Лабораторная работа №1: Свойства элементов главной подгруппы и группы (стр. 1 )

Предисловие

Предлагаемые методические указания представляют собой вторую часть руководства к лабораторным занятиям по химии для первого курса. Описываемые в настоящем руководстве методика и техника выполнения опытов полумикрометодом в значительной степени отличаются от применяемых работ, выполняемых макрометодом.

Работа с малыми количествами веществ, приучает студентов к аккуратности и способствует приобретению навыков, необходимых в аналитической химии. При этом значительно сокращается расход времени на все операции, что особенно важно для нехимических специальностей, где число часов, отводимых по плану на лабораторные работы очень мало, а программный материал достаточно велик. Кроме того, работа с малыми количествами веществ создает гигиенические условия в лаборатории, т. к. воздух помещения почти не загрязняется вредными газами.

Чтобы успешно выполнять опыты на практических занятиях, нужно тщательно к ним готовиться. Для этого необходимо:

1)  предварительно изучить теоретический материал данной темы по учебнику;

2)  ознакомиться с описанием предстоящей работы и ответить на контрольные вопросы;

3)  не начинать опыт, пока не станет ясной цель работы, последовательность ее выполнения и не будет проверен собранный прибор;

4)  описание всех проведенных опытов, наблюдений и выводов следует заносить сразу в лабораторную тетрадь (подробности смотри в ч.1 настоящего пособия).

В пособии обобщен многолетний преподавательский опыт кафедры химии Северо-Кавказского горно-металлургического института (ГТУ).

Методические указания составлены авторским коллективом преподавателей кафедры химии: профессором , доцентами , , ассистентом

Лабораторная работа №1

Свойства элементов главной подгруппы и группы.

Бериллий, магний, кальций, стронций, барий составляют главную подгруппу II группы периодической системы элементов. Бериллий и магний значительно отличаются по своим свойствам от следующих элементов подгруппы. Более сходны между собой кальций, стронций, барий и радий. Их называют щелочноземельными металлами. Электронная конфигурация бериллия – 1S2 2S2, а конфигурация последнего электронного слоя остальных металлов можно представить формулой nS2, предпоследнего (n – 1)S2, (n – 1)p6.

В своих соединениях они исключительно двухвалентны. Кроме бериллия это активные металлы, причем активность их возрастает от кальция к барию, т. е. сверху вниз. В том же порядке увеличивается растворимость их оксидов и гидроксидов. Усиливается сверху вниз и основной характер гидроксидов металлов, амфотерных у Be(OH)2, основной у Mg(OH)2 и, наконец, щелочной у последующих членов подгруппы. На воздухе эти металлы (кроме Ве) недостаточно устойчивы. Особенно это касается щелочноземельных металлов, оксидная пленка которых хорошо растворяется в воде:

Ме + О2 = МеО;

МеО + Н2О = Ме(ОН)2.

С кислородом элементы главной подгруппы образуют гидроксиды:

2Ме + О2 = 2МеО;

2МеО + О2 = 2МеО2(Ме – Mg, Ca, Ba);

и проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства, а в воде подвергаются гидролизу

BaO2 + 2H2O = Ba(OH)2 + H2O2.

Рассматриваемые металлы легко отдают два электрона и являются сильными восстановителями. Активность их взаимодействия с водой различна. Бериллий разлагает воду только при нагревании, магний окисляется водой на холоде, но медленно. Образующиеся малорастворимые гидроксиды предохраняют эти металлы от дальнейшего окисления.

У кальция, стронция и бария по мере возрастания порядкового номера потенциалы ионизации уменьшаются и реакция их с водой протекает все более энергично.

BeO и Be(OH)2 обладают амфотерными свойствами. Mg(OH)2 проявляет только основные свойства, хотя и слабые. Ca(OH)2, Sr(OH)2 и Ba(OH)2 являются сильными основаниями Me2+. В том же направлении увеличивается растворимость оксидов и гидроксидов металлов.

Гидроксид магния плохо растворим в воде. Растворяется в кислотах, а также в растворах солей.

Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH4OH.

Соли бериллия и магния, в отличие от солей других щелочноземельных металлов, в водном растворе подвергаются гидролизу

MgCl2 + H2O = MgOHCl + HCl.

