Кислоты – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода (способных замещаться атомами металла), связанных с кислотным остатком.
Общая характеристика
Кислоты классифицируются на бескислородные и кислородосодержащие, а также на органические и неорганические.
Рис. 1. Классификация кислот – бескислородные и кислородосодержащие.
Бескислородные кислоты – это растворы в воде таких бинарных соединений, как галогеноводороды или сероводород. В растворе полярная ковалентная связь между водородом и электроотрицательным элементом поляризуется под действием дипольных молекул воды, и молекулы распадаются на ионы. присутствие ионов водорода в веществе и позволяет называть водные растворы этих бинарных соединений кислотами.
Кислоты называют от названия бинарного соединения прибавлением окончания -ная. например, HF – фтороводородная кислота. Анион кислоты называют по названию элемента прибавлением окончания -ид, например, Cl – хлорид.
Кислородосодержащие кислоты (оксокислоты) – это кислотные гидроксиды, диссоциирующие по кислотному типу, то есть как протолиты. Общая формула их – Э(ОН)mOn, где Э – неметалл или металл с переменной валентностью в высшей степени окисления. при условии, когда n равно 0, то кислота слабая (H 2 BO 3 – борная), если n=1, то кислота либо слабая, либо средней силы (H 3 PO 4 -ортофосфорная), если n больше или равно 2, то кислота считается сильной (H 2 SO 4).
Рис. 2. Серная кислота.
Кислотным гидроксидам соответствуют кислотные оксиды или ангидриды кислот, например, серной кислоте соответствует серный ангидрид SO 3 .
Химические свойства кислот
Для кислот характерен ряд свойств, которые отличают их от солей и других химических элементов:
- Действие на индикаторы. Как протолиты кислоты диссоциируют с образованием ионов H+, которые изменяют окраску индикаторов: фиолетовый раствор лакмуса становится красным, а оранжевый раствор метилоранжа становится розовым. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем каждая последующая стадия идет труднее предыдущей, так как на второй и третьей ступенях диссоциируют все более слабые электролиты:
H 2 SO 4 =H+ +HSO 4 –
В зависимости от того, является ли кислота концентрированной или разбавленной зависит цвет индикатора. Так, например, при опускании лакмуса в концентрированную серную кислоту, индикатор становится красным, в разбавленной же серной кислоте цвет не изменится.
- Реакция нейтрализации , то есть взаимодействие кислот с основаниями, в результате чего происходит образование соли и воды, идет всегда, если хотя бы один из реагентов сильный (основание или кислота). Реакция не идет, если кислота слабая, основание нерастворимо. Например, не идет реакция:
H 2 SiO 3 (слабая, нерастворимая в воде кислота)+ Cu(OH) 2 – реакция не идет
Но в других случаях реакция нейтрализации с этими реагентами идет:
H 2 SiO 3 +2KOH (щелочь)=K 2 SiO 3 +2H 2 O
- Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:
Fe 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Fe 2 (SO 4) 3 +3H 2 O
- Взаимодействие кислот с металлами , стоящими в ряду напряжений левее водорода, приводит к процессу, в результате которого образуется соль, и выделяется водород. Эта реакция идет легко, если кислота достаточно сильная.
