Iii. Первоначальные понятия химии
|
|
Скачать 0.68 Mb.
|
|
^
К настоящему времени известно около 500000 неорганических веществ, которые в зависимости от состава подразделяются на простые и сложные вещества. Простые вещества (их всего около 400) в свою очередь делятся на металлы (литий, натрий, калий, магний, кальций, алюминий, медь, серебро, золото, цинк, ртуть, титан, ванадий, хром, вольфрам, марганец, железо, кобальт, никель, платина и многие другие) и неметаллы (водород, бор, углерод, кремний, азот, фосфор, кислород, сера, фтор, хлор, бром, иод, гелий, неон и некоторые другие). Эта классификация простых веществ на два класса достаточно условна, т.к., с одной стороны, некоторые простые вещества проявляют одновременно и металлические и неметаллические свойства. С другой стороны, некоторые химические элементы образуют аллотропные модификации, как с металлическими, так и с неметаллическими свойствами. Сложные вещества в зависимости от состава можно разделить на бинарные соединения, состоящие из двух химических элементов (оксиды, галогениды, халькогениды, нитриды, карбиды, гидриды и т.д.) и сложные соединения, состоящие из трех и более химических элементов (гидроксиды, соли, координационные соединения и т.д.). Каждый класс сложных веществ в зависимости от строения и свойств также делится на отдельные группы. Авторы школьных учебников, придерживаясь теории кислот и оснований Аррениуса, основывают классификацию сложных веществ не на их составе, а на свойствах соединений. При этом к классу кислот относят не только кислородсодержащие кислоты, но и галогеноводороды и халькогеноводороды, водные растворы которых проявляют кислотные свойства. Бинарные соединения металлов с галогенами и халькогенами относят к солям, а аммиак (водный раствор) – к основаниям. В связи с этим опыты, иллюстрирующие свойства важнейших классов неорганических соединений, также рассматриваются здесь по упрощенной классификации веществ. Наблюдения и результаты опытов при этом заносятся в отдельные таблицы по образцу. Химические свойства (укажите класс веществ)
В графе "Примечание" указывается сравнительная активность веществ данного класса при взаимодействии с определенным веществом. В эти же таблицы вносятся данные (из учебника, дополнительной литературы или по заданию учителя) по взаимодействию других веществ данного класса с соответствующими веществами. Наблюдения и результаты опытов по получению веществ можно оформить по приведенному ниже плану и сделать краткое сообщение в классе или на занятии кружка. ^ Исходные вещества и их состояние. Химические реакции, лежащие в основе получения вещества. Тип химической реакции. Условия и внешние признаки реакции получения вещества. Внешний вид полученного вещества. Способы получения вещества в промышленности. Области применения вещества. МеталлыК металлам относят простые вещества, обладающие в обычных условиях высокими значениями электрической проводимости и теплопроводности, металлическим блеском и пластичностью. В настоящее время определяющим физическим свойством, которое позволяет отнести данное вещество к металлам, является понижение электропроводности при повышении температуры (отрицательный температурный коэффициент электрической проводимости). С химической точки зрения металлы обладают низкими значениями электроотрицательности и сродства к электрону, вследствие чего они выступают в химических процессах только как доноры электронов (восстановители), а в соединениях имеют положительные значения степени окисления. Важнейшая химическая характеристика металлов – образование оснóвных оксидов и соответствующих гидроксидов. Металлы IV–VIII групп периодической системы имеют, как правило, в соединениях несколько степеней окисления, при этом высшие оксиды проявляют кислотный характер. Все металлы в зависимости от строения атома делятся на s-металлы (щелочные металлы, щелочноземельные металлы), p-металлы (алюминий, галлий, индий, таллий, олово, свинец, висмут и полоний), d-металлы (все элементы побочных подгрупп) и f-металлы (лантаноиды и актиноиды). По технической классификации металлы делят на черные (железо и его сплавы), цветные (медь, свинец, никель, кобальт, олово, ртуть и др.), легкие металлы с плотностью менее 5000 кг/м3 (щелочные металлы, алюминий, магний, кальций и др.), драгоценные, или благородные металлы (серебро, золото, платиновые металлы). Обычно к металлам относят и их сплавы. Сплавы – это однородные системы, состоящие из двух или более металлов (иногда компонентами сплава могут быть и неметаллы), обладающие характерными металлическими свойствами. В промышленности, медицине, быту и т.д. чаще всего используют не чистые металлы, а их сплавы. ^ Рассмотрите образцы имеющихся в лаборатории металлов или сплавов. С помощью прибора по определению электрической проводимости установите, что данные образцы металлов проводят электрический ток. Найдите по справочнику значения их плотности, температуры плавления, температуры кипения и другие физические константы. Результаты наблюдений и значения констант занесите в таблицу. ^ В природе в свободном виде встречаются только благородные металлы, ртуть и некоторые другие в незначительных количествах. В связи с этим возникает проблема получения металлов для практического использования во всех сферах человеческой деятельности. Поскольку степень окисления этих элементов в соединениях всегда положительна, получение металлов в свободном виде в любом случае сводится к восстановлению их из природного сырья. ^ а) Соберите прибор для электролиза (рис. 12) и проведите электролиз раствора сульфата меди (II). Процесс протекает по уравнению: 2CuSO4 + 2H2O → 2Cu↓ + 2H2SO4 + O2↑. Обратите внимание, на каком электроде выделяется медь, а на каком – кислород. б) Вместо раствора сульфата меди (II) возьмите раствор сульфата натрия и проведите электролиз. Наблюдайте выделение пузырьков газа на обоих электродах в результате реакции по уравнению: Na2SO4 + 2H2O → Na2SO4 + 2H2↑ + O2↑. Сделайте соответствующие выводы. ^ а) В ступке хорошо перемешайте и разотрите порошок оксида меди (II) (2 г) и таблетку активированного угля (0,25 г). Полученную смесь поместите в пробирку, которую закрепите вертикально в лапке штатива. Сильно нагрейте и прокалите смесь, наблюдая за изменением (не наклоняться над пробиркой!) цвета реагирующих веществ в соответствии с реакцией по уравнению: 2CuO + C = 2Cu + CO2↑. б) Соберите установку, изображенную на рис. 22.  Рис. 22. Восстановление металлов водородом. В колбу (50-100 мл) унифицированного прибора поместите несколько гранул цинка; в воронку налейте 10-15 мл соляной кислоты (1:1). К газоотводной трубке подсоедините горизонтально стеклянную трубочку с расширением, поместив в нее предварительно порошок оксида меди (II). Для получения водорода добавьте к цинку немного кислоты. Отметьте отсутствие взаимодействия водорода с оксидом меди при обычных условиях. Нагрейте оксид меди, продолжая пропускать по трубке водород. Наблюдайте изменение цвета реагирующих веществ в соответствии с уравнением реакции: CuO + H2 = Cu + H2O. ^ Тщательно смешайте в ступке смесь порошка оксида железа (III) (6 г) и порошка алюминия (2 г) и насыпьте ее в небольшой железный тигель. Тигель со смесью поместите в плоский сосуд с песком (можно взять консервную банку). Для инициирования реакции насыпьте в тигель поверх содержимого слой хорошо истолченной и перемешанной смеси порошков алюминия (1 г) и перманганата калия (1 г). Банку поставьте на лист железа или асбеста в вытяжном шкафу за защитным экраном. В смесь вставьте ленту магния и подожгите ее (Осторожно!) длинной горящей лучинкой. Наблюдайте воспламенение магния, затем порошка алюминия, поддерживаемое кислородом, выделяющимся при разложении перманганата калия. За счет энергии этих реакций начинается взаимодействие оксида железа (III) с алюминием, которое продолжается дальше самопроизвольно с выделением большого количества тепла. Наблюдайте ослепительную вспышку и столб искр. Смесь разогревается до ярко белого каления за счет реакции: Al + Fe2O3 = Fe + Al2O3 + Q. Когда продукты реакции остынут, в них можно обнаружить (с помощью магнита) королек железа. Очистите его от шлака и рассмотрите. ^ а) Налейте в несколько пробирок небольшие порции раствора сульфата или хлорида меди (II), опустите в растворы образцы имеющихся в наличии металлов и сплавов (алюминиевая проволока, гранулы цинка, железные гвозди, кнопки, скрепки, монеты различного достоинства, золотое кольцо и др.). Обратите внимание, что в одних случаях реакции протекают, в других – нет; осаждение меди на образцах металлов и сплавов протекает с различной скоростью; внешний вид осажденной меди не одинаков. б) К раствору (5 мл, 10%) поваренной соли добавьте несколько капель раствора (5%) нитрата серебра. Образовавшуюся взвесь хлорида серебра разделите на две части. Один образец выставите на яркий солнечный свет, второй – нагрейте. Наблюдайте потемнение вещества в результате разложения соли по уравнению реакции: 2AgCl = 2Ag↓ + Cl2↑. в) К свежеприготовленному раствору (5 мл, 10%) сульфата железа (II) добавьте несколько капель раствора нитрата серебра. Смесь слегка нагрейте, не доводя до кипения. Наблюдайте изменение окраски раствора и образование "серебряного зеркала" на стенках пробирки в результате образования металлического серебра по уравнению реакции: 3FeSO4 + 3AgNO3 = Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)2 + 3Ag↓. ^ Для металлов характерны реакции взаимодействия с неметаллами, водой, оксидами, кислотами и солями. Опыт 10. Реакции металлов с кислородом. Внесите с помощью пинцета в пламя горелки небольшие образцы имеющихся в лаборатории металлов и сплавов или с помощью шпателя (можно набрать и на кончике ножа) насыпьте непосредственно в пламя (Осторожно!) с небольшой высоты порошки различных металлов. Отметьте внешние признаки реакций или их отсутствие в зависимости от природы металла или его дисперсности. ^ а) Смешайте и хорошо разотрите в ступке порошок цинка (1,5 г) и серу (0,7 г). Полученную смесь наберите в ложечку для сжигания веществ и внесите в пламя (Осторожно!) горелки. Наблюдайте возгорание смеси с выделением тепла и света и образование белых частиц сульфида цинка: Zn + S = ZnS + Q. б) Реакцию можно провести иначе. Насыпьте конусом смесь цинка с серой на несгораемую поверхность; нагрейте докрасна конец стеклянной палочки и коснитесь им смеси. Тепло палочки возбуждает реакцию между цинком и серой, которая продолжается далее самопроизвольно в виде яркой вспышки. в) В пробирку с небольшим объемом воды добавьте 2-3 капли иодной настойки. В полученный раствор иода внесите щепотку порошка цинка или другого металла. Наблюдайте обесцвечивание раствора вследствие реакции: Zn + I2 = ZnI2. ^ а) Налейте в три пробирки по 5 мл воды и добавьте в них небольшие, величиной с горошинку, образцы лития, магния и меди. Наблюдайте выделение водорода в первой пробирке при обычных условиях: 2Li + 2H2O =2LiOH + H2↑. б) В двух других пробирках признаков реакции не