В твердом состоянии соли образуют кристаллогидраты.

Термическая устойчивость карбонатов увеличивается от магния к барию. Малорастворимые в воде карбонаты щелочноземельных металлов растворяются в кислотах:

CaCO3 Ca2+ + CO32-,

H+ + CO32- HCO3-,

HCO3- + H+ CO2 + H2O

или CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2.

В результате реакции происходит уменьшение концентрации ионов CO32-, поэтому произведение концентрации Ca2+ ∙ CO32- становиться меньше произведения растворимости CaCO3 и переходит в раствор.

Насыщение водных растворов малорастворимых карбонатов диоксидом углерода также приводит к уменьшению концентраций ионов CO32- вследствие образования ионовHCO3-:

CO2 + H2O = H2CO3,

H2CO3 H+ + HCO3-,

CO32- + H+ = HCO3-.

Поэтому малорастворимые карбонаты превращаются в растворимые гидрокарбонаты

CaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2.

Экспериментальная часть.

Опыт 1. Восстановительные свойства магния и кальция.

а) Поместите в пробирку стружку металлического кальция и налейте в нее воды. Наблюдайте быстрое протекание реакции. Проделайте такой же опыт со стружками магния. Напишите уравнения реакций;

б) На стружку металлического магния и кальция прилейте разбавленную соляную кислоту. Наблюдайте за происходящими изменениями и напишите уравнения реакций.

Опыт 2. Свойство оксидов и гидроксидов.

Поместите в две пробирки отдельно оксид магния и оксид кальция, налейте в каждую из них воды. Наблюдайте изменения, происходящие в пробирке с оксидом кальция. Убедитесь в щелочности среды. Напишите уравнения реакций.

Опыт 3. Получение гидроксида магния.

Налейте в две пробирки 2-3см3 раствора натрия, в другую – раствор аммиака. Добавьте в пробирки раствор хлорида магния. Отметьте цвет образующегося гидроксида магния. К осадкам прилейте раствор хлористого аммония до их растворения. Объясните происходящее явление. Напишите уравнения всех реакций.

Опыт 4. Получение гидроксидов щелочноземельных металлов.

К растворам хлористого кальция, стронция и бария, взятыми в отдельных пробирках, прилейте раствор едкого натрия. Обратите внимание на количество выпавшего осадка в каждой пробирке.

Повторите опыт, взяв вместо едкого натрия разбавленный раствор аммиака. Сравните результаты опытов. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионной формулах.

Опыт 5. Получение карбоната и бикарбоната кальция.

Налейте в пробирку известковой и дистиллированной воды (1:1). Из аппарата Киппа пропустите в пробирку СО2. Наблюдайте выпадение осадка и последующее его растворение. Напишите уравнения реакций.

Опыт 6. Сравнение растворимости солей щелочноземельных металлов.

На растворы солей кальция, стронция, бария подействуйте растворами солей угольной, серной и фосфорной кислот. Сравните растворимость карбонатов, сульфатов, фосфатов кальция, стронция, бария. Напишите уравнения реакций.

Опыт 7. Образование гипса.

К насыщенном на холоде раствору хлористого кальция прибавьте равный объем 50% H2SO4. Наблюдайте выпадение кристалликов гипса. Напишите уравнения реакций.

Вопросы и задачи:

1.  В чем выражается возрастание металлических свойств от бериллия к барию?

2.  Каково отношение магния в воде, кислотам и щелочам?

3.  Какова окраска лакмуса в растворе хлорида магния? Какие ионы определяют эту окраску? Напишите уравнение гидролиза хлорида магния.

4.  Составьте схему электролиза расплава хлорида магния.

5.  Из водных растворов соли магния карбонат натрия осаждает основную, а бикарбонат натрия среднюю соль магния. Чем это объясняется?

6.  При каких условиях можно получить оксиды щелочноземельных металлов из соответствующих карбонатов?

7.  Составьте уравнения реакций:

Са Са(ОН)2 СаСО3 Са(НСО3)2.

8.  Как из образовавшегося бикарбоната кальция выделить двумя методами осадок карбоната кальция.

9.  При каких условиях амфотерные гидроксиды проявляют свои амфотерные свойства? Для ответа используйте уравнения реакций.

