Дослід 8.2.1. Одержання і властивості солей карбонатної кислоти

Властивості карбонатів лужноземельних металів

Взяти три пробірки. В першу внести 4-5 крапель розчину солі кальцій хлориду, в другу 4-5 крапель розчину солі барій хлориду, в третю – 4-5 крапель розчину солі стронцій хлориду. В кожну додати такий самий об’єм розчину натрій карбонату. Спостерігати випадіння осадів відповідних карбонатів. Додати розчин ацетатної кислоти в пробірки з осадами. Що спостерігається? Написати рівняння реакцій.

Гідроліз натрій карбонату та гідрокарбонату

У дві пробірки внести по 5-6 крапель дистильованої води і по 2-3 краплі розчину фенолфталеїну. Потім в одну пробірку внести декілька кристалів солі Na₂CO₃, в другу – NaНCO₃. Чи в обох пробірках відбувається гідроліз при звичайній температурі? Спостерігати зміну кольору індикатору. Скласти рівняння реакцій гідролізу взятих солей.

Дослід 8.2.2. Гідроліз солей амонію

Налити в одну пробірку розчин амоній хлориду, в іншу – розчин амоній сульфату і за допомогою лакмусу встановити реакцію середовища. Написати рівняння гідролізу. Яка з солей амонію (хлоридна чи сульфатна) більшою мірою піддається гідролізу? Чому?

Дослід 8.2.3. Властивості нітратної кислоти та її солей

8.2.3.1. У пробірку трохи налити концентрованого розчину натрій нітриту і долити розведену сульфатну кислоту, потім охолодити. Визначити зміну забарвлення. Написати рівняння реакції.

8.2.3.2. У пробірку налити трохи розчину калій дихромату і розведеної сульфатної кислоти. Додати в розчин натрій нітриту. Трохи нагріти. Спостерігати зміну забарвлення. Скласти рівняння реакцій.

Гідроліз солей ортофосфатної кислоти

У три пробірки налити по 1-1,5 мл дистильованої води. Розчинити декілька кристаликів: у першій пробірці – натрій фосфату, у другій – гідрофосфату, у третій – дигідрофосфату. За допомогою універсальних індикаторних папірців виміряти рН розчинів у кожній пробірці. Пояснити характер зміни рН у всіх випадких. Написати відповідні реакції у молекулярному та іонному вигляді.

8.3. Контрольні запитання

1.	Значення Карбону в природі. Неорганічні сполуки Карбону. Вуглекислий газ, карбонати, гідрокарбонати. Карбон (ІІ) оксид.
2.	Значення Нітрогену і Фосфору як біогенних елементів, їх кругообіг у природі. Нітратна кислота, її солі.
3.	Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: амоніак ® нітроген (ІІ) оксид ® нітроген (ІV) оксид ® нітратна кислота
4.	Хімія фосфору. Оксиди фосфору (III) та (V). Фосфорні кислоти, фосфати. Фосфорні добрива, виробництво, різновиди та властивості.
5.	Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: фосфор ® фосфор (V) оксид ® ортофосфатна кислота ® кальцій дигідрогенфосфат
6.	Хімія Нітрогену, його реакції з типовими елементами. Азотні добрива.
7.	Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: азот ® літій нітрид ® аміак ® азот
8.	Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: фосфор ® цинк фосфід ® фосфін ® фосфор (V) оксид
9.	Аміак. Основні способи отримання, фізичні та хімічні властивості. Солі амонію.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 9

ХІМІЯ Р-ЕЛЕМЕНТІВ. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ СПОЛУК

ОКСИГЕНУ, СУЛЬФУРУ ТА ХЛОРУ

Теоретична частина

Оксиген і Сульфур є елементами VI-групи періодичної системи (загальна назва халькогени). У атомів цих елементів на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться по 6 електронів (s²p⁴). Цим пояснюється їх схожість хімічних властивостей. Усі халькогени в сполуках з Гідрогеном і металами виявляють ступінь окиснення -2, а в сполуках з Оксигеном і іншими активними неметалами - +4, +6. Для Оксигену, як і для Флуору, не типовий ступінь окиснення, який дорівнює номеру групи. Він виявляє ступінь окиснення -2 а в сполуках з Флуором – +2 і +1. Сполуки халькогенів з Гідрогеном відповідають формулі Н₂Е: Н₂О, Н₂S, H₂Se, H₂Te. При взаємодії з водою утворюють кислоти.

