Лабораторная работа № 6 Основные классы неорганических соединений: оксиды, основания и амфотерные гидроксиды

Цель работы: изучить классификацию, номенклатуру, получение и химические свойства оксидов, оснований и амфотерных гидроксидов.

Оборудование и реактивы: спиртовка, штатив с бюреткой, держатель для пробирок, пинцет, шпатели, фильтровальная бумага, пробирки, пипетки, стеклянная трубочка, фарфоровая чашка, индикаторы: фенолфталеин и метиловый оранжевый, дистиллированная вода, порошкообразные CuO, MgO, CaO, ZnO, металлические натрий, 0,5н. растворы CuSO₄, Al₂(SO₄)₃, 2н. растворы NaOH, H₂SO₄, HCl, 30% раствор NaOH.

I. Оксиды их получение и свойства

Опыт 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.

Опыт 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 уравнение реакции.

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

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

Опыт 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 –4 мл раствора серной кислоты, содержимое пробирки нагреть. Объяснить наблюдения. Написать уравнение реакции.

II. Гидроксиды, их получение и свойства

Опыт 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.

Опыт 2: Получение нерастворимого основания

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.

Опыт 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.

НЕОБХОДИМЫЙ УРОВЕНЬ ПОДГОТОВКИ СТУДЕНТОВ

1. Знать номенклатуру основных классов неорганических соединений, в том числе традиционные названия наиболее распространенных оксидов и гидроксидов.

2. Знать классификацию и взаимосвязь между основными классами неорганических соединений, способы их получения и свойства.

3. Уметь составлять химические формулы по названию вещества и давать название веществу по его химической формуле.

4. Уметь писать уравнения реакций, отражающие химические свойства оксидов и гидроксидов.

ЛИТЕРАТУРА

1. Курс общей химии /Под ред. Н.В. Коровина.- М.: Высш. Шк., 1990.- С.147-152.

2. Н.Л. Глинка. Общая химия.- Л.: Химия, 1983.- С. 215-222.

Н.С. Ахметов. Общая и неорганическая химия.- М.: Высш. Шк., 1981.- С. 131-132.

Лабораторная работа №7

Основные классы неорганических соединений. Свойства азотной, серной и фосфорной кислот

Всостав молекул азотной, серной и фосфорной кислот, кроме водорода и кислорода входят типичные неметаллы - элементыVA ( азот и фосфор) и VIA (сера) групп. В молекулах этих кислот указанные элементы находятся в высших степенях окисления: +5 для азота в HNO₃ и фосфора в H₃PO₄, и +6 для серы в H₂SO₄. Следовательно, кроме характерных реакций кислот – реакций восстановления катионов водорода и ионного обмена, эти соединения способны участвовать также и в окислительно - восстановительных реакциях, обусловленные изменением степени окисления элемента Э (Э = N, P, S). При этом возможен только процесс восстановления: Эⁿ⁺ + me^- Э^(n-m)+ следовательно, они потенциальные окислители.

При сравнении окислительно - восстановительных потенциалов можно убедиться, что в ряду HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄ окислительная активность уменьшается:

1. NO₃^- + 4H⁺ +3e^- NO + 2H₂O ; E⁰ = + 0,957 В

2. SO₄^2- + 4H⁺ + 2e^- H₂SO₃ + H₂O ; E⁰ = + 0,231 В

3. H₃PO₄ +2H⁺ + 2e^- H₃PO₃ + H₂O _; E⁰ = - 0,276 В

восстановление

окисление

Как видно из значений стандартных электродных потенциалов, окислительные свойства сильнее выражены у азотной кислоты, тогда как у фосфорной они выражены весьма слабо.

Таблица 1 Константы диссоциации минеральных кислот при 25⁰С

Кислота	К1	К2	К3
Азотная	43,6
Серная	103	1,2х10-2
Фосфорная	7,52х10-3	6,3х10-3	1,26х10-12
Соляная	107

Данные, приведенные в таблице 1 свидетельствуют, что среди минеральных кислот самая сильная – соляная, а в ряду серная азотная фосфорная кислотность резко падает.

Все соли азотной кислоты - нитраты хорошо растворимы в воде.

