- •Неорганічна хімія. Лабораторний практикум
- •Неорганічна хімія. Практикум. Навчальний посібник – Дніпропетровськ, 2011. – 80 с.
- •Неорганічна хімія. Практикум
- •Xiмiчнi властивості
- •Xiмiчнi властивості
- •Xiмiчнi властивості
- •Xiмiчнi властивості
- •Амфотерні гідроксиди
- •Кислоти
- •Хімічні властивості
- •Xiмiчнi властивості
- •1.3. Контрольні запитання
- •Лабораторна робота № 2 основні закони хімічних перетворень
- •2.1. Теоретична частина
- •Фактори, що впливають на швидкість реакції
- •Енергія активації
- •Поняття про каталіз I каталізатори
- •Необоротні та оборотні реакції
- •Хімічна рівновага. Принцип Ле Шательє
- •2.2. Експериментальна частина Дослід 2.2.1. Взаємодія розчину калію йодиду з гідроген пероксидом у кислому середовищі
- •2.3. Контрольні запитання
- •Лабораторна робота № 3 розчини
- •3.1. Теоретична частина
- •3.2. Експериментальна частина Приготування розчинів заданої концентрації Дослід 3.2.1. Приготування приблизно 0,1 н розчину хлоридної кислоти
- •3.3. Контрольні запитання
- •Лабораторна робота № 4 гідроліз солей. Водневий показник
- •4.1. Теоретична частина
- •Дослід 4.2.4. Визначення реакції середовища за допомогою індикаторів
- •4.3. Контрольні запитання
- •Лабораторна робота № 5 окисно-відновні реакції
- •5.1. Теоретична частина
- •2. Реакції диспропорціонування (самоокиснення-самовідновлення).
- •5.2. Експериментальна частина Дослід 5.2.1. Окисні властивості калій дихромату
- •5.3. Контрольні запитання
- •Дисоціація комплексних сполук
- •6.2. Експериментальна частина Дослід 6.2.1. Дисоціація подвійної солі
- •6.3. Контрольні запитання
- •Лабораторна робота № 7 хімія s-елементів
- •7.1. Теоретична частина
- •7.2.5.1. Якісна реакція на іон калію
- •7.3. Контрольні запитання
- •У лабораторних умовах со добувають із форміатної кислоти дією на неї концентрованою сульфатною кислотою при нагріванні до 373 к:
- •А в лабораторних умовах – при дії на мармур хлоридної кислоти:
- •8.2. Експериментальна частина Дослід 8.2.1. Одержання і властивості солей карбонатної кислоти
- •8.2.1.1. Властивості карбонатів лужноземельних металів
- •8.2.1.2. Гідроліз натрій карбонату та гідрокарбонату
- •Дослід 8.2.2. Гідроліз солей амонію
- •Дослід 8.2.3. Властивості нітратної кислоти та її солей
- •8.2.4. Гідроліз солей ортофосфатної кислоти
- •8.3. Контрольні запитання
- •9.2. Експериментальна частина Дослід 9.2..1. Якісна реакція на іон хлору
- •Дослід 9.2.2. Взаємодія хлоридної кислоти з металами
- •Дослід 9.2.3. Окисні властивості пероксиду водню
- •Дослід 9.2.4. Обвуглювання паперу сульфатною кислотою
- •9.3. Контрольні запитання
- •10.2. Експериментальна частина Дослід. 10.2.1. Реакції катіона Мангану з лугами
- •Дослід 10.2.2. Реакції на катіон Цинку
- •Дослід 10.2.3. Реакції катіонів Купруму
- •10.3. Контрольні запитання
- •Додатки
- •Густина водних розчинів кислот, основ та солей різної концентрації (при t 18c), г/см3
- •Константи нестійкості деяких комплексних іонів у водних розчинах при 25с
- •Ступінь гідролізу солей в 0,1 м розчинах при 25 с
- •Електрохімічний ряд напруг металів
- •Ряд електронегативності елементів
- •Список рекомендованої літератури
8.2. Експериментальна частина Дослід 8.2.1. Одержання і властивості солей карбонатної кислоти
8.2.1.1. Властивості карбонатів лужноземельних металів
Взяти три пробірки. В першу внести 4-5 крапель розчину солі кальцій хлориду, в другу 4-5 крапель розчину солі барій хлориду, в третю – 4-5 крапель розчину солі стронцій хлориду. В кожну додати такий самий об’єм розчину натрій карбонату. Спостерігати випадіння осадів відповідних карбонатів. Додати розчин ацетатної кислоти в пробірки з осадами. Що спостерігається ? Написати рівняння реакцій.