наблюдаются. Нагрейте эти пробирки и обратите внимание на появление признаков реакции во второй пробирке соответственно уравнению реакции: Mg + H2O = Mg(OH)2 + H2↑. в) В третьей пробирке реакция не протекает. ^ Налейте в несколько пробирок по 3 мл растворов серной кислоты (1:5) и соляной кислоты (1:2) и добавьте в каждую пробирку по небольшому образцу металла или сплава из имеющихся в лаборатории (для данного опыта не используйте щелочные и щелочноземельные металлы вследствие их высокой химической активности). Наблюдайте признаки реакции взаимодействия металла с кислотой в одних случаях и их отсутствие – в других. ^ а) Налейте в несколько пробирок по 3 мл раствора (5%) нитрата серебра и добавьте в каждую пробирку по небольшому образцу металла или сплава из имеющихся в лаборатории. б) В одну из пробирок опустите золотое кольцо. Повторите опыт с растворами других солей (хлорид меди (II), сульфат железа (II), сульфат натрия и т.д.). Наблюдайте признаки реакции взаимодействия металлов с солями в одних случаях и их отсутствие – в других. НеметаллыОколо 20 химических элементов образуют простые вещества, являющиеся неметаллами, обладающих свойствами противоположными свойствам металлов: отсутствие металлического блеска, ковкости (пластичности), электрической проводимости, с низкой теплопроводностью. В периодической таблице химических элементов (в ее длиннопериодном варианте) граница между металлами и неметаллами проходит по диагонали от бора до астата, при этом германий все же часто относят к неметаллам. Как уже указывалось, деление простых веществ на металлы и неметаллы по приведенным признакам достаточно условно, так как и некоторые неметаллы обладают металлическим блеском, например, иод; известны хрупкие металлы; некоторые химические элементы образуют как металлические, так и неметаллические аллотропные модификации. С химической точки зрения неметаллы при взаимодействии с другими веществами могут выступать и в роли доноров, и в роли акцепторов электронов, то есть могут проявлять в соединениях как положительные, так и отрицательные значения степени окисления. Исходя из вышеуказанного, к неметаллам относят простые вещества, образованные химическими элементами главных подгрупп VIII группы (гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон); VII группы (водород, фтор, хлор, бром, иод, астат); VI группы (кислород, сера, селен, теллур); V группы (азот, фосфор, мышьяк); IV группы (углерод, кремний, германий); III группы – бор. ^ Рассмотрите образцы неметаллов, имеющиеся в лаборатории (уголь, графит, фосфор, воздух /смесь азота с кислородом/, серу, бром /в ампуле/, иод). Найдите по справочнику их физические характеристики. Результаты наблюдений и физические константы занесите в таблицу. ^ (Следуйте строго инструкции; в связи с высокой токсичностью ряда неметаллов не получайте их в больших количествах!). а) Поместите несколько кристалликов перманганата калия в небольшую фарфоровую чашечку и капните на них 2 капли концентрированной соляной кислоты. Наблюдайте внешние проявления реакции, которая протекает по уравнению: 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2↑ + 8H2O. Осторожно, движением руки определите запах хлора. Чашку с реактивами уберите под тягу (в вытяжной шкаф). б) Для получения микроколичеств брома поместите в пробирку несколько кристалликов бромида калия, добавьте столько же диоксида марганца и 2-3 капли серной кислоты (1:1). Смесь слегка нагрейте. Наблюдайте образование бурых паров брома: 2KBr + MnO2 + 2H2SO4 = K2SO4 + MnSO4 + Br2↑ + 2H2O. Осторожно, движением руки определите запах брома. Пробирку с реактивами немедленно уберите в вытяжной шкаф. в) Для получения иода смешайте и разотрите в ступке несколько кристалликов иодида калия с несколькими кристалликами дихромата калия. Смесь поместите в пробирку и слегка нагрейте. Наблюдайте выделение фиолетовых паров иода: 6KI + K2Cr2O7 = 3I2↑ + Cr2O3·4K2O. Осторожно, движением руки определите запах иода и уберите пробирку под тягу. г) Для получения суспензии серы растворите немного тиосульфата натрия (1 г) в небольшом объеме (5 мл) воды. К полученному раствору добавьте несколько капель раствора серной кислоты (1:1). Наблюдайте через некоторое время выпадение желтого мелкодисперсного осадка серы: Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3 + S↓. ^ Для неметаллов характерны реакции взаимодействия с металлами, кислородом, водородом и другими неметаллами. В целом свойства неметаллов достаточно специфичны, поэтому их целесообразнее рассматривать непосредственно при изучении отдельных подгрупп химических элементов. Следует отметить, что для благородных газов вообще известны лишь немногие соединения криптона, ксенона и радона с наиболее электроотрицательными элементами. ^ Поместите в ложечку для сжигания веществ немного (с пшеничное зерно) лития и добавьте столько же порошка серы. Обратите внимание, что при комнатной температуре реакция не протекает. Внесите ложечку в пламя горелки. Наблюдайте плавление и воспламенение (Осторожно!) веществ: 2Li + S = Li2S + Q. Этот опыт также показывает, что горение, то есть реакция с выделением тепла и света, происходит не только при взаимодействии веществ с кислородом. Опыт 7. Неметаллы и кислород. Сера, фосфор, азот, кремний и некоторые другие неметаллы при нагревании в воздухе или в атмосфере кислорода реагируют с ним непосредственно (см. Раздел 4.1. Кислород. Воздух. Горение). Благородные газы и галогены непосредственно с кислородом не взаимодействуют, их