Основные классы неорганических соединений

1 2 3 4 5 6 7

Л. Н. Бугерко

С.В. Бин

Э. П. Суровой

Лабораторный практикум по химии

Учебное пособие

Кемерово 2012

ББК Г1я73-5

УДК 546(075)

Б 90

Печатается по решению редакционно-издательского совета ФГБОУ ВПО «Кемеровский государственный университет»

Рецензенты:

доктор техн. наук, профессор В. В. Козик

(Национальный исследовательский Томский государственный университет)

академик РАЕН, доктор хим. наук, профессор Т. Г. Черкасова (ФГБОУ ВПО «Кузбасский государственный технический университет им. Т.Ф. Горбачева»)

Бугерко, Л. Н.

Б 90 Лабораторный практикум по химии: учеб. пособие / Л. Н. Бугерко, С.В. Бин, Э. П. Суровой;ФГБОУ ВПО «Кемеровский государственный университет». – Кемерово, 2012.

–136 с.

ISBN

Настоящее пособие составлено в соответствии с ФГОС ВПО 3-го поколения для студентов I курса, обучающихся на химическом и биологическом факультетах. Пособие является частью учебно-методического комплекса по дисциплинам «Неорганическая химия» и «Химия», и преследует цель помочь студентам в самостоятельной работе при изучении дисциплины, выполнении индивидуальных заданий, контрольной работы и подготовке к экзамену.

ISBN

ББК Г1я73-5 Бугерко Л. Н., Бин С.В., Суровой Э. П., 2012 Кемеровский государственный университет, 2012

Содержание

	стр.
Введение…………………………………………………........................	4
Рекомендации по проведению и оформлению лабораторных работ……………………………………………………...........................	4
Техника безопасности…………………………………………………..	5
Основные классы неорганических соединений………….……………	7
Лабораторная работа № 1…………………………………................. Техника лабораторных работ	18
Лабораторная работа № 2…………………………………................. Методы очистки веществ	27
Лабораторная работа № 3…………………………………................. Определение молярной массы газа	33
Лабораторная работа № 4…………………………………................. Тепловые эффекты химических реакций. Энтальпия. Закон Гесса	39
Лабораторная работа № 5…………………………………................. Приготовление растворов заданной концентрации	44
Лабораторная работа № 6…………………………………................. Окислительно –восстановительные реакции	54
Лабораторная работа № 7…………………………………................. Реакции в растворах электролитов и неэлектролитов	62
Лабораторная работа № 8…………………………………................. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Гидролиз	72
Лабораторная работа № 9…………………………………................. Скорость химических реакций. Химическое равновесие. Катализ	81
Лабораторная работа № 10…………………………………............... Металлы	94
Лабораторная работа № 11………………………………................... Неметаллы	98
Лабораторная работа № 12………………………………................... Свойства солей, кислот и оснований	107
Лабораторная работа № 13………………………………................... Решение экспериментальных задач по теме	109
Лабораторная работа № 14………………………………................... Комплексные соединения	111
Лабораторная работа № 15………………………………................... Коллоидные растворы. Получение золя гидроксида железа (III)	116
Список рекомендуемой литературы……………..…………………….	120
Приложение…..…………………………………………….....................	121

Введение

Лабораторные работы для многих вузовских специальностей стали одной из важнейших форм самостоятельной работы студентов в учебное время, стимулирующие познавательный интерес студентов, развивая как интеллектуальные умения и навыки, так и практические.

Учебно-методическое пособие по дисциплине «Химия» для студентов биологического факультета по специальности «География» содержит краткую теоретическую часть, описание лабораторных работ, вопросы для допуска и защиты работы.

Пособие составлено таким образом, чтобы каждый студент самостоятельно подготовился к выполнению лабораторных работ по химии: умел изложить ход работы, составлять уравнения реакций, объяснить результаты выполненных опытов и сформулировать выводы из них.

Допуск к экзамену студент получает по предъявлению лабораторного журнала с пометкой преподавателя о выполнении всех работ, предусмотренных планом практикума.

Рекомендации по проведению и оформлению лабораторных работ

Перед занятием (домашняя самоподготовка) студенты должны проработать вопросы допуска к лабораторной работе и частично оформить отчет (все, кроме описания наблюдений и выводов).

