Основные правила безопасной работы в химической лаборатории

ВВЕДЕНИЕ

Общие рекомендации для подготовки к лабораторным занятиям

 

Выполнение лабораторных работ призвано способствовать более глубокому усвоению студентами теоретического курса, приобретению навыков в проведении химических экспериментов, умению обобщать полученные данные и кратко излагать их в виде отчета.

Необходимым условием успешного качественного усвоения пройденного материала является самостоятельное и сознательное выполнение лабораторных работ. При этом важной и существенной частью работы является домашняя подготовка по учебникам, методическим пособиям и руководствам.

С первых дней работы в лаборатории студент должен приучать себя к аккуратности и вниманию, отсутствие которых бывает причиной искажения результатов эксперимента, а также может привести к несчастным случаям.

При выполнении практических работ все наблюдения следует записывать в специальную тетрадь – лабораторный журнал – непосредственно после каждого опыта. Не следует делать записи в черновиках и на отдельных листочках бумаги, так как они могут легко затеряться. По окончании опытов необходимо составить отчет о выполненной работе. Отчет должен содержать:

- титульный лист (образец оформления титульного листа отчета смотри в приложении);

- цель работы;

- краткое изложение теории;

- приборы и реактивы;

- номер и название опыта;

- условия и особенности протекания реакции;

- схемы, иллюстрирующие проводимый эксперимент;

- полученные результаты, наблюдаемые эффекты;

- уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионной формах;

- объяснения и выводы.

Отчет может быть оформлен либо в описательной форме, либо в форме таблицы на двух развернутых страницах:

 

 

Лабораторная работа №_____

Тема:________________________________________________

Опыт:________________________________________________

 

 

Условия опыта	Наблюдения	Уравнения реакций в молекулярном и ионном виде	Выводы

 

 

Основные правила безопасной работы в химической лаборатории

- соблюдение порядка, чистоты, тишины, дисциплины;

- выполнение только порученных преподавателем работ;

- перед выполнением работы необходимо ознакомиться с заданием, оборудованием, реактивами;

- работа выполняется на отведенном рабочем месте в спецодежде – халате;

- в лаборатории запрещается работать одному, принимать пищу, курить, загромождать рабочее место, оставлять работающие приборы без присмотра, включать приборы, не относящиеся к данной работе;

- реактивы, предназначенные для общего пользования, нельзя уносить на свое рабочее место; пипетки после отбора необходимого количества реактива следует немедленно возвращать в реактивную склянку;

- остатки реактивов и продуктов реакции сливать только в специальный слив; категорически запрещается сливать их в раковину и общую канализацию;

- следует экономно расходовать реактивы, электричество, воду; аккуратно и осторожно обращаться с химической посудой и приборами;

- при нагревании растворов в пробирке необходимо пользоваться держателем, отверстие пробирки должно быть обращено внутрь вытяжного шкафа;

- все опыты, связанные с применением или образованием ядовитых веществ, вредных паров и газов, а также концентрированных кислот и щелочей, разрешается проводить только в вытяжном шкафу;

- по окончании работы необходимо вымыть посуду, убрать рабочее место, выключить электронагревательные приборы, воду и вымыть руки с мылом;

ВНИМАНИЕ! О любых происшествиях немедленно сообщить преподавателю или лаборанту, которые ликвидируют опасность и окажут первую помощь;

- при воспламенении горючей жидкости на одежде работающего необходимо немедленно погасить пламя, завернув пострадавшего в одеяло;

- при ожогах концентрированными растворами кислот пораженное место промывают сильной струей воды в течение 2-3 минут, затем 2-3%-ным раствором чайной соды, после чего накладывают марлевую повязку, смоченную 1-2%-ным раствором перманганата калия; при сильных ожогах после оказания первой помощи следует обратиться к врачу;

- при ожогах концентрированными растворами щелочей обожженное место промывают обильным количеством воды, затем 1-2%-ным раствором борной или уксусной кислоты, после чего накладывают марлевую повязку, смоченную 1-2%-ным раствором перманганата калия;

- при попадании кислоты, щелочи или какого-либо другого реактива в глаза следует промыть их обильным количеством воды и немедленно обратиться к врачу.