соединения получают другими методами. Поместите кристаллик иода в ложечку для сжигания веществ и внесите в пламя горелки. Наблюдайте появление (осторожно, не наклоняться!) фиолетовых паров галогена; воспламенения при этом не происходит. ^ Налейте почти до края в небольшую пробирку воды и опустите в нее кусочек (с пшеничное зерно) лития. Наблюдайте в ходе реакции выделение водорода. Тут же (осторожно!) поднесите к отверстию пробирки горящую лучинку. Обратите внимание на характерный звук и вспышку за счет реакции: O2 + 2H2 = 2H2O + Q. ^ Наберите в узкую пробирку немного (2-3 г) серы и нагрейте ее до плавления. Добавьте в расплав примерно столько же красного фосфора (вытяжной шкаф!). Наблюдайте реакцию между веществами. Если она не началась, то слегка подогрейте смесь, не допуская воспламенения фосфора. Как только вещества начнут реагировать между собой, прекратите нагрев и обратите внимание на внешний вид продукта реакции: 2P + 5S = P2S5. Следует иметь ввиду, что (как и во многих других процессах) здесь наряду с сульфидом фосфора (V) образуются и другие соединения. Однако часто бывает достаточным указать уравнение одной, основной реакции. ОксидыОксиды – это бинарные соединения, в состав которых обязательно входит кислород в степени окисления –2. Степень окисления второго элемента в оксидах всегда положительна и зависит от строения его атомов. В соединениях кислорода с фтором – фторидах кислорода OF2 (дифторид), O2F2 (диоксидифторид) и т.д. – степень окисления кислорода имеет положительный знак, поэтому эти вещества к оксидам отнести нельзя. Особую группу веществ составляют также пероксиды, например, пероксид водорода (Н2О2) и пероксид натрия (Na2O2), в которых степень окисления кислорода равна –1. Оксиды в зависимости от химических свойств и генетических связей с другими классами веществ (с гидроксидами) делятся на несолеобразующие (CO, N2O, NO и др.), и солеобразующие. Последние в свою очередь подразделяются на кислотные оксиды (N2O5, SO2, Mn2O7 и др.), оснόвные оксиды (Ag2O, CaO, FeO и др.) и амфотерные оксиды (Al2O3, ZnO и др.). ^ Рассмотрите образцы оксидов, имеющиеся в лаборатории. Найдите по справочнику их физические характеристики. Результаты наблюдений и физические константы занесите в таблицу. ^ К настоящему времени не получены лишь оксиды гелия, неона и аргона. Многие оксиды получают непосредственным сжиганием простых и сложных веществ в воздухе или в кислороде, другие оксиды получают косвенным путем. Некоторые из этих реакций описаны выше (см. Раздел 3.5. Типы химических реакций). Опыт 2. Получение оксидов из простых веществ. Наберите на кончик шпателя или скальпеля немного порошка цинка и (осторожно!) небольшими порциями насыпайте его с высоты 15–20 см в пламя горелки. Аналогично проведите опыты с мелкоизмельченными порошками других простых веществ. Под горелку подложите лист огнеупорного материала и во время опытов соблюдайте меры противопожарной безопасности. ^ а) Зажгите горелку, спиртовку или свечу. Подержите над пламенем холодный сухой стакан вверх дном. Наблюдайте конденсацию паров воды на внутренних стенках сосуда. б) Сполосните стакан известковой водой, вылейте избыток раствора так, чтобы несколько капель его осталось бы на стенках стакана, и вновь подержите его над пламенем вверх дном. Наблюдайте помутнение капель известковой воды. Этот опыт говорит о том, что при сгорании газа, спирта или парафина получаются оксиды (вода и углекислый газ): СН4 + 2О2 = CO2 + 2H2O. в) Прокалите в ложечке для сжигания веществ (под тягой!) небольшую порцию измельченного дисульфида железа (возьмите из коллекции "Полезные ископаемые") при 450–500 оС: 4FeS2 + 11О2 = 2Fe2O3 + 8SO2. г) Аналогично прокалите при доступе воздуха немного порошка оксида меди (I): 2Cu2O + O2 = 4CuO. ^ Для оксидов характерны реакции с гидроксидами. При этом оснóвные оксиды реагируют с кислотами, кислотные оксиды – со щелочами, а амфотерные оксиды реагируют и с кислотами, и со щелочами. Многие оксиды реагируют с водой, образуя соответственно либо кислоту, либо щелочь. Оснόвные оксиды реагируют с кислотными оксидами. Свойства несолеобразующих оксидов достаточно специфичны, некоторые из них будут рассмотрены при описании свойств конкретных химических элементов. ^ а) Поместите в 3 пробирки оксида магния (по 0,5 г) и добавьте по 1-2 мл растворов (10%) соляной, серной и фосфорной кислот. Отметьте различие в скорости протекания этих реакций: MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O; MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O; 3MgO + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2 + 3H2O. б) Поместите в три пробирки немного порошков оксида натрия, оксида магния и оксида цинка и добавьте ко всем веществам по 2-3 мл воды и по 2-3 капли раствора фенолфталеина. Обратите внимание, судя по окраске растворов, на различное отношение оксидов к воде: Na2О + H2O = 2NaOH (реакция идет бурно); MgO + H2O = Mg(OH)2 (реакция практически не идет); ZnO + H2O (реакция не идет). в) Смешайте в ступке порошок оксида меди (II) с порошком оксида хрома (III). Наберите полученную смесь на кончик железной проволочки, изогнутый в виде небольшой петли, и внесите в пламя горелки. Для получения большего количества хромита меди (II) эту операцию можно проделать несколько раз: CuO + Cr2O3 = CuCr2O4. ^ а) Налейте в три конические колбы объемом 150-200 мл по 15-20 мл разбавленного раствора (1%) гидроксида натрия и добавьте 2-3 капли раствора фенолфталеина до появления яркой малиновой