Халькогени утворюють однакові форми сполук з оксигеном (ЕО₂ і ЕО₃). Їм відповідають кислоти такого типу: Н₂ЕО₃ і Н₂ЕО₄. Зі зростанням порядкового номера елемента сила цих кислот зменшується. Всі вони виявляють окисні властивості.

Кисень в лабораторних умовах одержують розкладом бертолетової солі чи калій перманганату:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

Кисень сполучається з багатьма елементами, особливо при нагріванні з утворенням оксидів (з металами – основних, з неметалами – кислотних):

2Са + О₂ → 2СаО

4Р + 5О₂ → 2Р₂О₅

Безпосередньо кисень не взаємодіє з галогенами, інертними газами, благородними металами. Вільний кисень виявляє окисну дію по відношенню до цілого ряду сполук:

2Na₂SO₃ + О₂ → 2 Na₂SO₄

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃

Кисень є головним окисником органічних сполук при спалюванні природного газу, нафтопродуктів, в реакціях синтезу оргаічних сполук:

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + H₂O

C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O

Відома алотропна видозміна кисню – озон О₃. Він утворюється в природі при електричних розрядах, під впливом енергії ультрафіолетових і космічних променів. За хімічними властивостями озон – сильний окисник, реагує з усіма металами, за винятком золота і металів платинової групи:

8Ag + 2O₃ → 4Ag₂O + O₂

Вільний кисень бере участь у процесах, що відбуваються в ґрунті і обу-мовлюють його родючість. Наприклад, за його участю відбувається міне-ралізація (гниття) рослинних і тваринних залишків, а складні органічні речовини перетворюються у більш прості (NH₃, CO₂, H₂O).

Сульфур зустрічається в природі як у самородному стані, так і у вигляді різноманітних сполук. Найбільш поширені сполуки Сульфуру з різними металами. Багато з них є цінними рудами: свинцевий блиск, цинкова обманка, мідний блиск. Із сполук Сульфуру в природі поширені також сульфати.

Сірка з воднем утворює декілька сполук, найголовнішою з яких є гідроген сульфід H₂S – безбарвний газ з запахом тухлих яєць. H₂S – горючий газ. Продуктами горіння можуть бути як сірка, так і сульфур (IV) оксид:

2H₂S + O₂ ® 2S + 2H₂O

2H₂S + 3O₂ ® 2SO₂ + 2H₂O

Водний розчин гідроген сульфіду називається сульфідною кислотою. H₂S – слабка двоосновна кислота. Багато солей цієї кислоти мають яскраве забарвлення (CuS – чорний; HgS – червоний; ZnS – білий) і використовуються в аналітичній хімії.

Сульфур з Оксигеном утворює два кислотних оксиди: сульфур (IV) оксид SO₂ та сульфур (VI) оксид SO₃. При взаємодії з водою ці оксиди утворюють відповідні кислоти:

SO₂ + Н₂О → Н₂SO₃ – сульфітна (сірчиста) кислота

SO₃ + Н₂О → Н₂SO₄ - сульфатна (сірчана) кислота

Н₂SO₃ – кислота середньої сили, яка існує лише у розчині. Оскільки Сульфур в SO₂ і сульфітах знаходиться у проміжному стані оксинення (+4), ці сполуки мають окисно-відновну подвійність з більш вираженими відновними властивостями:

SO₂ + I₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HI

Н₂SO₃ + 2H₂S → 3S + 3H₂O

Концентрована сульфатна кислота H₂SO₄ – один із найбільш сильних окисників. Взаємодія цієї кислоти з металами залежить від її концентрації. Метали, які стоять у ряду напруг до Гідрогену, із розбавленої сульфатної кислоти витісняють водень:

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑

Концентрована сульфатна кислота розчиняє майже усі метали незалежно від положення їх у ряду напруг (крім золота і платини). Як продукти відновлення при цьому виділяються сульфур (IV) оксид, вільна сірка чи гідроген сульфід, сіль, вода.

Концентрована сульфатна кислота при взаємодії з малоактивними металами відновлюється до сульфур (IV) оксиду:

Cu + 2H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

Концентрована сульфатна кислота окиснює і деякі неметали:

S + 2H₂SO₄ → SO₂↑ + 2H₂O

C + 2H₂SO₄ → SO₂ + СО₂↑ + 2H₂O

У хімічній промисловості сульфатна кислота використовується для отримання фосфатних та нітратних мінеральних добрив, пластичних мас, штучного волокна, лікарських препаратів та вибухових речовин.