 

 

Классификация неорганических веществ по составу

1.1. Простые вещества состоят из атомов одного элемента, их делят на металлы и неметаллы. Металлы находятся в начале периодов (исключение – 1 период), неметаллы в конце периодов, правее диагонали от В до At (рис. 1).

Металл

Одноэлементное вещество, характерными свойствами которого являются высокая теплопроводность, высокая электропроводимость и металлический блеск и которое, как правило, поддается обработке путем прокатки, прессования, ковки и волочения.

 

Классификация металлов
Свойство	Виды
Плотность	Легкие металлы (ρ<5 г/см^3)	Тяжелые металлы (ρ>5 г/см^3)
Температура плавления	Легкоплавкие металлы (tпл<1000^оС)	Тугоплавкие металлы (tпл>1000^оС)
Химическая стойкость	Благородные металлы (не реагируют с разбавленными кислотами)	Неблагородные металлы (реагируют с разбавленными кислотами с выделением водорода)
Техническое назначение	Черные металлы	Цветные металлы

 

Сплавы – это многоэлементные твердые растворы различных металлов.

 

Неметалл

Одноэлементное вещество, которое не проявляет свойства, являющиеся характерными для металлов.

Неметаллы, как правило, имеют плохие теплопроводность и электропроводимость.

Амфиген (металлоид)

Одноэлементное вещество, которое по своим свойствам занимает промежуточное положение между металлами и неметаллами; иногда образует металлические и неметаллические модификации. Амфигены обозначены на рис. 1 темным фоном.

 

1.2. Сложные вещества состоят из атомов двух и более элементов, их подразделяют на стехиометричные и нестехиометричные. Состав стехиометричных соединений определяется валентностями элементов, например, NH₃, Na₂S, CuO…; нестехиометричных – не соответствует валентностям элементов.

 

Н е м е т а л л ы

IA

IIA

IIIБ

IVБ

VБ

VIБ

VIIБ

VIIIБ

IБ

IIБ

ША

IVА

VА

VIА

VПА

VША

Н

He

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

Cs

Ba

La

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

Fr

Ra

Ac

Группа титана

Группа ванадия

Группа хрома

Группа марганца

Семейство железа (Fe,Co,Ni)

Группа платины (остальные элементы)

Группа меди

Группа цинка

Группа бора

Группа углерода

Группа азота

Халькогены^б

Галогены

Благородные газы

Щелочные металлы

Щелочно-земельные металлы^а

Редко-земельные элементы

М е т а л л ы

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

Lu

Лантаноиды

Tr

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

Актиноиды

 

Рис. 1. Периодическая таблица с длинными периодами (под каждой подгруппой приведено её общепринятое название)

^аК щелочноземельным элементам относится Ca, Sr, Ba

^бВ число халькогенов не включается кислород

Выделены темным фоном элементы-амфигены (металлоиды)

1.2.1. Бинарные – двухэлементные стехиометричные соединения – классифицируют по анионной составляющей (табл. 1).

Таблица 1

Классификация оксидов по составу

 

Оксиды	Общая формула	Тип связи в оксидах ЭmOn
Нормальные оксиды	Э2^+^nOn^–2	Связь только между Э и О. Оксиды металлов – ионные, например, CaO; оксиды неметаллов – ковалентные, например, CO2, (SiO2)n
Пероксиды	Э2^+^n(О2)n^–2	Связи между Э и О, а также между атомами О. Некоторые оксиды ионные, например, Na2O2 (2Na^+O-O^2–), другие – ковалентные, например, H―O―O―H
Субоксиды		Связи между Э и О, а также между атомами Э, например, C3O2: O=C=C=C=O

 

Продолжение табл. 2

Надпероксиды	Э^+^n(О2)n^–1	Содержат ион О2^-, например K^+O2^–
Смешанные оксиды	ЭmOn	Например, Pb3O4, который реагирует как смесь 2PbO·PbO2 и Fe3O4, реагирующий как FeO·Fe2O3
Нестехиометрические оксиды		Переходные металлы образуют оксиды формулы M0-1O, например, Fe0,9O

 

Трехэлементные соединения с кислородом и водородом

(гидроксисоединения)

Таблица 3

Основание

Определение по Аррениусу: химическое соединение, которое в водном растворе частично или полностью диссоциирует на положительные ионы (простые, сложные) и отрицательные гидроксид-ионы.

