817

2) по числу атомов водорода – на одноосновные (HCl, HNO3), двухосновные (H2CO3, H2SO4, H2S) и трехосновные (многоосновные) (H3PO4, H3AsO4);

3)по степени диссоциации – на сильные электролиты (HCl, H2SO4, HNO3, HI, HBr) и слабые электролиты (H2CO3, H2S и др.);

4)по окислительной способности – на кислоты – сильные окислители (HNO3, H2SO4, H2CrO4, HMnO4) и неокислительные кислоты.

В табл. 11 приводятся названия и формулы важнейших кислот и соответствующих солей.

Кислоты в лаборатории можно получить:

1) при растворении кислотных оксидов в воде: N2O5 + H2O = 2HNO3, CrO3 + H2O = H2CrO4;

2) при взаимодействии солей с сильными кислотами: Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl, Pb(NO3)2 + 2HCl = PbCl2 + 2HNO3.

61

Кислоты взаимодействуют с металлами, основаниями,

основными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и солями:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 ;

Cu + 4HNO3(концентр.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;

H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2H2O;

2HBr + MgO = MgBr2 + H2O;

6HI + Al2O3 = 2AlBr3 + 3H2O;

H2SO4 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + 2H2O;

AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3.

Обычно кислоты взаимодействуют только с теми металлами, которые в электрохимическом ряду напряжения стоят до водорода ( <0), при этом выделяется свободный водород. С малоактивными металлами ( >0) такие кислоты не взаимодействуют. Кислоты, являющиеся сильными окислителями (азотная, концентрированная серная), реагируют со всеми металлами, за исключением благородных (золото, платина), но при этом выделяется не водород, а вода и оксид, например, SO2 или NO2.

Солью называют продукт замещения водорода в кислоте на металл.

Все соли делятся на:

средние – NaCl, K2CO3, KMnO4, Ca3(PO4)2 и др.; кислые – NaHCO3, KH2PO4;

основные – CuOHCl, Fe(OH)2NO3; комплексные – Na[Al(OH)4], K3[Fe(CN)6]; двойные – KAl(SO4)2, NaKCO3.

Средней солью называется продукт полного замещения ионов водорода в молекуле кислоты атомами металла.

Кислые соли содержат атомы водорода, способные участвовать в химических обменных реакциях. В кислых солях произошло неполное замещение атомов водорода атомами металла.

Основные соли – это продукт неполного замещения гидроксогрупп оснований многовалентных металлов кислотными остатками. Основные соли всегда содержат гидроксо-группу.

Комплексные соли всегда содержат сложный ион, части которого связаны донорно-акцепторной связью.

В двойных солях атомы водорода замещены двумя разными металлами.

Средние соли получают взаимодействием:

62

1) кислоты и основания:

NaOH + HCl = NaCl + H2O; 2) кислоты и основного оксида:

H2SO4 + CaO = CaSO4 + H2O; 3) кислотного оксида и основания:

SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O; 4) кислотного и основного оксидов:

MgO + CO2 = MgCO3; 5) металла с кислотой:

Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O; 6) двух солей:

AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3; 7) соли и кислоты:

Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3 ; 8) соли и щелочи:

CuSO4 + 2CsOH = Cu(OH)2 + Cs2SO4.

Кислые соли получают:

1) при нейтрализации многоосновных кислот щелочью в избытке кислоты:

H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O;

2)при взаимодействии средних солей с кислотами:

СaCO3 + H2CO3 = Ca(HCO3)2;

3)при гидролизе солей, образованных слабой кислотой: Na2S + H2O = NaHS + NaOH.

Основные соли получают:

1) при реакции между основанием многовалентного металла и кислотой в избытке основания:

Cu(OH)2 + HCl = CuOHCl + H2O;

2)при взаимодействии средних солей со щелочами:

СuCl2 + KOH = CuOHCl + KCl;

3)при гидролизе средних солей, образованных слабыми основаниями:

AlCl3 +H2O = AlOHCl2 + HCl.

Методы получения комплексных солей рассмотрены в лабораторной работе «Комплексные соединения».

Двойные соли можно получать, действуя на кислые соли щелочью, содержащей другой металл:

NaHCO3 + KOH = NaKCO3 + H2O.

63

Соли могут взаимодействовать с кислотами, щелочами, другими солями, с водой (реакция гидролиза):

2H3PO4 + 3Ca(NO3)2 = Ca3(PO4)2 + 6HNO3;

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl;

Na2S + NiCl2 = NiS + 2NaCl.