окраски. Подберите к колбам пробковые пробки, в две из них вставьте ложечки для сжигания веществ. В первую ложечку наберите немного серы, во вторую – красного фосфора. Поочередно подожгите вещества в пламени горелки и внесите ложечки с горящими веществами в колбы, закрыв при этом отверстие сосуда пробкой и не касаясь ложечкой раствора в колбе (рис. 19). Наблюдайте горение веществ в колбах с образованием соответствующих кислотных оксидов: S + О2 = SO2; 4P + 5О2 = 2P2O5. Дождавшись прекращения горения веществ, не убирая пробку, подтяните ложечку кверху и круговыми движениями взболтайте жидкость, наблюдая одновременно за ее обесцвечиванием вследствие реакций: SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O; P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O. б) В третью колбу с раствором щелочи добавьте щепотку кварцевого песка (SiO2). Цвет раствора не изменяется, следовательно, в этих условиях реакция между оксидом кремния и гидроксидом натрия практически не протекает. в) Аналогично в таких же колбах с помощью ложек для сжигания веществ, вставленных в пробки, проведите реакции взаимодействия оксида серы (IV), оксида фосфора (V) и оксида кремния с водой. Для доказательства наличия или отсутствия взаимодействия между этими кислотными оксидами и водой предварительно добавьте к ней раствор метилового оранжевого. Индикатор укажет, что осуществлены реакции с образованием кислот: SO2 + H2O = H2SO3; P2O5 + 3H2O = 2H3PO4. Реакция между оксидом кремния и водой не протекает. Примечание. Будьте осторожны при поджигании веществ, проводите его под тягой. После опыта, вынимая пробку с ложечкой из колбы, опустите ее немедленно в стакан с песком или с водой, так как вещества на воздухе могут вновь воспламениться. ^ а) Поместите в две пробирки по 0,5 г оксида цинка. В первую пробирку добавьте 3-4 мл раствора соляной кислоты, во вторую – столько же концентрированного раствора гидроксида натрия. Наблюдайте быстрое растворение оксида в первой пробирке: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O Во второй пробирке реакция идет медленнее и может потребовать нагревания: ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]. КислотыК кислотам (по Аррениусу) относят гидроксиды (HNO3, H2SO3, H3PO4 и т.д.), комплексные и бинарные соединения (H[AuCl4], H2[PtCl6], HBr, H2S и т.д.), водные растворы которых в качестве катионов образуют только катионы гидроксония (упрощенно – ионы водорода). Важнейшее свойство кислот – взаимодействие с основаниями (по Аррениусу) с образованием соли и воды. Кислоты в зависимости от содержания или отсутствия атомов кислорода в составе молекулы кислоты делятся на бескислородные (HBr, H2S, H[AuCl4] и др.) и кислородсодержащие (HPO3 , H2SO4, НMnO4 и др.). По числу атомов водорода, способных к диссоциации (замещению на металлы или другие катионы) кислоты подразделяются на однооснóвные, двухоснóвные и т.д. Большинство неорганических кислот, применяемых в школьном эксперименте, являются ядовитыми веществами; при попадании их на кожу - вызывают раздражение или язвы. Пары летучих кислот при их вдыхании также опасны для здоровья. Поэтому кислоты хранят в вытяжных шкафах, а при работе с ними соблюдают все необходимые меры безопасности. ^ Рассмотрите образцы кислот и растворов кислот из имеющихся в лаборатории. Обратите внимание на цвет, консистенцию, определите запах (осторожно!), на этикетке найдите значение концентрации кислоты в данном образце вещества. Найдите в справочнике физические характеристики кислот. Результаты наблюдений и физические константы занесите в таблицу. ^ а) Для получения растворов сернистой кислоты (H2SO3) и фосфорной кислоты (H3PO4) получите соответствующие оксиды и растворите их в воде (см. выше, опыты 15-20). б) Для получения борной кислоты (H3BO3) в твердом виде растворите примерно 5 г буры (Na2B4O7 ∙10H2O) в 15 мл воды, нагретой до кипения. Соль должна полностью раствориться. К горячему раствору прилейте 5 мл концентрированной соляной кислоты и оставьте до полного охлаждения (можно на сутки) и выпадения в осадок кристаллов борной кислоты: Na2B4O7 + 2HCl + 5H2O = 4H3BO3 + 2NaCl. Маточный раствор сливают, а кристаллы борной кислоты промывают небольшим количеством охлажденной воды и сушат между листами фильтровальной бумаги. в) Для получения раствора бескислородной хлороводородной (соляной) кислоты поместите в пробирку порцию (2-3 г) поваренной соли массой, прилейте 1-2 мл концентрированной серной кислоты (под тягой!), закройте пробирку газоотводной трубкой, которую опустите в другую пробирку с 3-5 мл воды. При этом газоотводная трубка не опускается в воду, а устанавливается над ее поверхностью на расстоянии 2-3 мм. Наблюдайте выделение газообразного хлороводорода в первой пробирке: NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl, и его растворение в воде с образованием соляной кислоты – во второй пробирке. Добавьте в эту пробирку 2-3 капли раствора метилового оранжевого и по изменению окраски индикатора сделайте вывод о кислотных свойствах полученного раствора. ^ Для типичных неорганических кислот характерны реакции взаимодействия с основаниями, оснóвными оксидами, металлами и солями. Специфические свойства отдельных кислот будут рассмотрены в соответствующих разделах ^ Приготовьте разбавленные водные растворы азотной, соляной и серной кислоты. Каждый образец испытайте растворами индикаторов (фенолфталеин, лакмус, метиловый оранжевый) и универсальными индикаторными бумажками. Результаты опытов занесите в таблицу.
