Кислоты: классификация и химические свойства
Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток.
По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H2SO4 серная кислота, H2SO3 сернистая кислота, HNO3 азотная кислота, H3PO4 фосфорная кислота, H2CO3 угольная кислота, H2SiO3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H2S сероводородная кислота).
В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO
|
|
К И С Л О Т Ы |
|
|
Одноосновные |
Двухосновные |
Трехосновные |
|
HNO3 азотная HF фтороводородная HCl хлороводородная HBr бромоводородная HI иодоводородная |
H2SO4 серная H2SO3 сернистая H2S сероводородная H2CO 3 угольная H2SiO3 кремниевая |
H3PO4 фосфорная |
Неорганических соединений, содержащих четыре атома водорода, способных замещаться на металл, очень мало.
Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.
Кислотные остатки могут состоять из одного атома (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO3, -PO4, -SiO3) – это сложные остатки.
В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl↑
Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,
H2SO4 – H2O → SO3. Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.
Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H2SO4 – серная; H2SO3 – угольная; H2SiO3 – кремниевая и т.д.
Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO3 – азотная, HNO2 – азотистая.
Кислоты можно получать растворением ангидридов в воде. В случае, если ангидриды в воде не растворимы, кислоту можно получить действием другой более сильной кислоты на соль необходимой кислоты. Этот способ характерен как для кислородных так и бескислородных кислот. Бескислородные кислоты получают так же прямым синтезом из водорода и неметалла с последующим растворением полученного соединения в воде:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
H2 + S → H2S.
Растворы полученных газообразных веществ HCl и H2S и являются кислотами.
При обычных условиях кислоты бывают как в жидком, так и в твёрдом состоянии.
Химические свойства кислот
Растворыв кислот действуют на индикаторы. Все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворяются в воде. Специальные вещества – индикаторы позволяют определить присутствие кислоты.
Индикаторы – это вещества сложного строения. Они меняют свою окраску в зависимоти от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах — они имеют одну окраску, в растворах оснований – другую. При взаимодействии с кислотой они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в красный цвет, индикатор лакмус – тоже в красный цвет.
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.
Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли (реакция нейтрализации). Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
Взаимодействуют с металлами. Для взаимодействия кислот с металлами должны выполнятся некоторые условия:
1. металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам (в ряду активности металлов он должен располагаться до водорода). Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами;
2. кислота должна быть достаточно сильной (то есть способной отдавать ионы водорода H +).
При протекании химических реакций кислоты с металлами образуется соль и выделяется водород (кроме взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами,):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Остались вопросы? Хотите знать больше о кислотах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь.
Первый урок – бесплатно!
Зарегистрироваться
© blog.tutoronline.ru, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
blog.tutoronline.ru
Основные формулы кислот | Студенческая жизнь
Рассмотрим наиболее часто встречающиеся в учебной литературе формулы кислот:
Легко заметить, что объединяет все формулы кислот наличие атомов водорода (H), стоящего на первом месте в формуле.
Определение валентности кислотного остатка
Из приведённого списка видно, что количество этих атомов может отличаться. Кислоты, в составе которых есть всего один атом водорода, называют одноосновными (азотная, соляная и другие). Серная, угольная, кремниевая кислоты — двухосновные, так как в их формулах по два атома H. Молекула трёхосновной фосфорной кислоты содержит три водородных атома.
Таким образом, количество H в формуле характеризует основность кислоты.
Тот атом, или группа атомов, которые записаны после водорода, называют кислотными остатками. Например, в сероводородной кислоте остаток состоит из одного атома — S, а в фосфорной, сернистой и многих других — из двух, причём один из них обязательно кислород (O). По этому признаку все кислоты делят на кислородсодержащие и бескислородные.
Каждый кислотный остаток обладает определённой валентностью. Она равна количеству атомов Н в молекуле этой кислоты. Валентность остатка HCl равна единице, так как это одноосновная кислота. Такую же валентность имеют остатки азотной, хлорной, азотистой кислот. Валентность остатка серной кислоты (SO4) равна двум, так как атомов водорода в ее формуле два. Трехвалентен остаток фосфорной кислоты.