Отчет оформлять следующим образом:

Дата:_____________________________________________________

Тема:_____________________________________________________

Цель:_____________________________________________________

Оборудование:_____________________________________________

Реактивы:_________________________________________________

Ход работы:_______________________________________________

Номер опыта:______________________________________________

Название опыта:____________________________________________

Краткое описание проведения опыта:__________________________

Уравнения реакций:_________________________________________

Подробное описание наблюдений:____________________________

Вывод по опыту: ___________________________________________

Вывод (общий по всей работе):_______________________________

В начале каждого занятия преподаватель проводит допуск в форме опроса или в форме беседы, с целью проверить уровень подготовки студентов к занятию, разобрать методику проведения отдельных опытов.

В ходе выполнения практической работы преподаватель следит за соблюдением правил техники безопасности, следит за правильностью выполнения опытов, если необходимо помогает студентам объяснить наблюдения, выявить допущенные ошибки, в результате которых опыт не получился, сформулировать выводы, оформить отчет.

После выполнения лабораторной работы преподаватель проверяет отчет и проводит со студентами защиту практической работы, чтобы проконтролировать уровень усвоения теоретического материала, глубину сущности наблюдаемых явлений, умения наблюдать, описывать, объяснять, анализировать, делать выводы, применять знания на практике. Защита работы проводится индивидуально (устно или письменно), отвечая на контрольные вопросы.

ТЕХНИКА БЕЗОПАСНОСТИ

1. К выполнению работ допускаются студенты, прошедшие в начале полугодия инструктаж по общим требованиям, описанным в инструкциях по технике безопасности и охраны труда.

2. Выполнение работ проводится только при наличии халата и после допуска, при котором наряду с общими вопросами уточняются вопросы по технике безопасности.

3. Запрещается работа в лаборатории на неисправном оборудовании, с неисправными приборами и посудой.

4. Во избежание отравления запрещается хранить пищу в химических лабораториях.

5. Работу, связанную с применением ядовитых, взрывоопасных веществ необходимо проводить в вытяжном шкафу. Створки вытяжных шкафов должны быть закрыты. При необходимости створки можно поднимать, но не более, чем на 20–30 см так, чтобы между лицом работающего и объектом находилось стекло створки.

6. Агрессивные химические реактивы: концентрированные кислоты, щелочи, сильнодействующие реактивы, летучие ядовитые вещества необходимо хранить под тягой в толстостенной посуде.

7. Работу с концентрированными растворами кислот, щелочей необходимо проводить в резиновых перчатках и защитных очках.

8. При проливе концентрированных кислот, щелочей, едких жидкостей необходимо пролитый продукт засыпать песком, песок удалить и место, где была пролита жидкость, хорошо промыть водой.

9. Для нагревания необходимо использовать тонкостенную химическую посуду с отметкой, характеризующей термостойкость стекла.

10. Первая доврачебная помощь:

а) при ранении стеклом нужно удалить его остатки из раны, смазать руку йодом, наложить стерильную повязку, при артериальном кровотечении – жгут или закрутку, обратиться к врачу;

б) при термических ожогах первой степени обожженное место смазывают вазелином. При ожогах второй степени (появление пузырей) делают примочки из перманганата калия (5 %) или этилового спирта. При более тяжелых ожогах необходимо отправить пострадавшего к врачу;

в) при ожогах концентрированными кислотами или щелочами необходимо обожженное место промыть сильной струей воды, затем наложить примочку: при ожогах кислотой – из 2 % раствора соды, при ожогах щелочью – 2 % раствора борной (уксусной) кислоты.

Основные классы неорганических соединений

В зависимости от состава и свойств вещества можно классифицировать следующим образом:

ВЕЩЕСТВА

Простые Сложные – органические

Металлы Неметаллы Неорганические

Гидриды Пероксиды Оксиды Гидраты

Надпероксиды оксидов

Озониды кислотные кислотные

основные основные

амфотерные амфотерные

Комплексные Галогенангидриды Соли

соединения средние

кислые

основные

Название химических соединений, составление эмпирических и графических формул связано с использованием понятия степени окисления.