^ Поместите в три пробирки по 1-2 г суспензии гидроксида железа (III), предварительно полученного по уравнению реакции: FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl. Добавьте к основанию по 2-3 мл растворов (10%) азотной, соляной и серной кислоты и наблюдайте растворение вещества в ходе реакций: 3HNO3 + Fe(OH)3 = Fe(NO3)3 + 3H2O; 3HCl + Fe(OH)3 = FeCl3 + 3H2O; 3H2SO4 + 2Fe(OH)3 = Fe2(SO4)3 + 6H2O. ^ Налейте в три пробирки по 2-3 мл раствора (5%) гидроксида натрия и добавьте по 2-3 капли раствора фенолфталеина. К основанию в каждой пробирке приливайте по каплям растворы (5%) соляной, фосфорной и серной кислоты до обесцвечивания окраски индикатора: HCl + NaOH = NaCl + H2O; H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O; H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O. Обратите внимание на тепловые явления при взаимодействии кислот с основаниями. ^ а) В три пробирки поместите небольшие порции (до 1 г) оксида магния и в каждую пробирку прилейте по 2-3 мл раствора (10%) азотной, соляной и серной кислоты, обратите внимание на выделение тепла в ходе данных реакций: 2HNO3 + MgO = Mg(NO3)2 + H2O; 2HCl + MgO = MgCl2 + H2O; H2SO4 + MgO = MgSO4 + H2O. б) Аналогично проведите реакции данных кислот с оксидом цинка, являющимся амфотерным оксидом: 2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + H2O; 2HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O; H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O. ^ В три пробирки поместите небольшие порции (до 1 г) порошков или опилок цинка, железа, меди или других металлов. Добавьте в каждую пробирку по 2-3 мл раствора (10%) соляной кислоты. Обратите внимание на различие в скорости протекания этих реакций: Zn + 2HCl = ZnCl2 + 2H2; Fe + 2HCl = FeCl2 +2H2; Cu + HCl – реакция не идет. ^ Поместите в две пробирки небольшие порции (до 1 г) карбоната кальция и сульфата натрия. В третью пробирку капните 2-3 капли раствора (1%) нитрата серебра. Во все пробирки прилейте по 2-3 мл раствора (5%) соляной кислоты. Обратите внимание на различие в результатах этих опытов: CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2; Na2SO4 + HCl – реакция не идет; AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3. ^ Обмакните кончик стеклянной палочки в серную кислоту и (осторожно!) внесите его в пламя горелки. Наблюдайте реакцию разложения: H2SO4  SO3 + H2O.ОснованияК основаниям (по Аррениусу) относят соединения металлов типа Ме(ОН)n, водные растворы которых в качестве анионов содержат только гидроксид-ионы. Важнейшее свойство оснований – взаимодействие с кислотами (по Аррениусу) с образованием соли и воды. Основания, растворимые в воде, называют щелочами (NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 и др.). Большинство оснований в воде нерастворимо. По числу гидроксигрупп основания подразделяют на однокислотные, двухкислотные и т.д. Щелочи разъедают кожу и ткани организма, одежду, поэтому с ними обращаются с соблюдением всех правил техники безопасности. К неорганическим основаниям относят также раствор аммиака в воде. ^ Рассмотрите гранулы гидроксида натрия, гидроксида калия, порошки гидроксида кальция, гидроксида меди (II) и другие образцы оснований из имеющихся в лаборатории. Обратите внимание на цвет, отсутствие запаха, гигроскопичность и растворимость в воде. Найдите в справочнике физические характеристики оснований. Результаты наблюдений и физические свойства занесите в таблицу ^ Приготовьте водный раствор гидроксида натрия и суспензии гидроксида кальция и гидроксида меди (II). Каждый образец испытайте растворами индикаторов (фенолфталеин, лакмус, метиловый оранжевый) и универсальными индикаторными бумажками. Результаты опытов занесите в таблицу
^ а) Щелочи получают взаимодействием металла или его оксида с водой. Укрепите вертикально в штативе пробирку и налейте в нее почти доверху воды. Достаньте пинцетом из склянки брусок лития (не брать руками!), отрежьте от него кусочек величиной с полгорошины, вытрите фильтровальной бумагой с его поверхности керосин или масло и опустите образец металла в воду. Обратите внимание на возрастание скорости реакции по мере ее протекания: 2Li + 2H2O = 2LiOH + H2. б) Поместите в пробирку немного (до 1 г) оксида кальция и добавьте 2-3 мл воды. Обратите внимание на разогревание пробирки в результате реакции (при условии, что оксид не содержит примесей карбоната кальция): CaO + H2O = Ca(OH)2. в) Нерастворимые основания получают реакциями обмена. Налейте в пробирку 2-3 мл раствора (5%) сульфата меди(II) и добавьте несколько капель раствора (5%) гидроксида натрия. Обратите внимание на выпадение осадка и его цвет: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4. Продукты реакций во всех этих опытах испытайте индикаторами и сделайте выводы. ^ В пробирку налейте 2-3 мл разбавленного раствора (1%) гидроксида натрия и добавьте 2-3 капли раствора фенолфталеина. В другую пробирку поместите несколько кусочков мрамора, залейте их соляной кислотой (1:2), закройте пробкой с газоотводной пробкой и пропустите выделяющийся углекислый газ через раствор в первой пробирке. Наблюдайте обесцвечивание раствора в результате реакций: 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O; Na2CO3 + CO2 + H2O = 2NaHCO3; CO2 + H2O Н2CO3.