Важнейшие классы химических соединений

Составила В.И. Ермолаева

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

 

ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

 

Цель работы – ознакомление с  важнейшими классами неорганических соединений: оксидами, гидроксидами, солями, способами  их получения и свойствами.

 

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Неорганических соединений известно около 300 тысяч, их можно разделить на три важнейших класса – оксиды, гидроксиды и соли.

Оксиды – продукты соединения элементов с кислородом. Различают солеобразующие и несолеобразующие оксиды, а также пероксиды, которые по свойствам относятся к солям пероксида водорода H₂O₂. Пероксиды образуют щелочные (Li, Na, K, Rb, Cs ) и щелочноземельные (Ca, Sr, Ba) металлы, в них атомы кислорода связаны между собой ковалентной связью (например, K₂O₂: K– O – O –K)  и легко разлагаются с отщеплением атомарного кислорода, поэтому пероксиды являются сильными окислителями. Несолеобразующих оксидов немного (например, CO, NO, N₂O), они не образуют солей ни с кислотами, ни с основаниями. Солеобразующие оксиды подразделяют на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды образуют металлы  с низшими степенями окисления +1, +2 , их гидратами являются основания. Хорошо растворимые в воде основания  щелочных металлов называются щелочами. Основания щелочно-земельных металлов (Ca, Sr, Ba) также образуются при растворении  в воде соответствующих оксидов, но их растворимость меньше, к щелочам приближается только гидроксид бария Ba(OH)₂.  Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:

              CaO + CO₂ = CaCO₃;    CuO + 2 HCl = CuCl₂ + H₂O.

Кислотные оксиды образуют неметаллы (B, C, N, P, S, Cl и др.), а также металлы, расположенные в побочных подгруппах  больших периодов, образующие соединения высших степеней окисления +5, +6, +7  (V, Cr, Mn и др.). Гидратами кислотных оксидов являются кислоты. Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами и основаниями:

             SO₂ + Na₂O = Na₂SO₃;     N₂O₅ + 2 NaOH = 2 NaNO₃ + H₂O.

Амфотерные оксиды образуют металлы  главных и побочных подгрупп средних  степеней окисления +3, +4 (Al, Cr, Mn, Sn и др.), иногда +2 ( Sn, Pb) ,  их гидраты проявляют как основные, так и кислотные свойства. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами, так и с основаниями:

            Cr₂O₃ + 6 HCl = 2 CrCl₃ + 3 H₂O;   Cr₂O₃ + 2 NaOH = 2 NaCrO₂ + H₂O

Оксиды можно получить  реакцией соединения элемента с кислородом:

                                    2Mg + O₂ = MgO,      4P + 5O₂ = 2 P₂O₅

 или   реакцией разложения сложного  вещества:   CaCO₃ = CaO + CO₂,  

                                                                                    2 Zn(NO₃)₂ = 2 ZnO + 4 NO₂ + O₂.

 Гидроксиды – продукты соединения оксидов с водой, различают осно*вные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные (амфолиты) гидроксиды.

Основания при диссоциации в растворе в качестве анионов образуют только гидроксид – ионы:       NaOH → Na ⁺ + OH ^‾ .        

Кислотность основания определяется числом ионов OH ^‾. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато: Ca(OH)₂ ↔ (CaOH)⁺ + OH ^‾,  (CaOH)⁺ ↔ Ca²⁺ + OH ^‾.

Водные растворы хорошо растворимых оснований (щелочей) изменяют окраску индикаторов: в щелочных растворах фиолетовый лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым.

Основания реагируют с кислотами, образуя соли и воду: NaOH + HCl = NaCl + H₂O.

Если основание и кислота  взяты в эквимолярных отношениях, то среда становится нейтральной, а  такая реакция называется реакцией нейтрализации.

      Многие нерастворимые  в воде основания при нагревании  разлагаются: 

                                                          Cu(OH)₂ = CuO + H₂O.

Щелочи получают растворением оксидов  в воде:           Na₂O + H₂O = 2 NaOH.

Нерастворимые в воде основания  обычно получают действием щелочей  на растворимые соли металлов:                CuSO₄ + 2 NaOH = Cu(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄.

Кислоты согласно теории электролитической диссоциации в качестве катиона образуют только катионы водорода  Н⁺ (точнее ионы гидроксония Н₃О⁺):   HCl = H⁺ + Cl ^‾.

Различают кислоты бескислородные (HCl, HI, H₂S, HCN и др.) и кислородсодержащие (HNO₃, H₂SO₄, H₂SO₃, H₃PO₄ и др.).

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, образующихся при диссоциации. Многоосновные  кислоты диссоциируют ступенчато:

                             H₂SO₃ ↔ Н ⁺ + HSO₃^‾;      HSO₃^‾  ↔ Н ⁺ + SO₃^‾.

