Важнейшие классы химических соединений (2012)

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ (2012)

 

Цель работы – ознакомление с важнейшими классами неорганических соединений: оксидами, гидроксидами, солями, способами их получения и свойствами.

 

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

На сегодняшний день известно около 300 тысяч неорганических соединений. Их можно разделить на три важнейших класса: оксиды, гидроксиды и соли.

ОКСИДЫ – продукты соединения элементов с кислородом.

Оксиды можно получить реакцией соединения элемента с кислородом:

2Mg + O₂ = MgO,

4P + 5O₂ = 2 P₂O₅

или реакцией разложения сложного вещества:

CaCO₃ = CaO + CO₂,

2 Zn(NO₃)₂ = 2 ZnO + 4 NO₂ + O₂.

Различают солеобразующие и несолеобразующие оксиды, а также пероксиды.

Солеобразующие оксиды подразделяют на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды образуют щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), щелочно-земельные металлы (Mg, Ca, Sr, Ba) и металлы с переменной степенью окисления, расположенные в побочных подгруппах ПТМ в своих низших степенях окисления +1, +2 (например:Zn, Cd, Hg, Cr, Mn и др.). Их гидроксиды являются основаниями.

Хорошо растворимые в воде основания щелочных металлов называются щелочами. Они могут быть получены при растворении в воде соответствующих оксидов, например:

Na₂O + H₂O = 2NaOH

Гидроксиды (основания) щелочно-земельных металлов (Mg, Ca, Sr, Ba) также образуются при растворении в воде соответствующих оксидов однако, все они, кроме гидроксида бария Ba(OH)₂, являются мало- или труднорастворимыми.

Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей:

CaO + CO₂ = CaCO₃;

CuO + 2 HCl = CuCl₂ + H₂O.

Кислотные оксиды образуют неметаллы (B, C, N, P, S, Cl и др.), а также металлы с переменной степенью окисления, расположенные в побочных подгруппах ПТМ, в своих высших степенях окисления +5, +6, +7 (например: V, Cr, Mn и др.).

Гидратами кислотных оксидов являются кислоты, которые могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами и основаниями:

SO₂ + Na₂O = Na₂SO₃;

N₂O₅ + 2 NaOH = 2 NaNO₃ + H₂O.

Амфотерные оксиды образуют металлы главных подгрупп ПТМ (например: Al^3+, Sn^2+, Pb²⁺ и др.) и металлы с переменной степенью окисления, расположенные в побочных подгруппах ПТМ, в средних степенях окисления +3, +4 (Cr, Mn, и др.). Их гидроксиды (гидраты) проявляют как основные, так и кислотные свойства. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами, так и с основаниями:

Cr₂O₃ + 6 HCl = 2 CrCl₃ + 3 H₂O;

Cr₂O₃ + 2 NaOH = 2 NaCrO₂ + H₂O

. Несолеобразующих оксидов немного (например, CO, NO, N₂O), они не образуют солей ни с кислотами, ни с основаниями.

 

Пероксиды - производные перекиси водорода (H₂O₂). Пероксиды щелочных металлов (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba) относятся к солям пероксида водорода. В них атомы кислорода связаны между собой ковалентной связью (например, K₂O₂: K– O – O –K) и легко разлагаются с отщеплением атомарного кислорода, поэтому пероксиды являются сильными окислителями

 

ГИДРОКСИДЫ – продукты соединения вные гидроксиды (основания), кислотныеоксидов с водой. Различают осно гидроксиды (кислоты) и амфотерные гидроксиды (амфолиты).

Основные гидроксиды (основания) в растворе диссоциируют на ионы металла и гидроксид – ионы:

NaOH ↔ Na ⁺ + OH ^‾.

Кислотность основания определяется числом гидроксид-ионов OH‾,которые называют функциональными группами оснований. По числу функциональных групп различают однокислотные (например: NaOH), двухкислотные (например:Ca(OH)₂), трехкислотные (например:Al(OH)₃) основания.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(OH)₂ ↔ (CaOH)⁺ + OH ^‾, (CaOH)⁺ ↔ Ca²⁺ + OH ^‾.

Водные растворы хорошо растворимых оснований (щелочей) изменяют окраску индикаторов. В щелочных растворах фиолетовый лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым.

