2.Нерастворимые в воде основания. Основания большинства металлов в воде нерастворимы:

Например: Cu(OH)2, Co(ОH)2, Ni(OH)2, Bi(OH)3, Fe(OH)2, Fe(OH)3,

Основание можно получить следующими способами:

А) При взаимодействии активного металла (щелочные и щелочноземельные) с водой:

Ba + 2H2O → Ba(OH) 2 + H2↑

Б) При взаимодействии основных оксидов (в основном оксиды щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:

Na2O + H2O → 2NaOH

CaO + H2O → Ca(OH) 2

В) При взаимодействии солей и щелочей. Этот способ, в основном, используется для получения нерастворимых оснований:

FeSO4 + 2KOН→ Fe(OH) 2 ↓ + K2SO4

AlCl3 + 3NaOH→Al(OH) 3↓ + 3NaCl

Некоторые нерастворимые основания имеют амфотерные свойства, т. е. они имеют и основные и кислотные свойства. Двойственные свойства амфотерных оснований зависит от того, что они в водных растворах диссоциируют как кислота или как основание. Этот процесс в общем схематично можно показать так:

Меn++nOH - óMe(OH)n → nH++(MeOn)n-

Be2+ + 2OH - óBe (OH) 2ó2Н+ + ВеО2 2-

Примерами амфотерных оснований могут быть следующие основания: Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH) 3, Cr(OH) 3, Pb(OH) 2...

При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды проявляют основной характер, а при взаимодействии с щелочами проявляют кислотный характер:

2Cr(OH) 3 + 3H2SO4 → Cr2(SO4) 3 + 6H2O

Cr(OH) 3 + KOH → KCrO2 + 2H2O

КИСЛОТЫ. Сложные соединения, состоящие из катионов водорода способных к обмену с атомами катионов других элементов, называются кислотами. Например: HNO3, HCl, H2SO4, H2CO3, HCN, H3PO4.

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

Так как водные растворы кислот образуют водород (Н+) и имеют кислый вкус, поэтому они изменяют цвет индикатора (лакмус - красный, метилорандж- розовый).

По химическому составу кислоты делятся на две группы: 1) кислородсодержащие (HNO3, H2SO4, H3PO4, H2CO3) 2) безкислородные (HCl, H2S, HF, HCN).

По химическим свойствам кислоты также делятся на две группы: а) сильные кислоты HNO3, H2SO4, HCl б) слабые кислоты: H3PO4, H2CO3, H2S, HF, HCN.

По числу ионов водорода кислоты бывают одноосновные (HNO3, HCl, HCN), многоосновные (H2S, H2SO4, H2CO3) и т. д.

Кислоты можно получить следующими способами:

А) При взаимодействии водорода и неметалла: H2 + Cl2 →2HCl

Б) При взаимодействии кислотных ангидридов с водой:

SO3 + H2O → H2SO4

N2O5 + H2O → 2HNO3

В) При взаимодействии кислот и солей: 2KCl + H2SO4 → K2SO4 + 2HCl

Большинство кислот являются химически активными веществами. Среда кислот является кислой и изменяют цвет индикатора (цвет лакмуса становится красным).

СОЛИ. Сложные вещества, состоящие из иона металла и кислотного остатка называются солью. Например: KNO3, CaHPO4, (CuOH)2CO3.

Название солей состоит из названия кислотного остатка и металла. По некоторым своим свойствам соли делятся на средние, кислые и основные.

А) Средние соли. Это соли состоящие из иона металла и кислотного остатка. Например: MgSO4, KNO3, Na3PO4. Если металл соединяется с двумя и более кислотными остатками, то такие соли называются смешанными. Например: CaOCl2 или Cl-Ca-O-Cl (хлорная известь). Если с кислотным остатком соединяются атомы нескольких металлов, то такие соли называются двойными. Например: NaKCO3, KCaPO4, NaAl(SO4)2.

Б) Кислые соли. Сложные соединения, содержащие катион металла и водорода, также анионы кислотного остатка. Например: KHSO4, NaHPO4. Этот вид солей можетт образовывать двухосновные и многоосновные кислоты. Название таких солей очень похожи на названия средних солей, но в зависимости от числа атомов водорода, добавляется суффикс «гидро», «дигидро» и т. д.

KHCO3 - гидрокарбонат калия. NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия

В) Основные соли. Сложные соединения, содержащие кроме металла и кислотного остатка в составе гидроксильную группу. Например: Mg(OH)Cl, Al(OH) 2NO3, Cr(OH)SO4.

Такие соли могут образовывать соли двух и более валентных металлов. Название таких солей очень похожи на название средних солей, но в зависимости от числа гидроксильной группы, добавляется суффикс «гидроксо», «дигидроксо» и т. д. Например: (CuOH)2CO3 – гидроксокарбонат меди, Al(OH)2NO3 – дигидроксонитрат алюминия.

Существуют более 14 способов получения солей. Наиболее важные из них:

1.При взаимодействии металла и неметалла: Zn + S = ZnS

2.При взаимодействии оснований с кислотами (реакция нейтрализации):

Ba (OH) 2 + 2НCl = BaCl2 + 2H2O

3.При взаимодействии металла с кислотой:

Mg + 2CH3 – COOH = Mg (CH3 – COO) 2 + H2↑

Zn +2HCl = ZnCl2 + H2↑

4.При взаимодействии основных оксидов с кислотами:

BaO + 2HCl = BaCl2 + H2O

5. При взаимодействии оснований с кислотами:

Cu (OH) 2 + H2SO4 = Cu SO4 + 2H2O

Практическая часть

Приборы, посуда и химические реактивы: Порошок серы, гидроксид магния, железная ложечка, стеклянные палочки, раствор щелочи, оксиды магния и цинка, металлический натрий, серная и соляные кислоты, растворы солей хрома, кобальта и меди.