Кислотные остатки — анионы
Помимо валентности, кислотные остатки обладают зарядами и являются анионами. Их заряды указаны в таблице растворимости: CO32−, S2−, Cl− и так далее. Обратите внимание: заряд кислотного остатка численно совпадает с его валентностью. Например, в кремниевой кислоте, формула которой H2SiO3, кислотный остаток SiO3 имеет валентность, равную II, и заряд 2-. Таким образом, зная заряд кислотного остатка, легко определить его валентность и наоборот.
Подведём итог. Кислотами — соединения, образованные атомами водорода и кислотными остатками. С точки зрения теории электролитической диссоциации можно дать другое определение: кислоты — электролиты, в растворах и расплавах которых присутствуют катионы водорода и анионы кислотных остатков.
Подсказки
Химические формулы кислот, как правило, заучивают наизусть, как и их названия. Если вы забыли, сколько атомов водорода в той или иной формуле, но знаете, как выглядит ее кислотный остаток, на помощь вам придёт таблица растворимости. Заряд остатка совпадает по модулю с валентностью, а та — с количеством H. К примеру, вы помните, что остаток угольной кислоты — CO3. По таблице растворимости определяете, что его заряд 2-, значит, он двухвалентен, то есть угольная кислота имеет формулу H2CO3.
Часто возникает путаница с формулами серной и сернистой, а также азотной и азотистой кислот. Здесь тоже есть один момент, облегчающий запоминание: название той кислоты из пары, в которой атомов кислорода больше, заканчивается на -ная (серная, азотная). Кислота с меньшим количеством атомов кислорода в формуле, имеет название, заканчивающееся на -истая (сернистая, азотистая).
Однако эти подсказки помогут лишь в том случае, если формулы кислот вам знакомы. Повторим их ещё раз:
| HClO4 — хлорная HNO3 — азотная HNO2 — азотистая h3SO4 — серная h3SO3 — сернистая | h3CO3 — угольная h3SiO3 — кремниевая h4PO4 — фосфорная HCl — хлороводородная (соляная) h3S — сероводородная |
life-students.ru
Формула кислоты | Название кислоты | Название соответствующей соли |
| HAlO2 | Метаалюминиевая | Метаалюминат |
| HBO2 | Метаборная | Метаборат |
| h4BO3 | Ортоборная | Ортоборат |
| HBr | Бромоводородная | Бромид |
| HCOOH | Муравьиная | Формиат |
| HCN | Циановодородная | Цианид |
| h3CO3 | Угольная | Карбонат |
| h3C2O4 | Щавелевая | Оксолат |
| h5C2O2 (Ch4COOH) | Уксусная | Ацетат |
| HCl | Хлороводородная | Хлорид |
| HClO | Хлорноватистая | Гипохлорит |
| HClO2 | Хлористая | Хлорит |
| HClO3 | Хлорноватая | Хлорат |
| HClO4 | Хлорная | Перхлорат |
| HCrO2 | Метахромистая | Метахромит |
| HCrO4 | Хромовая | Хромат |
| HCr2O7 | Двухромовая | Дихромат |
| HI | Иодоводородная | Иодид |
| HMnO4 | Марганцевая | Перманганат |
| h3MnO4 | Марганцовистая | Манганат |
| h3MoO4 | Молибденовая | Молибдат |
