Работу выполнил и дата Работу принял
Лабораторная работа № 1 Отметка о зачёте
Классы неорганических веществ.
Цель работы. Обобщение сведений по классам неорганических веществ, углубление изученного в средней школе материала, а также усвоение современной номенклатуры неорганических веществ. Рассмотрение основных свойств простых и сложных неорганических веществ, в том числе оксидов, оснований, кислот и солей.
Подготовка к лабораторной работе. Прежде, чем приступить к выполнению работы необходимо проработать материал по химической символике, по номенклатуре и классификации неорганических соединений, изучить понятия о простом веществе и химическом элементе и основные законы атомно-молекулярного учения.
Теоретическое введение.
Простые вещества.
Элементарными или простыми веществами называются вещества, построенные из атомов одного химического элемента. Их называют гомоядерными соединениями. Они являются формой существования химических элементов в свободном виде; свойства элементарных веществ соответствуют химической природе элементов. Элементарные вещества делятся на несколько классов, основные из них: элементарные металлы (Na, К, Мg, Fe, Ni) и элементарные окислители (О2, Cl2, S, Br2). Элементарные металлы проявляют восстановительные свойства, при этом процесс отторжения электронов от атомов металлических элементов приводит к образованию элементарных положительно заряженных ионов (катионов). Самыми энергичными восстановителями являются щелочные металлы. К элементарным металлам относятся все S- элементы (кроме Н и Не), находящиеся в I A и II A группах периодической системы, все d- элементы (I B – YIII B группы) и часть р- элементов. Окислительные свойства веществ обусловлены способностью их атомов притягивать к себе электроны извне, образуя при этом элементарные отрицательно заряженные ионы (анионы). Из окислительных элементов самыми энергичными окислителями являются F2, О2, Cl2, Br2. Окислительные элементы располагаются в Y A – YII A группах. При взаимодействии элементарных восстановителей с элементарными окислителями, атомы последних восстанавливаются, а атомы восстановителей – окисляются.
Например: 4 Na + O2 = 2 Na2O
Nao – 1e = Na+ процесс окисления
О + 2 е = О2- процесс восстановления
2 Nao + O = 2 Na+ + O 2-
Na – восстановитель, О – окислитель.
Классы неорганических соединений.
Из всего многообразия сложных неорганических веществ можно выделить следующие основные классы: оксиды, основания, кислоты и соли.
Оксиды. Вещества, молекулы которых состоят из атомов кислорода и какого-либо элемента, называются оксидами. Оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.
1.Основные оксиды - это непосредственные соединения кислорода с металлами. Им соответствуют основания. Если в молекуле оксидов атомы кислорода связаны друг с другом в анион О2-2 или О - О 2-, то такие соединения называются пероксидами.
Например: Na2O2 – пероксид натрия
К2О2 (К – О – О – К) пероксид калия.
Супероксиды – оксиды, в молекулах которых атомы кислорода связаны друг с другом в анион О-2 или О - О -. Примеры оксидов и соответствующих им оснований:
основные оксиды : основания:
Na2O оксид натрия NaOH
FeO оксид железа (II) Fe(OH)2
Fe2O3 оксид железа (III) Fe(OH)3
Если металл проявляет переменную валентность, то при названии оксида в скобках указывается валентность металла (примеры с оксидами железа).
Наиболее типичными реакциями основных оксидов являются реакции взаимодействия их с кислотными оксидами и кислотами, ведущими к образованию солей. Например:
СаО + СО2 = СаСО3
СаО + 2НСl = СаСl2 + Н2О
Поскольку реакция протекает в растворе, то правильнее выразить ее ионно - молекулярными уравнениями:
полное уравнения СаО + 2Н+ + 2Сl- = Са2+ + 2Сl- + Н2О
окончательно СаО + 2Н+ = Са2+ + Н2О
Основные оксиды обычно образуют металлы в низкой степени окисления (обычно +1, +2 и реже +3).
2.Кислотные оксиды (или ангидриды кислот) – это соединения кислорода с неметаллами, а также металлами, находящимися в высшей (или близкой к высшей) степени окисления. Этим оксидам соответствуют кислоты. Например:
оксид соответствующая оксиду кислота
SO2 - оксид серы (IV) Н2SO3 - сернистая кислота
сернистый ангидрид
SO3 - оксид серы (VI) Н2SO4 - cерная кислота
серный ангидрид
Mn2O7 - оксид марганца (VII) HMnO4 - марганцевая кислота
марганцевый ангидрид
Наиболее характерные реакции кислотных оксидов – реакции взаимодействия с основными оксидами и основаниями.
