Practical

12

2)взаимодействием средней соли с щёлочью (недостаток)

2 CuSO4 + 2 NaOH = (CuOH)2SO4 + Na2SO4.

Превращение кислых и основных солей в средние происходит следующими способами:

1)реакцией между кислой солью и щёлочью

NaHSO3 + NaOH = Na2SO3 + H2O,

Ca(H2PO4)2 + 2 Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2 + 4 H2O.

2)реакцией между основной солью и кислотой

(CuOH)2SO4 + H2SO4 = 2 CuSO4 + 2 H2O.

Лабораторная работа

Получение и свойства оксидов, гидроксидов и солей

Цель работы Ознакомление с реакциями образования оксидов металлов и неметаллов,

кислот, оснований и солей, а также со свойствами основных классов неорганических соединений.

Оборудование и реактивы Приборы для получения диоксида углерода, водорода (аппарат Киппа) и

хлора. Тигельные щипцы. Фарфоровая чашка. Фарфоровая ступка с пестиком. Тигель. Микрошпатель. Металлическая ложка. Покровные стёкла. Пробирки цилиндрические. Фильтровальная бумага. Пинцет. Стаканы (500 и 100 мл). Стеклянные палочки. Сера. Фосфор (красный). Натрий. Магний (лента или стружка). Медь (пластина или проволока). Железо (опилки или стружка). Цинк (гранулированный). Оксид магния. Оксид кальция. Оксид бария. Оксид меди (II). Оксид цинка. Оксид свинца (II). Оксид фосфора (V). Оксид кремния (IV). Мел. Оксид алюминия. Карбонат кальция. Ацетат натрия. Карбонат меди (II). Сульфид железа (II). Индикаторы: лакмусовая бумага, лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (нейтральные растворы). Растворы: соляной кислоты (2 М), серной кислоты (2 М), азотной кислоты (2 М), фосфорной кислоты (разб.), гидроксида натрия (2 М, 40%-ный), гидроксида кальция (насыщ.), сульфата меди (0,5 М), карбоната натрия (0,5 М), хлорида железа (III) (0,5 М), сульфата марганца (II) (0,5 М), нитрата или ацетата свинца (II) (0,5 М), хлорида или сульфата цинка (0,5 М), сульфата никеля (II) (0,5 М), сульфата кобальта (II) (0,5 М), сульфата алюминия (0,5 М), сульфата хрома (III) (0,5 М).

Опыт 1. Получение оксидов

13

А. Тонкую медную пластинку зажать тигельными щипцами и внести в пламя горелки. На рисунке 1 указаны приблизительные значения температур в трёх зонах (a, b, c) пламени газовой горелки. Нагреть до почернения. Составить уравнение реакции.

Рис. 1. Температура зон пламени газовой горелки в 0С

Б. Зажечь кусочек магниевой ленты, держа ее тигельными щипцами. Образовавшийся белый порошок сохранить для следующего опыта. Написать уравнение реакции.

В. На металлической ложке внести в стакан горящий красный фосфор. Стакан неплотно закрыть стеклянной пластинкой. Записать наблюдения и составить уравнение реакции.

Г. Получить в пробирке голубой осадок гидроксида меди (II) взаимодействием нескольких капель раствора сульфата меди (II) с раствором щёлочи. Осторожно нагреть полученный осадок. Как изменяется цвет осадка? Составить уравнение реакции.

Д. Поместить в пробирку немного карбоната меди (II) и нагреть в пламени горелки. Отметить и объяснить изменение цвета соли. Написать уравнение реакции.

Е. Зажать в щипцы небольшой кусочек мела и прокалить его в течение 5- 7 мин в верхней части пламени горелки. На какие вещества разлагается мел при нагревании? Затем прокаленный кусочек опустить в пробирку с водой и 1-2 каплями фенолфталеина. Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

Опыт 2. Свойства основных оксидов

А. Белый порошок оксида магния, полученный в опыте 1. Б, поместить в чашку с водой, размешать и испытать раствором фенолфталеина. Отметить малую растворимость в холодной воде оксида магния и изменение окраски

14

индикатора. Составить уравнение реакции. Вместо оксида магния можно взять порошок оксида кальция или оксида бария.

Б. Поместить в пробирку немного порошка оксида меди (II). Добавить 1012 капель разбавленной соляной или серной кислоты. Осторожно нагреть пробирку. Отметить цвет полученного раствора. Написать уравнение реакции.

В. В фарфоровой ступке тщательно перетереть оксид свинца (II) и оксид кремния (IV). Поместить смесь в тигель или тугоплавкую пробирку. Нагреть на сильном огне газовой горелки до получения силиката свинца. Составить уравнение реакции.