Азотная кислота и концентрированная серная кислоты реагируют с металлами за счет восстановления не водорода, а центрального атома:
Mg+H 2 SO 4 +MgSO 4 +H 2
- Взаимодействие кислот с солями происходит, если в результате образуется слабая кислота. Если соль, реагирующая с кислотой, растворима в воде, то реакция пойдет также в том случае, если образуется нерастворимая соль:
Na 2 SiO 3 (растворимая соль слабой кислоты)+2HCl (сильная кислота)=H 2 SiO 3 (слабая нерастворимая кислота)+2NaCl (растворимая соль)
Многие кислоты находят применение в промышленности, например, уксусная кислота необходима для консервирования мясных и рыбных продуктов
Названия некоторых неорганических кислот и солей
| Формулы кислот | Названия кислот | Названия соответствующих солей |
| HClO 4 | хлорная | перхлораты |
| HClO 3 | хлорноватая | хлораты |
| HClO 2 | хлористая | хлориты |
| HClO | хлорноватистая | гипохлориты |
| H 5 IO 6 | иодная | периодаты |
| HIO 3 | иодноватая | иодаты |
| H 2 SO 4 | серная | сульфаты |
| H 2 SO 3 | сернистая | сульфиты |
| H 2 S 2 O 3 | тиосерная | тиосульфаты |
| H 2 S 4 O 6 | тетратионовая | тетратионаты |
| H NO 3 | азотная | нитраты |
| H NO 2 | азотистая | нитриты |
| H 3 PO 4 | ортофосфорная | ортофосфаты |
| H PO 3 | метафосфорная | метафосфаты |
| H 3 PO 3 | фосфористая | фосфиты |
| H 3 PO 2 | фосфорноватистая | гипофосфиты |
| H 2 CO 3 | угольная | карбонаты |
| H 2 SiO 3 | кремниевая | силикаты |
| HMnO 4 | марганцовая | перманганаты |
| H 2 MnO 4 | марганцовистая | манганаты |
| H 2 CrO 4 | хромовая | хроматы |
| H 2 Cr 2 O 7 | дихромовая | дихроматы |
| HF | фтороводородная (плавиковая) | фториды |
| HCl | хлороводородная (соляная) | хлориды |
| HBr | бромоводородная | бромиды |
| HI | иодоводородная | иодиды |
| H 2 S | сероводородная | сульфиды |
| HCN | циановодородная | цианиды |
| HOCN | циановая | цианаты |
Напомню кратко на конкретных примерах, как следует правильно называть соли.
Пример 1 . Соль K 2 SO 4 образована остатком серной кислоты (SO 4) и металлом К. Соли серной кислоты называются сульфатами. K 2 SO 4 - сульфат калия.
Пример 2 . FeCl 3 - в состав соли входит железо и остаток соляной кислоты (Cl). Название соли: хлорид железа (III). Обратите внимание: в данном случае мы не только должны назвать металл, но и указать его валентность (III). В прошлом примере в этом не было необходимости, т. к. валентность натрия постоянна.
Важно: в названии соли следует указывать валентность металла только в том случае, если данный металл имеет переменную валентность!
Пример 3 . Ba(ClO) 2 - в состав соли входит барий и остаток хлорноватистой кислоты (ClO). Название соли: гипохлорит бария. Валентность металла Ва во всех его соединениях равна двум, указывать ее не нужно.
Пример 4 . (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . Группа NH 4 называется аммоний, валентность этой группы постоянна. Название соли: дихромат (бихромат) аммония.
В приведенных выше примерах нам встретились только т. н. средние или нормальные соли. Кислые, основные, двойные и комплексные соли, соли органических кислот здесь обсуждаться не будут.
Классификация неорганических веществ с примерами соединений
Теперь проанализируем представленную выше классификационную схему более детально.
Как мы видим, прежде всего все неорганические вещества делятся на простые и сложные :
Простыми веществами называют такие вещества, которые образованы атомами только одного химического элемента. Например, простыми веществами являются водород H 2 , кислород O 2 , железо Fe, углерод С и т.д.
Среди простых веществ различают металлы , неметаллы и благородные газы:
Металлы образованы химическими элементами, расположенными ниже диагонали бор-астат, а также всеми элементами, находящимися в побочных группах.
Благородные газы образованы химическими элементами VIIIA группы.
Неметаллы образованы соответственно химическими элементами, расположенными выше диагонали бор-астат, за исключением всех элементов побочных подгрупп и благородных газов, расположенных в VIIIA группе:
Названия простых веществ чаще всего совпадают с названиями химических элементов, атомами которых они образованы. Однако для многих химических элементов широко распространено такое явление, как аллотропия. Аллотропией называют явление, когда один химический элемент способен образовывать несколько простых веществ. Например, в случае химического элемента кислорода возможно существование молекулярных соединений с формулами O 2 и O 3 . Первое вещество принято называть кислородом так же, как и химический элемент, атомами которого оно образовано, а второе вещество (O 3) принято называть озоном. Под простым веществом углеродом может подразумеваться любая из его аллотропных модификаций, например, алмаз, графит или фуллерены. Под простым веществом фосфором могут пониматься такие его аллотропные модификации, как белый фосфор, красный фосфор, черный фосфор.
Сложные вещества
Сложными веществами называют вещества, образованные атомами двух или более химических элементов.