Например: SO3 + CaO = CaSO4
SO3 + 2 NaOH = Na2SO4 + H2O
SO3 + 2OH- = SO42- + H2O
3.Амфотерные – это оксиды металлов, которые могут проявлять свойства кислотных и основных оксидов. Амфотерный характер имеют оксиды некоторых металлов II, III, IV и некоторых других групп периодической системы элементов.
Например: ZnO – оксид цинка, Al2O3 – оксид алюминия, ВеО – оксид бериллия, Cr2O3 – оксид хрома (III).
ВеО + 2НСl = BeCl2 + H2O
BeO + 2H+ = Be2+ + H2O
BeO + 2Na-OH = Na2BeO2 + H2O
бериллат натрия
В водных растворах щелочей такие оксиды, как правило, дают комплексные соединения:
BeO + 2NaOH + H2O = Na2 Be (OH)4 тетрагидроксобериллат натрия
BeO + 2OH- + H2O = Be (OH)42-
Для поливалентных металлов, образующих оксиды различного состава, характер оксидов меняется, в зависимости от степени окисления металла, следующим образом:
+2 +3 +6
CrO Cr2O3 CrO3
основной ( низшая амфотерный (промежу- кислотный (высшая
степень окисления) жуточная степень степень окисления)
окисления)
Гидроксиды. Гидроксиды можно рассматривать как соединения оксидов с водой, полученные прямым или косвенным способом. К гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды, кислоты.
1.Основания – гидроксиды, молекулы которых состоят из атомов металла и гидроксильных групп. Число гидроксидов в основаниях соответствует валентности металла. Если металл проявляет переменную валентность, то она указывается в скобках при названии гидроксида.
Например: NaOH - гидроксид натрия
Fe (OH)2 - гидроксид железа (II)
Fe (OH)3- - гидроксид железа (III)
При диссоциации гидроксидов в водном растворе из отрицательных ионов образуется только гидроксид-ион (OH-).
Растворимые в воде основания называются щелочами, их образуют металлы, расположенные в I А и II А группах периодической системы (LiOH, NaOH, Ва(ОН)2 и др.). Их диссоциация происходит полностью следующим образом:
КОН = К+ + ОН-
Подобные основания относятся к сильным электролитам.
Труднорастворимые основания диссоциируют ступенчато и относятся к слабым электролитам.
Например: Cu (OH)2 CuOH+ + OH- I cтупень диссоциации
CuOH+ Cu2+ + OH- II ступень диссоциации
О силе основания можно судить по концентрации в растворе ионов ОН-. Это можно сделать с помощью индикаторов – веществ, которые меняют свою окраску при изменении концентрации ионов ОН-. Т.к. в любом водном растворе концентрация ионов ОН- и ионов Н+ связаны соотношением: ОН-•Н+ = 10-14, принято для характеристики концентрации этих ионов пользоваться величиной рН (водородного показателя). рН = - lgH+.
Характерными реакциями оснований являются реакции взаимодействия с кислотными оксидами и кислотами.
Например: Ba (OH)2 + CO2 = BaCO3 + H2O
Ni (OH)2 + 2 HNO3 = Ni (NO3)2 + 2H2O
Ni (OH)2 + 2H+ = Ni2+ + 2H2O
2.Амфотерные гидроксиды – это гидроксиды, которые проявляют и основные и кислотные свойства.
Например: Sn(OH)2 + 2HCl = SnCl2 + 2H2O
хлорид олова
Sn (OH)2 + 2H+ = Sn2+ + 2H2O
В водных растворах щелочей амфотерные гидроксиды чаще всего образуют комплексные соли.
Sn (OH)2 + 2NaOH = Na2Sn (OH)4 тетра гидроксостаннит натрия
Sn (OH)2 + 2OH- = Sn (OH)42-
Для поливалентных металлов характер гидроксидов изменяется аналогично изменению характера оксидов.
Например: +2 +3 +6
Cr (OH)2 Cr (OH)3 H2CrO4
основание (низшая амфолит (промежуточ- кислота (высшая
степень окисления) ная степень окисления) степень окисления)
3.Кислоты – вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на другие атомы или группы атомов. При диссоциации кислоты в водных растворах из положительных ионов образуется только ион водорода (ион гидроксония):
HNO3 = H+ + NO3- H+ + H2O = H3O+
гидроксоний-ион
По числу атомов водорода, способных замещаться на металл, определяют основность кислоты:
HCl, HNO3, HBr - одноосновные кислоты
H2SO4, H2CO3 - двухосновные кислоты
Н3РО4, Н3АSO4 - трехосновные кислоты
По химическому составу кислоты делятся на кислородосодержащие: H2SO3, HNO3 и т.д. и бескислородные HCl, HCN, H2S и др.