В любом случае реакция ионного обмена идет до конца только тогда, когда образуется малорастворимое, газообразное или слабо диссоциирующее соединение.

Кроме того, соли могут взаимодействовать с металлами при условии, что металл более активный (имеет более отрицательный электродный потенциал), чем металл, входящий в состав соли:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu.

Для солей также характерны реакции разложения: BaCO3 = BaO + CO2 ; 2KClO3 = 2KCl + 3O2 .

Экспериментальная часть

Опыт 1. Получение и свойства оксидов

а) В колбу налейте немного дистиллированной воды и добавьте несколько капель индикатора метилового оранжевого. Железной ложечкой возьмите немного серы и внесите в пламя спиртовки (опыт проводить под тягой!). Ложечку с горящей серой опустите в колбу и держите над водой. После сгорания серы ложечку выньте, колбу прикройте часовым стеклом и осторожно перемешайте воду и находящийся в колбе газ. Обратите внимание на изменение цвета индикатора. Напишите реакции, протекающие при сгорании серы и при растворении газа в воде. О чем свидетельствует изменение цвета индикатора? Какими свойствами обладает оксид серы?

б) Кусочек магния тигельными щипцами внесите в пламя спиртовки. Что наблюдаете? Полученный белый оксид положите на часовое стекло, добавьте несколько капель дистиллированной воды и каплю индикатора фенолфталеина. Как изменилась окраска раствора? Напишите реакции, проходящие при горении магния и при растворении оксида. О чем свидетельствует изменившаяся окраска фенолфталеина? Какими свойствами обладает оксид магния?

в) В пробирку налейте 5 – 10 мл раствора сульфата меди CuSO4 и добавьте немного раствора щелочи (NaOH). Какого цвета образовавшийся осадок? Какое вещество получилось в ходе этой

64

реакции? Полученный осадок нагрейте в пламени спиртовки. Что происходит? Напишите уравнение получения гидроксида меди и реакцию его разложения.

г) Возьмите две пробирки. В одну налейте немного раствора соляной кислоты HCl, в другую – немного раствора щелочи NaOH. В обе пробирки добавьте немного оксида цинка ZnO. Наблюдайте растворение оксида в обеих пробирках (при необходимости пробирки можно подогреть). О каких свойствах оксида цинка это свидетельствует? Напишите уравнения протекающих реакций.

Сделайте вывод о методах получения оксидов и об их свойствах.

Опыт 2. Получение оснований

1)В две пробирки налейте по 3 - 5 мл воды. В одну из них всыпьте небольшое количество негашеной извести CaO, а в другую – жженой магнезии MgO. Содержимое пробирок встряхните и добавьте

вобе пробирки по капле индикатора фенолфталеина. Где ярче окраска? Чем это можно объяснить? Напишите уравнения реакций.

2)В три пробирки налейте по 2 – 3 мл растворов солей: в первую – хлорид железа FeCl3, во вторую – сульфат меди CuSO4, в третью – хлорид никеля NiCl2. В каждую пробирку добавьте по несколько капель щелочи NaOH. Наблюдайте образование осадков. Отметьте их цвет. Напишите уравнения реакций. Осадки сохраните для опыта №4.

3)В две пробирки налейте 3 – 5 мл воды, добавьте 2 – 3 капли фенолфталеина. В одну пробирку положите кусочек натрия, в другую

– стружку магния. Где реакция идет интенсивнее? Пробирку с магнием можно слегка подогреть. Объясните результаты опыта и напишите уравнения реакций.

Опыт 3. Получение и свойства кислот

1)В пробирку налейте 3 – 5 мл раствора серной кислоты и добавьте несколько кристаллов ацетата натрия СН3СООNa. Пробирку слегка подогрейте в пламени спиртовки. Какой запах ощущается? Об образовании какой кислоты это свидетельствует? Напишите уравнение реакции.

2)Налейте в пробирку 3 –5 мл концентрированного раствора силиката натрия Na2SiO3 и добавьте 5 – 7 мл раствора соляной

65

кислоты. Наблюдайте образование гелеобразного осадка метакремниевой кислоты. Напишите уравнение реакции.

3)В пробирку поместите небольшое количество оксида хрома CrO3 и прилейте 5 – 10 мл воды. Добавьте несколько капель индикатора метилоранжевого. О чем свидетельствует изменившийся цвет индикатора? Напишите уравнение реакции.

4)В пробирку с оксидом кальция CaO прилейте раствор соляной кислоты HCl. Наблюдайте растворение оксида. Напишите уравнение реакции.

