Лаба 1 / 0421_Токарев_отчет ЛР1

13

МИНОБРНАУКИ РОССИИ

Санкт-Петербургский государственный

электротехнический университет

«ЛЭТИ» им. В.И. Ульянова (Ленина)

Кафедра физической химии

отчет

по лабораторной работе №1

по дисциплине «Химия»

Тема: Химические свойства кислот, оснований, солей

Студент гр. 0421		Токарев А.А.
Преподаватель		Васильев Б.В.

Санкт-Петербург

2020

Цель работы: Ознакомление с некоторыми методами получения оксидов, оснований, кислот и солей и с их химическими свойствами.

Основные теоретические положения

Оксиды – химические соединения, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления «2».

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Последних довольно мало (СО, NO, N₂O), они не образуют солей ни с кислотами, ни со щелочами. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называются оксиды (CuO, Nа₂O и др.), которым соответствуют гидроксиды, относящиеся к классу оснований. Реагируя с кислотами, они образуют соль и воду. Основные оксиды – это оксиды металлов. Для них характерен ионный тип химической связи. У металлов, входящих в состав основных оксидов, степень окисления, как правило, бывает не выше +3.

Кислотными называют оксиды (SO₂, CO₂ и др.), которым соответствуют гидроксиды, относящиеся к классу кислот. Реагируя с основаниями, эти оксиды образуют соль и воду. Кислотные оксиды – это, главным образом, оксиды неметаллов с ковалентной связью. Степень окисления металлов в кислотных оксидах, как правило, больше +4 (V₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇).

Амфотерными называются оксиды (ZnO, PbO и др.), которые обладают двойственными свойствами и ведут себя в одних условиях как основные, а в других – как кислотные, т. е. образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями.

Многие элементы проявляют переменную степень окисления, образуют оксиды различного состава, что учитывается при названии оксида указанием 4 валентности элемента, например: CrO – оксид хрома (II), Cr₂O₃ оксид хрома (III), CrO₃ оксид хрома (VI).

Существуют соединения элементов с кислородом, которые по составу относятся к классу оксидов, но по своему строению и свойствам принадлежат к классу солей. Это так называемые пероксиды или перекиси. Обычно их рассматривают как соли слабой кислоты (Н₂O₂), например Na₂O₂. Характерной особенностью строения этих соединений является наличие в их структуре двух связанных между собой атомов кислорода NaOONa

Основания – это гидроксиды металлов, при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы (ОН^ ) и основные остатки:

Cu(OH)₂ ↔ (CuOH)⁺  OH^- .

Кислотность оснований определяется числом гидроксид-ионов в молекуле основания. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

(CuOH)⁺↔ Cu²⁺  OH^- .

Названия оснований составляют из слова «гидроксид» и названия металла (NaOH – гидроксид натрия) с указанием валентности, если металл образует несколько оснований, например: Fe(OH)₂ гидроксид железа (II), Fe(OH)₃ гидроксид железа (III).

По растворимости в воде различают: основания, растворимые в воде – щелочи (гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов), основания, нерастворимые в воде, например Cu(OH)₂ ,Fe(OH)₃,Cr(OH)₃ и др.

Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов: в их присутствии лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым. Щелочи получают, растворяя в воде оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов.

Основания реагируют с кислотными оксидами и кислотами с образованием соли и воды и не реагируют с основными оксидами и щелочами:

Fe(OH)₂+2HCl = FeCl₂+2H₂O;

Fe(OH)₂+NaOH ≠.

Нерастворимые основания разлагаются при нагревании.

Амфотерные гидроксиды 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.

Кислоты – Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются ионы водорода (Н⁺) и анионы кислотных остатков:

H₂CO₃↔H⁺+HCO₃^-;

H₂CO₃^-↔H⁺+CO₃^2-.

По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на бескислородные (например, HCl, HBr, H₂S) и кислородосодержащие (например, HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄). В растворах кислот индикаторы меняют свою окраску: лакмус становится красным.

Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими левее водорода в

электрохимическом ряду напряжений (ряд активностей металлов), образуют соли и выделяют водород:

2Al+3H₂SO₄разбавл.→Al₂(SO₄)₃+3H₂↑

Водород не выделяется при взаимодействии металлов с азотной и концентрированной серной кислотами. Кислоты реагируют с основными оксидами и основаниями, образуя соль и воду.

Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы

основных остатков и анионы кислотных остатков. Соли делятся на средние, кислые и основные. Средние соли, например, Na₂CO₃, K₂SO₄, Ca₃(PO₄)₂, можно рассматривать как продукты полного замещения катионов водорода в кислоте катионами металла или как продукты полного замещения гидроксогрупп основания кислотными остатками. Уравнения диссоциации средних солей можно записать так:

K₃PO₄=3K⁺+PO₄^3-;

NH₄Cl=NH₄⁺+Cl^-.

Кислые соли – продукты неполного замещения катионов водорода

многоосновных кислот катионами металла. Их образуют только многоосновные кислоты. Кислыми солями являются, например, NaHCO₃, Ca(H₂PO₄)₂, KHSO₃. Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением:

NaHCO₃=Na⁺+HCO₃^-.

Анион HCO₃^- подвергается дальнейшей диссоциации в незначительной

степени.

Основные соли по составу являются продуктами неполного замещения

гидроксогрупп основания кислотными остатками. Основные соли, например, (CuOH)₂CO₃, AlOH(NO₃)₂, FeOHCl, образуются только многокислотными основаниями. Диссоциация основной соли выражается уравнением:

MgOHCl=MgOH⁺+Cl^-.

Катион MgOH⁺ подвергается незначительной дальнейшей диссоциации.

Кислые и основные соли превращаются в средние при действии щелочи на кислую соль:

NaHSO₃+NaOH=Na₂SO₃+H2O;

Ca(H₂PO₄)₂+2Ca(OH)₂=Ca₃(PO₄)₂+4H₂O.

а также при действии кислоты на основную соль:

(CuOH)₂SO₄+H₂SO₄=2CuSO₄+2H₂O.

Протокол наблюдений

Лабораторная работа № 1

«Химические свойства кислот, оснований, солей»

№ опыта	Реакция	Наблюдение
1.12	СuSO4+NaOHCu(OH)2+…	выпадение осадка
	MnSO4+NaOHMn(OH)2+…	выпадение осадка
	FeCl3+NaOHFe(OH)3+…	выпадение осадка
2.5	Cu(OH)2+HClCuCl2+…	растворение осадка
	Mn(OH)2+ HClMnCl2+…	растворение осадка
	Fe(OH)3+ HClFeCl3+…	растворение осадка
1.14	NaOH + HCl…	изменение цвета раствора с фиолетового до бесцветного
1.16	NiSO4+NaOHNi(OH)2+…	выпадение осадка
	Ni(OH)2+HClNiCl2+…	растворение осадка
1.18	ZnSO4+NaOHZn(OH)2+…	выпадение осадка
	Zn(OH)2+HClZnCl2+…	растворение осадка
	Zn(OH)2+NaOHNa2[Zn(OH)4]	растворение осадка
1.19	Cr2(SO4)3+NaOHCr(OH)3+…	выпадение осадка
	Cr(OH)3+HClCrCl3+…	растворение осадка
	Cr(OH)3+NaOHNa3[Cr(OH)6]	растворение осадка
2.8	Na2SO4+BaCl2BaSO4+…	выпадение осадка
	Na2CO3+CaCl2CaCO3+…	выпадение осадка
2.12	CoCl2+NaOHCo(OH)Cl+…	выпадение осадка
2.13	Co(OH)Cl+NaOHCo(OH)2+…	изменение цвета осадка
	Co(OH)Cl+HClCoCl2+…	растворение осадка

Опыт		метилоранж	фенолфталеин	лакмус
	исходный цвет индикатора	оранжевый	бесцветный	фиолетовый
1.13	NaOH	желтый	фиолетовый	синий
2.3	HCl	красный	бесцветный	красный

Обработка результатов

Опыт 1.12.

Реакция 1.

СuSO₄ + 2NaOH  Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Cu²⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2OH^- → Cu(OH)₂↓ + 2Na⁺ + SO₄^2-

Cu²⁺ + 2OH^- → Cu(OH)₂↓

CuSO₄ – сульфат меди(II); NaOH – гидроксид натрия; Cu(OH)₂ – гидроксид меди(II); Na₂SO₄ – сульфат натрия.