10.  Что называют негашеной известью? В чем заключается процесс гашения извести?

11.  Вычислите, сколько гашенной извести можно получить из 10г известняка СаСО3?

12.  Вычислите объем водорода (н. у.), выделившегося при действии избытка соляной кислоты на смесь порошков меди и магния массой 10г, в которой соотношение масс металлов составляет 1:1.

Лабораторная работа №2.

Бор, алюминий.

Бор - B, алюминий - Al, галлий - Ga, индий - In, таллий – Tl - элементы IIIА группы периодической системы . Электронная конфигурация внешнего слоя представлена формулой - ns2np1. Для этих элементов характерна степень окисления (3+), электроотрицательность их не высока. По химическим свойствам бор – неметалл, алюминий – амфотерный элемент.

Наличие четырехвалентных – sp-орбиталей вакантных nd-орбиталей обуславливает акцепторную способность атомов элементов в комплексных соединениях (особенно у алюминия).

Бор окисляется азотной кислотой в растворе и кислородом при условии со щелочами:

B + 3HNO3(k) = H3BO3 + 3NO2,

4B + 4NaOH + 3O2 = 4NaBO2 + 2H2O.

Алюминий как амфотерный элемент, взаимодействует с кислотами – неокислителями ( в растворе Al входит в состав катиона)

2Al + 6H3O + 6H2O = 2[Al(H2O)6] + 3H2

и с водой в щелочной среде

2Al + 2OH - + 6H2O = 2[Al(OH)4]- + 3H2.

Бор и алюминий реагируют с кислородом, галогенами, серой, азотом и др., при этом образуются оксиды B2O3 и Al2O3, галогениды BГ3 и AlГ3, сульфиды B2S3 и Al2S3, нитриды BN и AlN и др.

Оксиды бора и алюминия при сплавлении со щелочами образуют соли (бораты, алюминаты)

B2O3 + 2NaOH = 2NaBO2 + H2O.

При обработке оксидов кислотами – неокислителями переходят в раствор только оксиды алюминия

Al2O3 + 6H3O+ + 3H2O = 2[Al(H2O)6]3+.

Оксиды B2O3 и его Гидроксид обладают кислотными свойствами; так при растворении B2O3 в воде образуется слабая ортоборная кислота H3BO3. При нагревании эта кислота переходит в метаборную HBO2, а последняя затем в тетраборную H2B4O7. При гидролизе тетрабората натрия (Na2B4O7), называемого бурой, образуется борная кислота (H2BO3), как при действии на буру серной кислотой

Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O = 4H3PO3 + Na2SO4.

Раствор тетрабората натрия вследствие гидролиза имеет pH > 7:

Na2B4O7 2Na+ + B4O72-,

B2O72- + 11H2O 4[H3BO3(H2O)] + 2OH-; pH < 7.

Аквакатионы алюминия в водном растворе проявляют функции слабой кислоты, поэтому соли алюминия подвергаются гидролизу

[Al(H2O)6]3+ + H2O [Al(H2O)5OH]2+ + H3O+; pH < 7.

Самыми известными солями алюминия являются двойные соли типа квасцов

[MI(H2O)6][MIII(H2O)6(SO4)2,

где MI = Na, K, Rb, Tl,

MIII = Al, Ga, In, Tl, Cr, Fe.

Сульфид алюминия в растворе полностью гидролизуется

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S.

Поэтому при взаимодействии в растворе некоторой соли алюминия и сульфида металла сразу выпадает осадок гидроксида алюминия и выделяется сероводород

Al2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S + 3Na2SO4.

Экспериментальная часть.

Опыт 1. Получение борной кислоты.

Налейте в пробирку немного насыщенного раствора буры Na2B4O7 ∙ 10H2O, осторожно добавьте к нему несколько капель концентрированной серной кислоты. Охладите пробирку холодной водой и наблюдайте выделение кристаллов борной кислоты. Составьте уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.

Опыт 2. Свойства борной кислоты.

1) Насыпьте в пробирку немного борной кислоты и испытайте ее растворимость в холодной воде и при нагревании. Исследуйте полученный раствор лакмусовой бумажкой.

2) Растворите в воде немного буры и испытайте раствор лакмусовой бумажкой.