Опыт 3. Свойства кислотных оксидов

А. В пробирку поместить с помощью стеклянной палочки немного оксида фосфора (V) и добавить несколько капель воды. Наблюдать растворение, встряхивая пробирку. Испытать полученный раствор лакмусом. Отметить реакцию среды и написать уравнение реакции.

Б. Осторожно пропустить диоксид углерода из аппарата Киппа (см. приложение 5) в раствор гидроксида кальция. Записать наблюдения и составить уравнение реакции.

Опыт 4. Свойства амфотерных оксидов

В две пробирки поместить по одному микрошпателю оксида цинка (II). В первую пробирку добавить 10-15 капель кислоты, а в другую – столько же концентрированного раствора щёлочи. Встряхивать содержимое пробирок до растворения осадков в обеих пробирках. Написать уравнения реакций и сделать вывод о характере взятого оксида.

Опыт 5. Получение оснований

А. Пинцетом взять из банки кусочек натрия (размером не больше спичечной головки), вытереть его фильтровальной бумагой для удаления керосина и бросить в большую фарфоровую чашку с водой. После окончания реакции добавить в чашку несколько капель фенолфталеина. Записать наблюдения и уравнение реакции.

Б. В фарфоровую чашку поместить один микрошпатель оксида кальция или оксида бария и прилить 15-20 капель воды. Размешать содержимое стеклянной палочкой и добавить 2-3 капли фенолфталеина. Отметить цвет индикатора и написать уравнение реакции.

В. В пробирку с несколькими каплями раствора карбоната натрия добавлять по каплям раствор гидроксида кальция до образования осадка. Отметить его цвет. Что представляет собой раствор над осадком? Составить уравнение реакции.

15

Г. В пробирку с раствором сульфата меди (II) добавить избыток раствора гидроксида натрия. Проделать аналогичные опыты с растворами солей железа (III) и марганца (II). Составить уравнения реакций. Отметить цвет осадков.

Опыт 6. Свойства щёлочей

А. В три пробирки налить по 3-4 капли раствора щёлочи и 1-2 капли индикатора: в одну фенолфталеина, в другую лакмуса, в третью метилового оранжевого. Записать наблюдения.

Б. Налить в пробирку немного раствора щёлочи, прибавив к раствору 2-3 капли фенолфталеина. Добавлять по каплям раствор кислоты (помешивая стеклянной палочкой) до исчезновения окраски индикатора. Составить уравнение реакции нейтрализации.

В. Поместить в пробирку 6-8 капель раствора соли свинца (II). Прибавлять по каплям раствор щёлочи до образования осадка. После прибавления каждой капли щёлочи пробирку встряхивать. Отметить цвет осадка и написать уравнение реакции.

Г. Поместить в тигель один микрошпатель оксида кремния (IV) и прилить 3-4 мл концентрированного раствора гидроксида натрия. Нагреть тигель до полного растворения оксида кремния (IV). Составить уравнение реакции.

Опыт 7. Свойства нерастворимых оснований

А. Получить осадок гидроксида никеля (II), прибавляя к 2-3 каплям раствора соли никеля (II) 3-4 капли щёлочи. Испытать действие кислоты на полученный осадок. Что наблюдается? Составить уравнение реакции.

Б. Получить осадок гидроксида свинца (II), как это указано в опыте 6.В. Нагреть его в пламени горелки. Как изменяется цвет осадка? Записать наблюдения и составить уравнение реакции.

Опыт 8. Получение кислот

А. В стакан с небольшим объёмом воды внести на железной ложке горящую серу. Стакан неплотно прикрыть стеклянной пластинкой. Когда сера сгорит, растворить образовавшийся газ в воде встряхиванием стакана. Раствор испытать индикатором (метиловым оранжевым). Записать наблюдения и уравнения реакций.

Б. Взять у лаборанта сухую пробирку, наполненную хлором. Другую пробирку наполнить водородом из аппарата Киппа. Держа пробирку с водородом отверстием вниз, приложить её к отверстию пробирки с хлором и смешать содержащиеся в них газы, несколько раз перевернув пробирки. Разъединив пробирки, внести их отверстием в пламя газовой горелки. Что наблюдается? Тотчас же после реакции налить в одну из пробирок немного

16

воды, взболтать и прибавить 1-2 капли лакмуса. Как изменяется цвет раствора? Составить уравнение реакции.

В. Положить в пробирку немного кристаллов ацетата натрия и прибавить несколько капель серной кислоты. Определить по запаху, какое вещество образовалось (Чтобы определить по запаху летучее соединение, надо нагнетать ладонью руки воздух от пробирки к носу, а не опускать нос в пробирку!). Составить уравнение реакции.

Опыт 9. Свойства кислот

А. В три пробирки прибавить по 3-4 капли разбавленного раствора любой кислоты и 1-2 капли индикатора: в одну лакмуса, в другую метилового оранжевого, в третью фенолфталеина. Записать наблюдения.