Реакция 2.

MnSO₄ + 2NaOH  Mn(OH)₂ + Na₂SO₄

Mn²⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2OH^- → Mn(OH)₂ + 2Na⁺ + SO₄^2-

Mn²⁺ + 2OH^- → Mn(OH)₂↓

MnSO₄ – сульфат марганца(II); NaOH – гидроксид натрия; Mn(OH)₂ – гидроксид марганца(II); Na₂SO₄ – сульфат натрия.

Реакция 3.

FeCl₃ + 3NaOH  Fe(OH)₃ + 3NaCl

Fe³⁺ + 3Cl^- + 3Na⁺ + 3OH^- → Fe(OH)₃ + 3Na⁺ + 3Cl^-

Fe³⁺ + 3OH^- → Fe(OH)₃

FeCl₃ – хлорид железа(III); NaOH – гидроксид натрия; Fe(OH)₃ – гидроксид железа(III); NaCl – хлорид натрия.

Опыт 2.5.

Реакция 1.

Cu(OH)₂ + 2HCl  CuCl₂ + 2H₂O

Cu(OH)₂ + 2H⁺ + 2Cl^- → Cu²⁺ + 2Cl^- + 2H₂O

Cu(OH)₂ + 2H⁺ → Cu²⁺ + 2H₂

Cu(OH)₂ – гидроксид меди(II); HCl – соляная кислота; CuCl₂ – хлорид меди(II); H₂O – вода.

Реакция 2.

Mn(OH)₂ + 2HCl  MnCl₂ + 2H₂O

Mn(OH)₂ + 2H⁺ + 2Cl^- → Mn²⁺ + 2Cl^- + 2H₂O

Mn(OH)₂ + 2H⁺ → Mn²⁺ + 2H₂O

Mn(OH)₂ – гидроксид марганца(II); HCl – соляная кислота; MnCl₂ – хлорид марганца(II); H₂O – вода.

Реакция 3.

Fe(OH)₃ + 3HCl  FeCl₃ + 3H₂O

Fe(OH)₃ + 3H⁺ + 3Cl^- → Fe³⁺ + 3Cl^- + 3H₂O

Fe(OH)₃ + 3H⁺ → Fe³⁺ + 3H₂O

Fe(OH)₃ – гидроксид железа(III); HCl – соляная кислота; FeCl₃ – хлорид железа(III); H₂O – вода.

Опыт 1.14.

NaOH + HCl  NaCl + H₂O

Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^-  Na⁺ + Cl^- + H₂O

OH^- + H⁺  H₂O

NaOH – гидроксид натрия; HCl – соляная кислота; NaCl – хлорид натрия; H₂O – вода.

Опыт 1.16.

Реакция 1.

NiSO₄ + 2NaOH  Ni(OH)₂ + Na₂SO₄

Ni²⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2OH^-  Ni(OH)₂ + 2Na⁺ + SO₄^2-

Ni²⁺ + 2OH^-  Ni(OH)₂

NiSO₄ – сульфат никеля(II); NaOH – гидроксид натрия; Ni(OH)₂ – гидроксид никеля(II); Na₂SO₄ – сульфат натрия.

Реакция 2.

Ni(OH)₂ + 2HCl  NiCl₂ + H₂O

Ni(OH)₂ + 2H⁺ + 2Cl^-  Ni²⁺ + 2Cl^- + H₂O

Ni(OH)₂ + 2H⁺  Ni²⁺ + H₂O

Ni(OH)₂ – гидроксид никеля(II); HCl – соляная кислота; NiCl₂ – хлорид никеля(II); H₂O – вода.

Опыт 1.18.

Реакция 1.

ZnSO₄ + 2NaOH  Zn(OH)₂ + Na₂SO₄

Zn²⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2OH^-  Zn(OH)₂ + 2Na⁺ + SO₄^2-

Zn²⁺ + 2OH^-  Zn(OH)₂

ZnSO₄ – сульфат цинка; NaOH – гидроксид натрия; Zn(OH)₂ – гидроксид цинка; Na₂SO₄ – сульфат натрия.

Реакция 2.

Zn(OH)₂ + 2HCl  ZnCl₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2H⁺ + 2Cl^-  Zn²⁺ + 2Cl^- + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2H⁺  Zn²⁺ + 2H₂O

Zn(OH)₂ – гидроксид цинка; HCl – соляная кислота; ZnCl₂ – хлорид цинка; H₂O – вода.

Реакция 3.

Zn(OH)₂ + 2NaOH  Na₂[Zn(OH)₄]

Zn(OH)₂ + 2Na⁺ + 2OH^-  2Na⁺ + [Zn(OH)₄]^2-

Zn(OH)₂ + 2OH^-  [Zn(OH)₄]^2-

Zn(OH)₂ – гидроксид цинка; NaOH – гидроксид натрия; Na₂[Zn(OH)₄] – тетрагидроксоцинконат(II) натрия.

Опыт 1.19.

Реакция 1.

Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH  2Cr(OH)₃ + 3Na₂SO₄

2Cr³⁺ + 3SO₄^2- + 6Na⁺ + 6OH^-  2Cr(OH)₃ + 6Na⁺ + 3SO₄^-2

2Cr³⁺ + 6OH^-  2Cr(OH)₃

Cr₂(SO₄)₃ – сульфат хрома(III); NaOH – гидроксид натрия; Cr(OH)₃ – гидроксид хрома(III); Na₂SO₄ – сульфат натрия.

Реакция 2.

Cr(OH)₃ + 3HCl  CrCl₃ + 3H₂O

Cr(OH)₃ + 3H⁺ + 3Cl^-  Cr³⁺ + 3Cl^- + 3H₂O

Cr(OH)₃ + 3H⁺  Cr³⁺ + 3H₂O

Cr(OH)₃ - гидроксид хрома(III); HCl – соляная кислота; CrCl₃ – хлорид хрома(III); H₂O – вода.

Реакция 3.

Cr(OH)₃ + 3NaOH  Na₃[Cr(OH)₆]

Cr(OH)₃ + 3Na⁺ + 3OH^-  3Na⁺ + [Cr(OH)₆]^-3

Cr(OH)₃ + 3OH^-  [Cr(OH)₆]^-3

Cr(OH)₃ - гидроксид хрома(III); NaOH – гидроксид натрия; Na₃[Cr(OH)₆] – гегсагидроксохромат(III) натрия.

Опыт 2.8.

Реакция 1.

Na₂SO₄ + BaCl₂  BaSO₄ + 2NaCl

2Na⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2Cl^-  BaSO₄ + 2Na⁺ + 2Cl^-

SO₄^2- + Ba²⁺  BaSO₄

Na₂SO₄ – сульфат натрия; BaCl₂ – хлорид бария; BaSO₄ – сульфат бария; NaCl – хлорид натрия.

Реакция 2.

Na₂CO₃ + CaCl₂  CaCO₃ + 2NaCl

2Na⁺ + CO₃^2- + Ca²⁺ + 2Cl^-  CaCO₃ + 2Na⁺ + 2Cl^-

CO₃^2- + Ca²⁺  CaCO₃

Na₂CO₃ – карбонат натрия; CaCl₂ – хлорид кальция; CaCO₃ – карбонат кальция; NaCl – хлорид натрия.

Опыт 2.12.

CoCl₂ + NaOH Co(OH)Cl + NaCl

Co²⁺ + 2Cl^- + Na⁺ + OH^-  Co(OH)Cl + Na⁺ + Cl^-

Co²⁺ + Cl^- + OH^-  Co(OH)Cl

CoCl₂ – хлорид кобальта(II); NaOH – гидроксид натрия; Co(OH)Cl - гидроксохлорид кобальта(II); NaCl – хлорид натрия.

Опыт 2.13.

Реакция 1.

Co(OH)Cl + NaOH  Co(OH)₂ + NaCl

Co(OH)Cl + Na⁺ + OH^-  Co²⁺ + 2OH^- + Na⁺ + Cl^-

Co(OH)Cl  Co²⁺ + OH^- + Cl^-

Co(OH)Cl - гидроксохлорид кобальта(II); NaOH – гидроксид натрия; Co(OH)₂ – гидроксид кобальта(II); NaCl – хлорид натрия.

Реакция 2.