5)В пробирку добавьте 3 – 5 мл раствора щелочи NaOH, несколько капель индикатора фенолфталеина. Затем по каплям приливайте раствор серной кислоты до обесцвечивания раствора. Какая реакция произошла? Как изменилась реакция среды? Напишите уравнение реакции.

Сделайте вывод о способах получения кислот и об их свойствах.

Опыт 4. Получение и свойства средних солей

1)К осадкам Cu(OH)2, Fe(OH)3, Ni(OH)2, полученным в опыте №2, добавьте немного раствора серной кислоты H2SO4. Перемешайте содержимое пробирок. Что происходит с осадками? Напишите уравнения реакций.

2)В две пробирки налейте небольшое количество растворов хлорида бария BaCl2 и нитрата свинца Pb(NO3)2. В обе пробирки добавьте немного раствора серной кислоты. Что происходит? Напишите уравнения реакций.

3)В пробирку налейте немного раствора хлорида бария BaCl2, а затем столько же хромата калия K2CrO4. Какого цвета осадок образуется? Напишите уравнение реакции.

4)В две пробирки налейте раствор сульфата меди CuSO4, в одну пробирку бросьте кусочек железа, в другую – цинка. При необходимости пробирки нагрейте. Где реакция идет быстрее и почему? Напишите уравнения реакций.

5)В одну пробирку поместите небольшое количество оксида меди CuO , в другую – оксида магния MgO. В обе пробирки прилейте по 3 –5 мл раствора серной кислоты. В каком случае реакция идет быстрее? Почему? Напишите уравнения реакций.

66

Лабораторная работа № 12

МЕТАЛЛЫ ВТОРОЙ ГРУППЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ

Вглавную подгруппу второй группы периодической системы входят бериллий Be, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва, радий Ra. У атомов этих элементов на внешнем энергетическом уровне находятся по два s – электрона. Отдавая их, эти элементы проявляют в соединениях степень окисления +2. Бериллий и магний по своим свойствам несколько отличаются от остальных так называемых щелочно-земельных металлов, которые сходны между собой. Отличительные свойства первых двух элементов объясняются отсутствием у них d – орбиталей и значительно меньшим радиусом атома.

Всвободном состоянии все металлы второй группы главной подгруппы серебристо-серого цвета, довольно легкие и мягкие. В свободном состоянии наибольшее применение находит магний для изготовления специальных сплавов. Все металлы химически активны.

Сростом порядкового номера усиливаются восстановительная активность металлов, растворимость их оксидов и гидроксидов, реакционная способность с водой, металлические свойства.

Бериллий с водой практически не реагирует, магний реагирует медленно только с горячей водой, кальций и остальные металлы легко реагируют даже при нормальных условиях с выделением большого количества тепла (выделяющийся при этом водород может вспыхнуть):

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 .

Все металлы легко реагируют с кислотами: Be + H2SO4 = BeSO4 + H2 ; Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 .

С азотной кислотой металлы реагируют с образованием соли, воды и оксидов азота:

3Be + 8HNO3(разб., горяч.) = 3Be(NO3)2 + 2NO + 4H2O; 4Mg + 10HNO3(оч. разб.) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O; 4Mg + 10HNO3 (разб.) = 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O.

Бериллий, обладая, в отличие от других металлов этой группы, амфотерными свойствами, легко растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием гидроксокомплексов, а также сплавляется со щелочами:

67

Be + 2H2O + 2NaOH = Na2[Be(OH)4] + H2 ;

Be + 2NaOH = Na2BeO2 + H2 (сплавление).

Оксид бериллия амфотерный, остальные металлы образуют основные оксиды. Оксид бериллия с водой не взаимодействует, оксид магния растворяется медленно при нагревании, а оксиды щелочноземельных металлов бурно реагируют с водой с образованием щелочей с выделением большого количества тепла:

СаО + Н2О = Са(ОН)2 + 65 КДж.

Гидроксид бериллия обладает, как и оксид, амфотерными свойствами, гидроксид магния – основание средней силы, гидроксиды щелочно-земельных металлов – сильные основания, щелочи.

Большинство солей магния и щелочно-земельных металлов хорошо растворимы в воде. Мало растворимы сульфаты, фосфаты, карбонаты и оксалаты (соли щавелевой кислоты).

Соли бериллия и магния подвергаются гидролизу с образованием основных солей:

BeCl2 + H2O = BeOHCl + HCl.

