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 - ⬄Me(OH)n → nH++(MeOn)n-

  Be2+  + 2OH-  ⬄Be (OH) 2⬄2Н+  +  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

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

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

  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 Ѕ 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 =

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