Co(OH)Cl + HCl  CoCl₂ + H₂O

Co(OH)Cl + H⁺ + Cl^-  Co²⁺ + 2Cl^- + H₂O

Co(OH)Cl + H⁺  Co²⁺ + Cl^- + H₂O

Co(OH)Cl - гидроксохлорид кобальта(II); HCl – соляная кислота; CoCl₂ – хлорид кобальта(II); H₂O – вода.

Выводы:

Опыт 1.12.

Из проведенных реакций можно сделать вывод о том, что гидроксид меди(II), гидроксид марганца(II) и гидроксид железа(III) можно получить обменной реакцией растворимых солей соответствующего металла(сульфат меди(II), сульфат марганца(II), хлорид железа(III)) с основанием(гидроксид натрия).

Опыт 2.5.

Из проведенных реакций можно сделать вывод о том, что соли соответствующего металла(хлорид меди(II), хлорид марганца(II), хлорид железа(III)) можно получить обменной реакцией нерастворимых гидроксидов этих металлов(гидроксид меди(II), гидроксид марганца(II) и гидроксид железа(III)) с кислотой (в данном опыте соляная кислота). Также эти гидроксиды реагируют с кислотой, что доказывает их основные свойства.

Опыт 1.14.

Из проведенной реакции можно сделать вывод о том, что соляная кислота при взаимодействии с гидроксидом натрия нейтрализует его с образованием хлорида натрия и воды. Это подтверждается изменением цвета раствора щелочи с фенолфталеином при добавлении кислоты.

Опыт 1.16.

Из проведенных реакций можно сделать вывод о том, что гидроксид никеля(II) можно получить обменной реакцией растворимой соли никеля(сульфата никеля(II)) и основания(гидроксид натрия). Также гидроксид никеля(II) реагирует с соляной кислотой, что доказывает его основные свойства.

Опыт 1.18.

Из проведенных реакций можно сделать вывод о том, что гидроксид цинка можно получить обменной реакцией между растворимой солью цинка(сульфат цинка) и гидроксидом(гидроксид натрия). Также гидроксид цинка реагирует как со щелочью(гидроксид натрия), так и с кислотой(соляная кислота), что доказывает его амфотерные свойства.

Опыт 1.19.

Из проведенных реакций можно сделать вывод о том, что гидроксид хрома(III) можно получить обменной реакцией между растворимой солью хрома(сульфат хрома(III)) и гидроксидом(гидроксид натрия). Также гидроксид хрома(III) реагирует как со щелочью(гидроксид натрия), так и с кислотой(соляная кислота), что доказывает его амфотерные свойства.

Опыт 2.8.

Из проведенных реакций можно сделать вывод о том, что сульфат бария и карбонат кальция можно получить обменной реакцией между соответствующей солью натрия(сульфат натрия и карбонат натрия) и хлоридом соответствующего металла(хлорид бария и хлорид кальция).

Опыт 2.12.

Из проведенной реакции можно сделать вывод о том, что гидроксохлорид кобальта(II) можно получить обменной реакцией между растворимой солью (хлорид кобальта(II)) и гидроксидом(гидроксид натрия).

Опыт 2.13.

Из проведенных реакций можно сделать вывод о том, что гидроксид кобальта(II) можно получить обменной реакцией между основной солью(гидроксохлорид кобальта(II)) и основанием(гидроксид натрия). Также можно сделать вывод о том, что хлорид кобальта(II) можно получить обменной реакцией между основной солью(гидроксохлорид кобальта(II)) и кислотой(соляная кислота).

Опыт 1.13.

Из проведенных реакций можно сделать вывод о том, что метилоранж, имея изначально оранжевый цвет, при реакции с основанием становится желтым. Лакмус, имея изначально фиолетовый цвет, при реакции с основанием становится синим. Фенолфталеин, не имея изначально никакого цвета, при реакции с основанием становится фиолетовым. Благодаря этим свойствам, можно использовать метилоранж, лакмус и фенолфталеин для индикации кислот и оснований.

Опыт 2.3.

Из проведенных реакций можно сделать вывод о том, что фенолфталеин, изначально будучи прозрачным, при реакции с кислотой – остается прозрачным. Метилоранж, имея изначально оранжевый цвет, при реакции с основанием становится красным. Лакмус, имея изначально фиолетовый цвет, при реакции с основанием становится красным. Благодаря этим свойствам, можно использовать лакмус и метилоранж для индикации кислот.