Лабораторная работа 1

 

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

 

Цель работы: получение и изучение химических свойств оксидов, гидроксидов, кислот и оснований, генетической связи между классами неорганических соединений.

 

1.     ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

 

         Классификация неорганических веществ прошла долгий путь развития.

         Химические элементы делятся в первую очередь на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Многие элементы в соответствии с периодическим законом проявляют одновременно свойства металла и неметалла. Такие элементы называют амфотерными.

         Форму существования химических элементов в свободном виде классифицируют как простые (одноэлементные) вещества.

         Классификация сложных (двух - или многоэлементных) веществ может быть основана на различных признаках веществ и может использовать различные принципы.

         Например, классификация веществ по химической природе опирается на наличие в соединении самого распространенного в природе элемента – кислорода. Наиболее известной и удобной классификацией сложных веществ является разделение их по химическим свойствам. По этому признаку вещества делятся на оксиды, основания, кислоты, соли (схема 1).

 

1.                Оксиды - первый тип сложных веществ. Общая формула оксидов Э_хО_y. Среди оксидов различают солеобразующие и несолеобразующие. Примером несолеобразующих оксидов служат SiO, N₂O, NO. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные, амфотерные.

Основные оксиды образованы типичными металлами и неметаллическими элементами в низкой степени окисления. Если оксид образован элементом с постоянной степенью окисления его называют оксидом: Na₂O- оксид натрия. Если оксид образован элементом с переменной степенью окисления его называют оксидом и в скобках указывают степень окисления элемента:

Cu₂O-оксид меди (I), CuO-оксид меди (II).

Характерным свойством основных оксидов является их взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

 

K₂O + 2HCl = 2KCl + H₂O

 

Некоторые основные оксиды (щелочных и щелочно-земельных металлов) легко взаимодействуют с водой:

 

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

Для основных оксидов характерна и реакция с кислотными оксидами:     

 

CaO + CO₂ = CaCO₃

 

Кислотные оксиды образованы неметаллическими элементами и металлами в высокой степени окисления (более 4). Например: SO₃, Mn₂O₇, CrO₃, P₂O₅. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:

SO₃ + 2KOH = K₂SO₄ + H₂O

 

Mn₂O₇ + 2NaOH = 2NaMnO₄ + H₂O

 

         Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислот:

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

 

         Кислотные оксиды образуют соли в реакции с основными оксидами:

 

SO₂ + K₂O = K₂SO₃

 

         К амфотерным оксидам относятся Al₂O₃, ZnO, BeO, PbO, SnO, PbO₂, SnO₂, Cr₂O₃, MnO₂, TiO₂ и некоторые другие вещества. Они взаимодействуют и с кислотами и со щелочами, образуя соль и воду:

 

SnO + 2HCl = SnCl₂ + H₂O

 

SnO + 2NaOH = Na₂SnO₂ + H₂О

 

2.Основания - это гидраты (продукты присоединения воды) основных оксидов. Их делят на растворимые и нерастворимые в воде. Если гидроксид образован металлом с постоянной степенью окисления, то его называют гидроксид металла: КОН-гидроксид калия.

Если металл проявляет постоянную степень окисления, то при названии его гидроксида указывают степень окисления металла:

Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III)

Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II)

Растворимые в воде гидроксиды (щелочи) получают при взаимодействии оксидов с водой:

 

Li₂O + H₂O = 2LiOH

 

Щелочи могут быть получены при действии металлов на воду:

 

2К + 2Н₂О = 2КОН + Н₂↑

 

Нерастворимые основания получают только косвенным путем – взаимодействие солей соответствующих металлов с растворами щелочей:

 

NiSO₄  + 2NaOH = Ni(OH)₂↓ + Na₂SO₄

 

Характерным свойством гидроксидов является взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

 

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

Mg(OH)₂ + 2HNO₃ = Mg(NO₃)₂ + 2H₂O

 

Щелочи взаимодействуют также с кислотными оксидами и солями:

 

2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O

Ca(OH)₂ + K₂SO₄ = CaSO₄↓ + 2KOH

 

Нерастворимые основания подвергаются термическому разложению:

 

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

 

Среди нерастворимых гидроксидов встречаются амфотерные, взаимодействующие не только с кислотами, но и со щелочами:

 

Pb(OH)₂ + 3HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + 2H₂O

Pb(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Pb(OH)₄]

 

3.Кислоты - являются гидратами кислотных оксидов, большинство из них и получается взаимодействием оксидов с водой:

 

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

 

         Характерным для кислот является взаимодействие с гидроксидами, сопровождающиеся образованием соли и воды:

 

HCl + KOH = KCl + H₂O

3H₂SO₄ + 2Fe(OH)₃ = Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O

 

         Кроме того кислоты взаимодействуют с металлами, основными и амфотерными оксидами и солями:

 

2HCl + Fe = FeCl₂ + 2H₂↑

2H₃PO₄ + 3Na₂O = 2Na₃PO₄ + 3H₂O

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl

 

         Кислоты классифицируют по составу: кислородосодержащие и бескислородные и по основности: одноосновные, двухосновные и многоосновные. Под основностью кислоты понимают число атомов водорода, способные заместиться атомами металла. Чаще основность кислоты совпадает  с количеством атомов водорода, входящих в состав кислоты. Однако в некоторых кислотах не все атомы водорода способны заместиться на металл. Например: H₃PO₄ – фосфористая кислота имеет два атома водорода, способные заместиться на металл, поэтому она двухосновная, уксусная кислота CH₃COOH является одноосновной.

         Бескислородные кислоты получают синтезом из простых веществ или вытеснением из их солей:

H₂ + Cl₂ = 2HCl

2FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S

 

         Кислородосодержащие кислоты можно получить взаимодействие оксидов с водой или вытеснением из солей:

 

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 3CaSO₄ + 2H₃PO₄

 

4. Наиболее сложными среди неорганических соединений являются соли. Они очень разнообразны по составу. Их делят на средние, кислые, основные, двойные, комплексные, смешанные.

         Молекулы средних солей содержат только катионы металла и анионы кислотного остатка: NaCl, Al₂(SO₄)₃, K₂CO₃.

         В молекулах кислых солей содержатся атомы водорода: Ca(H₂PO₄)₂, Al(HCO₃)₃, а в молекулах основных солей гидроксогруппы: CuOHCl, Zn(OH)NO₃.

         Двойные соли содержат катионы разных металлов: K₂CuCl₄.

         Комплексные соли содержат комплексные катионы или анионы:

K₄[Fe(CN)₆], [Cu(NH₃)₄]SO₄, [Cu(NH₃)₄]SO₄.

         Название средних солей (табл.1)складывается из названия кислотного остатка и металла с указанием его степени окисления: Al₂(SO₄)₃ – сульфат алюминия (III), FeCl₃ – хлорид железа (III), Fe(NO₃)₂ –  нитрат железа (II).

         В название кислой соли добавляется приставка “гидро”: NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия, FeH₂PO₄ – дигидрофосфат железа (III).

         В названии основных солей присутствует приставка “гидроксо”: AlOHSO₄- сульфат гидроксоалюминия, CuOHCl – хлорид гидроксомеди.

         Двойные соли называют так же, как и средние: KFe(SO₄)₂ – сульфат калия- железа.

         В соответствии с многообразием солей способов их получения множество, но наиболее общими являются следующие:

1.     Взаимодействие металла с неметаллом:

 

2Na + Cl₂ = 2NaCl

 

2.     Взаимодействие металла с кислотой:

 

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑

 

3.     Взаимодействие металла с раствором соли:

 

Cu + Hg(NO₃)₂ = Cu(NO₃)₂ + Hg

 

         4. Взаимодействие основного оксида с кислотой:

 

Na₂O + 2HNO₃ = 2NaNO₃ + H₂O

 

1.     Взаимодействие кислотного оксида со щелочью:

 

CO₂ + Ca(OH)₂ = CaCO₃↓ + H₂O

 

2.     Взаимодействие кислоты с основанием:

 

2HCl + Ba(OH)₂ = BaCl₂ + 2H₂O

 

3.     Взаимодействие кислоты с солью:

 

HCl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃

 

4.     Взаимодействие щелочи с солью:

 

CuSO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + H₂O

 

5.     Взаимодействие между солями:

 

K₂CrO₄ + Pb(NO₃)₂ = PbCrO₄ + 2KNO₃

 

6.     Взаимодействие основных и кислотных оксидов:

 

Na₂O + SO₃ = Na₂SO₄

 

Соль взаимодействует с кислотами, щелочами, друг с другом в растворенном и расплавленном состоянии, многие подвергаются термическому разложению:

 

K₂SO₃ + 2HCl = 2KCl + H₂O + SO₂↑

MnCl₂ + 2NaOH = Mn(OH)₂ + 2NaCl

AgNO₃ + KCl = AgCl↓ + KNO₃

 

Таблица 1.

