Лабораторная работа № 1.

Классы неорганических веществ. Работу выполнил__________________ Работу принял______________________

Дата выполнения__________________ Отметка о зачете____________________

Цель работы. Обобщение сведений по классам неорганических веществ, углубление изученного в средней школе материала, а также усвоение современной номенклатуры неорганических веществ. Рассмотрение основных свойств простых и сложных неорганических веществ, в том числе оксидов, оснований, кислот и солей.

Подготовка к лабораторной работе.Прежде, чем приступить к выполнению работы необходимо проработать материал по химической символике, по номенклатуре и классификации неорганических соединений, изучить понятия о простом веществе и химическом элементе и основные законы атомно-молекулярного учения.

Теоретическое введение. Простые вещества.

Элементарными или простыми веществами называются вещества, построенные из атомов одного химического элемента. Их называют гомоядерными соединениями. Они являются формой существования химических элементов в свободном виде; свойства элементарных веществ соответствуют химической природе элементов. Элементарные вещества делятся на несколько классов, основные из них: элементарные металлы (Na, К, Мg,Fe,Ni) и элементарные окислители (О₂,Cl₂,S,Br₂). Элементарные металлы проявляют восстановительные свойства, при этом процесс отторжения электронов от атомов металлических элементов приводит к образованию элементарных положительно заряженных ионов (катионов). Самыми энергичными восстановителями являются щелочные металлы. К элементарным металлам относятся всеS- элементы (кроме Н и Не), находящиеся вIAиIIAгруппах периодической системы, всеd- элементы (IB–YIIIBгруппы) и часть р- элементов. Окислительные свойства веществ обусловлены способностью их атомов притягивать к себе электроны извне, образуя при этом элементарные отрицательно заряженные ионы (анионы). Из окислительных элементов самыми энергичными окислителями являютсяF₂, О₂,Cl₂,Br₂. Окислительные элементы располагаются вYA–YIIAгруппах. При взаимодействии элементарных восстановителей с элементарными окислителями, атомы последних восстанавливаются, а атомы восстановителей – окисляются.

Например: 4Na+O₂= 2Na₂O

Na^o– 1e=Na⁺процесс окисления

О + 2 е = О^2- процесс восстановления

2 Na^o+O= 2Na⁺ +O^2-

Na– восстановитель, О – окислитель.

Сложные вещества.

Сложные веществасостоят из атомовразных химических элементов.

Из всего многообразия сложных неорганических веществ можно выделить следующие основные классы: оксиды, основания, кислоты и соли.

Классы неорганических соединений.

Из всего многообразия сложных неорганических веществ можно выделить следующие основные классы: оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды.Вещества, молекулы которых состоят из атомов кислорода и какого-либо элемента, называются оксидами. Оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

1.Основные оксиды- это непосредственные соединения кислорода с металлами. Им соответствуют основания. Если в молекуле оксидов атомы кислорода связаны друг с другом в анион О^2-₂илиО - О^2-, то такие соединения называются пероксидами.

Например: Na₂O₂– пероксид натрия

К₂О₂(К – О – О – К) пероксид калия.

Супероксиды – оксиды, в молекулах которых атомы кислорода связаны друг с другом в анион О^-₂ илиО - О^-. Примеры оксидов и соответствующих им оснований:

основные оксиды : основания:

Na₂Oоксид натрияNaOH

FeOоксид железа (II)Fe(OH)₂

Fe₂O₃оксид железа (III)Fe(OH)₃

Если металл проявляет переменную валентность, то при названии оксида в скобках указывается валентность металла (примеры с оксидами железа).

Наиболее типичными реакциями основных оксидов являются реакции взаимодействия их с кислотными оксидами и кислотами, ведущими к образованию солей. Например:

СаО + СО₂= СаСО₃

СаО + 2НСl= СаСl₂+ Н₂О

Поскольку реакция протекает в растворе, то правильнее выразить ее ионно - молекулярными уравнениями:

полное уравнения СаО + 2Н⁺+ 2Сl^-= Са²⁺+ 2Сl^-+ Н₂О

окончательно СаО + 2Н⁺= Са²⁺+ Н₂О

Основные оксиды обычно образуют металлы в низкой степени окисления (обычно +1, +2 и реже +3).

2.Кислотные оксиды(или ангидриды кислот) – это соединения кислорода с неметаллами, а также металлами, находящимися в высшей (или близкой к высшей) степени окисления. Этим оксидам соответствуют кислоты. Например:

оксид соответствующая оксиду кислота

SO₂ - оксид серы (IV) Н₂SO₃- сернистая кислота

сернистый ангидрид

SO₃- оксид серы (VI) Н₂SO₄-cерная кислота

серный ангидрид

Mn₂O₇- оксид марганца (VII)HMnO_{4 -} марганцевая кислота

марганцевый ангидрид

Наиболее характерные реакции кислотных оксидов – реакции взаимодействия с основными оксидами и основаниями.

Например: SO₃ + CaO = CaSO₄

SO₃ + 2 NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

SO₃ + 2OH^- = SO₄^2- + H₂O

3.Амфотерные – это оксиды металлов, которые могут проявлять свойства кислотных и основных оксидов. Амфотерный характер имеют оксиды некоторых металловII,III,IVи некоторых других групп периодической системы элементов.

Например: ZnO– оксид цинка,Al₂O₃– оксид алюминия, ВеО – оксид бериллия,Cr₂O₃– оксид хрома (III).

ВеО + 2НСl = BeCl₂ + H₂O

BeO + 2H⁺ = Be²⁺ + H₂O

BeO + 2Na^-OH = Na₂BeO₂ + H₂O

бериллат натрия

В водных растворах щелочей такие оксиды, как правило, дают комплексные соединения:

BeO+ 2NaOH+H₂O=Na₂ Be(OH)₄тетрагидроксобериллат натрия

BeO + 2OH^- + H₂O = Be (OH)₄^2-

Для поливалентных металлов, образующих оксиды различного состава, характер оксидов меняется, в зависимости от степени окисления металла, следующим образом:

+2 +3 +6

CrOCr₂O₃ CrO₃

основной ( низшая амфотерный (промежу- кислотный (высшая

степень окисления) жуточная степень степень окисления)

окисления)

Гидроксиды.Гидроксиды можно рассматривать как соединения оксидов с водой, полученные прямым или косвенным способом. К гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды, кислоты.

1.Основания – гидроксиды, молекулы которых состоят из атомов металла и гидроксильных групп. Число гидроксидов в основаниях соответствует валентности металла. Если металл проявляет переменную валентность, то она указывается в скобках при названии гидроксида.

Например: NaOH-- гидроксид натрия

Fe(OH)₂ -- гидроксид железа (II)

Fe(OH)_3--- гидроксид железа (III)

При диссоциации гидроксидов в водном растворе из отрицательных ионов образуется только гидроксид-ион (OH^-).

Растворимые в воде основания называются щелочами, их образуют металлы, расположенные в IА иIIА группах периодической системы (LiOH,NaOH, Ва(ОН)₂и др.). Их диссоциация происходит полностью следующим образом:

КОН = К⁺+ ОН^-

Подобные основания относятся к сильным электролитам.

Труднорастворимые основания диссоциируют ступенчато и относятся к слабым электролитам.

Например: Cu(OH)₂CuOH⁺ +OH^- Icтупень диссоциации

CuOH⁺ Cu²⁺+OH^-IIступень диссоциации

О силе основания можно судить по концентрации в растворе ионов ОН^-. Это можно сделать с помощью индикаторов – веществ, которые меняют свою окраску при изменении концентрации ионов ОН^-. Т.к. в любом водном растворе концентрация ионов ОН^-и ионов Н⁺связаны соотношением:ОН^-•Н⁺= 10^-14, принято для характеристики концентрации этих ионов пользоваться величиной рН (водородного показателя). рН = -lgH⁺.

Характерными реакциями оснований являются реакции взаимодействия с кислотными оксидами и кислотами.

Например: Ba (OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂O

Ni (OH)₂ + 2 HNO₃ = Ni (NO₃)₂ + 2H₂O

Ni(OH)₂+ 2H⁺=Ni²⁺+ 2H₂O

2.Амфотерные гидроксиды– это гидроксиды, которые проявляют и основные и кислотные свойства.

Например: Sn(OH)₂ + 2HCl=SnCl₂+ 2H₂O

хлорид олова

Sn(OH)₂ + 2H⁺=Sn²⁺+ 2H₂O

В водных растворах щелочей амфотерные гидроксиды чаще всего образуют комплексные соли.

Sn(OH)₂ + 2NaOH=Na₂Sn(OH)₄тетра гидроксостаннит натрия

Sn (OH)₂ + 2OH^- = Sn (OH)₄^2-

Для поливалентных металлов характер гидроксидов изменяется аналогично изменению характера оксидов.

Например: +2 +3 +6

Cr(OH)₂Cr(OH)₃ H₂CrO₄

основание (низшая амфолит (промежуточ- кислота (высшая

степень окисления) ная степень окисления) степень окисления)

3.Кислоты– вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на другие атомы или группы атомов. При диссоциации кислоты в водных растворах из положительных ионов образуется только ион водорода (ион гидроксония):

HNO₃ = H⁺ + NO₃^- H⁺ + H₂O = H₃O⁺

гидроксоний-ион

По числу атомов водорода, способных замещаться на металл, определяют основность кислоты:

HCl,HNO_3, HBr- одноосновные кислоты

H₂SO₄,H₂CO₃- двухосновные кислоты

Н₃РО₄, Н₃А_SO₄- трехосновные кислоты

По химическому составу кислоты делятся на кислородосодержащие: H₂SO_3,HNO₃и т.д. и бескислородныеHCl,HCN,H₂Sи др.

О силе кислот судят по степени их диссоциации. Сильные кислоты диссоциируют по схеме: HCl=H⁺+Cl^-, слабыеHCNH⁺+CN^-, причем многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂SH⁺+HS^--Iступень диссоциации

HS^-H⁺+S^2--IIступень диссоциации

Для определения относительной силы кислоты определяют рН раствора. С повышением степени окисления кислотообразующего элемента сила кислоты увеличивается.

Например: HClO___HClO₂____HClO₃____HClO_{4______}

усиление кислотных свойств

Наиболее характерными химическими реакциями для кислот являются реакции взаимодействия с металлами, основными оксидами, основаниями, солями.

Например: Са + Н₂SO₄ =CaSO₄ +H₂

CdO+ 2HCl=CdCl₂ +H₂O

Fe(OH)₃ + 3HCl=FeCl₃ + 3H₂O

BaCl₂ +H₂SO₄ =BaSO₄ + 2HCl

Соли –вещества, которые можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов или группой атомов. Различают 5 типов солей: средние или нормальные, кислые, основные, двойные, комплексные, различающиеся характером образующихся при диссоциации ионов.

1.Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты:Nа₂СО₃- карбонат натрия

Na₃РО₄- фосфат натрия

Nа₃РО₄= 3Nа⁺+ РО₄^3-

2.Кислые соли– продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты:NаН₂РО₄=Nа⁺+ Н₂РО₄^-

дигидрофосфат

натрия

Кислые соли дают только многоосновные кислоты, при недостаточном количестве взятого основания.

Н₂SO₄+NaOH=NaHSO₄+H₂O

гидросульфат

натрия

При добавлении избытка щелочи кислая соль может быть переведена в среднюю.

NaHSO₄+NaOH=Na₂SO₄+H₂O

3.Основные соли– продукты неполного замещения гидроксид-ионов в основании на кислотный остаток.

CuOHCl=CuOH⁺+Cl^-

гидроксохлорид

меди

Основные соли могут быть образованы только многокислотными основаниями

(основаниями, содержащими несколько гидроксильных групп), при взаимодействии их с кислотами.

Cu(OH)₂+HCl=CuOHCl+H₂O

Перевести основную соль в среднюю можно, действуя на нее кислотой:

CuOHCl+HCl=CuCl₂+H₂O

4.Двойные соли– такие, в которых электроположительная часть состоит из двух различных катионов:KAl(SO₄)₂ - сульфат калия-алюминия

KAl(SO₄)₂ = K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

Характерные свойства всех рассмотренных типов солей – реакции обмена с кислотами, щелочами и друг с другом.

5.Комплексные соли– соединения, образующие при диссоциации комплексные ионы (заряженные комплексы). При записи комплексные ионы принято заключать в квадратные скобки. Например:

Ag(NH₃)₂ Cl = Ag(NH₃)₂⁺ + Cl^-

K₂PtCl₆= 2K⁺+PtCl₆^2-

Cогласно представлениям, предложенным А.Вернером, в комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Так, например, в рассмотренных комплексных соединениях внутреннюю сферу составляют комплексные ионыAg(NH₃)₂⁺иPtCl₆^2-, а внешнюю сферу соответственноCl^-и К⁺. Центральный атом или ион внутренней сферы называется комплексообразователем. В предложенных соединениях этоAg⁺¹иPt⁺⁴. Координированные вокруг комплексообразователя молекулы или ионы противоположного знака – лиганды. В рассматриваемых соединениях это 2NH₃⁰и 6Cl^-. Число лигандов комплексного иона определяет его координационное число. В предложенных соединениях оно соответственно равно 2 и 6.

По знаку электрического заряда различают комплексы:

1.Катионные(координация вокруг положительного иона нейтральных молекул):

Zn⁺²(NH₃⁰)₄Cl₂^-1; Al⁺³(H₂O⁰)₆ Cl₃^-1

2.Анионные (координация вокруг комплексообразователя в положительной степени окисления лиганд, имеющих отрицательную степень окисления):

K₂⁺¹Be⁺²F₄^-1; К₃⁺¹Fe⁺³(CN^-1)₆

3.Нейтральные комплексы– комплексные соединения без внешней сферыPt⁺(NH₃⁰)₂Cl₂^-⁰. В отличие от соединений с анионными и катионными комплексами, нейтральные комплексы не являются электролитами.

Диссоциация комплексных соединений на внутреннюю и внешнюю сферы называется первичной. Протекает она почти нацело по типу сильных электролитов.

Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса связаны комплексообразователем значительно прочнее и их отщепление при диссоциации проходит лишь в незначительной степени. Обратимая диссоциация внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной.

Ag(NH₃)₂⁺ Ag⁺+ 2NH₃⁰

Вторичная диссоциация комплекса протекает по типу слабых электролитов. Алгебраическая сумма зарядов, частиц, образующихся при диссоциации комплекса равна заряду комплекса.