8.2.1.2. Гідроліз натрій карбонату та гідрокарбонату
У дві пробірки внести по 5-6 крапель дистильованої води і по 2-3 краплі розчину фенолфталеїну. Потім в одну пробірку внести декілька кристалів солі Na2CO3, в другу – NaНCO3. Чи в обох пробірках відбувається гідроліз при звичайній температурі ? Спостерігати зміну кольору індикатору. Скласти рівняння реакцій гідролізу взятих солей.
Дослід 8.2.2. Гідроліз солей амонію
Налити в одну пробірку розчин амоній хлориду, в іншу – розчин амоній сульфату і за допомогою лакмусу встановити реакцію середовища. Написати рівняння гідролізу. Яка з солей амонію (хлоридна чи сульфатна) більшою мірою піддається гідролізу ? Чому ?
Дослід 8.2.3. Властивості нітратної кислоти та її солей
8.2.3.1. У пробірку трохи налити концентрованого розчину натрій нітриту і долити розведену сульфатну кислоту, потім охолодити. Визначити зміну забарвлення. Написати рівняння реакції.
8.2.3.2. У пробірку налити трохи розчину калій дихромату і розведеної сульфатної кислоти. Додати в розчин натрій нітриту. Трохи нагріти. Спостерігати зміну забарвлення. Скласти рівняння реакцій.
8.2.4. Гідроліз солей ортофосфатної кислоти
У три пробірки налити по 1-1,5 мл дистильованої води. Розчинити декілька кристаликів: у першій пробірці – натрій фосфату, у другій – гідрофосфату, у третій – дигідрофосфату. За допомогою універсальних індикаторних папірців виміряти рН розчинів у кожній пробірці. Пояснити характер зміни рН у всіх випадких. Написати відповідні реакції у молекулярному та іонному вигляді.
8.3. Контрольні запитання
1. |
Значення Карбону в природі. Неорганічні сполуки Карбону. Вуглекислий газ, карбонати, гідрокарбонати. Карбон (ІІ) оксид. |
2. |
Значення Нітрогену і Фосфору як біогенних елементів, їх кругообіг у природі. Нітратна кислота, її солі. |
3. |
Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: амоніак нітроген (ІІ) оксид нітроген (ІV) оксид нітратна кислота |
4. |
Хімія фосфору. Оксиди фосфору (III) та (V). Фосфорні кислоти, фосфати. Фосфорні добрива, виробництво, різновиди та властивості. |
5. |
Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: фосфор фосфор (V) оксид ортофосфатна кислота кальцій дигідрогенфосфат |
6. |
Хімія Нітрогену, його реакції з типовими елементами. Азотні добрива. |
7. |
Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: азот літій нітрид аміак азот |
8. |
Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: фосфор цинк фосфід фосфін фосфор (V) оксид |
9. |
Аміак. Основні способи отримання, фізичні та хімічні властивості. Солі амонію. |
ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 9
ХІМІЯ Р-ЕЛЕМЕНТІВ. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ СПОЛУК
ОКСИГЕНУ, СУЛЬФУРУ ТА ХЛОРУ
9.1. Теоретична частина
Оксиген і Сульфур є елементами VI-групи періодичної системи (загальна назва халькогени). У атомів цих елементів на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться по 6 електронів (s2p4). Цим пояснюється їх схожість хімічних властивостей. Усі халькогени в сполуках з Гідрогеном і металами виявляють ступінь окиснення -2, а в сполуках з Оксигеном і іншими активними неметалами - +4, +6. Для Оксигену, як і для Флуору, не типовий ступінь окиснення, який дорівнює номеру групи. Він виявляє ступінь окиснення -2 а в сполуках з Флуором – +2 і +1. Сполуки халькогенів з Гідрогеном відповідають формулі Н2Е: Н2О, Н2S, H2Se, H2Te. При взаємодії з водою утворюють кислоти.
Халькогени утворюють однакові форми сполук з оксигеном (ЕО2 і ЕО3). Їм відповідають кислоти такого типу: Н2ЕО3 і Н2ЕО4. Зі зростанням порядкового номера елемента сила цих кислот зменшується. Всі вони виявляють окисні властивості.