NaOH Na⁺ + OH^–, NH₃∙H₂O NH₄⁺ + OH^–

гидроксид гидрат аммиака

натрия (гидроксид аммония)

Определение по Бренстеду: химическая частица (молекула, ион), которая при взаимодействии с кислотой (в водном растворе – с молекулой воды) принимает от неё катион водорода, или протон (акцептор протона).

 

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^–

Щелочь – водный раствор сильных оснований – гидроксидов щелочных металлов и щелочноземельных металлов.

Кислота

Определение по Аррениусу: химическое соединение, которое в водном растворе полностью или частично диссоциирует на положительные ионы водорода и отрицательные ионы кислотного остатка.

HNO₃ H⁺ + NO₃^–, HNO₂ H⁺ + NO₂^–

^{азотная кислота азотистая кислота}

Определение по Бренстеду: химическая частица (молекула, ион), которая при взаимодействии с основанием (в водном растворе – с молекулой воды) отдает катионы водорода, или протоны (донор протона).

 

HNO₃ + H₂O NO₃^– + H₃O⁺

 

Амфотерное соединение

Соединение, которое может реагировать как кислота с более сильным основанием и как основание с более сильной кислотой.

Al(OH)₃ + OH^– = [Al(OH)₄]^–, Al(OH)₃ + 3H₃O⁺ = [Al(H₂O)₆]³⁺

^{Кислота Основание Основание Кислота}

 

Кислотно-основные свойства веществ проявляются по отношению к воде,

а также к кислотам и основаниям.

Реакция нейтрализации

Реакция нейтрализации может быть выражена следующей схемой:

 

	Основное соединение		Кислотное соединение		соль		Н2О

+ → +

 

(основание или (кислота или кислот-

основный оксид) ный оксид)

 

5.3.1. Свойства основных соединений проявляют оксиды и гидроксиды s- металлов (исключение Be), d-металлов в степени окисления (+1, +2) (исключение Zn), некоторых р-металлов [Tl(+1), Bi(+3)] (см. рис. 3).

 

 

VIIIA

I A

II A

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

Li

Be

B

C

N

O

F

Нейтральные

Диагональное сходство

Al

Zn

Ge

Нерастворимые: обычно основные

Амфо- терные оксиды

Слабо-кислотные

Оксиды растворяются, образуя кислоты

 

Рис. 3. Кислотно-основные свойства оксидов и соответствующих им гидроксисоединений

 

Характерным свойством основных соединений является их способность взаимодействовать с кислотами, кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей, например:

KOH + HCl KCl + H₂O

Ba(OH)₂ + CO₂ BaCO₃ + H₂O

2NaO + Al₂O₃ 2NaAlO₂ + H₂O

В зависимости от числа протонов, которые могут присоединяться к основанию, различают основания однокислотные (например, LiOH, KOH, NH₄OH), двукислотные [Ca(OH)₂, Fe(OH)₂] и т.д.

Для многокислотных оснований реакция нейтрализации может протекать постадийно с образованием сначала основных, а затем средних солей.

HCl HCl

Me(OH)₂ MeOHCl MeCl₂

гидроксид NaOH основная NaOH средняя

металла соль соль

Например:

1 стадия: Co(OH)₂ + HCl CoOHCl + H₂O

хлорид

гидроксокобальта (II)

(основная соль)

2 стадия: Co(OH)Cl + HCl CoCl₂ + H₂O

хлорид

кобальта (II)

(средняя соль)

5.3.2. Свойства кислотных соединений проявляют оксиды и кислоты неметаллов, а также d-металлов в степени окисления (+5, +6, +7) (см. рис. 3).

Характерным свойством является их способность взаимодействовать с основаниями, основными и амфотерными оксидами с образованием солей, например:

2HNO₃ + Cu(OH)₂ → Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

H₂SO₄ + ZnO → ZnSO₄ + H₂O

CrO₃ + 2NaOH → Na₂CrO₄ + H₂O

По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие (например, H₂SO₄, HNO₃) и бескислородные (HBr, H₂S). По числу содержащихся в молекуле кислоты атомов водорода, способных замещаться атомами металла, различают кислоты одноосновные (например, хлороводород HCl, азотистая кислота HNO₂), двухосновные (сернистая H₂SO₃, угольная H₂CO₃), трехосновные (ортофосфорная H₃PO₄) и т.д.