Так, например, сложными веществами являются аммиак NH 3 , серная кислота H 2 SO 4 , гашеная известь Ca(OH) 2 и бесчисленное множество других.
Среди сложных неорганических веществ выделяют 5 основных классов, а именно оксиды, основания, амфотерные гидроксиды, кислоты и соли:
Оксиды — сложные вещества, образованные двумя химическими элементами, один из которых кислород в степени окисления -2.
Общая формула оксидов может быть записана как Э x O y , где Э — символ какого-либо химического элемента.
Номенклатура оксидов
Название оксида химического элемента строится по принципу:
Например:
Fe 2 O 3 — оксид железа (III); CuO — оксид меди (II); N 2 O 5 — оксид азота (V)
Нередко можно встретить информацию о том, что в скобках указывается валентность элемента, однако же это не так. Так, например, степень окисления азота N 2 O 5 равна +5, а валентность, как это ни странно, равна четырем.
В случае, если химический элемент имеет единственную положительную степень окисления в соединениях, в таком случае степень окисления не указывается. Например:
Na 2 O — оксид натрия; H 2 O — оксид водорода; ZnO — оксид цинка.
Классификация оксидов
Оксиды по их способности образовывать соли при взаимодействии с кислотами или основаниями подразделяют соответственно на солеобразующие и несолеобразующие .
Несолеобразующих оксидов немного, все они образованы неметаллами в степени окисления +1 и +2. Список несолеобразующих оксидов следует запомнить: CO, SiO, N 2 O, NO.
Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на основные , кислотные и амфотерные .
Основными оксидами называют такие оксиды, которые при взаимодействии с кислотами (или кислотными оксидами) образуют соли. К основным оксидам относят оксиды металлов в степени окисления +1 и +2, за исключением оксидов BeO, ZnO, SnO, PbO.
Кислотными оксидами называют такие оксиды, которые при взаимодействии с основаниями (или основными оксидами) образуют соли. Кислотными оксидами являются практически все оксиды неметаллов за исключением несолеобразующих CO, NO, N 2 O, SiO, а также все оксиды металлов в высоких степенях окисления (+5, +6 и +7).
Амфотерными оксидами называют оксиды, которые могут реагировать как с кислотами, так и основаниями, и в результате этих реакций образуют соли. Такие оксиды проявляют двойственную кислотно-основную природу, то есть могут проявлять свойства как кислотных, так и основных оксидов. К амфотерным оксидам относятся оксиды металлов в степенях окисления +3, +4, а также в качестве исключений оксиды BeO, ZnO, SnO, PbO.
Некоторые металлы могут образовывать все три вида солеобразующих оксидов. Например, хром образует основный оксид CrO, амфотерный оксид Cr 2 O 3 и кислотный оксид CrO 3 .
Как можно видеть, кислотно-основные свойства оксидов металлов напрямую зависят от степени окисления металла в оксиде: чем больше степень окисления, тем сильнее выражены кислотные свойства.
Основания
Основания — соединения с формулой вида Me(OH) x , где x чаще всего равен 1 или 2.
Классификация оснований
Основания классифицируют по количеству гидроксогрупп в одной структурной единице.
Основания с одной гидроксогруппой, т.е. вида MeOH, называют однокислотными основаниями, с двумя гидроксогруппами, т.е. вида Me(OH) 2 , соответственно, двухкислотными и т.д.
Также основания подразделяют на растворимые (щелочи) и нерастворимые.
К щелочам относятся исключительно гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также гидроксид таллия TlOH.
Номенклатура оснований
Название основания строится по нижеследующему принципу:
Например:
Fe(OH) 2 — гидроксид железа (II),
Cu(OH) 2 — гидроксид меди (II).
В тех случаях, когда металл в сложных веществах имеет постоянную степень окисления, указывать её не требуется. Например:
NaOH — гидроксид натрия,
Ca(OH) 2 — гидроксид кальция и т.д.
Кислоты
Кислоты — сложные вещества, молекулы которых содержат атомы водорода, способные замещаться на металл.
Общая формула кислот может быть записана как H x A, где H — атомы водорода, способные замещаться на металл, а A — кислотный остаток.
Например, к кислотам относятся такие соединения, как H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 , HNO 2 и т.д.