Кисень в лабораторних умовах одержують розкладом бертолетової солі чи калій перманганату:
2KClO3 → 2KCl + 3O2↑
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑
Кисень сполучається з багатьма елементами, особливо при нагріванні з утворенням оксидів (з металами – основних, з неметалами – кислотних):
2Са + О2 → 2СаО
4Р + 5О2 → 2Р2О5
Безпосередньо кисень не взаємодіє з галогенами, інертними газами, благородними металами. Вільний кисень виявляє окисну дію по відношенню до цілого ряду сполук:
2Na2SO3 + О2 → 2 Na2SO4
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3
Кисень є головним окисником органічних сполук при спалюванні природного газу, нафтопродуктів, в реакціях синтезу оргаічних сполук:
CH4 + 2O2 → CO2 + H2O
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
Відома алотропна видозміна кисню – озон О3. Він утворюється в природі при електричних розрядах, під впливом енергії ультрафіолетових і космічних променів. За хімічними властивостями озон – сильний окисник, реагує з усіма металами, за винятком золота і металів платинової групи:
8Ag + 2O3 → 4Ag2O + O2
Вільний кисень бере участь у процесах, що відбуваються в ґрунті і обу-мовлюють його родючість. Наприклад, за його участю відбувається міне-ралізація (гниття) рослинних і тваринних залишків, а складні органічні речовини перетворюються у більш прості (NH3, CO2, H2O).
Сульфур зустрічається в природі як у самородному стані, так і у вигляді різноманітних сполук. Найбільш поширені сполуки Сульфуру з різними металами. Багато з них є цінними рудами: свинцевий блиск, цинкова обманка, мідний блиск. Із сполук Сульфуру в природі поширені також сульфати.
Сірка з воднем утворює декілька сполук, найголовнішою з яких є гідроген сульфід H2S – безбарвний газ з запахом тухлих яєць. H2S – горючий газ. Продуктами горіння можуть бути як сірка, так і сульфур (IV) оксид:
2H2S + O2 2S + 2H2O
2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O
Водний розчин гідроген сульфіду називається сульфідною кислотою. H2S – слабка двоосновна кислота. Багато солей цієї кислоти мають яскраве забарвлення (CuS – чорний; HgS – червоний; ZnS – білий) і використовуються в аналітичній хімії.
Сульфур з Оксигеном утворює два кислотних оксиди: сульфур (IV) оксид SO2 та сульфур (VI) оксид SO3. При взаємодії з водою ці оксиди утворюють відповідні кислоти:
SO2 + Н2О → Н2SO3 – сульфітна (сірчиста) кислота
SO3 + Н2О → Н2SO4 - сульфатна (сірчана) кислота
Н2SO3 – кислота середньої сили, яка існує лише у розчині. Оскільки Сульфур в SO2 і сульфітах знаходиться у проміжному стані оксинення (+4), ці сполуки мають окисно-відновну подвійність з більш вираженими відновними властивостями:
SO2 + I2 + 2H2O → H2SO4 + 2HI
Н2SO3 + 2H2S → 3S + 3H2O
Концентрована сульфатна кислота H2SO4 – один із найбільш сильних окисників. Взаємодія цієї кислоти з металами залежить від її концентрації. Метали, які стоять у ряду напруг до Гідрогену, із розбавленої сульфатної кислоти витісняють водень:
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2↑
Концентрована сульфатна кислота розчиняє майже усі метали незалежно від положення їх у ряду напруг (крім золота і платини). Як продукти відновлення при цьому виділяються сульфур (IV) оксид, вільна сірка чи гідроген сульфід, сіль, вода.
Концентрована сульфатна кислота при взаємодії з малоактивними металами відновлюється до сульфур (IV) оксиду:
Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2↑ + 2H2O
Концентрована сульфатна кислота окиснює і деякі неметали:
S + 2H2SO4 → SO2↑ + 2H2O
C + 2H2SO4 → SO2 + СО2↑ + 2H2O
У хімічній промисловості сульфатна кислота використовується для отримання фосфатних та нітратних мінеральних добрив, пластичних мас, штучного волокна, лікарських препаратів та вибухових речовин.