Многоосновные кислоты нейтрализуются ступенчато с образованием первоначально кислых, а затем средних солей:

NaOH NaOH

H₂X NaHX Na₂X

HCl HCl

многоосновная кислая средняя

кислота соль соль

Например, ортофосфорная кислота может образовать три вида солей в зависимости от количественного соотношения взятых кислоты и щелочи:

а) NaOH + H₃PO₄ → NaH₂PO₄ + H₂O;

1: 1 дигидрофосфат

натрия

б) 2NaOH + H₃PO₄ → Na₂HPO₄ + 2H₂O;

2: 1 гидрофосфат

натрия

в) 3NaOH + H₃PO₄ → Na₃PO₄ + 3H₂O.

3: 1 ортофосфат

натрия

 

5.3.3. Амфотерные оксиды и гидроксиды образуют Ве, р-металлы, находящиеся вблизи «диагонали амфотерности» (Al, Ga, Sn, Pb), а также d-металлы в степенях окисления (+3, +4) и Zn (+2) (см. рис. 3).

Незначительно растворяясь, амфотерные гидроксиды диссоциируют как по основному, так и по кислотному типу:

 

2H₂O

2H⁺ + [Zn(OH)₄]^2– Zn(OH)₂ Zn²⁺ + 2OH^–

Поэтому амфотерные оксиды и гидроксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями. При взаимодействии с более сильными кислотами амфотерные соединения проявляют свойства оснований.

ZnO + SO₃ → ZnSO₄ + H₂O

кислотный

оксид

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O

основные кислота

соединения

При взаимодействии с сильными основаниями амфотерные соединения проявляют свойства кислот, образуя соответствующие соли. Состав соли зависит от условий проведения реакции. При сплавлении образуются простые «обезвоженные» соли.

t^o

2NaOH + Zn(OH)₂ → Na₂ZnO₂ + H₂O↑

(тв) (тв)

основание кислотное цинкат натрия

соединение

(H₂ZnO₂)

2NaOH + ZnO → Na₂ZnO₂ + H₂O↑

(тв) (тв)

В водных растворах щелочей образуются комплексные соли:

2NaOH + Zn(OH)₂ → Na₂[Zn(OH)₄]

(водный тетрагидроксоцинкат

раствор) натрия

 

И гидроксисоединений

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксисоединений закономерно изменяются по периоду и подгруппе.

В составе гидроксисоединений всегда присутствует фрагмент

―Э–– О ––Н

I II

 

Например:

; ; .

Кислотно-основные свойства вещества определяются типом химических связей I и II. Ионный тип химической связи I определяет её относительно легкую диссоциацию в растворе с образованием ОН^—ионов

 

―Э― О Н → ―Э⁺¹ + ОН^—

 

Вещества с преимущественно ионной связью I проявляют основные свойства.

С увеличением электроотрицательности центрального атома (Э) ковалентность и прочность связи I возрастают. Одновременно связь II становится более полярной и менее прочной, это определяет её преимущественную диссоциацию в растворе с образованием ионов Н⁺:

 

―Э―О―Н ―Э―О^— + Н⁺

 

Такие соединения проявляют кислотные свойства.

Соединения с прочными промежуточными по характеру – ионно-ковалентными связями I и II – проявляют амфотерные свойства.

С увеличением электроотрицательности центрального атома (Э) фрагмента ––Э––О––Н усиливаются кислотные и ослабляются основные свойства со-ответствующего гидроксисоединения в периоде в направлении слева направо и в подгруппе снизу вверх.