Основания реагируют с кислотами, образуя соли и воду:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O.

Если основание и кислота взяты в эквимолярных отношениях, то среда становится нейтральной, а такая реакция называется реакцией нейтрализации.

Многие нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются:

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O.

Щелочи получают растворением оксидов в воде:

K₂O + H₂O = 2 KOH.

Нерастворимые в воде основания можно получить действием щелочей на растворимые соли металлов:

CuSO₄ + 2 NaOH = Cu(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄.

Кислотные гидроксиды (кислоты) диссоциируют на ионы водорода Н⁺ (точнее ионы гидроксония Н₃О⁺) и кислотный остаток:

HCl ↔ H⁺ + Cl ^‾.

Основность кислоты определяется числом ионов водорода, которые называют функциональными группами для кислоты, например: HCl – одноосновна, H₂SO₄, - двухосновна, H₃PO_{4 –} трехосновна.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂SO₃ ↔ Н ⁺ + HSO₃^‾; HSO₃^‾ ↔ Н ⁺ + SO₃^‾.

Различают кислотыбескислородные (HCl, HI, H₂S, HCN и др.) и кислородсодержащие (HNO₃, H₂SO₄, H₂SO₃, H₃PO₄ и др.).

В растворах кислот лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым, фенолфталеин остается бесцветным.

Кислоты получают растворением кислотных оксидов в воде:

P₂O₅ + 3 H₂O = 2 H₃PO₄

или по реакции обмена соли с кислотой:

Ca₃(PO₄)₂ + 3 H₂SO₄ = 3 CaSO₄ + 2 H₃PO₄.

Амфотерные гидроксиды (а мфолиты) представляют собой гидроксиды, проявляющие в реакциях как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся Be (OH)₂, Al (OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃ и др. Амфотерные гидроксиды реагируют с основаниями как кислоты, с кислотами – как основания:

Сr(OH)₃ + 3 HCl = CrCl₃ + 3 H₂O;

Сr(OH)₃ + 3 NaOH = Na₃[Cr(OH)₆].

СОЛИ при диссоциации образуют ионы (катионы) металлов (или ион аммония NH₄⁺) и ионы (анионы) кислотных остатков:

Na₂SO₄ ↔ 2 Na⁺ + SO₄ ^{2 ‾},

NH₄NO₃ ↔ NH₄⁺ + NO₃^‾.

Различают средние, кислые и основные соли.

Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или гидроксогрупп основания кислотными остатками: NaCl, K₂SO₄, AlPO₄.

H₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄ + 2H₂O

KOH + HNO₃ = KNO₃ + H₂O

Средние соли диссоциируют на катионы металла и анионы кислотных остатков:

AlPO₄ ↔ Al ³⁺ + PO₄ ^{3 ‾.}

Кислые соли (гидросоли) являются продуктами неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот атомами металла: NaHSO₄, Al (H₂PO₄)₃, KHCO_3^

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O

Диссоциация кислой соли выражается уравнением:

Al(H₂PO₄)₃ ↔ Al ³⁺ + 3 (H₂PO₄)^‾.

Анион (H₂PO₄)^‾ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.

вные солиОсно (гидроксосоли) являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп многокислотного основания на кислотные остатки: AlOHSO₄, MgOHCl, (CuOH)₂SO₄.

Mg(OH)₂ + HCI = MgOHCI + H₂O

Диссоциация основной соли выражается уравнением:

AlOHSO₄ ↔ (AlOH) ^{2 +} + SO₄ ^2‾.

Катион (AlOH)²⁺ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.

Средние соли могут быть получены многими способами:

соединением металла и неметалла: 2 Na + Cl₂ = 2 NaCl;

соединением основного и кислотного оксидов: CaO + CO₂ = CaCO₃;

вытеснением активным металлом водорода или менее активного металла:

Zn + 2 HCl = H₂ + ZnCl₂,

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu;

реакцией нейтрализации: NaOH + HCl = NaCl + H₂O;

реакцией обмена: Ba(NO₃)₂+ Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2 NaNO₃ и др.

Кислые соли могут быть получены в кислой среде:

NaOH + H₂SO_{4 (избыток)} = NaHSO₄ + H₂O;

Na₃PO₄ + 2 H₃PO_{4 (избыток)} = 3 NaH₂PO₄.