Cульфур – важливий біогенний елемент. Він входить до складу сульфурвмісних білків, які приймають участь в багатьох біохімічних процесах, що включають перенесення електронів під час фотосинтезу, а також фіксацію азоту за участю важливого ферменту цього процесу – нітрогенази. У сільськогосподарській практиці використовується захід гіпсування грунтів – внесення гіпсу CaSO4 2H2O для усунення надлишкової лужності солонців та солончаків. Сульфур входить до складу мінеральних добрив, що використовуються у формі сульфатів. Більшість мікродобрив, наприклад, CuSO4 5H2O, MnSO4 5H2O, ZnSO4 5H2O, вносять у грунт у вигляді сульфатних добавок до фосфатних і азотних добрив.
Хлор – елемент VIIА-групи періодичної системи елементів Д.І. Менделеєва. Атоми цього елементу має на зовнішньому енергетичному рівні 7 електронів у стані s2p5. Для завершення зовнішнього енергетичного рівню він приєднує один електрон (ступінь окиснення -1). Таку ступінь окиснення Хлор має у сполуках з Гідрогеном та металами. Атом Хлору маже виявляти і позитивні ступені окиснення: +1, +3, +5, +7. Хлор відноситься до типових неметалів, це сильний окисник. У промисловості його отримують електролізом водного розчину натрій хлориду, в лабораторії – діючи сильним окисником (HMnO4, KClO4, MnO2) при температурі на концентровану хлоридну кислоту:
4HCl + MnО2 → Cl2 + MnCl2 + 2Н2О
Хлор належить до поширених елементів, але у вільному стані в природі він не зустрічається. Це зеленувато-жовтий газ з різким запахом. В хімічному відношенні він дуже активний і поступається за активністю лише Фтору. Він сполучається майже з усіма металами:
2Na + Cl2 → 2NaCl
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
а також з неметалами:
Н2 + Cl2 → 2HCl
Si + 2Cl2 → SiCl4
Хлор виявляє окисну дію не лише по відношенню до природних речовин, але може окиснювати і складні речовини, що мають відновні властивості, а також органічні сполуки:
H2S + Cl2 → 2HCl + S
Na2SO3 + Cl2 + H2O → Na2SO4 + 2HCl
2K2MnO4 + Cl2 → 2KMnO4 + 2KCl
CH4 + 4Cl2 → CCl4 + 4HCl
З киснем, азотом та благородними газами хлор безпосередньо не сполучається. При взаємодії з воднем він утворює гідроген хлорид HCl – безбарвний газ з різким запахом, який не горить і не підтримує горіння. В лабораторії гідроген хлорид отримують дією сульфатної кислоти на NaCl:
NaCl + H2SO4 → 2НCl + Na2SO4
Водний розчин HCl називається хлоридною (соляною) кислотою. Соляна кислота є сильною одноосновною кислотою і взаємодіє з усіма металами, що знаходяться в ряду напруг металів до Гідрогену:
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
Її солі – хлориди – майже усі добре розчинні у воді.
Хлор утворює декілька сполук з Оксигеном – оксидів та оксигеновмісних кислот. В цих сполуках Хлор має позитивні ступені окиснення:
Ступінь окиснення Хлору |
Формула кислоти |
Назва кислоти |
+1 |
HClO |
гіпохлоритна |
+3 |
HСlO2 |
хлоритна |
+5 |
HСlO3 |
хлоратна |
+7 |
HСlO4 |
перхлоратна |
Порівнння властивостей оксигеновмісних кислот Хлору, свідчить про те, що зі збільшенням ступеня окиснення Хлору стійкість його оксигено-вмісних кислот зростає внаслідок збільшення кількості електронів, що беруть участь в утворенні зв’язків:
збільшення стійкості та сили кислот
HClO, HClO2, HClO3, HClO4
зростання окисної активності
Вміст хлору у мінеральній частині грунту і сухій біомасі рослин складає 0,01 %. Рослини засвоюють хлор з грунтових розчинів у вигляді хлорид-іонів Cl-. Ці іони приймають участь у підтриманні фізіологічно необхідної наповненості клітин водою (осмотичний тиск). Деякі солі хлоридної кислоти використовуються у сільському господарстві: КCl – калійне добриво; ВаCl2 ∙ 2Н2О – інсектицид; HgCl2 – сулема, отрута для протравлювання насіння.