Сравним, например, свойства гидроксисоединений элементов III периода и IIA-подгруппы:

 

Be(OH)₂

Амфотер-

ный гидроксид

NaOH Mg(OH)₂ Al(OH)₃ H₂SiO₃ H₃PO₄ H₂SO₄ HClO₄

Очень Средней Амфотерный Очень Средней Сильная Очень

сильное силы гидроксид слабая силы кислота сильная

основание основание кислота кислота кислота

 

Ca(OH)₂ - увеличение электроотрицательности центрального

Сильное атома (Э)

основание - усиление кислотных свойств оксидов и гидроксисое-

Sr(OH)₂ динений

Сильное - ослабление основных свойств оксидов и гидрокси-

основание соединений

Ba(OH)₂ - усиление гидролиза по катиону

Сильное

основание

 

С увеличением степени окисления элемента (Э⁺ⁿ) возрастает его электроотрицательность и, следовательно, усиливаются кислотные и ослабляются основные свойства соответствующих оксидов и гидроксисоединений.

 

+2 +3 +6

Например: CrO Cr₂O₃ CrO₃

Cr(OH)₂ Cr(OH)₃ H₂CrO₄

основные амфотерные кислотные

 

 

Таблица 7

Гидролиз солей

Гидролиз солей – ионно-обменное взаимодействие солей с водой, сопровождающееся разложением соли. Гидролиз – реакция, обратная нейтрализации.

	соль		основание		кислота

+ Н₂О +

 

 

1. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (Na₂SO₄, KCl, CrNO₃ и др.), гидролизу не подвергаются, их растворы нейтральны (рН=7).

2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием (NH₄Cl, CuSO₄, MgCl₂ и др.), подвергаются гидролизу по катиону, среда в растворе кислая (рН<7).

Составим уравнения гидролиза NH₄Cl:

NH₄Cl + H₂O NH₄OH + HCl (молекулярное

(H⁺+OH^-) слабое. сильная. уравнение)

основание кислота

 

NH₄⁺ + Cl^– + H₂O NH₄OH + H⁺ + Cl^– (полное ионное уравнение)

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺ (краткое ионное уравнение)

В растворе увеличивается концентрация ионов Н⁺, следовательно, среда в растворе кислая (рН<7).

Процесс гидролиза равновесный, характеризуется константой гидролиза и степенью гидролиза:

, следовательно, равновесие сильно смещено влево, идет частичный гидролиз.

Степень гидролиза – это отношение молярной концентрации гидролизовавшейся соли к общей молярной концентрации соли в растворе.

h = M_гидр./M_o

Многозарядные катионы слабых оснований подвергаются гидролизу ступенчато:

Рассмотрим гидролиз CuSO₄:

 

CuSO₄ Cu²⁺ + SO₄^2– (уравнение диссоциации)

H₂O H⁺ + OH^– (уравнение диссоциации воды)

1 стадия Cu²⁺ + H₂O CuOH⁺ + H⁺ (краткое ионное уравнение)

2CuSO₄ + 2H₂O [CuOH]₂SO₄ + H₂SO₄ (молекулярное уравнение)

2 стадия CuOH⁺ + H₂O Cu(OH)₂ + H⁺ (краткое ионное уравнение)

[CuOH]₂SO₄ + 2H₂O 2Cu(OH)₂ + H₂SO₄ (молекулярное уравнение)

Вторая стадия гидролиза идет в гораздо меньшей степени, чем первая, т.е. «подавлена».

 

3. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (Na₂CO₃, K₂S, Na₃PO₄ и др.), подвергаются гидролизу по аниону, среда в растворе щелочная (рН>7).

Рассмотрим гидролиз соли CH₃COONa.

CH₃COO^–Na⁺ + H₂O CH₃COOH + NaOH (молекулярное уравнение)

(H⁺―OH^–) слабая сильное

кислота основание

 

CH₃COO^– + Na⁺ + H₂O CH₃COOH + Na⁺ + OH^– (полное ионное уравнение)

СH₃COO^– + H₂O CH₃COOH + OH^– (краткое ионное уравнение)

В растворе увеличивается концентрация ОН^– - ионов, следовательно, среда щелочная (рН>7).

 

 

4. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (NH₄F, CH₃COONH₄ и др.), подвергаются гидролизу одновременно по катиону и аниону, среда в растворе близка к нейтральной (слабокислая или слабощелочная, рН≈7).

Например:

CH₃COO^–NH₄⁺ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH (молекулярное уравнение)

(H⁺―OH^–) слабая слабое

кислота основание

 

CH₃COO^– + NH₄⁺ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH (ионное уравнение)

Некоторые соли подвергаются полному гидролизу, если образующиеся продукты – газы или плохо растворимые соединения.