Классификация кислот
По количеству атомов водорода, способных замещаться на металл, кислоты делятся на:
— одноосновные кислоты : HF, HCl, HBr, HI, HNO 3 ;
— двухосновные кислоты : H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CO 3 ;
— трехосновные кислоты : H 3 PO 4 , H 3 BO 3 .
Следует отметить, что количество атомов водорода в случае органических кислот чаще всего не отражает их основность. Например, уксусная кислота с формулой CH 3 COOH, несмотря на наличие 4-х атомов водорода в молекуле, является не четырех-, а одноосновной. Основность органических кислот определяется количеством карбоксильных групп (-COOH) в молекуле.
Также по наличию кислорода в молекулах кислоты подразделяют на бескислородные (HF, HCl, HBr и т.д.) и кислородсодержащие (H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 и т.д.). Кислородсодержащие кислоты называют также оксокислотами .
Более детально про классификацию кислот можно почитать .
Номенклатура кислот и кислотных остатков
Нижеследующий список названий и формул кислот и кислотных остатков обязательно следует выучить.
В некоторых случаях облегчить запоминание может ряд следующих правил.
Как можно видеть из таблицы выше, построение систематических названий бескислородных кислот выглядит следующим образом:
Например:
HF — фтороводородная кислота;
HCl — хлороводородная кислота;
H 2 S — сероводородная кислота.
Названия кислотных остатков бескислородных кислот строятся по принципу:
Например, Cl — — хлорид, Br — — бромид.
Названия кислородсодержащих кислот получают добавлением к названию кислотообразующего элемента различных суффиксов и окончаний. Например, если кислотообразующий элемент в кислородсодержащей кислоте имеет высшую степень окисления, то название такой кислоты строится следующим образом:
Например, серная кислота H 2 S +6 O 4 , хромовая кислота H 2 Cr +6 O 4 .
Все кислородсодержащие кислоты могут быть также классифицированы как кислотные гидроксиды, поскольку в их молекулах обнаруживаются гидроксогруппы (OH). Например, это видно из нижеследующих графических формул некоторых кислородсодержащих кислот:
Таким образом, серная кислота иначе может быть названа как гидроксид серы (VI), азотная кислота — гидроксид азота (V), фосфорная кислота — гидроксид фосфора (V) и т.д. При этом число в скобках характеризует степень окисления кислотообразующего элемента. Такой вариант названий кислородсодержащих кислот многим может показаться крайне непривычным, однако же изредка такие названия можно встретить в реальных КИМах ЕГЭ по химии в заданиях на классификацию неорганических веществ.
Амфотерные гидроксиды
Амфотерные гидроксиды — гидроксиды металлов, проявляющие двойственную природу, т.е. способные проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований.
Амфотерными являются гидроксиды металлов в степенях окисления +3 и +4 (как и оксиды).
Также в качестве исключений к амфотерным гидроксидам относят соединения Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 и Pb(OH) 2 , несмотря на степень окисления металла в них +2.
Для амфотерных гидроксидов трех- и четырехвалентных металлов возможно существование орто- и мета-форм, отличающихся друг от друга на одну молекулу воды. Например, гидроксид алюминия (III) может существовать в орто-форме Al(OH) 3 или мета-форме AlO(OH) (метагидроксид).
Поскольку, как уже было сказано, амфотерные гидроксиды проявляют как свойства кислот, так и свойства оснований, их формула и название также могут быть записаны по-разному: либо как у основания, либо как у кислоты. Например:
Соли
Так, например, к солям относятся такие соединения как KCl, Ca(NO 3) 2 , NaHCO 3 и т.д.
Представленное выше определение описывает состав большинства солей, однако же существуют соли, не попадающие под него. Например, вместо катионов металлов в состав соли могут входить катионы аммония или его органические производные. Т.е. к солям относятся такие соединения, как, например, (NH 4) 2 SO 4 (сульфат аммония), + Cl — (хлорид метиламмония) и т.д.
Классификация солей
С другой стороны, соли можно рассматривать как продукты замещения катионов водорода H + в кислоте на другие катионы или же как продукты замещения гидроксид-ионов в основаниях (или амфотерных гидроксидах) на другие анионы.