Основные соли могут быть получены в щелочной среде:

H₂SO₄ + 2 Cu(OH)_{2 (избыток)} = (CuOH)₂ SO₄ + Na₂SO₄,

2 CuSO₄ + 2 NaOH_{(недостаток)} = (CuOH)₂ SO₄ + Na₂SO₄

Кислые соли при избытке щелочи и основные соли при избытке кислоты переходят в средние соли: NaHSO₄ + NaOH _{(избыток)} = Na₂SO₄ + H₂O,

(CuOH)₂ SO₄ + H₂SO_{4 (избыток)} = 2 CuSO₄ + 2 H₂O.

Для многих металлов характерны комплексные соединения, которые диссоциируют в растворе как сильные электролиты, образуя устойчивые комплексные ионы:

CuSO₄ + 8NH₄OH _{(избыток)} = [Cu (NH₃)₄](OH)₂ + [Cu (NH₃)₄] SO₄ + 8 H₂O.

Степень диссоциации комплексных соединений незначительна:

[Cu (NH₃)₄](OH)₂ ↔ [Cu (NH₃)₄] ²⁺ + 2 OH^‾

[Cu (NH₃)₄] SO₄ ↔ [Cu (NH₃)₄] ²⁺ + SO ₄^2‾

Комплексные соединения многих d – металлов окрашены, что позволяет их использовать в аналитической практике для обнаружения ионов металлов.

. Существуют также двойные соли, образованные разными металлами и одним кислотным остатком (KAl(SO₄)₂) и смешанные, образованные одним металлом и разными кислотными остатками (CaClOCl).

осно́вный или кислотный.

 

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

 

ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ОКСИДОВ

Б.Получение оксида меди.

Возьмите тигельными щипцами кусочек медной фольги или тонкой медной пластины и прокалите его в пламени горелки до образования черного налета оксида меди CuO. Напишите уравнения реакции образования оксида меди.

В вытяжном шкафу! Налейте в пробирку 30 капель концентрированной соляной кислоты и опустите в нее прокаленный кусочек меди. Обратите внимание на исчезновение черного налета и появление окраски раствора, характерной для иона меди Cu²⁺. Отметьте окраску раствора. Пробирку с отработанным реактивом оставьте в вытяжном шкафу! Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида меди с соляной кислотой, сделайте вывод о химическом характере оксида меди (основный, кислотный, амфотерный).

Лабораторная работа №

Практическая часть.

А.Получение оксида магния.

Б. Получение оксида меди.

Получение кислот

Получение солей

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ (2012)

 

Цель работы – ознакомление с важнейшими классами неорганических соединений: оксидами, гидроксидами, солями, способами их получения и свойствами.

 

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

На сегодняшний день известно около 300 тысяч неорганических соединений. Их можно разделить на три важнейших класса: оксиды, гидроксиды и соли.

ОКСИДЫ – продукты соединения элементов с кислородом.

Оксиды можно получить реакцией соединения элемента с кислородом:

2Mg + O₂ = MgO,

4P + 5O₂ = 2 P₂O₅

или реакцией разложения сложного вещества:

CaCO₃ = CaO + CO₂,

2 Zn(NO₃)₂ = 2 ZnO + 4 NO₂ + O₂.

Различают солеобразующие и несолеобразующие оксиды, а также пероксиды.

Солеобразующие оксиды подразделяют на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды образуют щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), щелочно-земельные металлы (Mg, Ca, Sr, Ba) и металлы с переменной степенью окисления, расположенные в побочных подгруппах ПТМ в своих низших степенях окисления +1, +2 (например:Zn, Cd, Hg, Cr, Mn и др.). Их гидроксиды являются основаниями.

Хорошо растворимые в воде основания щелочных металлов называются щелочами. Они могут быть получены при растворении в воде соответствующих оксидов, например:

Na₂O + H₂O = 2NaOH

Гидроксиды (основания) щелочно-земельных металлов (Mg, Ca, Sr, Ba) также образуются при растворении в воде соответствующих оксидов однако, все они, кроме гидроксида бария Ba(OH)₂, являются мало- или труднорастворимыми.

Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей:

CaO + CO₂ = CaCO₃;

CuO + 2 HCl = CuCl₂ + H₂O.