Например:

Al₂S₃ + 6H₂O 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

 

Способы получения оксидов

 

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (реакция горения).

S + O₂ → SO₂

2Ca + O₂ → 2CaO

2. Термическое разложение сложных веществ.

– Гидроксиды металлов при нагревании теряют воду:

t^o

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O;

исключение составляют гидроксиды щелочных металлов, которые плавятся без разложения;

– плохорастворимые кислоты при нагревании образуют соотвествующие им оксиды:

t^o

H₂SiO₃↓ → SiO₂ + H₂O;

метакремниевая оксид

кислота кремния (IV)

(силикагель)

– легко разлагаются соли, образующие летучие кислотные оксиды:

карбонаты и гидрокарбонаты, сульфиты:

t^o

CaCO₃ → CaO + CO₂;

карбонат оксид оксид

кальция кальция углерода (IV)

 

– соли, содержащие анионы – окислители при нагревании подвергаются внутримолекулярному окислению-восстановлению:

t^o

(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O

дихромат оксид

аммония хрома (III)

t^o

2Cu(NO₃)₂ → 2CuO↓ + 4NO₂↑ + O₂↑

нитрат оксид

меди (II) меди (II)

Лабораторная работа № 1.

Ортофосфорной кислоты

Обмыть стеклянную воронку и стенки стакана (опыт 3) дистиллированной водой. Добавить индикатор – метиловый оранжевый:

- охарактеризовать растворимость оксидов фосфора;

- составить уравнения реакции оксидов фосфора с водой:

P₂O₅ + H₂O →…;

P₂O₃ + H₂O →…;

- объяснить изменение окраски раствора и какая среда – кислая, нейтральная или щелочная – в полученном растворе;

- составить уравнения электролитической диссоциации ортофосфорной кислоты:

1 стадия: H₃PO₄ …;

2 стадия: H₂PO₄^- …;

3 стадия: HPO₄^2- …;

- составить выражения для констант диссоциации (К₁; К₂; К₃), привести значения констант (табл.1 приложения);

- в каком направлении смещены равновесия диссоциации первой, второй и третьей стадии;

- какая стадия диссоциации осуществляется лучше;

- назвать все полученные соединения и ионы, содержащие фосфор;

- охарактеризовать кислотно-основные свойства оксидов фосфора и ортофосфорной кислоты.

 

Опыт 5. Получение оксида углерода (IV) разложением малахита [(CuOH)₂CO₃] и его взаимодействие с водой (показательный)

На дно пробирки поместить небольшое количество измельченного малахита – карбоната гидроксомеди (II). Пробирку закрыть пробкой с газоотводной трубкой и закрепить в штативе в наклонном положении. Газоотводную трубку погрузить в пробирку с дистиллированной водой с 1 каплей индикатора метилоранжа. Пробирку с малахитом нагреть в пламени спиртовки до полного завершения реакции:

- охарактеризовать внешний вид малахита до реакции и какие изменения происходят по мере его нагревания;

- составить уравнение термического разложения карбоната гидроксомеди (II):

t^o

(CuOH)₂CO₃ → … + … + …;

- отметить, как изменяется цвет индикатора – метилоранжа в пробирке с дистиллированной водой, дать объяснение;

- составить уравнение реакции взаимодействия оксида углерода (IV) с водой:

CO₂ + H₂O …;

- составить уравнения диссоциации угольной кислоты:

1 стадия: H₂CO₃ …;

2 стадия: HCO₃^- …;

- составить выражения и привести значения (табл.1 приложения) констант диссоциации угольной кислоты по первой и второй стадии;

- охарактеризовать кислотно-основные свойства оксида углерода (IV) и угольной кислоты;

- назвать все полученные соединения и ионы, содержащие углерод;

- привести все известные названия оксида углерода (IV).

 

Меди (II)

Поместить в первую пробирку 1 микрошпатель оксида кальция, во вторую пробирку – 1 микрошпатель оксида меди (II). В каждую пробирку добавить по 10-12 капель раствора соляной кислоты или разбавленной азотной кислоты. Пробирку с оксидом меди (II) осторожно нагреть.