Степень окисления – условный заряд атома в соединении, если ковалентную полярную связь условно принять за ионную. Для s, p-элементов главных подгрупп периодической системы характерны следующие положительные степени окисления – таблица 1.

Для элементов I и II групп характерны положительные степени окисления, равные номеру группы; для элементов III–VI групп характерны две степени окисления: одна из них равна номеру группы, другая – (номер группы – 2). Исключения: для алюминия неустойчива степень окисления +1, для кремния – +2. Для азота известны следующие степени окисления: –3, –2, –1, +1, +2, +3, +4, +5; для кислорода – –2, –1, +2; для фтора – только одна –1.

Таблица 1
Степени окисления s, p-элементов главных подгрупп периодической системы
номер группы	I	II	III	IV	V	VI	VII
степень окисления	+1	+2	+1 +3	+2 +4	+3 +5	+4 +6	+1 до +7

Для элементов побочных подгрупп положительные степени окисления могут принимать значения от +1 до +8. Необходимо запомнить более устойчивые для следующих элементов:

Ag⁺¹; Cu⁺¹ Cu⁺²; Au⁺¹ Au⁺³;

Zn⁺²; Hg⁺¹ Hg⁺²;

Cr⁺³ Cr⁺⁶;

Mn⁺² Mn⁺⁴ Mn⁺⁶ Mn⁺⁷;

Fe⁺² Fe⁺³; Co⁺² Co⁺³;

f – элементы обычно проявляют степень окисления равную +3.

ОКСИДЫ

Оксиды – соединения элементов с кислородом, в которых кислород является более электроотрицательным элементом.

Согласно правилам международной номенклатуры, название оксидов составляется таким образом: в именительном падеже называется слово «оксид», за ним следует название элемента в родительном падеже с указанием степени окисления (если для элемента характерны несколько степеней окисления).

СаО – оксид кальция,

FeO – оксид железа (II).

Учитывая, что атом кислорода двухвалентен (степень окисления –2) и каждая валентность условно изображается черточкой, составляются графические формулы оксидов.

Например:

Cl₂O₇ CO₂

Отметим, что реальное строение веществ отражается графическими формулами в случае оксидов с ковалентными связями, состоящими из отдельных молекул. Поэтому для оксида с ионной связью, например СаО, полимерных оксидов, например, SiO₂, графические формулы условны.

По химическим свойствам оксиды делят на основные, кислотные и амфотерные.

Свойства оксидов различных элементов можно предсказать на основании положения элемента в периодической системе.

s, p – элементы главных подгрупп, расположенные в периодической системе слева внизу, образуют основные оксиды; справа вверху – кислотные. Элементы, расположенные в периодической системе по диагонали – Be, Al, Ge, Sn, Pb, образуют амфотерные оксиды (в любой степени окисления). Исключение составляют оксиды Ga₂O₃, In₂O₃, Tl₂O₃, As₂O₃, Sb₂O₃, которые являются амфотерными и Bi₂O₃ – основной оксид. Оксиды элементов побочных подгрупп ZnO, Cr₂O₃, MnO₂, Fe₂O₃ обладают амфотерными свойствами. При повышении степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства оксидов.

MnO – основной оксид,

MnO₂ – амфотерный оксид,

(MnO₃), Mn₂O₇ – кислотные оксиды.

Основные оксиды –оксиды, которым соответствуют основания (оксиды металлов со степенью окисления +1, +2, реже +3).

Например, Na₂O, CaO, MgO.

Кислотные оксиды –оксиды, которым соответствуют кислоты (оксиды неметаллов и переходных металлов в высоких степенях окисления).

Например, SO₂, CO₂, CrO₃, Mn₂O₇.

Амфотерные оксиды – оксиды, проявляющие как основные, так и кислотные свойства

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O,

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]

или в упрощенном виде:

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O.

ГИДРАТЫ ОКСИДОВ

Основные гидроксиды (основания) – соединения, при диссоциации которых в качестве отрицательно заряженных анионов образуются ОН^-.

Название основания дается следующим образом: в именительном падеже называется слово «гидроксид», затем в родительном падеже идет название элемента (если элемент имеет переменную степень окисления, то она указывается римскими цифрами после элемента).