Кислотные оксиды образуют неметаллы (B, C, N, P, S, Cl и др.), а также металлы с переменной степенью окисления, расположенные в побочных подгруппах ПТМ, в своих высших степенях окисления +5, +6, +7 (например: V, Cr, Mn и др.).

Гидратами кислотных оксидов являются кислоты, которые могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами и основаниями:

SO₂ + Na₂O = Na₂SO₃;

N₂O₅ + 2 NaOH = 2 NaNO₃ + H₂O.

Амфотерные оксиды образуют металлы главных подгрупп ПТМ (например: Al^3+, Sn^2+, Pb²⁺ и др.) и металлы с переменной степенью окисления, расположенные в побочных подгруппах ПТМ, в средних степенях окисления +3, +4 (Cr, Mn, и др.). Их гидроксиды (гидраты) проявляют как основные, так и кислотные свойства. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами, так и с основаниями:

Cr₂O₃ + 6 HCl = 2 CrCl₃ + 3 H₂O;

Cr₂O₃ + 2 NaOH = 2 NaCrO₂ + H₂O

. Несолеобразующих оксидов немного (например, CO, NO, N₂O), они не образуют солей ни с кислотами, ни с основаниями.

 

Пероксиды - производные перекиси водорода (H₂O₂). Пероксиды щелочных металлов (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba) относятся к солям пероксида водорода. В них атомы кислорода связаны между собой ковалентной связью (например, K₂O₂: K– O – O –K) и легко разлагаются с отщеплением атомарного кислорода, поэтому пероксиды являются сильными окислителями

 

ГИДРОКСИДЫ – продукты соединения вные гидроксиды (основания), кислотныеоксидов с водой. Различают осно гидроксиды (кислоты) и амфотерные гидроксиды (амфолиты).

Основные гидроксиды (основания) в растворе диссоциируют на ионы металла и гидроксид – ионы:

NaOH ↔ Na ⁺ + OH ^‾.

Кислотность основания определяется числом гидроксид-ионов OH‾,которые называют функциональными группами оснований. По числу функциональных групп различают однокислотные (например: NaOH), двухкислотные (например:Ca(OH)₂), трехкислотные (например:Al(OH)₃) основания.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(OH)₂ ↔ (CaOH)⁺ + OH ^‾, (CaOH)⁺ ↔ Ca²⁺ + OH ^‾.

Водные растворы хорошо растворимых оснований (щелочей) изменяют окраску индикаторов. В щелочных растворах фиолетовый лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым.

Основания реагируют с кислотами, образуя соли и воду:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O.

Если основание и кислота взяты в эквимолярных отношениях, то среда становится нейтральной, а такая реакция называется реакцией нейтрализации.

Многие нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются:

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O.

Щелочи получают растворением оксидов в воде:

K₂O + H₂O = 2 KOH.

Нерастворимые в воде основания можно получить действием щелочей на растворимые соли металлов:

CuSO₄ + 2 NaOH = Cu(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄.

Кислотные гидроксиды (кислоты) диссоциируют на ионы водорода Н⁺ (точнее ионы гидроксония Н₃О⁺) и кислотный остаток:

HCl ↔ H⁺ + Cl ^‾.

Основность кислоты определяется числом ионов водорода, которые называют функциональными группами для кислоты, например: HCl – одноосновна, H₂SO₄, - двухосновна, H₃PO_{4 –} трехосновна.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂SO₃ ↔ Н ⁺ + HSO₃^‾; HSO₃^‾ ↔ Н ⁺ + SO₃^‾.

Различают кислотыбескислородные (HCl, HI, H₂S, HCN и др.) и кислородсодержащие (HNO₃, H₂SO₄, H₂SO₃, H₃PO₄ и др.).

В растворах кислот лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым, фенолфталеин остается бесцветным.

Кислоты получают растворением кислотных оксидов в воде:

P₂O₅ + 3 H₂O = 2 H₃PO₄

или по реакции обмена соли с кислотой:

Ca₃(PO₄)₂ + 3 H₂SO₄ = 3 CaSO₄ + 2 H₃PO₄.