^ Налейте в две пробирки по 2-3 мл растворов (1%) хлорида меди (II) и хлорида калия и добавьте в каждую пробирку по 3-4 капли раствора (5%) гидроксида натрия. Наблюдайте образование осадка в первом случае и отсутствие признаков реакции во второй пробирке: 2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2 + 2NaCl; NaOH + KCl – реакция не идет. ^ Нагрейте слегка пробирку с суспензией гидроксида меди (II), полученной в опыте 7 и наблюдайте изменение окраски вещества: Cu(OH)2 = CuO + H2O. СолиСоли – это бинарные или более сложные соединения, которые можно рассматривать как продукты взаимодействия между кислотами и основаниями (по Аррениусу), то есть в результате реакций нейтрализации. При полной нейтрализации исходных веществ образуются нормальные, или средние соли (NaCl, KNO3, CuSO4, K3PO4 и др.); при неполной нейтрализации многоосновных кислот образуются кислые соли (NaHCO3, Na2НPO4, NaHSO4 и др.); при неполной нейтрализации многокислотных оснований образуются оснóвные соли (СаОНСl, (CuOH)2CO3, (MgОН)2SO4 и др.). Соли, содержащие два различных катиона, называются двойными солями (KAl(SO4)2, KMgF3, KСl·NaCl и др.). Соли, содержащие комплексные ионы, называются комплексными солями ([Cu(NH3)4]SO4, Na2[Zn(OH)4] и др.). Многие соли при обычных условиях содержат кристаллизационную воду, то есть являются кристаллогидратами (Na2CO3∙10H2O, CuSO4·5H2O, FeSO4·7H2O и др.) ^ Рассмотрите образцы солей из имеющихся в лаборатории. Найдите по справочнику их физические характеристики. Результаты наблюдений и физические константы занесите в таблицу ^ Соли получают в результате реакций нейтрализации кислот и оснований, а также взаимодействием других соединений и простых веществ. Следует отметить, что в промышленности многие соли получают очисткой природных минералов. Примечание. При получении солей (а также и других веществ) в результате могут быть получены не только те вещества, формулы которых указаны в уравнениях реакций, но и побочные продукты в зависимости от условий опыта и соотношения исходных веществ. Как и во всех других случаях получения веществ, не выливайте продукты, а выделите их в чистом виде и сохраните для других экспериментов. ^ В три колбы (50-100 мл) налейте по 10-15 мл разбавленного раствора (5%) гидроксида натрия, известковой воды и суспензии гидроксида меди (II). В первые две колбы капните по 2-3 капли раствора фенолфталеина. Далее во все колбы при постоянном помешивании круговыми движениями добавляйте по каплям пипеткой или с помощью бюретки раствор (10%) серной кислоты до исчезновения малиновой окраски в первых двух колбах и до растворения осадка в третьей колбе. Обратите внимание на сходство и принципиальные различия этих трех реакций получения солей: 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O; Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O; Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O. Во всех колбах получились соли, причем во второй – в виде осадка. Капните каплю суспензии сульфата кальция на предметное стекло и рассмотрите кристаллы соли под микроскопом. Выпарите на предметных стеклах (осторожно!) по капле растворов сульфатов натрия и меди и также рассмотрите кристаллы солей под микроскопом. ^ Поместите в три пробирки небольшие порции (до 0,5 г) оксида магния, оксида меди (II), оксида цинка и добавьте в каждую пробирку по 2-3 мл раствора (5%) серной кислоты. Обратите внимание на скорость взаимодействия этих веществ при обычной температуре и при нагревании, а также на цвет образующихся растворов: MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O; CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O; ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O. ^ Поместите в пробирку гранулу цинка и прилейте 1-2 мл раствора серной кислоты. После окончания реакции: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 капните каплю раствора на предметное стекло, выпарите (осторожно!) и рассмотрите кристаллы под микроскопом. ^ а) Поместите в пробирку несколько гранул гидроксида калия. В другую пробирку поместите несколько кусочков мрамора, залейте раствором соляной кислоты (1:2), закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой и направьте выделяющийся углекислый газ в пробирку со щелочью. Обратите внимание на разогрев пробирки в результате реакции: 2KOH(тв.) + CO2 = K2CO3 +H2O. б) Поместите в пробирку немного порошка оксида цинка (до 0,5 г) и добавьте 2-3 мл (10%) раствора гидроксида калия. Наблюдайте постепенное растворение оксида, ускоряющееся при нагревании: 2KOH + ZnO + H2O = К2[Zn(OH)4]. ^ Налейте в две пробирки по 1-2 мл раствора (5%) хлорида железа (III) и добавьте в одну из них несколько капель раствора (5%) ортофосфорной кислоты, а в другую – раствора (5%) гидроксида калия. Обратите внимание на цвет и состав выпавших в результате реакций осадков: FeCl3 + H3PO4 = FePO4 + 3HCl; FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3 + 3KCl. ^ Налейте в две пробирки по 2-3 мл раствора (5%) карбоната калия и добавьте в одну из них несколько капель раствора (5%) хлорида кальция, а в другую – раствора (5%) сульфата меди (II). Обратите внимание, что в результате этих реакций образуются