Составьте уравнения гидролиза буры в молекулярной и ионной формах. На основании проделанных (1 и 2) реакций укажите к сильным или слабым кислотам следует отнести борную кислоту.

Опыт 3. Свойства буры.

Захватите в ушко стальной проволоки, вплавленной в стеклянную палочку или трубочку, несколько кристаллов буры и внесите его в пламя горелки. Прозрачное стеклообразное тело, образующееся в ушке «проволочки», называется «перлом буры». Перл на проволочке смочите водой и коснитесь кристаллов нитрата или сульфата кобальта, меди, хрома, а затем накалите его в пламени до полной прозрачности.

Охладив «перл буры», отметьте его цвет, обусловленный образованием двойного метабората.

Составьте уравнения реакции в молекулярной и ионной формах образования буры из борной кислоты и едкого натра, а также уровня реакции образования различных солей тетрабората, учитывая, что при прокаливании нитрата он распадается с образованием оксида, который и взаимодействует с бурой, образуя метаборат.

Опыт 4. Отношение алюминия к воздуху и воде.

Очистите наждачной бумагой три алюминиевых пластины. Одну из них оставьте на воздухе и наблюдайте образование оксидной пленки, другую опустите в стакан с водой. Будет ли реагировать алюминий с водой при комнатной температуре?

Третью пластинку опустите в раствор нитрата ртути. Выньте ее, протрите фильтровальной бумагой и погрузите в стакан с водой, где находится вторая пластинка. Какой газ при этом выделится? Составьте уравнения реакции.

Пластинку, на поверхности которой выделяется газ, выньте из стакана, протрите фильтровальной бумагой и оставьте для наблюдения. Объясните наблюдаемое, учитывая, что при погружении алюминиевой пластинки в раствор соли ртути происходит образование амальгамы.

Опыт 5. Отношение алюминия кислотам и щелочам.

Напишите необходимые уравнения реакций.

В четыре пробирки положите по кусочку алюминия и налейте в три из них несколько капель 2н раствора кислоты: в одну - соляной, в другую – серной, в третью – азотной. В четвертую пробирку налейте несколько капель 30% раствора щелочи. Составьте уравнения реакций и выставьте коэффициенты на основании электронных схем. Полученный в четвертой пробирке раствор слейте с оставшихся стружек и оставьте для следующего опыта.

Опыт 6. Амфотерность гидроксида алюминия.

а) К полученному в предыдущем опыте (4-ая пробирка) раствору алюмината добавьте по каплям (избегая избытка) разбавленную соляную кислоту до получения осадка гидроксида алюминия. Составьте уравнения реакции в молекулярной и ионной формах;

б) Получите гидроксид алюминия, действием на его соль щелочью. Составьте уравнения реакции в молекулярной и ионной формах;

в) Полученный в предыдущем опыте осадок гидроксида алюминия разделите на две части и к одной части добавьте раствор кислоты, а к другой – избыток едкого натра. Составьте уравнения реакции в молекулярной и ионной формах.

Опыт 7. Гидролиз солей алюминия и алюминатов.

а) испытайте лакмусом растворы разных солей алюминия. Отметьте изменения окраски и составьте уравнения реакций гидролиза его солей в молекулярной и ионной формах;

б) Проведите гидролиз сульфида алюминия. К раствору сульфата алюминия добавьте несколько капель сульфида аммония. Полученный осадок разделите на две части. К одной части осадка прилейте соляной кислоты. Можно ли полученный осадок считать сульфидом алюминия? Составьте уравнения реакции в молекулярной и ионной формах;

в) Проведите гидролиз алюмината аммония. К раствору сульфата алюминия добавьте немного едкого натра до растворения первоначально выпавшего осадка. Добавьте к образовавшемуся алюминату натрия раствор хлористого аммония, при этом алюминат натрия полностью гидролизуется с образованием осадка гидроксида алюминия. Составьте уравнения реакции образования алюмината аммония и реакцию полного гидролиза в молекулярной и ионной формах.

Опыт 8. Получение алюмокалиевых квасцов.

В пробирке смешайте растворы сульфата алюминия и сульфата калия. Через некоторое время наблюдайте помутнение раствора и затем осаждение мелких кристаллов. Составьте уравнения реакции образования алюмокалиевых квасцов.

Опыт 9. Адсорбция красителей гидроксидом алюминия.

К раствору алюминиевых квасцов добавьте небольшое количество разбавленных анилиновых чернил. Затем прилейте туда же разбавленный водный раствор аммиака. Чем объяснить изменения цвета раствора?

Контрольные вопросы и задачи.

1. При растворении тетрабората натрия в воде среда становится щелочной. На основании этого определите, является ли переход данной соли в раствор только физическим процессом, если после полного растворения соли раствор остается прозрачным.

2. Трифторид бора образует гидрат состава BF3 ∙ 2H2O. Составьте координационную формулу и систематическое название этого соединения, если известно, что в твердом состоянии оно является ионным кристаллом, а в растворе полностью диссоциирует на ионы и создает сильнокислотную среду.

3. Объясните, почему для тетерафторбората (III) водорода правильной является запись формулы H[BF4], а не [B(H)F4]. При ответе учтите, что это соединение является сильной кислотой в водном растворе.

4. Тетрагидроборат (III) натрия Na[BH4] вносят в горячую воду, при этом наблюдается выпадение осадка и выделение газа. Установлено, что выделение газа уменьшается при увеличении щелочности среды, а при подкислении реакция возобновляется.

Объясните результаты опыта и напишите уравнения реакции.

5. Трифторид бора хорошо растворим в жидком фтороводороде, а фторид алюминия в нем практически нерастворим, однако, полностью переходит в раствор в присутствии фторида натрия. При пропускании газообразного трифторида бора через раствор фторидов алюминия и натрия в жидком фтороводороде фторид алюминия снова выпадает в осадок. По результатам этих опытов сделайте вывод об относительной силе акцепторных свойств соединения алюминия (III) и бора(III) по отношению к фторид-иону.

6. К 0,5дм3 0,2М водного раствора сульфата алюминия добавляют 0,5дм3 0,2М раствора сульфата калия, смесь упаривают и охлаждают. Какое вещество и в каком количестве выпадает в осадок?

7. Укажите тип реакций, протекающих между следующими реагентами:

а) тетрагидридоалюминатом (III) лития и водой;

б) тетрагидридогаллатом (III) натрия и хлороводородной кислотой. Почему эти реакции необратимы?

8. Составьте уравнения реакции:

а) Ga + H3O+ ;

б) Ga + OH - ;

в) In(OH)3 + OH-конц ;

г) Ga2(SO4)3 + H2O.

9. При сливании следующих растворов выпадают осадки, укажите их состав и напишите уравнения соответствующих реакций:

а) хлорида галлия (III) и сульфида аммония;

б) нитрата индия (III) и сероводорода;

в) сульфата галлия (I) и гидроксида бария;

г) трихлоротриакваталлия и сероводорода.

10. К водному раствору AlCl3(k) добавляют цинк, смесь нагревают и наблюдают выделение газа. Составьте уравнения реакций.

11. Не проводя вычислений, расположите вещества каждого набора в порядке увеличения их растворимости в воде:

а) TlI, TlCl, TlBr;

б) Tl2C2O4, TlSeO4, Tl2CO3.

Почему для оценки растворимости веществ во всех указанных наборах можно использовать значения ПР.

12. Известна константа равновесия реакции при некоторых условиях

4Al(T) + 3O2(Г) 2Al2O3(T); Kc = 1 ∙ 106.

Какие вещества – реагенты или продукты – преобладают в равновесной смеси? Дайте обоснованный ответ.

13. Укажите какой оксид в наборе из двух реакций обладает более основными свойствами:

Al2O3(T) + 3SO3(Г) = Al2(SO4)3(T); ∆G0298 = - 405кДж;

Tl2O3(T) + 3SO3(Г) = Tl2(SO4)3(T); ∆G0298 = -442кДж.

14. Составьте уравнения реакций и сделайте вывод о свойствах Tl(I) Tl(III):

а) TlNO3 + KOH + Cl2 ;

б) TlCl + HNO3(K) ;

в) Tl(NO3)3 + KNO2 ;

г) Tl2(SO4)3 + SO2 .