При полном замещении образуются так называемые средние или нормальные соли. Например, при полном замещении катионов водорода в серной кислоте на катионы натрия образуется средняя (нормальная) соль Na 2 SO 4 , а при полном замещении гидроксид-ионов в основании Ca(OH) 2 на кислотные остатки нитрат-ионы образуется средняя (нормальная) соль Ca(NO 3) 2 .
Соли, получаемые неполным замещением катионов водорода в двухосновной (или более) кислоте на катионы металла, называют кислыми. Так, при неполном замещении катионов водорода в серной кислоте на катионы натрия образуется кислая соль NaHSO 4 .
Соли, которые образуются при неполном замещении гидроксид-ионов в двухкислотных (или более) основаниях, называют осно вными солями. Например, при неполном замещении гидроксид-ионов в основании Ca(OH) 2 на нитрат-ионы образуется осно вная соль Ca(OH)NO 3 .
Соли, состоящие из катионов двух разных металлов и анионов кислотных остатков только одной кислоты, называют двойными солями . Так, например, двойными солями являются KNaCO 3 , KMgCl 3 и т.д.
Если соль образована одним типом катионов и двумя типами кислотных остатков, такие соли называют смешанными. Например, смешанными солями являются соединения Ca(OCl)Cl, CuBrCl и т.д.
Существуют соли, которые не попадают под определение солей как продуктов замещения катионов водорода в кислотах на катионы металлов или продуктов замещения гидроксид-ионов в основаниях на анионы кислотных остатков. Это — комплексные соли. Так, например, комплексными солями являются тетрагидроксоцинкат- и тетрагидроксоалюминат натрия с формулами Na 2 и Na соответственно. Распознать комплексные соли среди прочих чаще всего можно по наличию квадратных скобок в формуле. Однако нужно понимать, что, чтобы вещество можно было отнести к классу солей, в его состав должны входить какие-либо катионы, кроме (или вместо) H + , а из анионов должны быть какие-либо анионы помимо (или вместо) OH — . Так, например, соединение H 2 не относится к классу комплексных солей, поскольку при его диссоциации из катионов в растворе присутствуют только катионы водорода H + . По типу диссоциации данное вещество следует скорее классифицировать как бескислородную комплексную кислоту. Аналогично, к солям не относится соединение OH, т.к. данное соединение состоит из катионов + и гидроксид-ионов OH — , т.е. его следует считать комплексным основанием.
Номенклатура солей
Номенклатура средних и кислых солей
Название средних и кислых солей строится по принципу:
Если степень окисления металла в сложных веществах постоянная, то ее не указывают.
Названия кислотных остатков были даны выше при рассмотрении номенклатуры кислот.
Например,
Na 2 SO 4 — сульфат натрия;
NaHSO 4 — гидросульфат натрия;
CaCO 3 — карбонат кальция;
Ca(HCO 3) 2 — гидрокарбонат кальция и т.д.
Номенклатура основных солей
Названия основных солей строятся по принципу:
Например:
(CuOH) 2 CO 3 — гидроксокарбонат меди (II);
Fe(OH) 2 NO 3 — дигидроксонитрат железа (III).
Номенклатура комплексных солей
Номенклатура комплексных соединений значительно сложнее, и для сдачи ЕГЭ многого знать из номенклатуры комплексных солей не нужно.
Следует уметь называть комплексные соли, получаемые взаимодействием растворов щелочей с амфотерными гидроксидами. Например:
*Одинаковыми цветами в формуле и названии обозначены соответствующие друг другу элементы формулы и названия.
Тривиальные названия неорганических веществ
Под тривиальными названиями понимают названия веществ не связанные, либо слабо связанные с их составом и строением. Тривиальные названия обусловлены, как правило, либо историческими причинами либо физическими или химическими свойствами данных соединений.