NaOH – гидроксид натрия,

Cr(OH)₃ – гидроксид хрома (III).

Количество ОН–групп определяет кислотность основания (LiOH – однокислотное, Mg(OH)₂ – двухкислотное).

Графические формулы гидроксидов строятся исходя из того, что гидроксид–ион одновалентен.

При написании графических формул оснований (так же как и оксидов) необходимо учитывать условность графической формулы. Во многих случаях графическая формула не отражает строения данного вещества, вещество в твердом виде может иметь ионную структуру. (Это замечание справедливо и для солей).

Кислотные гидроксиды (кислоты) – соединения, при диссоциации которых образуется ион Н⁺.

Название бескислородных кислот дается следующим образом: к элементу, образующему кислоту, добавляется термин «оводородная» или «истоводородная» кислота:

H₂S – сероводородная кислота,

HF – фтористоводородная кислота.

Названия кислородсодержащих кислот строятся из двух слов – прилагательного, характеризующего кислотообразующий элемент (с учетом его степени окисления), и существительного «кислота». Если кислотообразующий элемент находится в низшей степени окисления, то к корню названия элемента добавляется –новатистая, в средней степени окисления: – истая, –нистая, –новатая, в высшей степени окисления: –ная, –овая, –евая:

HClO – хлорноватистая кислота,

HClO₂ – хлористая кислота,

HCIO₃ – хлорноватая кислота,

HClO₄ – хлорная кислота.

Если кислотообразующий элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислот, отличающихся между собой содержанием кислорода и водорода (по содержанию воды), то перед названием элемента добавляют префиксы: мета – если кислота содержит меньшее количество атомов водорода и кислорода, мезо – среднее количество, орто – максимальное количество:

H₂TeO₄ – метателлуровая кислота,

H₄TeO₅ – мезотеллуровая кислота,

H₆TeO₆ – ортотеллуровая кислота.

Некоторые кислотообразующие элементы при одной и той же степени окисления образуют несколько кислот, отличающихся между собой числом атомов кислотообразующего элемента (изополикислоты). Называют последние, добавляя к основному названию кислоты числительное, указывающее число атомов элемента кислотообразователя:

H₂S₂O₇ – дисерная (пиросерная) кислота,

H₂P₂O₇ – дифосфорная (пирофосфорная) кислота.

По числу атомов водорода кислоты делятся на одноосновные (HCl, HNO₃) и многоосновные (H₂SO₄ – двухосновная, H₃PO₄ – трехосновная кислота).

При составлении графических формул кислот необходимо учитывать:

1) в молекулах бескислородных кислот атомы водорода связаны с атомами кислотообразователя:

2) в молекулах кислородосодержащих кислот атомы водорода связаны с атомами кислотообразователя через кислород:

Амфотерные гидроксиды –гидроксиды, способные проявлять как кислотные, так и основные свойства:

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O,

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄].

Названия амфотерных гидроксидов строятся как по типу основания, так и по типу кислоты:

Cr(OH)₃ – гидроксид хрома (III),

H₃CrO₃ – ортохромистая кислота.

Ниже приведены названия некоторых кислот и соответствующих им ионов (таблица 2).