по две соли, одна из которых выпадает в осадок, вторая – остается в растворе: K2CO3 + CaCl2 = CaCO3 + 2KCl; 2K2CO3 + 2CuSO4 + H2O = (CuOH)2CO3 + 2K2SO4 + CO2. ^ а) Опустите в раствор (10%) хлорида или сульфата меди (II) железный гвоздь или добавьте в раствор железных опилок. Наблюдайте образование красно-бурого налета на поверхности железа и изменение цвета раствора в результате образования новой соли: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu. б) Приготовьте полоску фильтровальной бумажки, смоченной в растворе иодида калия. В пробирку (под тягой!) поместите небольшую порцию (до 0,5 г) перманганата калия, капните в нее 2-3 капли концентрированной соляной кислоты и внесите с помощью пинцета бумажку, смоченную в растворе соли. По изменению цвета бумажки сделайте вывод, что произошла реакция: 2KI + Cl2 = 2KCl + I2. в) Пробирку с остатками веществ для дегазации хлора опустите в кристаллизатор с раствором тиосульфата натрия. Реакция между этими веществами также приводит к образованию соли – хлорида натрия: 4Cl2 + Na2S2O3 + 5H2O = 2NaCl + 2H2SO4 + 6HCl. ^ Разотрите в ступке немного порошка цинка или алюминия с равной по объему порцией серы. Полученную смесь насыпьте конусом на огнеупорную поверхность и поднесите к ней (осторожно!) длинную горящую лучинку. Реакция протекает очень энергично в виде вспышки: Zn + S = ZnS. Опыт 19. Реакции оснóвных оксидов с кислотными оксидами. Поместите в небольшую колбочку несколько кусочков свежеполученной негашеной извести (оксида кальция). В пробирку поместите несколько кусочков мрамора, залейте соляной кислотой (1:2) и направьте ток углекислого газа в колбу с оксидом кальция. Отверстие колбы заткните ватным тампоном. Наблюдайте разогревание колбы в результате реакции солеобразования: CaO + CO2 = CaCO3. ^ Растворите 1,5 г сульфата калия в 10 мл воды. В другом стаканчике растворите 5 г кристаллического сульфата алюминия в таком же объеме воды. Слейте оба раствора и осторожно упаривайте до начала кристаллизации, затем смесь охладите под струей холодной воды. Выпавшие в осадок кристаллы имеют состав КAl(SO4)2·12H2O (сульфат калия-алюминия). ^ Растворите около 2 г медного купороса в минимальном объеме (2 мл) воды. К раствору добавьте небольшими порциями около 3 мл концентрированного раствора аммиака. Наблюдайте образование ярко-синего раствора сульфата тетрамминмеди (II): CuSO4 + 4NH3·H2O = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O. ^ Основные свойства солей показаны выше в опытах по их получению. Приводим некоторые другие общие свойства, характерные для данного класса неорганических соединений. ^ Растворимые в воде соли практически полностью диссоциируют с образованием катионов и анионов. Приготовьте растворы нескольких солей различных типов или используйте растворы солей, полученных выше, и испытайте их на электропроводность. Все растворы солей проводят электрический ток, то есть данные соли являются электролитами: NaCl Na+ + Cl-;NaHSO4 Na+ + HSO4- (первая ступень);HSO4- Н+ + SO4– (вторая ступень);КAl(SO4)2 K+ + Al3+ + 2SO42-;[Cu(NH3)4]SO4 [Cu(NH3)4]2+ + SO42-.Опыт 23. Разложение солей при нагревании. Кристаллогидраты при нагревании отщепляют кристаллизационную воду, образуя безводные соли. Во многих случаях этот процесс происходит ступенчато. Безводные соли также могут подвергаться дальнейшему разложению при более сильном  нагревании. Поместите немного железного купороса в ложечку для сжигания веществ и нагрейте в пламени горелки:FeSO4·7H2O FeSO4 + 7H2O;2FeSO4 Fe2O3 + SO3 + SO2.^ Соли, образованные с участием слабой кислоты или слабого основания, подвергаются гидролизу, то есть частичному или полному их разложению с участием воды. Растворите в стаканчиках небольшие порции нитрата калия, карбоната калия, сульфата алюминия, карбоната аммония, сульфида алюминия. Наблюдаются ли внешние изменения при растворении этих веществ? Определите с помощью универсальных индикаторных бумажек величину рН растворов и сделайте соответствующие выводы. Запишите уравнения реакций гидролиза, где они имеют место: KNO3 + H2O гидролиза нет; Al2(SO4)3 + 2H2O 2AlOH2+ + 2Н+ + 3SO42-;(NH4)2СО3 + 2H2O 2(NH3·H2O) + Н2CO3;Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S (гидролиз идет необратимо). ^ 1. Можно ли по внешнему виду определить, к какому классу веществ относится данное вещество? 2. Какие физико-химические исследования (опыты) необходимо провести с веществом, чтобы точно определить его принадлежность к: -простым веществам; -металлам или неметаллам; -сложным веществам; -оксидам; -кислотным, оснóвным или амфотерным оксидам; -основаниям, кислотам или солям? 3. Зарисуйте схему генетических связей между основными классами неорганических веществ (рис.15) и приведите примеры получения вещества определенного класса из вещества другого класса различными способами. Металлы Неметаллы         Оснóвные оксиды Кислотные оксиды Соли         Кислоты Основания   Рис. 15. Генетические связи между основными классами неорганических веществ (схема). |
||||||||||||||||||||||||||||||||
Ваша оценка этого документа будет первой.
Ваша оценка:
Похожие:
База данных защищена авторским правом ©MedZnate 2000-2016
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям