­сятся, например, BeO, ZnO, Аl2О3, Сг2О3, SnO, PbO, MnO2 и др. Они характеризуются реакциями солеобразования и с кислотами, и с основаниями, так как в зависимости от усло­вий проявляют как основные, так и кислотные свойства. Например, как основный оксид, Аl2О3 реагирует с кисло­той:

Аl2О3 + 6НС1 = 2 АlС1з + 3H2O

как кислотный — со щелочью:

Аl2О3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O

Если элемент образует несколько оксидов, например +2 +3 +6

СгО,Сг2Оз,СгОз, то по мере увеличения его степени окисления усиливается кислотный характер оксида. Так, СгО — основ­ный, Сг2О3 — амфотерный, а СгО3— кислотный оксид.

Оксиды можно получить следующими способами:

- при взаимодействии простых веществ с кислородом, например

2Mg + O2 = 2MgO 4P + 5O2 = 2P2O5;

- разложением сложных веществ, например

t

Сu(ОН)2 = СuО + H2О,

 

t

СаСО3 = СаО + СО2,

t

2Zn(NO3)2 = 2ZnO + 4NO2 + O2.

Кислотами называют вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода и кислотные остатки, например, H Cl, H2 SO4, H3 PO2 (подчеркнуты кислотные остатки). Атомы водорода могут быть замещены на атомы металлов.

Основность кислоты определяется числом атомов водо­рода, которые могут быть замещены на атомы металлов. Как правило, основность совпадает с числом атомов водорода в молекуле, но не всегда, например, H3PO2 – одноосновная кислота.

Кислоты можно разделить на бескислородные (например, НС1, НВг, HCN, H2S) и кислородсодержащие (например, НNО3, H2SO4, Н3Р04).

Названия кислородсодержащих кислот, в которых сте­пень окисления кислотообразующего элемента (центрального атома) равна номеру группы в периодической системе элемен­тов Д. И. Менделеева (высшая степень окисления), образуют­ся от названия элемента с добавлением суффикса -н (-ов или -ев) и окончания -ал. Например, HNO3 — азот-н-ая кислота, Н3АsO4 — мышьяк-ов-ая кислота, H2SiO3— кремни-ев-ая кислота. При меньшей степени окисления центрального ато­ма названия кислот образуются с суффиксом -ист. Например, HNO2 — азот-ист-ая кислота, H2SO3 — серн-ист-ая кислота.

В названиях бескислородных кислот к наименованию эле­мента добавляют слово водородная. Например, НС1 — хлоро­водородная, H2S — сероводородная.

В растворах кислот индикаторы меняют свою окраску: лакмус становится красным, метиловый оранжевый — розо­вым.

Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими левее водорода в ряду активностей (стандартных электродных потенциалов), обра­зуя соль и водород:

2А1 + ЗН2SO4 = А12(SO4)3 + ЗН2

Водород не выделяется при взаимодействии металлов с азотной и концентрированной серной кислотами.

Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами с образованием солей:

H2SO4 + Mg(OH)2 = MgSO4 + 2Н2O

2HNO3 + СаО =Са(NО3)3 + H2O

При взаимодействии кислот с солями могут образовывать­cя новые соль и кислота:

2НС1 + СаСОз = CaCl2 + Н2СОз

H24 + BaCl2 = BaSО4↓ + 2НCl

Кислоты получают:

- гидратацией (взаимодействием с водой) кислотных оксидов

Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РO4

- обменной реакцией соли с кислотой

Са3(РO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2Н3РO4

 

Основаниями называют сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов и ОН – группы (например, NaOH, Fe(OH)3).

Кислотность основания – это количество ОН - групп, приходящихся на 1 атом металла.

По растворимости в воде различают:

а) основания, растворимые в воде, — щелочи. К ним отно­сятся LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, Rа(ОН)2, а также Т1OН;

б) основания, нерастворимые в воде, например СuОН)2, Fе(ОН)3, Сг(ОН)3 и др.

Названия оснований образуются из слова гидроксид и на­звания соответствующего металла с указанием его степени окисления, если она переменна. Например, Са(ОН)2 — гидро­ксид кальция, Fе(ОН)2 — гидроксид железа(II), Fе(ОН)з —гидроксид железа(III).

Водные растворы щелочей изменяют окраску индика­торов. В их присутствии фиолетовый лакмус синеет, бесцвет­ный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оран­жевый — желтым.

Основания реагируют с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

Ba(OH)2 + СО2 = ВаСО3 + Н2О

При действии щелочей на растворы солей может получиться но­вая соль и новое основание, если одно из полученных ве­ществ нерастворимо (выпадает в осадок):

КОН + CuSO4 = Cu(OH)2↓+ 2K2SO4

Са(ОН)2 + Na2CO3 = СаСО3↓ + 2NaOH

Нерастворимые в воде основания разлагаются при нагревании:

t

2Fе(ОН)3 =2Оз + 3H2O

Получить щелочи можно растворением в воде соответст­вующих оксидов:

СаО + H2O = Са(ОН)2

или при взаимодействии воды с очень активными металлами (К, Na, Са. Ва и др.):

2Na + 2Н2О = 2NaOH + H2

Общий способ получения нерастворимых в воде основа­ний — действие щелочей на растворимые соли металлов:

2NaOH + FeSO4 = Fe(OH)2↓ + Na2SO4

Некоторые основания проявляют как химические свойства оснований, так и свойства кислот. Такие основания называют а мфотерными. К ним относятся Сг(ОН)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, А1(ОН)3 и др.