Список тривиальных названий неорганических веществ, которые необходимо знать:
| Na 3 | криолит |
| SiO 2 | кварц, кремнезем |
| FeS 2 | пирит, железный колчедан |
| CaSO 4 ∙2H 2 O | гипс |
| CaC2 | карбид кальция |
| Al 4 C 3 | карбид алюминия |
| KOH | едкое кали |
| NaOH | едкий натр, каустическая сода |
| H 2 O 2 | перекись водорода |
| CuSO 4 ∙5H 2 O | медный купорос |
| NH 4 Cl | нашатырь |
| CaCO 3 | мел, мрамор, известняк |
| N 2 O | веселящий газ |
| NO 2 | бурый газ |
| NaHCO 3 | пищевая (питьевая) сода |
| Fe 3 O 4 | железная окалина |
| NH 3 ∙H 2 O (NH 4 OH) | нашатырный спирт |
| CO | угарный газ |
| CO 2 | углекислый газ |
| SiC | карборунд (карбид кремния) |
| PH 3 | фосфин |
| NH 3 | аммиак |
| KClO 3 | бертолетова соль (хлорат калия) |
| (CuOH) 2 CO 3 | малахит |
| CaO | негашеная известь |
| Ca(OH) 2 | гашеная известь |
| прозрачный водный раствор Ca(OH) 2 | известковая вода |
| взвесь твердого Ca(OH) 2 в его водном растворе | известковое молоко |
| K 2 CO 3 | поташ |
| Na 2 CO 3 | кальцинированная сода |
| Na 2 CO 3 ∙10H 2 O | кристаллическая сода |
| MgO | жженая магнезия |
| Бескислородные: | Основность | Название соли |
| HCl - хлористоводородная (соляная) | одноосновная | хлорид |
| HBr - бромистоводородная | одноосновная | бромид |
| HI - йодистоводородная | одноосновная | йодид |
| HF - фтористоводородная (плавиковая) | одноосновная | фторид |
| H 2 S - сероводородная | двухосновная | сульфид |
| Кислородсодержащие: | ||
| HNO 3 – азотная | одноосновная | нитрат |
| H 2 SO 3 - сернистая | двухосновная | сульфит |
| H 2 SO 4 – серная | двухосновная | сульфат |
| H 2 CO 3 - угольная | двухосновная | карбонат |
| H 2 SiO 3 - кремниевая | двухосновная | силикат |
| H 3 PO 4 - ортофосфорная | трёхосновная | ортофосфат |
Соли – сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.
Классификация. По составу и свойствам: средние, кислые, основные, двойные, смешанные, комплексные
Средние соли являются продуктами полного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.
При диссоциации дают только катионы металла (или NH 4 +). Например:
Na 2 SO 4 ® 2Na + +SO
CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -
Кислые соли являются продуктами неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.
При диссоциации дают катионы металла (NH 4 +), ионы водорода и анионы кислотного остатка, например:
NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + +CO .
Основные соли являются продуктами неполного замещения групп OH - соответствующего основания на кислотные остатки.
При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка.
Zn(OH)Cl ® + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl - .
Двойные соли содержат два катиона металла и при диссоциации дают два катиона и один анион.
KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO
Комплексны соли содержат комплексные катионы или анионы.
Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -
Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -
Генетическая связь между различными классами соединений
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Оборудование и посуда : штатив с пробирками, промывалка, спиртовка.
Реактивы и материалы : красный фосфор,оксид цинка, гранулы Zn, порошок гашеной извести Ca(OH) 2 , 1 моль/дм 3 растворы NaOH, ZnSO 4 , СuSO 4 , AlCl 3 , FeCl 3 , HСl, H 2 SO 4 , универсальная индикаторная бумага, раствор фенолфталеина, метилоранжа, дистиллированная вода.
Порядок выполнения работы
1. Оксид цинка насыпать в две пробирки; в одну добавить раствор кислоты (HCl или H 2 SO 4) в другую раствор щелочи (NaOH или KOH) и слегка нагреть на спиртовке.
Наблюдения: Происходит ли растворение оксида цинка в растворе кислоты и щелочи?
Написать уравнения
Выводы: 1.К какому типу оксидов относится ZnO?
2. Какими свойствами обладают амфотерные оксиды?
Получение и свойства гидроксидов
2.1. В раствор щелочи (NaOH или KOH) опустить кончик универсальной индикаторной полоски. Сравнить полученный цвет индикаторной полоски со стандартной цветовой шкалой.
Наблюдения: Записать значение рН раствора.
2.2. Взять четыре пробирки, налить в первую 1 мл раствора ZnSO 4 , во вторую - СuSO 4 , в третью - AlCl 3 , в четвертую - FeCl 3 . В каждую пробирку добавить 1мл раствора NaOH. Написать наблюдения и уравнения происходящих реакций.
Наблюдения: Происходит ли выпадение осадка при добавлении щелочи к раствору соли? Укажите цвет осадка.