Cульфур – важливий біогенний елемент. Він входить до складу сульфурвмісних білків, які приймають участь в багатьох біохімічних процесах, що включають перенесення електронів під час фотосинтезу, а також фіксацію азоту за участю важливого ферменту цього процесу – нітрогенази. У сільськогосподарській практиці використовується захід гіпсування грунтів – внесення гіпсу CaSO₄ × 2H₂O для усунення надлишкової лужності солонців та солончаків. Сульфур входить до складу мінеральних добрив, що використовуються у формі сульфатів. Більшість мікродобрив, наприклад, CuSO₄ × 5H₂O, MnSO₄ × 5H₂O, ZnSO₄ × 5H₂O, вносять у грунт у вигляді сульфатних добавок до фосфатних і азотних добрив.

Хлор – елемент VIIА-групи періодичної системи елементів Д.І. Менделеєва. Атоми цього елементу має на зовнішньому енергетичному рівні 7 електронів у стані s²p⁵. Для завершення зовнішнього енергетичного рівню він приєднує один електрон (ступінь окиснення -1). Таку ступінь окиснення Хлор має у сполуках з Гідрогеном та металами. Атом Хлору маже виявляти і позитивні ступені окиснення: +1, +3, +5, +7. Хлор відноситься до типових неметалів, це сильний окисник. У промисловості його отримують електролізом водного розчину натрій хлориду, в лабораторії – діючи сильним окисником (HMnO₄, KClO₄, MnO₂) при температурі на концентровану хлоридну кислоту:

4HCl + MnО₂ → Cl₂ + MnCl₂ + 2Н₂О

Хлор належить до поширених елементів, але у вільному стані в природі він не зустрічається. Це зеленувато-жовтий газ з різким запахом. В хімічному відношенні він дуже активний і поступається за активністю лише Фтору. Він сполучається майже з усіма металами:

2Na + Cl₂ → 2NaCl

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

а також з неметалами:

Н₂ + Cl₂ → 2HCl

Si + 2Cl₂ → SiCl₄

Хлор виявляє окисну дію не лише по відношенню до природних речовин, але може окиснювати і складні речовини, що мають відновні властивості, а також органічні сполуки:

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S

Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O → Na₂SO₄ + 2HCl

2K₂MnO₄ + Cl₂ → 2KMnO₄ + 2KCl

CH₄ + 4Cl₂ → CCl₄ + 4HCl

З киснем, азотом та благородними газами хлор безпосередньо не сполучається. При взаємодії з воднем він утворює гідроген хлорид HCl – безбарвний газ з різким запахом, який не горить і не підтримує горіння. В лабораторії гідроген хлорид отримують дією сульфатної кислоти на NaCl:

NaCl + H₂SO₄ → 2НCl + Na₂SO₄

Водний розчин HCl називається хлоридною (соляною) кислотою. Соляна кислота є сильною одноосновною кислотою і взаємодіє з усіма металами, що знаходяться в ряду напруг металів до Гідрогену:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

Її солі – хлориди – майже усі добре розчинні у воді.

Хлор утворює декілька сполук з Оксигеном – оксидів та оксигеновмісних кислот. В цих сполуках Хлор має позитивні ступені окиснення:

Ступінь окиснення Хлору	Формула кислоти	Назва кислоти
+1	HClO	гіпохлоритна
+3	HСlO2	хлоритна
+5	HСlO3	хлоратна
+7	HСlO4	перхлоратна

Порівнння властивостей оксигеновмісних кислот Хлору, свідчить про те, що зі збільшенням ступеня окиснення Хлору стійкість його оксигено-вмісних кислот зростає внаслідок збільшення кількості електронів, що беруть участь в утворенні зв’язків:

_{збільшення стійкості та сили кислот}

HClO, HClO₂, HClO_3, HClO₄

_{зростання окисної активності}

Вміст хлору у мінеральній частині грунту і сухій біомасі рослин складає 0,01 %. Рослини засвоюють хлор з грунтових розчинів у вигляді хлорид-іонів Cl^-. Ці іони приймають участь у підтриманні фізіологічно необхідної наповненості клітин водою (осмотичний тиск). Деякі солі хлоридної кислоти використовуються у сільському господарстві: КCl – калійне добриво; ВаCl₂ • 2Н₂О – інсектицид; HgCl₂ – сулема, отрута для протравлювання насіння.

Експериментальна частина