Амфотерные основания (гидроксиды) способны реагировать как с кис­лотами, так и со щелочами. С кислотами они реагируют как основания, а со щелочами — как кислоты. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции взаи­модействия его с кислотой и со щелочью. Если обе реакции имеют место, то гидроксид амфотерен:

Сг(ОН)3 + ЗНС1 = СгС13 + ЗН2О

Сг(ОН)3 + 3NaOH =Na3 [Cr(OH)6]

Соли — это вещества, в состав которых входят атомы металлов и кислотные остатки Соли делятся на средние, кислые, основные.

Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или как продукты полного замещения гидроксогрупп основания кислотными остатками. Например, Na2CO3, K2SO4, Са3(РO4)2.

Кислые соли — продукты неполного замеще­ния атомов водорода многоосновных кислот атомами металла. Их образуют только многоосновные кислоты. Например, NаНСОз, Са(Н2РO4)2, КНSО3.

Основные соли по составу являются про­дуктами неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки. Основные соли образуются толь­ко многокислотными основаниями.Например, (СuОН)2СО3, АlOН(NО3)2, FeOHCl.

По современной номенклатуре название соли образуется из названия аниона (кислотного остатка) и названия катиона (металла или остатка основания) с указанием его степени окисления, если она непостоянна. Например, СаСО3 — карбо­нат кальция; MgCl2 — хлорид магния; Сг2(SO4)3 — сульфат хрома (III).

Названия кислых солей образуются добавлением к назва­нию аниона приставки гидро-, указывающей на наличие ато­мов водорода в кислотном остатке, а при необходимости с со­ответствующими числительными: МаНSО3 — гидросульфит натрия; Са(Н2РO4)2 - дигидрофосфаткальция.

Наличие ОН-групп в составе основной соли обозна­чается приставкой гидроксо- перед названием катиона:

(СиОН)2СО3 — карбонат гидроксомеди; А1(ОН)2С1 — хлорид дигидроксоалюминия.

Как уже отмечалось, соли могут взаимодействовать с кислотами и со щелочами.

Две растворимые в воде соли могут реагировать друг с другом, если при обмене своими частями соли образуют нерастворимое вещество:

Ва(NО3)2 + K2SO4 = 2KNO3 + BaSO4

Реакция металла с солью менее активного металла приво­дит к образованию соли и металла. Исходная соль должна быть растворимой в воде, а металл находиться в ряду стан­дартных электродных потенциалов левее вытесняемого из со­ли металла:

Fe + CuSO4 == FeS04 + Сu

Средние соли могут быть получены многими спосо­бами:

1) Металл + Неметалл

2Na + Cl2 = 2NaCl

2) Металл + Кислота

Mg + 2НС1 = MgCl2 + Н2

3) Металл + Соль

Сu + 2AgNO3 = 2Ag + Сu(NО3)2

4) Основный оксид + Кислотный оксид

СаО + CO2 -= СаСО3

5) Основание + Кислота

Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H20

6) Соль + Соль

РЬ(NО3)2 + Na2SO4 = PbS04↓ + 2NaN03

7) Основный оксид + Кислота

CuO + H2S04 = CuS04 + H2O

8) Кислотный оксид + Основание

P2O5+ 6NaOH = 2Nа3РO4 + ЗН2О

9) Щелочь + Соль

Ва(ОН)2 + К2СО3 = ВаСО3↓ + 2КОН

10) Кислота + Соль

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4+ 2НС1

 

Кислые соли могут быть получены в кислой среде:

1) Основание + Кислота (избыток)

NaOH + Н3РO4 = NaH2P04 + H2O

2) Средняя соль + Кислота (избыток)

Na3P04 + 2Н3Р04 = 3NaH2P04

Основные соли могут быть получены в щелочной среде:

1) Кислота + Основание (избыток)

Н2SO4 + 2Cu(OH)2 = (CuOH)2S04 + 2H2O

2) Средняя соль + Щелочь (недостаток)

2CuSO4 + 2NaOH = (CuOH)2SO4 + Na2SO4

Превращение кислых и основных солей в средние проис­ходит следующими способами:

1) Кислая соль + Щелочь

NaHSO3 + NaOH = Na2SO3 + Н2О

Са(Н2Р04)2 + 2Са(ОН)2 = Са3(РO4)2 + 4H2O

2) Основная соль + Кислота

(CuOH)2S04 + H2SO4 = 2CuSO4 + 2H2O

 



Дата добавления: 2015-07-08; просмотров: 170 | Нарушение авторских прав


Читайте в этой же книге: Лабораторная работа 1 | ИОННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ | Упражнения | II. Реакции образования молекул слабых электролитов и газообразных веществ. | Введение | Выполнение работы | ВВЕДЕНИЕ | Лабораторная работа. | Лабораторная работа | Введение |
<== предыдущая страница | следующая страница ==>
ЛЕКСИКОЛОГІЯ| ОПЫТ 1. Получение оксидов.

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.018 сек.)