Написать уравнения происходящих реакций (в молекулярном и ионном виде).
Выводы: Какими способами могут быть получены гидроксиды металлов?
2.3. Половину осадков, полученных в опыте 2.2., перенести в другие пробирки. На одну часть осадка подействовать раствором H 2 SO 4 на другую – раствором NaOH.
Наблюдения: Происходит ли растворение осадков при добавлении щелочи и кислоты к осадкам?
Написать уравнения происходящих реакций (в молекулярном и ионном виде).
Выводы: 1.К какому типу гидроксидов относятся Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Сu(OH) 2 , Fe(OH) 3 ?
2. Какими свойствами обладают амфотерные гидроксиды?
Получение солей.
3.1. В пробирку налить 2 мл раствора CuSO 4 и опустить в этот раствор очищенный гвоздь. (Реакция идет медленно, изменения на поверхности гвоздя появляются через 5-10 мин).
Наблюдения: Происходят ли какие-то изменения с поверхностью гвоздя? Что осаждается?
Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции.
Выводы: Принимая во внимание ряд напряжений металлов, укажите способ получения солей.
3.2. В пробирку поместить одну гранулу цинка и прилить раствор HCl.
Наблюдения: Происходят ли выделение газа?
Написать уравнение
Выводы: Объясните данный способ получения солей?
3.3. В пробирку насыпать немного порошка гашеной извести Ca(OH) 2 и прилить раствор HСl.
Наблюдения: Происходит ли выделение газа?
Написать уравнение происходящей реакции (в молекулярном и ионном виде).
Вывод: 1. К какому типу относится реакция взаимодействия гидроксида и кислоты?
2.Какие вещества являются продуктами этой реакции?
3.5. В две пробирки налейте по 1 мл растворов солей: в первую – сульфата меди, во вторую – хлорида кобальта. Добавьте в обе пробирки по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадков. Затем добавьте в обе пробирки избыток щелочи.
Наблюдения: Укажите изменения цвета осадков в реакциях.
Написать уравнение происходящей реакции (в молекулярном и ионном виде).
Вывод: 1. В результате каких реакций образуются основные соли?
2. Как можно перевести основные соли в средние?
1. Из перечисленных веществ выписать формулы солей, оснований, кислот: Ca(OH) 2, Ca(NO 3) 2, FeCl 3, HCl, H 2 O, ZnS, H 2 SO 4, CuSO 4, KOH
Zn(OH) 2, NH 3, Na 2 CO 3, K 3 PO 4 .
2. Укажите формулы оксидов, соответствующие перечисленным веществам H 2 SO 4 , H 3 AsO 3 , Bi(OH) 3 , H 2 MnO 4 , Sn(OH) 2 , KOH, H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , Ge(OH) 4 .
3. Какие гидроксиды относятся к амфотерным? Составьте уравнения реакций, характеризующих амфотерность гидроксида алюминия и гидроксида цинка.
4. Какие из указанных соединений будут попарно взаимодействовать: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Составьте уравнения возможных реакций.
Лабораторная работа № 2 (4 ч.)
Тема: Качественный анализ катионов и анионов
Цель: освоить технику проведения качественных и групповых реакций на катионы и анионы.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Основной задачей качественного анализа является установление химического состава веществ, находящихся в разнообразных объектах (биологических материалах, лекарственных препаратах, продуктах питания, объектах окружающей среды). В настоящей работе рассматривается качественный анализ неорганических веществ, являющихся электролитами, т. е. по сути качественный анализ ионов. Из всей совокупности встречающихся ионов выбраны наиболее важные в медико-биологическом отношении: (Fе 3+ , Fе 2+ , Zn 2+ , Са 2+ , Na + , К + , Мg 2+ , Сl - , РО , СО и др.). Многие из этих ионов входят в состав различных лекарственных препаратов и продуктов питания.
В качественном анализе используются не все возможные реакции, а только те, которые сопровождаются отчетливым аналитическим эффектом. Наиболее часто встречающиеся аналитические эффекты: появление новой окраски, выделение газа, образование осадка.