По второй ступени гидролиз практически не идет.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Получение и свойства гидроксида бериллия

В две пробирки с раствором соли бериллия прилейте немного раствора гидроксида натрия до выпадения осадка. Отметьте цвет и характер осадка. В одну пробирку добавьте немного раствора соляной кислоты, в другую – избыток раствора щелочи. Что происходит с осадком? Напишите уравнения реакций. Сделайте выводы о химическом характере гидроксида бериллия. Раствор гидроксобериллата натрия сохранить для следующего опыта.

Опыт 2. Гидролиз солей бериллия

1)Определите реакцию среды в растворе хлорида бериллия. Напишите уравнение реакции гидролиза хлорида бериллия в молекулярной и ионной формах. На какой ступени заканчивается гидролиз? Что препятствует полному гидролизу?

2)К раствору гидроксобериллата натрия, полученному в первом опыте, добавьте дистиллированной воды и нагрейте в пламени спиртовки до выпадения осадка. Что он собой представляет? Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.

68

На основании проделанных опытов сделайте вывод о силе кислотных и основных свойств гидроксида бериллия как электролита.

Опыт 3. Свойства металлического магния и кальция

Возьмите шесть пробирок, в две из них налейте немного раствора соляной кислоты, в две другие – немного раствора азотной кислоты, в две последние –немного дистиллированной воды. К каждой паре пробирок добавьте по кусочку магния (в одну пробирку) и по маленькому кусочку кальция (в другую пробирку). Сравните химическую активность этих металлов. Какие свойства в этих реакциях проявляют магний и кальций? Напишите уравнения реакций.

Опыт 4. Получение и свойства гидроксидов магния и кальция

В одну пробирку налейте 3 – 5 мл раствора соли магния, в другую – столько же раствора соли кальция. Добавьте немного раствора гидроксида натрия до выпадения осадка. Полученный гидроксид магния разделите на три части. К первой части добавьте несколько капель раствора соляной кислоты. Ко второй части добавьте несколько капель раствора щелочи. К третьей части добавьте 2Н раствор хлорида аммония. В каком случае происходит растворение осадка? Почему? Осадок гидроксида кальция разделите на две части, к первой добавьте немного раствора соляной кислоты, ко второй – щелочи. В каком случае осадок растворяется? Напишите уравнения протекающих реакций. Сделайте вывод о свойствах гидроксидов магния и кальция.

Опыт 5. Получение гидроксокарбоната магния

В пробирку к 2 – 3 каплям раствора соли магния добавьте раствор соды до образования осадка гидроксокарбоната магния. Что наблюдаете? Испытайте отношение осадка основной соли магния к соляной кислоте. Напишите уравнения протекающих реакций.

Опыт 6. Получение гидрокарбоната кальция

К раствору соли кальция добавьте немного раствора соды. Какое вещество выпадает в осадок? Почему не образуется основная соль кальция (сравните с предыдущим опытом)? В раствор с осадком пропустите углекислый газ из аппарата Киппа. Наблюдайте

69

постепенное растворение осадка. Почему оно происходит? Напишите уравнения реакций.

Опыт 7. Нерастворимые соли щелочно-земельных металлов

1)В три пробирки внесите по несколько капель растворов солей: в первую – соли кальция, во вторую – соли стронция, в третью

–соли бария. В каждую добавьте такое же количество раствора сульфата натрия. Отметьте различную скорость образования осадков. Чем это объясняется? Испытайте действие соляной кислоты на полученные осадки. Напишите уравнения реакций.

2)В три пробирки налейте немного растворов солей кальция, стронция и бария. Ко всем трем растворам добавьте немного раствора оксалата аммония, испытайте действие соляной кислоты на эти осадки. Напишите все уравнения реакций.

3)В три пробирки внесите раздельно по 3 – 5 мл растворов солей кальция, стронция и бария. В каждую добавьте по несколько капель раствора хромата калия. В каком случае образуется осадок? Отметьте цвет осадка. Испытайте действие уксусной кислоты на осадки хроматов. Растворяется ли осадок хромата бария в соляной кислоте? Напишите уравнения реакций, объясните, почему хромат стронция растворяется в уксусной кислоте, а хромат бария в ней почти нерастворим, но растворяется в соляной кислоте? Хромат какого металла наиболее растворим?

Лабораторная работа №13

АЛЮМИНИЙ

Алюминий – элемент главной подгруппы третьей группы, его атомы имеют на внешнем электронном слое три валентных электрона, поэтому в соединениях алюминий проявляет степень окисления +3. Это один из немногих р – элементов, являющихся металлом. Металлические свойства алюминия выражены слабее, чем у щелочных и щелочно-земельных металлов. Соединения алюминия обладают амфотерными свойствами.

Алюминий хорошо растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах с выделением водорода:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 .

70