Таблица 2
Кислота	Название кислоты	Название иона
HАlO₂ H₃AlO₃ HAsO₂ H₃AsO₃ HAsO₃ H₃AsO₄ H₂BeO₂ HBO₂ H₃BO₃ HClO HClO₂ HClO₃ HClO₄ HCrO₂ H₃CrO₃ H₂CrO₄ H₂Cr₂O₇ HNO₂ HNO₃ H₃PO₃ HPO₃ H₃PO₄ H₄P₂O₇ H₂SO₃ H₂SO₄ H₂S₂O₇ HSbO₂ H₃SbO₃ HSbO₃ H₃SbO₄ H₂SiO₃ H₄SiO₄ H₂PbO₂ H₂PbO₃ H₄PbO₄ H₂ZnO₂	Метаалюминиевая Ортоалюминиевая Метамышьяковистая Ортомышьяковистая Метамышьяковая Ортомышьяковая Бериллиевая Метаборная Ортоборная Хлорноватистая Хлористая Хлорноватая Хлорная Метахромистая Ортохромистая Хромовая Дихромовая Азотистая Азотная Ортофосфористая Метафосфорная Ортофосфорная Дифосфорная Сернистая Серная Дисерная Метасурьмянистая Ортосурьмянистая Метасурьмяная Ортосурьмяная Метакремниевая Ортокремниевая Свинцовистая Метасвинцовая Ортосвинцовая Цинковая	Метаалюминат Ортоалюминат Метаарсенит Ортоарсенит Метаарсенат Ортоарсенат Бериллат Метаборат Ортоборат Гипохлорит Хлорит Хлорат Перхлорат Метахромит Ортохромит Хромат Дихромат Нитрит Нитрат Ортофосфит Метафосфат Ортофосфат Дифосфат Сульфит Сульфат Дисульфат Метаантимонит Ортоантимонит Метаантимонат Ортоантимонат Метасиликат Ортосиликат Плюмбит Метаплюмбат Ортоплюмбат Цинкат

СОЛИ

Средние соли (нормальные) –продукт полного замещения ионов водорода кислоты на ионы металла, или гидроксид–ионов основания на кислотный остаток

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O.

Название средней соли дается следующим образом: для солей бескислородных кислот – к латинскому названию неметалла добавляется суффикс –ид. Если металл имеет переменную степень окисления, после названия металла указывается его степень окисления:

KCl – хлорид калия,

FeCl₂ – хлорид железа (II).

Называя соли кислородсодержащих кислот, руководствуются следующими принципами:

1) при постоянной степени окисления центрального атома название соли оканчивается слогом –ат:

Na₂CO₃ – карбонат натрия;

2) при переменной степени окисления –ат или приставка пер– (высшая степень окисления центрального атома); –ит или приставка гипо– (низшая степень окисления центрального атома):

BaSO₄ – сульфат бария,

Na₂SO₃ – сульфит натрия,

NaClO – гипохлорит натрия,

KClO₄ – перхлорат калия;

3) если кислота имеет несколько форм, то ее соли имеют соответствующие названия:

Na₃PO₄ – ортофосфат натрия,

KPO₃ – метафосфат калия;

4) если металл имеет переменную степень окисления, ее указывают после названия металла в скобках, римскими цифрами:

FeSO₄ – сульфат железа (II).

При изображении графических формул солей (средних, кислых, основных) необходимо исходить из графических формул оснований и кислот.

Изобразим графическую формулу ортофосфата кальция Ca₃(PO₄)₂:

Кислые соли –продукт неполного замещения ионов водорода кислоты на ионы металла.

Кислые соли образуют многоосновные кислоты (при избытке кислоты):

Cu(OH)₂ + 2H₂SO₄ = Cu(HSO₄)₂ + 2H₂O.

Названия кислых солей строятся аналогично названиям нормальных солей, но в названия анионов кислот добавляется приставка гидро–:

NaHS – гидросульфид натрия,

NaH₂PO₄ – дигидроортофосфат натрия.

Графическая формула Ca(HCO₃)₂:

Основные соли –продукт неполного замещения гидроксид–ионов основания анионами кислот.

Основные соли образуют многокислотные основания (при избытке основания):

2Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = (CuOH)₂SO₄ + 2H₂O.

В названии основных солей (так же как средних и кислых) указывается сначала анион, затем катион, к названию катиона добавляется приставка гидроксо–:

ZnOHCl – хлорид гидроксоцинка,

(FeOH)₂SO₄ – сульфат гидроксожелеза (II),

(Fe(OH)₂)₃PO₄ – ортофосфат дигидроксожелеза (III).

Графическая формула (MgOH)₂SO₄:

Кислые соли (наряду с общими свойствами солей) обладают свойствами кислот:

Cu(HSO₄)₂ + Cu(OH)₂ = 2CuSO₄ + 2H₂O.

Основные соли обладают свойствами оснований:

(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ = 2CuSO₄ + 2H₂O.

С другой стороны, из средних солей могут быть получены как кислые, так и основные соли:

Na₃PO₄ + 2H₃PO₄ = 3NaH₂PO₄

FeSO₄ + Fe(OH)₂ = (FeOH)₂SO₄.

Контрольные задания

1. Изобразите графические формулы и назовите оксиды: K₂O, Tl₂O, MgO, CO, B₂O₃, ClO₂, N₂O₅, Mn₂O₇.

2. Изобразите графические формулы и назовите следующие гидроксиды: LiOH, Cu(OH)₂, Ca(OH)₂, Al(OH)₃, Fe(OH)₃, Sn(OH)₄.

3. Изобразите графические формулы и назовите следующие кислоты: HClO, HBrO₂, HIO₃, H₂TеO₃, H₆TеO₆, H₂S₂O₃, H₂MnO₄, HNO₂, H₃AsO₃, H₂SiO₃, H₂S₂O₇.

4. Напишите эмпирические и графические формулы кислот следующих элементов: йода, марганца, теллура.

5. Изобразите графические формулы и назовите следующие соли: NaAlO₂, K₃AlO₃, Li₃AsO₃, Pb₃(AsO₄)₂, KBrO, Ca(ClO)₂, Cu(ClO₃)₂, FeCr₂O₇, Fe(NO₃)₃, Na₂TeO₄, KMnO₄, CaSiO₃, Li₄PbO₄, CuZnO₂.

6. Напишите эмпирические формулы следующих солей: а) карбоната лития, б) сульфата магния, в) метасиликата железа (III), г) дихромата аммония, д) нитрита серебра, е) бромида алюминия, ж) метафосфата кальция, з) ортоплюмбата меди (I), и) хромата калия, к) ортоарсенита кобальта (II).

7. Напишите эмпирические и графические формулы следующих солей: а) метафосфата дигидроксоалюминия, б) сульфата дигидроксожелеза (III), в) хромата гидроксомагния, г) карбоната гидроксоцинка, д) нитрата дигидроксохрома (III), е) хлорида гидроксожелеза (III).

Таблица 3
Классификация оксидов p-элементов по периодической системе
№	III		IV		V		VI		VII
№	+3		+2 +4		+3 +5		+4 +6		+1 +3 +5 +7
2	B₂O₃	HBO₂ H₃BO₃	CO_б/р CO₂	H₂CO₃	N₂O₃ N₂O₅	HNO₂ HNO₃	O₂		OF₂
3	Al₂O₃	HAlO₂ H₃AlO₃ ↓Al(OH)₃	SiO₂	(H₂SiO₃)_n ↓SiO₂·H₂O	P₂O₃ P₂O₅	H₃PO₃ H₃PO₄	SO₂ SO₃	H₂SO₃ H₂SO₄	Cl₂O HClO Cl₂O₃ HClO₂ Cl₂O₅ HClO₃ Cl₂O₇ HClO₄
4	Ga₂O₃	H₃GaO₃ ↓Ga(OH)₃	GeO GeO₂	↓Ge(OH)₂ ↓GeO₂·H₂O	As₂O₃ As₂O₅	H₃AsO₃ H₃AsO₄	SeO₂ SeO₃	H₂SeO₃ H₂SeO₄	Br₂O₅ HbrO₃ Br₂O₇ HBrO₄
5	In₂O₃	In(OH)₃ ↓H₃InO₃	SnO SnO₂	↓Sn(OH)₂ (H₂SnO₃)_n α, β	Sb₂O₃ Sb₂O₅	Sb(OH)₃ H₃SbO₄	TeO₂ TeO₃	H₂TeO₃ H₂TeO₄ 2H₂O	I₂O₅ HIO₃ I₂O₇ H₅IO₆
6	Tl₂O₃→Tl₂O+O₂ Tl₂O→TlOH		PbO PbO₂	↓Pb(OH)₂ PbO₂·H₂O	Bi₂O₃	Bi(OH)₃	Po		At

Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:

1 2 3 4 5 6 7

Типы экономических систем: рыночная экономика, традиционная экономика, административно-командная экономика, смешанная экономика

500-летие Реформации

Рыночное равновесие спроса и предложения. Равновесная цена

Эластичность предложения

Виды юридических лиц

Субъект, объект, объективная, субъективная стороны правонарушения

Самый сильный аргумент, почему эволюция человека не могла быть