Серная и фосфорная кислота, будучи многоосновными, образуют кислые и средние соли.

В твердом состоянии существуют только растворимые в воде гидросульфаты щелочных металлов. Гидросульфаты щелочно-земельных и некоторых других металлов существуют лишь в водных растворах. Из средних солей серной кислоты (сульфаты) в воде нерастворимы бариевые, кальциевые, стронциевые и свинцовые.

Фосфорная кислота образует три типа солей. Все дигидрофосфаты растворимы в воде. Из гидрофосфатов и фосфатов в воде растворимы только соли щелочных металлов и аммония. Поэтому фосфорная кислота реагирует, с выделением водорода, только со щелочными металлами. При взаимодействии с другими металлами процесс их растворения ингибируется в результате образования защитного слоя нерастворимой соли.

Средние соли фосфорной кислоты – фосфаты, кроме (NH₄)₃PO₄, при прокаливании не разлагаются. Гидрофосфаты при этом переходят в пирофосфаты: 2Na₂HPO₄ Na ₄P₂O₇+H₂O

Пирофосфаты - соли пирофосфорной (Н₄Р₂О₇), или двуфосфорной кислоты, которая является первым представителем полифосфорных кислот, в молекулах которых имеются –О₃Р-О-РО₃– цепочки с кислородным мостиком.

Двуфосфорная кислота хорошо растворяется в воде и является несколько более сильной кислотой, чем Н₃РО₄.

При прокаливании дигидрофосфаты и натрийаммоний гидрофосфат переходят в метафосфаты:

2NaH₂PO₄ NaPO₃ + H₂O

NaNH₄HPO₄ NaPO₃ + H₂O + NH₃

Метафосфаты соли метафосфорной кислоты (НРО₃), которая является продуктом реакции оксида фосфора (V)cводой в мольном соотношении 1:1. Р₂О₅+ Н₂О 2НРО₃, а при ее избытке образуется фосфорная (в соответствии с номенклатуройIUPACее правильнее назвать ортофосорной, а ее соли ортофосфатами): НРО₃+ Н₂О Н₃РО₄.

Для ортофосфорной кислоты и ее солей характерна реакция с кислым раствором молибденовокислого аммония, в результате которой образуется желтый кристаллический осадок – кислый фосфорномолибденовокислый аммоний:

H₃PO₄+12(NH₄)₂MoO₄+21HNO₃ (NH₄)₃H₄[P(Mo₂O₇)₆] + 21NH₄NO₃+10Н₂О

Серная кислота, в зависимости от ее концентрации, по разному реагирует с металлами. Так, разбавленная серная кислота реагирует, с выделением водорода, со всеми активными металлами, стоящими в ряду напряжения левее водорода (кроме стронция и свинца). Продуктами реакции концентрированной серной кислоты, в зависимости от условий и активности металла, могут быть SO_2, SиH₂S. При этом, она может реагировать и с металлами, стоящие правее водорода до серебра включительно. Например:

Cu + H₂SO_4(конц) CuSO₄ + SO₂ + H₂O;

4Zn + 5H₂SO_4(конц) 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O;

H₂S + H₂SO₄ S + SO₂ + 2H₂O.

Так как сероводород взаимодействует с серной кислотой, поэтому в продуктах реакции взаимодействия ее с цинком могут оказаться SO_2, SиH₂S. Некоторые авторы считают, что окислительные свойства серной кислоты обусловлены наличием в реакционной среде сильной окислительно-восстановительной пары: - атомарный водород (водород в момент выделения, который оказывается первичным продуктом реакции серной кислоты с активными металлами) и сульфат анион:

Me + H₂SO₄ 2H + MeSO₄

8H + SO₄^2- S_­­­­ ^2-+ 4H₂O

Сульфаты термически относительно стойкие соединения и подвергаются разложению при высоких температурах (> 700⁰C). Только сульфат аммония разлагается при > 210⁰C. При этом, в зависимости от природы металла (катиона) продуктами реакции разложения могут оказаться оксид металла иSO₃ [Al₂(SO₄)₃ >580^oC,Fe₂(SO₄)₃ >600^oC, ],SO₂и кислород [CaSO₄ (>960^oC),CuSO₄(>650^oC),MgSO₄(>1200^oC)] а в случае (NH₄)₂SO₄ аммиак и Н₂SO₄).