Б. Взять четыре пробирки. В одну пробирку поместить кусочек магния, в другую железа, в третью цинка и в четвёртую меди. В пробирки прилить столько разбавленной серной или соляной кислоты, чтобы полностью покрыть металлы раствором. При необходимости нагреть содержимое пробирок. В каких случаях наблюдается химическая реакция? Отметить положение указанных металлов в электрохимическом ряду напряжений (см. приложение 1). Написать уравнения реакций.

В. Взять две пробирки. В одну пробирку поместить один микрошпатель оксида магния, а в другую оксида цинка. Добавить в каждую по 12-15 капель соляной или разбавленной серной кислоты. Осторожно нагреть пробирки. Составить уравнения реакций.

Г. Испытать действие соляной или разбавленной серной кислоты на гидроксид натрия и осадки гидроксидов меди (II) и марганца (II). Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

Д. Поместить в пробирку кусочек карбоната кальция. Добавить по каплям соляной или разбавленной азотной кислоты. Что наблюдается? Написать уравнение реакций.

Опыт 10. Получение и свойства амфотерных гидроксидов

А. В две пробирки внести по четыре капли раствора любой соли цинка. Добавить две капли раствора щёлочи до образования осадка (пробирку встряхивать для перемешивания). К полученному осадку в первую пробирку прибавить раствор кислоты, а в другую – избыток раствора щёлочи. Происходит ли растворение осадка в обеих пробирках? Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

17

Б. Повторить опыт 10.А, взяв в качестве реактива растворы солей алюминия и хрома (III). Написать уравнения реакций. Сделать вывод о характере гидроксидов алюминия и хрома (III).

Опыт 11. Получение и свойства средних солей

(Опыты А и Б проводить под тягой!)

А. Насыпать в сухую пробирку тщательно перемешанную смесь из 4 мас. частей серы и 7 мас. частей железных опилок. Укрепив пробирку со смесью вертикально в штативе, нагреть дно пробирки до появления красного накала. Наблюдать дальнейший разогрев всей массы, вызванный экзотермической реакцией. Написать уравнение реакции. Продукт сохранить.

Б. На полученную в опыте 11.А среднюю соль железа (II) подействовать соляной или разбавленной серной кислотой. Отметить запах выделяющегося газа и записать уравнение реакции.

В. В одну пробирку с металлическим железом прилить раствор сульфата меди (II), а в другую пробирку с гранулой цинка прибавить раствор соли свинца (II) так, чтобы растворы полностью покрыли металлы. Пробирки оставить стоять в течение 20 минут. Что появляется на поверхности металлов? Написать уравнения реакций и объяснить возможность их протекания, пользуясь рядом напряжения металлов (см. приложение 1).

Г. Взять три пробирки. В одной пробирке испытать действие раствора хлорида натрия на нитрат свинца (II), в другой − сульфата натрия на хлорид бария, в третьей − хлорида кальция на карбонат натрия. Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

Опыт 12. Получение кислых солей и их свойства

А. Налить в пробирку раствор гидроксида кальция. Пропустить диоксид углерода из аппарата Киппа, полностью погрузив конец отводной трубки в пробирку с раствором гидроксида кальция. Наблюдать вначале образование осадка средней соли, а затем его растворение вследствие образования кислой соли. Составить уравнение реакции образования средней соли и уравнение реакции взаимодействия средней соли с избытком угольной кислоты. Полученный раствор сохранить.

Б. К полученному в предыдущем опыте раствору гидрокарбоната кальция прилить немного раствора гидроксида кальция. Записать наблюдения. Составить уравнение реакции превращения кислой соли в среднюю.

В. Внести в пробирку несколько капель насыщенного раствора гидроксида кальция. Прибавлять по каплям разбавленный раствор фосфорной кислоты. Отметить цвет образовавшегося осадка средней соли. Прилить к осадку избыток фосфорной кислоты, перемешивая стеклянной палочкой

18

содержимое пробирки. Почему осадок растворяется при прибавлении избытка кислоты? Составить уравнения реакций образования средней соли и превращения её в кислую соль (дигидрофосфат кальция).

Опыт 13. Получение основных солей и их свойства

А. Внести в пробирку 2-3 капли раствора сульфата кобальта (II), затем прибавить по каплям раствор гидроксида натрия до образования синего осадка. Составить уравнение реакции образования основной соли (гидроксосульфата кобальта (II)). Осадок сохранить.

Б. Осадок, полученный в опыте 13.А, разделить на две порции и поместить в пробирки. К одной порции добавить раствор щёлочи до изменения цвета осадка, к другой - раствор серной кислоты до его растворения. Отметить цвет полученного осадка и образовавшегося раствора. Составить уравнения реакций превращения основной соли в основание и основной соли в среднюю.

Контрольные вопросы и упражнения

1.Какие из перечисленных веществ реагируют с гидроксидом калия:

Mg(OH)2, Al(OH)3, ZnO, Ba(OH)2, Fe(OH)3? Написать уравнения соответствующих реакций.

2.Какие из указанных соединений будут попарно взаимодействовать:

P2O5, NaOH, ZnO, AgNO3, Na2CO3, KCl, Cr(OH)3, H2SO4? Составить уравнения реакций.

3.Назвать и написать графические формулы следующих веществ:

CrCl3, Ba(HCO3)2, MgSO4, AlOHCl2, Fe(NO3)2, CrOHSO4, Ca3(PO4)2,

Fe(HS)2, (ZnOH)2SO3, Al(H2PO4)3, [Fe(OH)2]2CO3, Cr2(HPO4)3, CaSiO3,

FeOHNO3.

4.Составить уравнения реакций получения всеми возможными способами следующих солей: сульфата меди (II), нитрата натрия, карбоната кальция.

5.Изменяя соотношение реагирующих веществ по реакции

Ca(OH)2 + H3PO4 → ,

получить кислые, основную и среднюю соли.

6.Составить уравнения реакций получения указанных ниже солей: дигидрофосфата натрия, гидросульфита бария, дигидроксохлорида алюминия, гидроксонитрата хрома (III). Как превратить эти соли в средние? Написать уравнения соответствующих реакций.

7.Осуществить следующие превращения:

a)Fe(OH)3 → Fe2O3 → Fe → FeCl3 → Fe(NO3)3;

б) P → P2O5 → H3PO4 → Ca3(PO4)2 → Ca(H2PO4)2 → Ca3(PO4)2; в) Cu(OH)2 → CuO → Cu → CuSO4→ Cu(NO3)2.

2. Скорость химической реакции. Катализ

19

Любая химическая реакция представляет собой совокупность элементарных актов взаимодействий между молекулами, атомами или ионами, при которых образуются продукты реакции. Конечные продукты могут получаться за один или несколько последовательных элементарных актов (ступеней).

Скоростью химической реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объёма (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).

Если за промежуток времени ∆τ = τ2 − τ1 концентрация одного из веществ, участвующих в реакции, уменьшается на ∆С = С2 − С1, то средняя скорость химической реакции за указанный промежуток времени равна

Величина V выражает скорость химического процесса на некотором отрезке времени. Поэтому чем меньше ∆τ, тем средняя скорость будет ближе к истинной.

Скорость химической реакции зависит от следующих факторов:

1)природы и концентрации реагирующих веществ;

2)температуры реакционной системы;

3)наличия катализатора;

4)давления,

5)величины поверхности раздела фаз и скорости перемешивания системы (для гетерогенных реакций);

6)типа растворителя.

Влияние концентрации реагентов. Скорость реакции пропорциональна

числу соударений молекул реагирующих веществ. Число соударений, в свою очередь, тем больше, чем выше концентрация каждого из исходных веществ.

Общую формулировку влияния концентрации на скорость химической реакции даёт закон действия масс (1867 г., Гульдберг, Вааге, Бекетов).

При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их уравнительных (стехиометрических) коэффициентов.

Для реакции аА + вВ = сС V = K[A]а[B]в,

где К – коэффициент пропорциональности или константа скорости; [ ] − концентрация реагента в моль/л.

Если [А] = 1 моль/л, [В] =1 моль/л, то V = K, отсюда физический смысл

20

константы скорости К: константа скорости равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице.

Влияние температуры на скорость реакции. С ростом температуры увеличивается частота столкновения реагирующих молекул, а следовательно, увеличивается скорость реакции.

Количественно влияние температуры на скорость гомогенных реакций может быть выражено правилом Вант-Гоффа.

В соответствии с правилом Вант-Гоффа при повышении (понижении) температуры на 10 градусов скорость химической реакции увеличивается (уменьшается) в 2-4 раза:

где V(t2) и V(t1) – скорости химической реакции при соответствующих температурах; τ(t2) и τ(t1) – продолжительность химической реакции при соответствующих температурах; γ – температурный коэффициент Вант-Гоффа, который может принимать числовое значение в интервале 2-4.

Пример. При температуре 298 К некоторая реакция заканчивается за 32минуты. Через сколько минут закончится эта реакция при 348 К, если температурный коэффициент равен 4?

Решение. При увеличении температуры от 298 до 348 К скорость реакции возрастает в соответствии с правилом Вант-Гоффа в

Следовательно, данная реакция при 348 К закончится за 32 мин : 1024 = = 0,03 мин = 1,8 с.

Энергия активации. Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации данной реакции (выражается в кДж/моль). Одним из способов активации является увеличение температуры: при повышении температуры число активных частиц сильно возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением

Аррениуса:

K= A exp −Ea ,

RT

где К – константа скорости химической реакции; Eа – энергия активации;