В растворах кислот лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым, фенолфталеин остается бесцветным.

Кислоты получают растворением кислотных  оксидов в воде:

                                              P₂O₅ + 3 H₂O = 2 H₃PO₄

или по реакции обмена соли с кислотой:

                                  Ca₃(PO₄)₂ + 3 H₂SO₄ = 3 CaSO₄ + 2 H₃PO₄.

Амфолиты  представляют собой гидроксиды, проявляющие в реакциях как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся Be (OH)₂ , Al (OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃ и др. Амфотерные гидроксиды реагируют с основаниями  как кислоты, с кислотами – как основания:      Сr(OH)₃ + 3 HCl = CrCl₃ + 3 H₂O;       Сr(OH)₃ + 3 NaOH = Na₃[Cr(OH)₆].

Соли при диссоциации образуют катионы металлов (или ион аммония NH₄⁺ ) и анионы кислотных остатков:        Na₂SO₄ ↔ 2 Na⁺ + SO₄ ^{2 ‾},        NH₄NO₃ ↔ NH₄⁺ + NO₃^‾.

Соли различают средние, кислые и основные. Существуют также двойные  соли, образованные разными металлами  и одним кислотным остатком (KAl(SO₄)₂) и смешанные, образованные одним металлом и разными кислотными остатками (CaClOCl).

Средние соли можно рассматривать  как продукты полного замещения  атомов водорода в кислоте атомами  металла или гидроксогрупп основания  кислотными остатками:  NaCl, K₂SO₄, AlPO₄. Средние соли диссоциируют на катионы металла и анионы кислотных остатков:                AlPO₄ ↔ Al ³⁺ + PO₄ ^{3 ‾.}  

Кислые соли  (гидросоли) являются продуктами неполного замещения  атомов водорода многоосновных кислот атомами металла:   NaHSO₄, Al (H₂PO₄)₃, KHCO₃.

 Диссоциация кислой соли  выражается уравнением:     Al (H₂PO₄)₃  ↔ Al ³⁺ + 3 (H₂PO₄)^{3 ‾}.  Анион (H₂PO₄)^{3 ‾} дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.

Осно*вные соли (гидроксосоли) являются продуктами неполного замещения  гидроксогрупп многокислотного основания на кислотные остатки: AlOHSO₄, MgOHCl, (CuOH)₂SO₄.

Диссоциация основной соли выражается уравнением:    AlOHSO₄ ↔ (AlOH) ^{2 +} + SO₄ ^2‾.

Катион  (AlOH) ^{2 +} дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.

Средние соли могут быть получены многими способами:

               соединением металла и неметалла:   2 Na + Cl₂ = 2 NaCl;

               соединением основного и кислотного  оксидов:   CaO + CO₂ = CaCO₃;

               вытеснением активным металлом  водорода или менее активного  металла: 

                                Zn + 2 HCl = H₂ + ZnCl₂,     Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu;

              реакцией нейтрализации:    NaOH + HCl = NaCl + H₂O; 

              реакцией обмена:      Ba(NO₃)₂  + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2 NaNO₃      и др.

Кислые соли могут быть получены в кислой среде:

                            NaOH + H₂SO_{4 (избыток)} = NaHSO₄ + H₂O;

                            Na₃PO₄ + 2 H₃PO_{4 (избыток)} = 3 NaH₂PO₄.

     Основные соли могут  быть получены в щелочной среде:

                    H₂SO₄ + 2 Cu(OH)_{2 (избыток)} = (CuOH)₂ SO₄ + Na₂SO₄,

                   2 CuSO₄ + 2 NaOH_{(недостаток)} = (CuOH)₂ SO₄ + Na₂SO₄

Кислые соли при избытке щелочи и основные соли при избытке кислоты  переходят в средние соли:           NaHSO₄ + NaOH _{(избыток)} = Na₂SO₄ + H₂O,

                     (CuOH)₂ SO₄ + H₂SO_{4 (избыток)} = 2 CuSO₄ + 2 H₂O. 

Для многих металлов характерны комплексные  соединения, которые диссоциируют в  растворе как сильные электролиты, образуя устойчивые комплексные  ионы:

                 CuSO₄ + 8NH₄OH _{(избыток)} = [Cu (NH₃)₄](OH)₂ + [Cu (NH₃)₄] SO₄ + 8 H₂O .  

 Степень диссоциации комплексных  соединений незначительна:

                               [Cu (NH₃)₄](OH)₂  ↔ [Cu (NH₃)₄] ²⁺ +   2 OH^‾

                                 [Cu (NH₃)₄] SO₄   ↔ [Cu (NH₃)₄] ²⁺ +  SO ₄^2‾

 Комплексные соединения многих d – металлов окрашены, что позволяет их использовать в аналитической практике для обнаружения ионов металлов.