15. Проведите реакции замещения лигандов водном растворе и напишите уравнения образования продуктов реакции:

а) [In(H2O)6](NO3)3 + NaBr ;

б) [In(H2O)6](NO3)3 + NaCl ;

в) [In(H2O)6](NO3)3 + NaI + NaF.

Лабораторная работа №3.

Углерод и кремний.

Углерод – необходимый компонент организма всех живых существ. Кремний – главный элемент неорганической химии и всей неживой природы.

Углерод.

В невозбужденном состоянии атом углерода имеет электронную формулу 1s22s22p2, из которой 2s22p2 являются валентными электронами. В невозбужденном состоянии спаренные электроны (2s2) в образовании связи не участвуют.

 

n = 2

В этом состоянии углерод может образовывать три ковалентные связи: две из них осуществляется по обменному механизму, а одна – донорно-акцепторному. Первые две связи возникают за счет двух неспаренных электронов, а третья – с использованием одной вакантной 2p – орбитали, например, в оксиде углерода CO неподеленная пара электронов (2s2) используется в реакциях присоединения оксида углерода, например, при образовании карбонилов металлов Co2(CO)8, Fe(CO)5. В возбужденном атоме углерода один электрон с 2s переходит на 2p

s p

 

и в образовании связи принимают участие четыре электрона, максимальная валентность углерода равна четырем.

В виде простых веществ углерод известен в трех аллотропных модификациях: алмаз, графит и карбин.

Алмаз тверже всех найденных в природе веществ – это бесцветное, прозрачное, сильно преломляющее свет вещество, но довольно хрупок. Его структура кубическая.

Графит серо-черного цвета с металлическим блеском. Хорошо проводит тепло и электрический ток. Имеет гексагональную структуру.

Карбин – черный мелкокристаллический порошок. Гексагональная решетка карбина построена из прямолинейных цепей = C = C = C = C =. При нагревании до 8000С карбин превращается в графит.

Алмаз и графит при обычных условиях инертны. Сгорают в чистом кислороде при температуре 8000С с образованием CO2. Обе модификации углерода устойчивы к действию кислот и щелочей. Простейшими соединениями углерода с кислородом являются : диоксид CO2 (углекислый газ) и оксид CO (угарный газ)

CO – бесцветный газ, очень ядовит, без запаха. Плохо растворяется в воде, в спирте лучше. В лаборатории получают из муравьиной кислоты

HCOOH = CO + H2O.

Водоотнимающим средством служит серная кислота. Диоксид CO2 – газ, в 1,5 раза тяжелее воздуха, не обладает возобновительными свойствами. CO может проявлять окислительные и восстановительные свойства. Например:

 

+2 +2 -4 +4

CO + CO + 2Ho2 = CH4 + CO2

 

1/2

Одна молекула CO (окислитель) присоединяет суммарно 6 электронов (два от второй молекулы CO и 4 от двух молекул H2) и переходит в CH4. Вторая молекула CO – восстановитель, окисляясь, превращается в CO2. Катализатор для реакции получения метана никелевый, реакцию происходят при 3000С.

Если изменить условия проведения реакции (катализатор ZnO 3000С, 250,5 ∙ 105 Па), получают метанол

+2 -2

CO + 2H2 = CH3OH (CO – окислитель).

+2

В реакции CO + NaOH = HCOONa степень окисления углерода (+2) не меняется.

Важную роль играют карбонилы металлов: Cr(CO)2, Fe(CO)5, Mn2(CO)10.

Углерод взаимодействует с металлами и неметаллами.

В водном растворе диоксида углерода существует равновесие

CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO-3 2H+ + CO2-3.

равновесие смещено влево.

Угольная кислота (H2CO3) является кислотой средней силы (pK = 3,93). Существует только в растворах, в свободном состоянии не выделена. Как двухосновная кислота она образует нормальные соли – карбонаты и кислый гидрокарбонаты. Кроме того, для нее известно большое число основных солей.

Гидрокарбонаты (или бикарбонаты) и карбонаты получают действием углекислого газа на щелочь

NaOH + CO2 = NaHCO3, NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O,

или реакциями обмена между растворимыми солями угольной кислоты и др. кислот

Ba(NO3)2 + K2CO3 = BaCO3 + 2KNO3.