Существуют два принципиально разных подхода к качественному анализу: дробный и систематический . В систематическом анализе обязательно используют групповые реагенты, позволяющие разделить присутствующие ионы на отдельные группы, а в некоторых случаях и на подгруппы. Для этого часть ионов переводят в состав нерастворимых соединений, а часть ионов оставляют в растворе. После отделения осадка от раствора анализ их проводят раздельно.
Например, в растворе имеются ионы А1 3+ , Fе 3+ и Ni 2+ . Если на этот раствор подействовать избытком щелочи, выпадает осадок Fе(ОН) 3 и Ni(ОН) 2 , а в растворе остаются ионы [А1(ОН) 4 ] - . Осадок, содержащий гидроксиды железа и никеля, при обработке аммиаком частично растворится за счет перехода в раствор 2+ . Таким образом, с помощью двух реагентов - щелочи и аммиака были получены два раствора: в одном содержались ионы [А1(ОН) 4 ] - , в другом - ионы 2+ и осадок Fе(ОН) 3 . С помощью характерных реакций затем доказывается наличие тех или иных ионов в растворах и в осадке, который предварительно нужно растворить.
Систематический анализ используют в основном для обнаружения ионов в сложных многокомпонентных смесях. Он очень трудоемок, однако преимущество его заключается в легкой формализации всех действий, укладывающихся в четкую схему (методику).
Для проведения дробного анализа используют только характерные реакции. Очевидно, что присутствие других ионов может значительно искажать результаты реакции (наложение окрасок друг на друга, выпадение нежелательных осадков и т. д.). Во избежание этого в дробном анализе используют в основном высокоспецифические реакции, дающие аналитический эффект с небольшим числом ионов. Для успешного проведения реакций очень важно поддерживать определенные условия, в частности, рН. Очень часто в дробном анализе приходится прибегать к маскировке, т. е. к переводу ионов в соединения, не способные давать аналитический эффект с выбранным реактивом. Например, для обнаружения иона никеля используется диметилглиоксим. Сходный аналитический эффект с этим реагентом дает и ион Fе 2+ . Для обнаружения Ni 2+ ион Fе 2+ переводят в прочный фторидный комплекс 4- или же окисляют до Fе 3+ , например, пероксидом водорода.
Дробный анализ используют для обнаружения ионов в более простых смесях. Время анализа значительно сокращается, однако при этом от экспериментатора требуется более глубокое знание закономерностей протекания химических реакций, так как учесть в одной конкретной методике все возможные случаи взаимного влияния ионов на характер наблюдаемых аналитических эффектов достаточно сложно.
В аналитической практике часто применяют так называемый дробно-систематический метод. При таком подходе используется минимальное число групповых реактивов, что позволяет наметить тактику анализа в общих чертах, который затем осуществляется дробным методом.
По технике проведения аналитических реакций различают реакции: осадочные; микрокристаллоскопические; сопровождающиеся выделением газообразных продуктов; проводимые на бумаге; экстракционные; цветные в растворах; окрашивания пламени.
При проведении осадочных реакций обязательно отмечают цвет и характер осадка (кристаллический, аморфный), при необходимости проводят дополнительные испытания: проверяют осадок на растворимость в сильных и слабых кислотах, щелочах и аммиаке, избытке реактива. При проведении реакций, сопровождающихся выделением газа, отмечают его цвет и запах. В некоторых случаях проводят дополнительные испытания.
Например, если предполагают, что выделяющийся газ – оксид углерода (IV), его пропускают через избыток известковой воды.
В дробном и систематическом анализах широко используются реакции, в ходе которых появляется новая окраска, чаще всего это реакции комплексообразования или окислительно-восстановительные реакции.
В отдельных случаях такие реакции удобно проводить на бумаге (капельные реакции). Реактивы, не подвергающиеся разложению в обычных условиях, наносят на бумагу заранее. Так, для обнаружения сероводорода или сульфид-ионов применяют бумагу, пропитанную нитратом свинца [происходит почернение за счет образования сульфида свинца(II)]. Многие окислители обнаруживают с помощью йодкрахмальной бумаги, т.е. бумаги, пропитанной растворами иодида калия и крахмала. В большинстве же случаев необходимые реактивы наносят на бумагу во время проведения реакции, например, ализарин на ион А1 3+ , купрон на ион Сu 2+ и др. Для усиления окраски иногда применяют экстракцию в органический растворитель. Для предварительных испытаний используют реакции окрашивания пламени.