Опыт 1. Разложение дихромата аммония. В пробирку насыпьте немного дихромата аммония и нагрейте. Дихромат разлагается на оксид хрома (III), воду и газообразный азот. Напишите уравнение реакции.

Опыт 2. Горение серы (кислотный оксид). В железную ложечку возьмите немного порошка серы и подержите в пламени спиртовки. Горящую серу опустите в колбу, содержащую немного воды и несколько капель индикатора метилоранджа. Полученный дым соберите в колбу, закройте кусочком бумаги и взболтайте. В тетради отметьте цвет пламени, запах дыма и цвет раствора. Напишите уравнение реакции.

Опыт 3. Основные и амфотерные оксиды. В две пробирки возьмите немного оксида магния. В одну добавьте раствор кислоты, а в другую раствор щелочи и взболтайте. Этот же опыт проведите с оксидом цинка. По своим наблюдениям определите какой оксид является основным, а какой оксид является амфотерным. Напишите уравнение реакций.

Опыт 4. Взаимодействие металла с водой. Налейте в стакан до половины воды. Добавьте несколько капель индикатора фенолфталеина. Возьмите небольшой кусочек металлического натрия и опустите в воду. Наблюдайте за происходящим и напишите уравнение реакции.

Опыт 5. Получение оснований из основных оксидов. В одну пробирку насыпьте немного оксида магния, а в другую немного оксида меди. В обе пробирки налейте немного воды. Затем несколько капель раствора фенолфталеина. В какой пробирке изменяется цвет раствора. Напишите уравнение реакции.

Опыт 6. Получение малорастворимых оснований. В одну пробирку налейте раствор CuSO4, а в другую раствор CoCl2. В обе пробирки налейте раствор щелочи. Отметьте цвет полученных осадков. Распределите осадки в две пробирки и в одну налейте раствор кислоты, а в другую раствор щелочи. Напишите уравнение реакции.

Опыт 7. Получение амфотерных оснований. Налейте в пробирку немного раствора CrCl3 или AlCl3 и прилейте к нему раствор щелочи. Полученный осадок распределите в две пробирки. В одну добавьте раствор кислоты, а в другую раствор щелочи. Напишите уравнение реакции.

Опыт 8. Взаимодействие ангидрида кислоты с водой. Налейте в пробирку немного воды и прилейте немного раствора метилоранджа. Пропустите через воду углекислый газ, полученный в результате взаимодействия карбоната кальция с кислотой. О чём свидетельствует изменение цвета индикатора.

Опыт 9. Взаимодействие соли и кислоты. Насыпьте в пробирку немного сухого ацетата натрия и прилейте немного раствора серной кислоты. Определите полученное соединение по запаху. Напишите уравнение реакции.

Опыт 10. Получение основных солей. Налейте в две пробирки немного раствора CuSO4. В первую прилейте избыточное количество раствора щелочи и нагрейте пробирку. Осадок разлагается на оксид меди и воду. Во вторую налейте небольшое количество щелочи и нагрейте пробирку. Цвет осадка не изменяется. Напишите уравнение реакций.

Упражнение

1.Напишите формулы оснований и кислот соответствующие приведенным оксидам: SO2, Cr2O3, N2O3, PbO, CrO3, Mn2O7, SO3, N2O5, BeO, B2O3.

2.Напишите структурные формулы следующих соединений: Ca3(PO4)2, BaOHNO3, Al2(SO4)3, Fe(OH)3, P2O5, KHCO3, Sr(HSO4)2, As2O3, H2SiO3, (CuOH)2SO4.

3.Напишите реакции взаимодействия кислот и оснований в результате которых образуются следующие соли: Ni(NO3)2, NaHSO4, КH2РО4, (CuOH)2SO4, FeOHCl2, Al(OH)2NO3, Ca3(PO4)2.

4.Закончите уравнение реакций:

P2O5+ CаO→ (MgОН)2СO3+ НCl→

Al2O3+NaОH→ КОН+ SO2 →

NaHСO3+ НCl→ Sn(OH)2+ КОH→

NaHСO3+NaОH→ Ba(OH)2+ H3РО4→

AgNO3+NaCl→ CaCl2+ Na2СO3 →

5.Напишите уравнения следующих превращений:

А) С→СО2→ H2СO3→ СаСO3→ СO2

Б) Cr→CrCl3→ Cr(ОН)3→ Na[Cr(ОН)4]→ Сr2(SO4)3

В) Ва↗ ВаО ↘ВаCl2→ ВаSO4

↘Ва(ОН)2 ↗

Г) Cu→CuO→Cu (NO3)2→ Cu (OН)2→ CuO

Д) Приведите три способа получения следующих солей: Na2СO3, FeCl3, Ca3(PO4)2, K2SO4, Ba(NO3)2.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №2

Химический эквивалент веществ

Согласно закону постоянства состава химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных весовых соотношениях или эквивалентах (эквивалент-равноценный).

Эквивалентом называется такое количества вещества, которое вступает в реакцию с 1 моль атомов водорода или ½ моль атомом кислорода или замещает такое количество атомов водорода и кислорода при химических реакциях.

Эквивалент –это количество вещества, которое выражают в молях. Эквивалент веществ зависит от их валентности, который выражается так:

Э =

Здесь: А – атомная масса элемента

В – валентность элемента

Элементы, имеющие изменчивую валентность, их эквивалент меняется в зависимости от валентности элемента. Масса одного эквивалента элемента, который выражается в граммах, называется эквивалентной массой. Например:

mЭ Сa = =20 г/моль, mЭNa = =23 г/моль

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8 9