Карбонаты щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде и вместе с тем весьма термоустойчивы, тогда как карбонаты прочих металлов в воде нерастворимы или труднорастворимы и подвергаются термической диссоциации, например:

CaCO3 = CaO + CO2,

FeCO3 = FeO + CO2.

Большинство гидрокарбонатов растворимы в воде, гидрокарбонаты кальция, магния и железа (II) существуют только на растворе при его выпаривании термически диссоциируют с образованием соответствующих карбонатов. Карбонаты щелочных металлов сильно гидролизуются при растворении в воде и обуславливают щелочную реакцию раствора, почему и называются углекислыми щелочами. Наиболее практически важными являются сода, поташ и карбонат кальция.

Экспериментальная часть.

Опыт 1. Адсорбционные свойства углерода:

а) Поместите в коническую пробирку 3-4 микрошпателя измельченного угля и прилейте разбавленный раствор индиго, лакмуса или фуксина до 1/3 объема пробирки, закройте пробирку пальцем или пробкой и энергично встряхивайте ее содержимое в течение 1-2мин. Дайте частичкам угля осесть или отцентрифугируйте их и отметьте наблюдения;

б) В пробирку внесите 2-3 капли 0,01н раствора нитрата свинца. Добавьте к нему 1 каплю 0,1н раствора йодида калия. Наблюдайте выпадения осадков йодида свинца (пробирку с полученным осадком сохраните в качестве контрольной). В другую пробирку налейте того же раствора нитрата свинца, внесите небольшое количество активированного угля, закрыв отверстие пробирки пальцем, и энергично встряхивайте ее 2-3мин. С помощью центрифугирования отделите жидкость от угля, возьмите пипеткой 2-3 капли полученного прозрачного раствора и поместите его в другую пробирку. Добавьте туда же 1 каплю 0,1н раствора KI. Составьте уравнения реакций. Сравните количество осадка йодида свинца, полученного во втором случае и в контрольной пробирке. Чем объяснить различие?

Опыт 2. Восстановление углем серной кислоты.

2-4 капли концентрированной серной кислоты (пл. 1,84г/см3) внесите в микроколбу, укрепите ее в штативе и опустите в кислоту кусочек угля. Осторожно мелким пламенем горелки подогрейте кислоту (не наклоняйтесь над отверстием колбы). Наблюдайте выделение пузырьков газа. Отставьте горелку в строну и по запаху определите продукт восстановления серной кислоты. Как изменилась степень окисления серы? Напишите уравнения реакций, считая, что углерод окисляется до диоксида.

Опыт 3. Восстановление оксидом углерода перманганата калия.

(Получать CO только под тягой)

Микроколбу укрепите в штативе и внесите в нее 5-10 капель муравьиной кислоты. Закройте колбу пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустите в приготовленный подкисленный раствор перманганата калия. Реакционную смесь слегка подогрейте и пропустите выделяющийся CO газ в раствор до изменения его окраски. Напишите уравнения реакций восстановления перманганата оксидом углерода.

Опыт 4.Восстановительные свойства угля.

На листе бумаги перемешайте небольшие, примерно равные по массе порции оксида меди (II) и мелко измельченного древесного угля. Смесь пересыпьте в сухую пробирку, укрепленную горизонтально в штативе.

Закройте пробирку пробкой с изогнутой газоотводной трубкой, конец которой опустите в сосуд с известковой водой. Пробирки сильно нагреть до прекращения выделения газа. Наблюдайте за происходящими изменениями. Дайте пробирке остыть, рассмотрите ее содержимое, отметьте ее цвет. Напишите уравнения реакции.

Опыт 5.Свойства солей угольной кислоты.

Испытайте отношение к нагреваниюNaHCO3, Na2CO3 CaCO3. Для этого небольшие порции солей прокалите в пробирках с газоотводными трубками, опущенными в известковую воду. Наблюдайте за происходящим. Напишите уравнения реакций.

Опыт 6. Гидролиз солей угольной кислоты:

а) Испытайте раствор бикарбоната натрия и карбоната натрия красной лакмусовой бумажкой. В первом случае она показывает очень слабощелочную реакцию, почти нейтральную, во втором – сильно щелочную;

б) Получение карбоната гидроксомеди. Внесите в пробирку 4-5 капель раствора сульфата меди и добавьте столько же раствора карбоната натрия. Отметьте зеленовато-голубой цвет осадка основной соли меди (CuOH)2CO3.

Напишите уравнения реакции взаимодействия сульфата меди с карбонатом натрия с участием воды.

в) К раствору сульфата алюминия прибавить раствор соды. Выпадает белый объемистый осадок гидроксида алюминия и одновременно выделяются пузырьки CO2. Составьте уравнения реакции.

Кремний.

У атома кремния в невозбужденном состоянии на s-орбитали имеют два спаренных электрона, а p-орбитали имеют два неспаренных электрона. У кремния, в отличие от углерода, в образовании связи могут участвовать р-орбитали. Теоретически максимальная валентность кремния может быть равна 9 против 4 у углерода. Атом кремния может находится sp3d2 – гибридном состоянии, однако, для него характерно sp3 – гибридное состояние. В наиболее стабильных соединениях кремний проявляет степени окисления +4, 0, -4. Окислительное число +2 мало характерно для кремния. У кремния большое сродство к кислороду. С кислородом кремний образует два соединения SiO и SiO2.

SiO получают из SiO2 восстановлением при С

SiO2 + C = SiO + CO.

SiO устойчив при высоких температурах, при быстром охлаждении получают SiO в твердом состоянии. При медленном охлаждении – диспропорционирует:

2SiO = Si + SiO2,

SiO + 2NaOH = Na2SiO3 + H2.

(SiO - восстановитель).

SiO2 – кислотный оксид, но в воде не растворяется, поэтому кремниевую кислоту получают косвенным путем

Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl.

Силикаты ( соли кремниевой кислоты) получают путем спекания SiO2 с щелочами, карбонатами и оксидами металлов:

SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2,

SiO2 + PbO = PbSiO3.

Состав кремниевой кислоты отвечает формуле xSiO2 ∙ yH2O;

если x = 1 и y = 1, то формула кислоты будет H2SiO3 – метакремниевая кислота; если x = 1, y = 2 - H2SiO4 ортокремниевая кислота и т. д.

Все кремниевые кислоты очень слабы, поэтому растворимые в воде силикаты сильно гидролизованы

Na2SiO3 + 2H2O = 2NaOH + H2SiO3.

Водородные соединения кремния (кремневодороды или силаны) получают действием кислот на силициды активных металлов, например

Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4.

Кремний взаимодействует с галогенами и другими неметаллами.

Экспериментальная часть.

Опыт 1. Получение гидрозоля и гидрогеля кремниевой кислоты:

а) К 3см3 концентрированного раствора кремнекислого натрия прибавьте разбавленный раствор соляной кислоты – образуется раствор золя кремниевой кислоты;

б) К 3см3 концентрированного раствора кремнекислого натрия прибавьте 2-3 капли концентрированной соляной кислоты. Наблюдайте выделения студня – геля кремниевой кислоты. Напишите уравнения реакции.

Опыт 2. Вытеснение кремниевой кислоты из ее солей

Налейте ¼ часть пробирки раствора кремнекислого натрия. В него пропустите ток углекислого газа из аппарата Кипа.

Наблюдайте образование кремниевой кислоты. Напишите уравнения реакции и сделайте вывод – какая из кислот – метакремниевая или угольная – является более сильным электролитом?

Опыт 3. Гидролиз солей кремниевой кислоты.

Испытайте раствор кремнекислого натрия лакмусовой бумажкой.

Напишите уравнения реакции гидролиза.

К 1-2см3 раствора кремнекислого натрия прибавить 2-3см3 насыщенного раствора хлористого аммония (нашатыря). Наблюдайте выделение кремниевой кислоты и аммиака. Напишите уравнения реакции.

Опыт 4. Получение малорастворимых солей кремниевой метакислоты.

В небольшой химический стаканчик с раствором жидкого стекла (15-20см3) опустите несколько кристаллов солей хлорида кальция, сульфата меди, сульфата никеля. Обратите внимание на появление и рост длинных окрашенных нитей, образующихся солей кремниевой метакислоты. Отметьте их цвет и напишите ионные уравнения реакций их получения. Появление длинных цветных нитей обусловлено явлением осмоса в связи с образованием мономолекулярных полупроницаемых оболочек из получающихся малорастворимых силикатов.