Распространенные кислоты и кислотные остатки

 

Кислота	Кислотный остаток
– угольная	- карбонат - гидрокарбонат
– хлорноватистая	- гипохлорит
- хлористая	- хлорит
- хлорноватая	- хлорат
- хлорная	- перхлорат
- хромовая	- хромат
- дихромовая	- дихромат
- марганцовая	- перманганат
H2MnO4- марганцовистая	- манганат
- азотистая	- нитрит
- азотная	- нитрат
- метафосфорная	- метафосфат
- ортофосфорная	- ортофосфат - гидроортофосфат - дигидроортофосфат
- дифосфорная	- дифосфат
H2SO3- сернистая	- сульфит - гидросульфит
- серная	- сульфат - гидросульфат
- дисерная	- дисульфат
- метакремниевая	- метасиликат
- ортокремниевая	- ортосиликат
- соляная	- хлорид
- сероводородная	- сульфид HS1-- гидросульфид
- синильная	- цианид
-уксусная	- ацетат

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Схема 1. Классификация неорганических соединений.

 

 

2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

 

ОПЫТ 1. ПОЛУЧЕНИЕ ОСНОВНОГО, КИСЛОТНОГО ОКСИДА, КИСЛОТЫ.

В сухую пробирку насыпать немного гидроксокарбоната меди, закрыть ее газоотводной трубкой. Во вторую пробирку налить дистиллированной воды и 2-4 капли нейтрального раствора лакмуса. Газоотводную трубку опустить в воду. Осторожно нагревать пробирку до появления черного осадка основного оксида. Наблюдать изменение окраски лакмуса вследствие взаимодействия кислотного оксида с водой с образованием кислоты.

                Составить уравнения реакций разложения основной соли, образования кислоты.

         Осадок в пробирке оставить для следующего опыта.

 

ОПЫТ 2. ПОЛУЧЕНИЕ СРЕДНЕЙ СОЛИ.

         К полученному осадку в пробирке прибавить 2н раствор серной кислоты до растворения осадка. Наблюдать появление характерного для данной соли окрашивания. Составить уравнение реакции.

 

ОПЫТ 3. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ОСНОВНОГО ОКСИДА С ВОДОЙ.

         Небольшое количество оксида магния взбалтывают в пробирке с водой. Прибавляют в жидкость спиртового раствора фенолфталеина. Наблюдать изменение окраски индикатора, написать уравнение реакции.

 

ОПЫТ 4. ПОЛУЧЕНИЕ ГИДРОКСИДОВ КОБАЛЬТА И ХРОМА.

         В одну пробирку прилить 5-10 капель 2н раствора хлорида кобальта (II), в другую столько же 2н раствора сульфата хрома. В обе пробирки добавить равное количество раствора щелочи. Наблюдать появление осадков и отметить их цвет. Написать уравнения реакций. Осадки оставить для опыта 5.

 

ОПЫТ 5. ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ ОСНОВНОГО И АМФОТЕРНОГО ГИДРОКСИДОВ.

 

         Полученные в опыте 4 осадка разделить на 2 части. К одной из них добавить раствор HCl, к другой части – раствор щелочи NaOH (избыток). В каких случаях растворился осадок? Написать уравнения реакций.

 

ОПЫТ 6. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ СОЛЕЙ С МЕТАЛЛАМИ.

 

         Опустить в раствор сульфата меди железный гвоздь и наблюдать на нем появление налета. Написать уравнение реакции.

 

ОПЫТ 7. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТЫ С СОЛЬЮ.

 

К раствору нитрата серебра добавить раствор соляной кислоты. Наблюдать появление осадка. Написать уравнение реакции.

 

 

ОПЫТ 8. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТЫ СО ЩЕЛОЧЬЮ (РЕАКЦИЯ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ).

 

         В фарфоровую чашку налить 1 мл 2н раствора гидроксида натрия и 1-2 капли фенолфталеина, и прибавлять по каплям 2н раствор соляной кислоты до исчезновения малиновой окраски. Написать уравнение реакции.

 

ОПЫТ 9. ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОЙ СОЛИ.

 

         В пробирку, снабженную газоотводной трубкой, поместить карбонат кальция и прилить 2н раствор соляной кислоты. Выделившийся газ пропускать через раствор гидроксида кальция. Наблюдать образование осадка нормальной соли и дальнейшее растворение осадка вследствие образования кислой соли. Составить уравнение реакции.

 

ОПЫТ 10. ОБРАЗОВАНИЕ ОСНОВНОЙ СОЛИ.

 

                К 2н раствору сульфата меди по каплям прибавлять 10%-ный раствор аммиака до образования осадка основной соли. Составить уравнение реакции.