Азотная кислота, независимо от концентрации, реагирует с металлами и неметаллами с образованием смеси продуктов (NO₂,NO,N₂O,N₂,NH₃).

Водород при этом не выделяется.Этот факт также, как и в случае с концентрированной серной кислотой, можно объяснить наличием последовательных окислительно – восстановительных процессов. Если допустить, что в азотной кислоте, как и во всех других кислотах, первичным является процесс восстановления протона с образованием атомарного водорода:

Ме +nH⁺Meⁿ⁺+nH, то при дальнейшем взаимодействии активной окислительно-восстановительной пары Н +N⁺⁵образуется аммиак и все другие возможные продукты последовательных превращений:

8Н + HNO₃ NH₃ + 3H₂O; 3NH₃ + 5HNO₃ 8NO + 7H₂O и т.д.

Образование NО₂в растворах концентрированной азотной кислоты объясняется тем, что любое другое состояние азота (от –3 до + 2, то есть от аммиака доNO) в средеHNO₃образует реакционноспособную окислительно-восстановительную паруN⁵⁺_: N^3- илиN⁵⁺_: N²⁺. В результате этих преобразований образуется нереакционноспособная параN⁵⁺_: N⁴⁺(то естьNO₂в НNO₃).

КонцентрированнаяHNO₃Разбавленная

AuиPtне реаги- щелочные иCтяжелыми

руют, Fe,Cr,Al, щелочно- металлами

Niпассивирутся земельные

металлы, NO

FeиZn

С остальными

тяжелыми N₂ONH₄NO₃

металлами

NO₂

Азотная кислота с соляной в мольном соотношении 1 : 3 образует “царскую водку” (слово “водка” уменьшительное от слова вода!).

HNO₃+ 3HClCl₂+NOCl+ 2H₂O

Образовавшийся нитрозил хлорид (NOCl) на свету или при стоянии разлагается с образованием атомарного хлора :NOClNO+Cl, а оксид азота (II) в атмосфере воздуха превращается в оксид азота (IV): 2NO+O₂2NO₂. Поэтому, когда визуально наблюдают за процессом взаимодействия соляной кислоты с азотной, необходимо учесть, что образовавшийся бурый, с едким запахом газ -NO₂является продуктом вторичного процесса окисленияNO.

Таким образом, образуется сильная окислительная среда (Сl₂,ClиNO). Особенно велика роль атомарного хлора в процессах растворения металлов в царской водке, в которой растворимы даже благородные металлы (Au,Pt):

HNO₃ + 3HCl + Au =AuCl₃ + NO + 2H₂O

Азотная и серная кислоты взаимодействуют со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот:

S + 2HNO₃ = H₂SO₄ + 2NO

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO

B + 3HNO₃ = H₃BO₃ + 3 NO₂C + 4HNO₃ = CO₂ + 2H₂O + 4NO₂

C + 2H₂SO₄ = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

S + 2H₂SO₄ = 3SO₂ + 2H₂O

Термическое разложение нитратов сопровождается изменением степеней окисления элементов, входящих в состав нитрата:

Считается, что при разложении всех нитратов образуются соответствующие нитриты и кислород. Так как нитриты щелочных металлов термически стабильны, то процесс заканчивается образованием нитритов.

левее Mg MeNO₂ + O₂

от Mg до Сu

MeNO₃ MeO + NO₂ + O₂

правее Сu Me + NO₂ + O₂

Если соответствующий нитрит при этих температурах неустойчив, образуются продукты его разложения:

MeNO₂ ^tMeO+NO₂

Если при температуре разложения нитрата образовавшийся оксид термически неустойчив (оксиды благородных металлов), то в продуктах оказывается соответствующий металл - продукт разложения соответствующего оксида: МеО ^t Me+O₂

Нитрат аммония разлагается с образованием оксида азота (I):

NH₄NO₃^t N₂O+ 2H₂O