Laboratorki_po_khimii / 3,4

38

3 Лабораторная работа №3

Основные классы неорганических соединений

Цель работы: усвоение классификации и взаимосвязи между основными классами неорганических соединений; получение неорганических соединений и изучение их свойств.

Оборудование и реактивы: спиртовка, штатив с бюреткой, держатель для пробирок, пинцет, шпатели, фильтровальная бумага, пробирки, колбочка на 50 мл, пипетки, стеклянная трубочка, фарфоровая чашка, индикаторы: фенолфталеин и метиловый оранжевый, дистиллированная вода, порошкообразные CuO, MgO, CaO, ZnO,кристаллический ацетат натрия, металлические натрий и цинк, 0,5н. растворы CuSO₄, Al₂(SO₄)₃, CoCl₂, FeCl₃, Na₂SO₄, NaCl, Pb(NO₃)₂ или Pb(CH₃COO)₂, 2н. растворы NaOH, H₂SO₄, HCl, 30% раствор NaOH, 10% раствор NH₄OH, известковая вода.

Настоящую работу следует проводить в течение двух лабораторных занятий. На первом занятии рассматриваются оксиды, основные и амфотерные гидроксиды, на втором – кислоты и соли.

3.1 Теоретические пояснения

По функциональным признакам к основным классам неорганических соединений принято относить оксиды, гидроксиды (основные, кислотные, амфотерные) и соли, которые можно рассматривать как продукты взаимодействия различных по кислотно-основным свойствам оксидов и гидроксидов. Включение именно этих классов соединений в группу основных неорганических соединений обусловлено химическими особенностями земной атмосферы, где главным окислителем является кислород, а также тем, что самой распространенной жидкостью на Земле является вода.

Генетическая связь между основными классами неорганических соединений показана на рисунке 3.1.

Сложные неорганические вещества по составу делятся на бинарные (двухэлементные), например оксиды, галогениды, сульфиды, гидриды, нитриды, карбиды, и многоэлементные соединения.

Оксиды – это бинарные соединения элементов с кислородом, в которых он проявляет степень окисления –2. Бинарные соединения с фтором, где кислород проявляет положительную степень окисления, а также пероксиды (степень окисления –1), супероксиды (степень окисления –1/2), озониды (степень окисления –1/3) оксидами не являются.

По функциональным признакам оксиды делятся на солеобразующие (при взаимодействии с кислотами или основаниями дают соли) и несолеобразующие, которые не образуют солей, им не соответствуют гидроксиды с той же степенью окисления элемента, что и в оксиде. Несолеобразующие оксиды могут вступать с кислотами или основаниями только в окислительно-восстановительное взаимодействие. Примером таких оксидов служат N₂O, NO, CO, SiO, OsO₄ SO, SeO, TeO и другие.

					H2O	Растворимые основные гид-роксиды (ще-лочи)		С о л и
	O2	Основные оксиды
Металлы				С о л и	+щелочь	Малораство-римые основные гид-роксиды
		Амфотерные оксиды			+щелочь
Неметаллы						Амфотерные гидроксиды
	O2	Кислотные оксиды			+более сильная
					кислота H2O	Кислотные гидроксиды (кислородсо-держащие кислоты)

Рисунок 3.1 – Генетическая связь между основными классами неорганических соединений

Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные (ангидриды кислот) и амфотерные.

К основным оксидам относятся оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, MgO, CuO (основные свойства преобладают), CdO, HgO, VO, CrO, MnO, FeO, NiO, CoO, Bi₂O₃ и другие. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей. Например,

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O;

SO₃ + CaO = CaSO_4.

Они генетически связаны с металлами, имеющими небольшую степень окисления (+1, +2, редко +3). Непосредственно с водой взаимодействуют оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, частично MgO. При этом образуются основные гидроксиды.

BaO+H₂O=Ba(OH)₂

Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями и основными оксидами с образованием солей.

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O

Многие кислотные оксиды, за небольшим исключением (SiO₂, TeO₂, TeO₃, MoO₃, WO₃ и другие), непосредственно взаимодействуют с водой, образуя кислородсодержащие кислоты.

P₂O₅+3H₂O=2H₃PO₄

Кислотные оксиды генетически связаны с неметаллами, а также металлами в высоких степенях окисления: +4, +7. К кислотным оксидам относятся CO₂, SiO₂, SO₂, SO₃, P₂O₅, N₂O₃, NO₂, N₂O₅, B₂O₃, CrO₃, Mn₂O₇ и другие.

Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями с образованием солей.

ZnO+ 2HCl = ZnCl₂ + H₂O;

ZnO + 2NaOH +H₂O = Na₂Zn(OH)₄.