О силе кислот судят по степени их диссоциации. Сильные кислоты диссоциируют по схеме: HCl = H+ + Cl- , слабые HCN H+ + CN-, причем многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
H2S H+ + HS- - I ступень диссоциации
HS- H+ + S2- - II ступень диссоциации
Для определения относительной силы кислоты определяют рН раствора. С повышением степени окисления кислотообразующего элемента сила кислоты увеличивается.
Например: HClO___HClO2____HClO3____HClO4______
усиление кислотных свойств
Наиболее характерными химическими реакциями для кислот являются реакции взаимодействия с металлами, основными оксидами, основаниями, солями.
Например: Са + Н2SO4 = CaSO4 + H2
CdO + 2HCl = CdCl2 + H2O
Fe (OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl
Соли – вещества, которые можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов или группой атомов. Различают 5 типов солей: средние или нормальные, кислые, основные, двойные, комплексные, различающиеся характером образующихся при диссоциации ионов.
1.Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты: Nа2СО3 - карбонат натрия
Na3РО4 - фосфат натрия
Nа3РО4 = 3Nа+ + РО43-
2.Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты: NаН2РО4 = Nа+ + Н2РО4-
дигидрофосфат
натрия
Кислые соли дают только многоосновные кислоты, при недостаточном количестве взятого основания.
Н2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O
гидросульфат
натрия
При добавлении избытка щелочи кислая соль может быть переведена в среднюю.
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O
3.Основные соли – продукты неполного замещения гидроксид-ионов в основании на кислотный остаток.
CuOHCl = CuOH+ + Cl-
гидроксохлорид
меди
Основные соли могут быть образованы только многокислотными основаниями
(основаниями, содержащими несколько гидроксильных групп), при взаимодействии их с кислотами.
Cu(OH)2 + HCl = CuOHCl + H2O
Перевести основную соль в среднюю можно, действуя на нее кислотой:
CuOHCl + HCl = CuCl2 + H2O
4.Двойные соли – такие, в которых электроположительная часть состоит из двух различных катионов: KAl(SO4)2 - сульфат калия-алюминия
KAl(SO4)2 = K+ + Al3+ + 2SO42-
Характерные свойства всех рассмотренных типов солей – реакции обмена с кислотами, щелочами и друг с другом.
5.Комплексные соли – соединения, образующие при диссоциации комплексные ионы (заряженные комплексы). При записи комплексные ионы принято заключать в квадратные скобки. Например:
Ag(NH3)2 Cl = Ag(NH3)2+ + Cl-
K2PtCl6 = 2K+ + PtCl62-
Cогласно представлениям, предложенным А.Вернером, в комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Так, например, в рассмотренных комплексных соединениях внутреннюю сферу составляют комплексные ионы Ag(NH3)2+ и PtCl62-, а внешнюю сферу соответственно Cl- и К+. Центральный атом или ион внутренней сферы называется комплексообразователем. В предложенных соединениях это Ag+1 и Pt+4. Координированные вокруг комплексообразователя молекулы или ионы противоположного знака – лиганды. В рассматриваемых соединениях это 2NH30 и 6Cl-. Число лигандов комплексного иона определяет его координационное число. В предложенных соединениях оно соответственно равно 2 и 6.
По знаку электрического заряда различают комплексы:
1.Катионные (координация вокруг положительного иона нейтральных молекул):
Zn+2(NH30)4Cl2-1; Al+3(H2O0)6 Cl3-1
2.Анионные (координация вокруг комплексообразователя в положительной степени окисления лиганд, имеющих отрицательную степень окисления):
K2+1Be+2F4-1; К3+1Fe+3(CN-1)6
3.Нейтральные комплексы – комплексные соединения без внешней сферы Pt+(NH30)2Cl2-0. В отличие от соединений с анионными и катионными комплексами, нейтральные комплексы не являются электролитами.
Диссоциация комплексных соединений на внутреннюю и внешнюю сферы называется первичной. Протекает она почти нацело по типу сильных электролитов.
Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса связаны комплексообразователем значительно прочнее и их отщепление при диссоциации проходит лишь в незначительной степени. Обратимая диссоциация внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной.
Ag(NH3)2+ Ag+ + 2NH30
Вторичная диссоциация комплекса протекает по типу слабых электролитов. Алгебраическая сумма зарядов, частиц, образующихся при диссоциации комплекса равна заряду комплекса.
Достарыңызбен бөлісу: |