Амфотерные гидроксиды (а мфолиты) представляют собой гидроксиды, проявляющие в реакциях как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся Be (OH)₂, Al (OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃ и др. Амфотерные гидроксиды реагируют с основаниями как кислоты, с кислотами – как основания:

Сr(OH)₃ + 3 HCl = CrCl₃ + 3 H₂O;

Сr(OH)₃ + 3 NaOH = Na₃[Cr(OH)₆].

СОЛИ при диссоциации образуют ионы (катионы) металлов (или ион аммония NH₄⁺) и ионы (анионы) кислотных остатков:

Na₂SO₄ ↔ 2 Na⁺ + SO₄ ^{2 ‾},

NH₄NO₃ ↔ NH₄⁺ + NO₃^‾.

Различают средние, кислые и основные соли.

Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или гидроксогрупп основания кислотными остатками: NaCl, K₂SO₄, AlPO₄.

H₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄ + 2H₂O

KOH + HNO₃ = KNO₃ + H₂O

Средние соли диссоциируют на катионы металла и анионы кислотных остатков:

AlPO₄ ↔ Al ³⁺ + PO₄ ^{3 ‾.}

Кислые соли (гидросоли) являются продуктами неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот атомами металла: NaHSO₄, Al (H₂PO₄)₃, KHCO_3^

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O

Диссоциация кислой соли выражается уравнением:

Al(H₂PO₄)₃ ↔ Al ³⁺ + 3 (H₂PO₄)^‾.

Анион (H₂PO₄)^‾ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.

вные солиОсно (гидроксосоли) являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп многокислотного основания на кислотные остатки: AlOHSO₄, MgOHCl, (CuOH)₂SO₄.

Mg(OH)₂ + HCI = MgOHCI + H₂O

Диссоциация основной соли выражается уравнением:

AlOHSO₄ ↔ (AlOH) ^{2 +} + SO₄ ^2‾.

Катион (AlOH)²⁺ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.

Средние соли могут быть получены многими способами:

соединением металла и неметалла: 2 Na + Cl₂ = 2 NaCl;

соединением основного и кислотного оксидов: CaO + CO₂ = CaCO₃;

вытеснением активным металлом водорода или менее активного металла:

Zn + 2 HCl = H₂ + ZnCl₂,

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu;

реакцией нейтрализации: NaOH + HCl = NaCl + H₂O;

реакцией обмена: Ba(NO₃)₂+ Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2 NaNO₃ и др.

Кислые соли могут быть получены в кислой среде:

NaOH + H₂SO_{4 (избыток)} = NaHSO₄ + H₂O;

Na₃PO₄ + 2 H₃PO_{4 (избыток)} = 3 NaH₂PO₄.

Основные соли могут быть получены в щелочной среде:

H₂SO₄ + 2 Cu(OH)_{2 (избыток)} = (CuOH)₂ SO₄ + Na₂SO₄,

2 CuSO₄ + 2 NaOH_{(недостаток)} = (CuOH)₂ SO₄ + Na₂SO₄

Кислые соли при избытке щелочи и основные соли при избытке кислоты переходят в средние соли: NaHSO₄ + NaOH _{(избыток)} = Na₂SO₄ + H₂O,

(CuOH)₂ SO₄ + H₂SO_{4 (избыток)} = 2 CuSO₄ + 2 H₂O.

Для многих металлов характерны комплексные соединения, которые диссоциируют в растворе как сильные электролиты, образуя устойчивые комплексные ионы:

CuSO₄ + 8NH₄OH _{(избыток)} = [Cu (NH₃)₄](OH)₂ + [Cu (NH₃)₄] SO₄ + 8 H₂O.

Степень диссоциации комплексных соединений незначительна:

[Cu (NH₃)₄](OH)₂ ↔ [Cu (NH₃)₄] ²⁺ + 2 OH^‾

[Cu (NH₃)₄] SO₄ ↔ [Cu (NH₃)₄] ²⁺ + SO ₄^2‾

Комплексные соединения многих d – металлов окрашены, что позволяет их использовать в аналитической практике для обнаружения ионов металлов.

. Существуют также двойные соли, образованные разными металлами и одним кислотным остатком (KAl(SO₄)₂) и смешанные, образованные одним металлом и разными кислотными остатками (CaClOCl).

осно́вный или кислотный.

 

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

 

ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ОКСИДОВ