Эти оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют, генетически связаны с некоторыми металлами в степени окисления +2 и почти со всеми металлами в степенях окисления +3, +4. К амфотерным оксидам относятся BeO, ZnO, PbO, SnO, Al₂O₃, Cr₂O₃, SnO₂, PbO₂, Sb₂O₃ и другиие.

Как показывают приведенные примеры, с повышением степени окисления металла основные свойства их оксидов ослабевают, а кислотные усиливаются.

Существуют так называемые смешанные оксиды. Некоторые из них относятся к оксидам лишь формально. Их следует рассматривать как соли металла и кислородсодержащей кислоты, в состав которой входит тот же металл, но в более высокой степени окисления. Например, Pb₂O₃ – свинцовая соль метасвинцовой кислоты (H₂PbO₃). Однако в кристаллической решетке Fe₃O₄ не содержится групп атомов, соответствующих кислотному остатку, поэтому данное соединение рассматривают как смешанный оксид Fe (II) и Fe(III).

Двойные оксиды составов (М^΄,М₂)О₄ и (М₂^΄,М)О₄, где М^΄ – металл в степени окисления +2, называются шпинелями. Например, MgAl₂O₄ – тетраоксид диалюминия-магния называют также алюмомагниевой шпинелью.

Названия оксидов образуются следующим образом:

• слово «оксид» и название элемента в родительном падеже с указанием в скобках римской цифрой его степени окисления (если элемент может проявлять несколько степеней окисления);

• стехиометрические соотношения между элементами указываются при помощи греческих умножающих префиксов, присоединяемых без дефиса к названиям элементов (если в формуле свыше 12 атомов одного вида, то вместо префиксов используются цифры).

Например, СО₂ – оксид углерода (IV) или диоксид углерода, N₂O – оксид азота (I) или оксид диазота, Fe₃O₄ – оксид дижелеза (III)-железа (II) или тетраоксид трижелеза, W₂₀O₅₈ – 58 – оксид 20 – вольфрама.

Солеобразующим оксидам соответствуют гидроксиды – соединения, содержащие гидроксильные группы ОН. По кислотно-основным свойствам гидроксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основные гидроксиды диссоциируют в водных растворах с образованием в качестве анионов только ОН^-. Они подразделяются на малорастворимые в воде основания и хорошо растворимые основания или щелочи. Важнейшее химическое свойство основных гидроксидов – способность взаимодействовать с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей.

Кислотные гидроксиды – это кислородсодержащие кислоты, в состав которых входят гидроксильные группы:

H₂SO₄ HNO₃ H₂CO₃

Кислотные гидроксиды диссоциируют в воде с образованием в качестве катионов только ионов водорода Н⁺, взаимодействуют с основаниями и основными оксидами с образованием солей.

Следует отметить, что понятие кислоты шире, чем понятие кислотного гидроксида, так как существуют и бескислородные кислоты, например, HCl, HF, H₂S, HCN и другие.

Амфотерные гидроксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами с образованием солей.

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O;

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂Zn(OH)₄.

Названия основных и амфотерных гидроксидов состоят из слова «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления (если данный элемент может проявлять несколько степеней окисления).

В номенклатуре кислотных гидроксидов (кислот) используются как тривиальные, так и систематические названия. Последние полностью отражают состав соединения и даются по правилам составления названий комплексных соединений. Систематические названия рекомендуется давать лишь малораспространенным кислотам, образованным элементами с переменной степенью окисления. Например, H₆TeO₆ – гексаоксотеллурат (VI) водорода. Однако серную кислоту вовсе не требуется называть тетраоксосульфат (VI) водорода, за ней сохраняется традиционное название.

При взаимодействии между собой гидроксидов и оксидов, с различными кислотно-основными свойствами, образуются соли. Соли по составу подразделяются на простые, двойные, смешанные и комплексные.

Двойные соли образованы двумя различными катионами и одним анионом. Например, KAl(SO₄)₂ – сульфат алюминия-калия.

Смешанные соли образованы несколькими различными анионами (кислотными остатками) и одним катионом. Например, Ca(ClO)Cl – хлорид-гипохлорит кальция или хлорная известь.

Комплексные соли содержат в своем составе сложные комплексные ионы, которые в химических реакциях, процессах растворения, в структуре кристалла ведут себя как самостоятельные единицы. Например, K₄Fe(CN)₆ гексацианоферрат (II) калия диссоциирует в воде на ионы в соответствии с уравнением

K₄Fe(CN)₆ 4K⁺ + Fe(CN)₆ ^4-.

Комплексный анион практически не диссоциирует в водном растворе, поэтому Fe²⁺ не обнаруживается качественными реакциями.

Простые соли по характеру замещения подразделяются на средние (нормальные), кислые и основные.

Средние соли, например, CuSO₄, Na₂CO₃ и другие, являются продуктами полного замещения ионов водорода в кислоте на другие катионы или продуктами полного замещения гидроксильных групп в основании на кислотные остатки.

Перечислим некоторые основные способы образования средних солей:

• взаимодействие металлов с кислотами

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂;

• взаимодействие металлов, оксиды которых амфотерны, со щелочами

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂Zn(OH)₄ + H₂;

• взаимодействие основания с кислотой

NaOH + HCl = NaCl + H₂O;

• взаимодействие основания с кислотным оксидом

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O;

• взаимодействие кислоты с основным оксидом

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O;

• взаимодействие кислоты с солью (более сильная кислота вытесняет более слабую, летучую, разлагающуюся или выпадающую в осадок кислоту из ее соли)

2CH₃COONa + H₂SO₄ = 2CH₃COOH + Na₂SO₄;

• взаимодействие растворимого основания с солью

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl;

• взаимодействие между солями

NaCl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃;

• взаимодействие солей с металлами

CuSO₄ + Zn = Cu + ZnSO₄;

• взаимодействие основных и кислотных оксидов

SO₃ + CaO = CaSO₄;

• взаимодействие металлов с неметаллами

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃.

Кислые соли можно рассматривать как продукты неполного замещения ионов водорода в двух- или более основной кислоте на другие катионы. Кислые соли получаются при взаимодействии кислоты или кислотного оксида с недостатком основания, либо взаимодействием средней соли с кислотой или кислотным оксидом.

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O;

CO₂ + KOH = KHCO₃;

Ca₃(PO₄)₂ + H₃PO₄ = 3CaHPO₄;

CaCO₃ + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂.

Так как в анионе кислой соли содержится подвижный водород, то она частично сохраняет свойства кислоты и может вступать в реакцию нейтрализации с основаниями.

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O.

Основные соли можно рассматривать как продукты неполного замещения ОН – групп в многокислотных основаниях на кислотные остатки. Эти соли получаются при взаимодействии основания с недостатком кислоты или средней соли с основанием.

Mg(OH)₂ + HCl = MgOHCl + H₂O;

CoCl₂ + NaOH = CoOHCl + NaCl.

Так как в состав основных солей входят гидроксильные группы, то эти соли могут взаимодействовать с кислотами с образованием средних солей. Таким образом, основные соли частично сохраняют свойства оснований.

MgOHCl + HCl = MgCl₂ + H₂O

Систематические названия солей связаны с систематическими названиями соответствующих кислот. Традиционные названия солей кислородсодержащих кислот составляются из названия аниона в именительном падеже и катиона в родительном падеже. Название аниона включает корень русского или латинского названия кислотообразующего элемента с добавлением суффикса, соответствующего степени окисления элемента. При этом возможны следующие случаи:

• если кислотообразующий элемент имеет только одну степень окисления, то добавляется суффикс –ат ( Na₂CO₃ – карбонат натрия);

• если кислотообразующий элемент имеет две степени окисления, то при высшей из них к корню добавляется суффикс –ат, а при низшей степени окисления добавляется суффикс –ит (CaSO₄ – сульфат кальция, Na₂SO₃ – cульфит натрия);

• если имеются анионы, отвечающие четырем степеням окисления кислотообразующего элемента, то для высшей степени окисления используется приставка пер- и суффикс -ат (КCl⁺⁷O₄ – перхлорат калия), затем суффикс –ат (KCl⁺⁵O₃ – хлорат калия), суффикс –ит (KCl⁺³O₂ – хлорит калия) и для наименьшей степени окисления – приставка гипо- и суффикс –ит (KCl⁺¹O - гипохлорит калия);

• в названиях анионов солей бескислородных кислот используется суффикс –ид (K₂S - сульфид калия);

• при построении традиционных названий кислых солей к названию аниона средней соли добавляется приставка гидро- и числовая греческая приставка, если число атомов водорода в анионе больше одного (Ca(H₂PO₄)₂ – дигидрофосфат кальция, Ca(HCO₃)₂ – гидрокарбонат кальция);

• традиционные названия основных солей формируются при помощи приставки гидроксо- и при необходимости соответствующей числительной приставки ((CuOH)₂CO₃ – карбонат гидроксомеди (II)).

3.2 Методика проведения опытов

3.2.1 Оксиды, их получение и свойства

3.2.1.1 Получение оксидов разложением гидроксидов

В пробирку налить 1 мл раствора сульфата меди (II) и добавить раствор щелочи до образования осадка. Содержимое пробирки нагреть до изменения цвета осадка. Написать уравнения происходящих реакций и объяснить наблюдаемые изменения.

3.2.1.2 Отношение оксидов к воде

Небольшое количество оксида кальция (на кончике шпателя) поместить в пробирку и прилить дистиллированную воду до растворения оксида. Прибавить две капли спиртового раствора фенолфталеина. Отметить окраску раствора, объяснить наблюдения и написать уравнения реакции.

Аналогичный опыт проделать с оксидом магния, для его растворения в воде содержимое пробирки нагреть до кипения. Объяснить наблюдения и написать уравнения реакции.

Проделать то же самое с небольшим количеством оксида меди (II). Объяснить различное отношение оксидов кальция, магния и меди к воде.

3.2.1.3 Взаимодействие оксидов с основаниями и кислотами

В две пробирки поместить небольшое количество оксидов меди (II) и цинка. В каждую пробирку прилить по 3 – 4 мл 30% раствора щелочи. Пробирки нагреть. Объяснить различное отношение оксидов меди и цинка к щелочи. Написать уравнение протекающей реакции.

В пробирку поместить небольшое количество оксида меди (II), добавить 3–4мл раствора серной кислоты, содержимое пробирки нагреть. Объяснить наблюдения. Написать уравнение реакции.

3.2.2 Гидроксиды, их получение и свойства

3.2.2.1 Получение растворимого основания

В фарфоровую чашку налить до половины дистиллированной воды, прибавить две капли спиртового раствора фенолфталеина. Из склянки с реактивом извлечь пинцетом кусочек натрия величиной с половину горошины, освободить его фильтровальной бумагой от масла и опустить в чашку с водой. Наблюдать за ходом реакции. Объяснить изменение окраски раствора. Написать уравнение реакции.

3.2.2.2 Получение нерастворимого гидроксида

В пробирку к 2 мл раствора сульфата алюминия добавить 0,5 мл раствора гидроксида натрия. Объяснить образование осадка. Написать уравнение реакции. Содержимое пробирки оставить до следующего опыта.

3.2.2.3 Свойства амфотерных гидроксидов

Содержимое пробирки из предыдущего опыта распределить по двум пробиркам. В одну налить 1 – 2 мл соляной кислоты, а в другую – 30% раствор щелочи до растворения осадка. Написать уравнения реакций, объяснить растворение осадка в обеих пробирках.

3.2.2.4 Получение кислоты при взаимодействии соли с кислотой

Поместить в пробирку небольшое количество ацетата натрия и прибавить к нему 3 – 4 капли раствора серной кислоты. Отметить характерный запах. Какая кислота образуется? Написать уравнение реакции.

3.2.2.5 Взаимодействие кислот с металлами

В пробирку поместить небольшой кусочек цинка. Добавить 1 – 2 мл соляной кислоты. Объяснить наблюдения, записать уравнения реакции.

3.2.3 Соли, их получение и свойства

3.2.3.1 Получение средней соли реакцией нейтрализации

Налить в колбочку на 50 мл 3 мл 0,5 н раствора гидроксида натрия и прибавить одну каплю индикатора метилового оранжевого. Затем добавлять по каплям при перемешивании 0,5 н раствор соляной кислоты. Кислоту приливать до изменения цвета индикатора из желтого в оранжевый. Объясните изменение окраски индикатора. Какую реакцию среды будет иметь раствор в момент изменения окраски? Написать уравнение реакции.

3.2.3.2 Получение основных солей

Налить в пробирку 2 мл раствора сульфата меди (II), добавить несколько капель раствора гидроксида аммония. Выпадает зеленовато-голубой осадок основной соли (CuOH)₂SO₄. Написать уравнение реакции.

Налить в пробирку 2 мл раствора хлорида кобальта (II), прибавить несколько капель 2 н раствора щелочи. В пробирке образуется синий осадок основной соли. При добавлении избытка щелочи образуется розовый осадок гидроксида кобальта (II). Написать уравнения реакций.

3.2.3.3 Получение солей взаимодействием нерастворимого основания с кислотой

К 2 мл раствора хлорида железа (III) прибавить раствор гидроксида натрия до образования осадка. К осадку прибавить по каплям раствор соляной кислоты. Объяснить наблюдаемые явления, написать уравнения реакций.

3.2.3.4 Получение солей взаимодействием солей с металлами

В две пробирки с растворами сульфата меди (II) и сульфата натрия поместить по небольшому кусочку цинка. Что наблюдается? Объяснить различное отношение растворов солей к цинку. Написать уравнение реакции.

3.2.3.5 Получение солей взаимодействием двух солей

В пробирку, содержащую 1 мл раствора нитрата или ацетата свинца добавить раствор хлорида натрия до образования осадка. Написать уравнение реакции.