Лабораторная работа. Получение и свойства оксидов, гидроксидов

и солей …………..……………………………………………………………12

2. Скорость химической реакции. Катализ …………………....…………...19

Лабораторная работа. Химическая кинетика. Катализ..………….….22

3. Химическое равновесие ……………………………………………..…….26

Лабораторная работа. Химическое равновесие …………………………...28

4. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация ……….…31

Лабораторная работа. Электролитическая диссоциация …………. 35

Растворы.

5.1 Растворимость веществ в воде. Свойства растворов……………….….38

Лабораторная работа. Растворимость веществ в воде.

Свойства растворов ………………………………………………………43

5.2 Концентрация растворов. Приготовление водных растворов………...44

Лабораторная работа. Приготовление растворов. …………………………48

6. Ионообменные реакции ………………………….………………………...51

Лабораторная работа. Ионообменные реакции ……………………..…….53

Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Гидролиз солей ………………………………………………………………54

Лабораторная работа. Гидролиз солей ….…………………………….……59

Электродные потенциалы металлов. Гальванические элементы.

Электролиз ………………………………………………….…………….….61

Лабораторная работа. Ряд напряжений металлов. Гальванические элементы. Электролиз ………………………………………………юююююю…….…65

9. Дисперсные системы ……………………………………………………….67

Лабораторная работа. Дисперсные системы ……………………юю……..70

Список литературы…………………………………………………………..72

Приложения…………………………………………………………………..73

 

 

Важнейшие классы неорганических соединений

(оксиды, гидроксиды, соли)

 

В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических соединений. Прежде всего, это простые вещества - металлы и неметаллы, а также множество сложных соединений. Последние делят на группы сходных по составу и свойствам веществ: оксиды, гидроксиды и соли.

 

Сложные неорганические соединения

 

Оксиды

соли

несолеобразующие гидроксиды средние

солеобразующие основные

(основания) кислые

основные

кислотные основные

кислотные (кислоты)

двойные

амфотерные амфотерные

(амфолиты) смешанные

 

Оксиды – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов кислорода и какого-нибудь другого элемента. Например, К₂О, FeO, Cr₂O₃, SiO₂, P₂O₅.

Оксиды бывают солеобразующие и несолеобразующие. Последних довольно мало (CO, NO, N₂O), они не образуют солей ни с кислотами, ни со щёлочами. Солеобразующие оксиды делят на основные (их гидраты – основания), кислотные (их гидраты - кислоты), амфотерные (их гидраты проявляют свойства как кислот, так и оснований).

По современной номенклатуре названия веществ этого класса строят следующим образом: к слову оксид добавляют название элемента, например, CaO – оксид кальция, если валентность элемента не постоянна, то её указывают после названия оксида римскими цифрами в скобках, например Fe₂O₃ - оксид железа (III), P₂O₅ – оксид фосфора (V).

К основным оксидам относятся оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также многие оксиды других металлов со степенью окисления +1, +2, +3. Они взаимодействуют с водой с образованием оснований:

 

BaO + H₂O = Ba(OH)_2.

 

Непосредственно с водой при обычной температуре реагируют только оксиды металлов I и II групп главных подгрупп (кроме оксидов бериллия и магния) периодической системы Д. И. Менделеева.

Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:

CaO + CO₂ = CaCO₃;

CuO + 2 HCl = CuCl₂ + H₂O.

 

Кислотные оксиды образуют неметаллы (Cl₂O, B₂O₃, CO₂, N₂O₅, SO₃, Cl₂O₇ и др.), а также металлы со степенью окисления +5, +6, +7 (V₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇, WO₃).

Многие кислотные оксиды непосредственно взаимодействуют с водой, образуя кислоты:

SO₂ + H₂O = H₂SO₃;

CrO₃ + H₂O = H₂CrO₄.

 

С щёлочами кислотные оксиды образуют соль и воду:

 

N₂O₅ + 2 NaOH = 2 NaNO₃ + H₂O.

 

Амфотерные оксиды образуют металлы, имеющие степени окисления +3, +4, иногда +2. К амфотерным оксидам относятся, например, BeO, ZnO, Al₂O₃, Cr₂O₃, SnO₂, PbO₂, 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 Cr₂O₃ реагирует с кислотой:

 

Cr₂O₃ + 6 HCl = 2 CrCl₃ + 3 H₂O,

 

как кислотный – с щёлочью:

 

Cr₂O₃ + 2 NaOH = 2 NaCrO₂ + H₂O.

 

 

Если элемент образует несколько оксидов, то по мере увеличения его степени окисления усиливается кислотный характер оксида. Например,

+2 +3 +6

Cr O, Cr ₂O₃, Cr O₃

основный, амфотерный, кислотный

 

Оксиды можно получать следующими способами.

1. Взаимодействием простых веществ с кислородом:

 

2 Mg + O₂ = 2 MgO;

4 P + 5 O₂ = 2 P₂O₅.

 

2. Разложением сложных веществ:

t

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O;

t

CaCO₃ = CaO + CO₂;

t

2 Zn(NO₃)₂ = 2 ZnO + 4 NO₂ + O₂.

 

Гидроксиды - продукты соединения оксидов с водой. Они бывают трех видов: основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные (амфолиты).

Основания – электролиты, которые при диссоциации в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы:

 

NaOH = Na⁺ + OH^-.

 

Поэтому с точки зрения электролитической диссоциации общие свойства оснований обусловлены гидроксид-ионами OH^-. Кислотность основания определяется числом ионов OH^-, образующихся при диссоциации. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

 

Mg(OH)₂ ⇄ (MgOH)⁺ + OH^-,

(MgOH)⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH^-.