Вопросы для подготовки к лабораторной работе:

1. Какие бинарные соединения называются оксидами? Какими способами

     можно   получить оксиды? Приведите примеры реакций.

2. Какие вещества называются кислотами?  Приведите примеры реакций получения кислот.
3. Чем определяется основность кислот? Приведите примеры кислот различной основности.
4. Какие вещества называются основаниями?  Приведите примеры реакций получения оснований.
5. Чем определяется кислотность оснований? Приведите примеры оснований различной кислотности.
6. Какие химические соединения относятся к классу солей?  Приведите примеры солей различных типов и способов их получения.

 

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

 

РАЗДЕЛ 1. ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ОКСИДОВ

             Опыт 1. Получение оксида реакцией  соединения

            а) Получение оксида магния

    Стружку сплава магния  возьмите тигельными щипцами  и внесите в пламя горелки.  Опыт проводите над асбестовой сеткой или фарфоровой чашкой. Магний горит ярким белым пламенем, покрываясь белым налетом оксида магния. Напишите уравнения реакции образования оксида магния.  Осторожно опустите стружку с образовавшимся оксидом в пробирку с дистилированной водой, добавьте 2-3 капли фенолфталеина, который является индикатором на наличие ионов гидроксида, определяющих щелочную среду, отметьте окраску раствора. Напишите уравнение реакции образования гидроксида магния .

          б)  Получение  оксида меди

     Возьмите тигельными щипцами кусочек медной фольги или тонкой медной пластины и прокалите его в пламени горелки до образования черного налета оксида меди Cu (II). Напишите уравнение реакции образования оксида меди. Налейте в пробирку 1-2 мл концентрированной соляной кислоты и опустите в нее прокаленный кусочек меди. Обратите внимание на исчезновение черного налета и появление окраски раствора, характерной для комплексного иона меди (II)  [CuCl₄]^2- . Отметьте эту окраску. Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида меди с соляной кислотой, сделайте вывод о характере оксида меди – осно́вный или кислотный.

             Опыт 2. Получение оксида реакцией  разложения

       Возьмите тигельными  щипцами кусочек мела и прокалите  его в пламени горелки. Напишите  уравнение реакции разложения карбоната кальция. Опустите прокаленный мел в пробирку с дистилированной водой, добавьте 2-3 капли фенолфталеина, отметьте окраску раствора, напишите уравнение реакции образования гидроксида кальция.

 

РАЗДЕЛ 2. ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ГИДРОКСИДОВ МЕТАЛЛОВ

            Опыт 3. Получение гидроксида никеля.

     Опыт выполняется  капельным методом.

     Внесите  по 1-2 капли  соли никеля в 3 ячейки капельного  планшета, добавьте в каждую ячейку  по 2 капли раствора гидроксида  натрия, обратите внимание на окраску образовавшегося гидроксида никеля, напишите уравнение реакции. Проверьте растворимость гидроксида никеля в кислоте и избытке щелочи, для чего в одну ячейку добавьте 2-3 капли щелочи, в другую – 2-3 капли соляной кислоты. Напишите уравнение протекающей реакции. Укажите характер гидроксида никеля.

             Опыт 4. Получение гидроксида алюминия.

     Опыт выполняется  капельным методом.

     Внесите  по 1-2 капли  соли алюминия в 3 ячейки капельного  планшета, добавьте в каждую ячейку  по 1 капле раствора гидроксида натрия, напишите уравнение реакции. Проверьте растворимость гидроксида алюминия в кислоте и избытке щелочи, для чего в одну ячейку добавьте 2-3 капли   щелочи, в другую – 2-3 капли соляной кислоты. Напишите уравнение протекающих реакций. Укажите характер гидроксида алюминия.

           Опыт 5. Получение гидроксида меди.

     В пробирку налейте  1-2 мл раствора соли меди, добавьте 3-4 мл раствора гидроксида натрия, отметьте окраску образовавшегося  осадка, напишите уравнение реакции. Закрепите пробирку в  держателе и осторожно  нагрейте ее в пламени горелки, обратите внимание на изменение цвета осадка, напишите уравнения реакции разложения гидроксида меди.

 

РАЗДЕЛ 3. ПОЛУЧЕНИЕ   КИСЛОТ.

           Опыт 6. Получение уксусной кислоты.

     В пробирку поместите небольшое  количество кристаллического ацетата  натрия CH₃COONa и по каплям прилейте соляной кислоты, обратите внимание на появление запаха уксуса, напишите уравнение реакции в молекулярной и молекулярно-ионной форме.

           Опыт 7. Получение угольной кислоты.

     В пробирку поместите небольшой  кусочек мела и прилейте раствор  соляной кислоты. Опишите происходящие  явления, напишите уравнение реакции  в молекулярной и молекулярно-ионной  форме.

 

РАЗДЕЛ 4. ПОЛУЧЕНИЕ   СОЛЕЙ.