- Отметить, как протекает реакция, активно или нет, что выделяется, в какой пробирке изменяется окраска раствора;

- какой оксид растворяется полностью;

- составить уравнения основных реакций, учитывая, что образуются соль и вода:

CaO + HCl →…;

CuO + HCl →…;

- в какой пробирке наблюдается выделение газа, какой это газ;

- обратить внимание, как хранятся оксид кальция и оксид меди (II), чем могут они загрязняться при хранении на воздухе;

- составить уравнение реакции, протекающей при хранении оксида кальция (негашеной извести) на воздухе:

CaO + CO₂ →…;

- составить уравнение реакции примеси карбоната кальция, содержащегося в образце технического оксида кальция, с кислотой:

CaCO₃ + HCl →…

- объяснить, почему оксид кальция загрязняется примесью карбоната в большей степени, чем оксид меди (II);

- охарактеризовать кислотно-основные свойства оксида кальция и оксида меди (II);

- сравнить, какой оксид проявляет более основные свойства.

Хрома (III)

В три пробирки поместить по 1 микрошпателю образовавшегося (опыт 6) оксида хрома (III). В 1-ю пробирку прилить дистиллированной воды, во 2-ю - раствор соляной кислоты, в 3-ю – раствор гидроксида натрия.

- Отметить изменение окраски растворов, растворимость оксида хрома (III);

- составить уравнения реакций:

Cr₂O₃ + HCl →…; Cr₂O₃ + NaOH + H₂O →…;

- сделать вывод о свойствах оксида хрома (III).

Контрольные тестовые задания по теме «Получение и химические свойства оксидов»

Задание 1.1.1

При горении алюминия образуется оксид:

Ответы: 1) Al; 2)Al₂O₃; 3) AlO; 4) AlO₂ ; 5) AlO₃

Задание 1.1.2

При горении бериллия образуется оксид:

Ответы: 1) BeO; 2) BeS; 3) BeO₂ ;4) BeO_3; 5) Be₃N₂

Задание 1.1.3

При горении железа образуются оксиды:

Ответы: 1) FeN; 2)FeO, Fe₂O₃; 3)FeN, FeS; 4) FeO, FeCO₃; 5) Fe₂O₃, FeCO₃

Задание 1.1.4

При горении кремния образуется оксид:

Ответы: 1) SiO; 2) SiO₂; 3) Si₂O₃; 4)SiS₂; 5) Si₃N₄

Задание 1.1.5

При горении цинка образуется оксид:

Ответы: 1) ZnS; 2) ZnO; 3) ZnO₂; 4) Zn₃N₂; 5) Zn₂O₃

Задание 1.1.6

При горении хрома образуется оксид:

Ответы: 1) CrC; 2) CrO₂; 3) Cr₂O₃; 4) CrN; 5) CrF₃

Задание 1.1.7

При горении фосфора образуются оксиды:

Ответы: 1) PN, PO; 2) P₂O₃, PO₂; 3) P₂S₃, P₂S₅; 4) PO, PO₂; 5) P₂O₃, P₂O₅

Задание 1.1.8

При горении никеля образуется оксид:

Ответы: 1) NiO; 2) NiS; 3) NiO₂; 4) NiO₃; 5) NiN

Задание 1.1.9

При горении бора образуется оксид:

Ответы: 1) BO; 2) BO₂; 3) B₂O₃; 4) BO₃; 5) B₂O₅

Задание 1.1.10

При горении меди образуется оксид:

Ответы: 1) CuS; 2) Cu(OH)₂; 3)Cu₂O₃; 4) CuO; 5) CuO₂

Задание 1.1.11

При горении стронция образуется оксид:

Ответы: 1) SrO; 2) Sr(OH)₂; 3)Sr₂O; 4) Sr₂O₃; 5)SrO₃

 

Задание 1.1.12

При горении олова образуется оксид:

Ответы: 1) Sn₂O; 2) Sn₂O₃; 3) SnO₂; 4) Sn(OH)₂; 5) Sn(OH)₄

Задание 1.1.13

При горении мышьяка образуются оксиды:

Ответы: 1) As₂O₃, As₂O;2) AsO, As₂O₅; 3)As₂O₃, As₂O₅; 4) As₂O, AsO₂;

5) As₂S₃, As₂S₅

Задание 1.1.14

При горении серы обра