 

По растворимости в воде различают два вида основания:

а) основания, растворимые в воде. К ним относятся LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂, а также TlOH; NaOH и KOH называют щёлочами;

б) основания, нерастворимые в воде, например Cu(OH)₂, Fe(OH)_3, Cr(OH)₃ и др.

Названия оснований образуются из слова гидроксид и названия соответствующего металла с указанием его степени окисления, если она переменна. Например, Ca(OH)₂ - гидроксид кальция, Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II), Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III).

Водные растворы оснований изменяют окраску индикаторов. В их присутствии лакмусовая бумага окрашивается в синий цвет, фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – жёлтым.

Основания образуют с кислотными оксидами соль и воду:

 

Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂O.

 

Основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

 

2 NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2 H₂O.

 

При действии оснований на растворы солей получаются новые соль и основание, при этом одно из полученных веществ должно выпадать в осадок:

 

2 KOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂↓ + K₂SO₄;

Ca(OH)₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2 NaOH.

 

Нерастворимые в воде основания, так же как и растворимые, взаимодействуют с кислотами:

Fe(OH)₃ + 3 HCl = FeCl₃ + 3 H₂O

 

и разлагаются при нагревании:

t

2 Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3 H₂O.

 

Основания получают растворением в воде соответствующих оксидов:

 

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

 

или разложением воды очень активными металлами (K, Na, Ca, Ba):

2 Na + 2 HOH = 2 NaOH + H_2.

 

Общий способ получения нерастворимых в воде оснований – действие щёлочей на растворимые соли металлов, основания которых нерастворимы:

 

2 NaOH + FeSO₄ = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO_4.

 

Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода Н⁺ (точнее ионы гидроксония Н₃О⁺):

 

HCl = H⁺ + Cl^-_.

Поэтому с точки зрения электролитической диссоциации общие свойства кислот обусловлены ионами водорода Н⁺. Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например:

 

H₂CO₃ ⇄ H⁺ + НCО₃^-,

 

НCО₃^- ⇄ H⁺ + CО₃^2-.

 

Кислоты можно разделить на бескислородные (HCl, HBr, HCN, H₂S) и кислородсодержащие (HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄).

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

Названия кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Максимальной степени окисления элемента соответствует суффикс –н или -ов (-ев) и окончание –ая. Например, HN⁺⁵O₃ - азот-н-ая кислота, H₂S⁺⁶O₃ – серная кислота, HCl⁺⁷O₄ - хлорная кислота, H₃As⁺⁵O₄ - мышьяковая кислота, H₂Si⁺⁴O₃ - кремниевая кислота. По мере понижения степени окисления центрального атома суффиксы изменяются в следующей последовательности: -оват-, -ист-, -оватист-. Например, HCl⁺⁵O₃ - хлорн-оват-ая, HCl⁺³O₂ - хлористая, HCl⁺¹O - хлорноватистая кислоты. Если элемент образует кислоты только в двух степенях окисления, то для названия кислоты, соответствующей низшей степени окисления элемента, используется суффикс –ист; например HN⁺³O₂ – азотистая кислота. Если элемент, находясь в одной и той же степени окисления, образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, HPO₃ и H₃PO₄), то название кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода, снабжается приставкой мета-, а название кислоты с наибольшим числом атомов кислорода - приставкой орто- (HPO₃ - метафосфорная кислота, H₃PO₄ - ортофосфорная кислота). Если молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего элемента, то перед её названием помещается числительная приставка дву- или ди-, например: H₄P₂O₇ - двуфосфорная кислота, H₂S₂O₇ – двусерная кислота.

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

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

Са + H₂SO₄ = СаSO₄ + H₂.

 

Водород не выделяется при взаимодействии металлов с концентрированными азотной и серной кислотами, а также разбавленной азотной кислотой.

Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами:

 

H₂SO₄ + Mg(OH)₂ = MgSO₄ + 2 H₂O,

 

2 HNO₃ + CaO = Ca(NO₃)₂ + H₂O.

 

При взаимодействии кислот с солями образуются новые соль и кислота:

CO₂

2 HCl + CaCO₃ = CaCl₂ + H₂CO₃

H₂O,

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2 HCl.

 

Кислоты получают следующими способами:

1) гидратацией кислотных оксидов

 

P₂O₅ + 3 H₂O = 2 H₃PO₄;

 

2) обменной реакцией соли с кислотой

 

CaСl₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2 HCl.

 

Амфолиты – это гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся, например, Cr(OH)₃, Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Al(OH)₃ и др.

Амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и с щёлочами. С кислотами они реагируют как основания, а с щёлочами – как кислоты. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции взаимодействия его с кислотой и со щелочью. Если обе реакции имеют место, то гидроксид амфотерный. Например,

 

Cr(OH)₃ + 3 HCl = CrCl₃ + 3 H₂O;

Cr(OH)₃ + 3 NaOH (разб.) = Na₃[Cr(OH)₆];

Cr(OH)₃ + NaOH (конц.) = NaCrO₂ + 2 H₂O.

 

Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или ионы аммония NH₄⁺), анионы кислотных остатков. 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, Ca₃(PO₄)₂. Уравнения диссоциации средних солей можно записать так:

 

K₃PO₄ = 3 K⁺ + PO₄^3-,

NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl^-.

 

Кислые соли (гидросоли) – продукты неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот атомами металла. Их образуют только многоосновные кислоты. Например, NaHCO₃, Ca(H₂PO₄)₂, KHSO₃.