| HNO2 | Азотистая | Нитрит |
| HNO3 | Азотная | Нитрат |
| HPO3 | Метафосфорная | Метафосфат |
| HPO4 | Ортофосфорная | Ортофосфат |
| h5P2O7 | Двуфосфорная (Пирофосфорная) | Дифосфат (Пирофосфат) |
| h4PO3 | Фосфористая | Фосфит |
| h4PO2 | Фосфорноватистая | Гипофосфит |
| h3S | Сероводородная | Сульфид |
| h3SO3 | Сернистая | Сульфит |
| h3SO4 | Серная | Сульфат |
| h3S2O3 | Тиосерная | Тиосульфат |
| h3Se | Селеноводородная | Селенид |
| h3SiO3 | Кремниевая | Силикат |
| HVO3 | Ванадиевая | Ванадат |
| h3WO4 | Вольфрамовая | Вольфрамат |
reshal.ru
кислота | соли | ||
Название | Формула | Кислотный остаток | Название аниона |
КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ кислоты и их соли | |||
Азотная | HNO3 | NO3— | Нитрат |
Азотистая | HNO2 | NO2— | Нитрит |
Алюминиевая (орто) | H3AlO3 | AlO33- | Орто-алюминат |
Алюминиевая (мета) | HAlO2 | AlO2— | Мета-алюминат |
Бериллиевая | H2BeO2 | BeO22- | Бериллат |
Борная (орто) | H3BO3 | BO33- | Орто-борат |
Борная (мета) | HBO2 | BO2— | Мета-борат |
Борная (тетра) | H2B4O7 | B4O72- | Тетраборат |
Висмутовая | HBiO3 | BiO3— | Висмутат |
Вольфрамовая | H2WO4 | WO42- | Вольфрамат |
Железная | H2FeO4 | FeO42- | Феррат |
Железистая (мета) | HFeO2 | FeO2— | Феррит |
Кремниевая (орто) | H4SiO4 | SiO44- | Орто-силикат |
Кремниевая (мета) | H2SiO3 | SiO32- | Мета-силикат |
Марганцовая | HMnO4 | MnO4— | Перманганат |
Марганцовистая | H2MnO4 | MnO42- | Манганат |
Марганцоватистая | H2MnO3 | MnO32- | Манганит |
Молибденовая | H2MoO4 | MoO42- | Молибдат |
Мышьковая (орто) | H3AsO4 | AsO43- | Орто-арсенат |
Мышьяковая (мета) | HAsO3 | AsO3— | Мета-арсенат |
Димышьяковая | H4As2O7 | As2O74- | Диарсенат |
Оловянная (орто) | H4SnO4 | SnO44- | Орто-станнат |
Оловянная (мета) | H2SnO3 | SnO32- | Мета-станнат |
Оловянистая | H2SnO2 | SnO22- | Станнит |
Селеновая | H2SeO4 | SeO42- | Селенат |
Селенистая | H2SeO3 | SeO32- | Селенит |
Свинцовая (орто) | H4PbO4 | PbO44- | Орто-плюмбат |
Свинцовая (мета) | H2PbO3 | PbO32- | Мета-плюмбат |
Свинцовистая | H2PbO2 | PbO22- | Плюмбит |
Серная | H2SO4 | SO42- | Сульфат |
Дисерная | H2S2O7 | S2O72- | Дисульфат |
Надсерная | H2S2O8 | S2O82- | Пероксодисульфат |
Тиосерная | H2S2O3 | S2O32- | Тио-сульфат |
Дитионовая | H2S2O6 | S2O62- | Дитионат |
Тетратионовая | H2S4O6 | S4O62- | Тетратионат |
Сернистая | H2SO3 | SO32- | Сульфит |
Сурьмяная (орто) | H3SbO4 | SbO43- | Орто-антимонат |
Сурьмяная (мета) | HSbO3 | SbO3— | Мета-антимонат |
Теллуровая | H2TeO4 | TeO42- | Теллурат |
Угольная | H2CO3 | CO32- | Карбонат |
Муравьиная | HCOOH | HCOO— | Формиат |
Уксусная | CH3COOH | CH3COO— | Ацетат |
Фосфорная (орто) | H3PO4 | PO43- | Орто-фосфат |
Фосфорная (мета) | HPO3 | PO3— | Мета-фосфат |
Дифосфорная | H4P2O7 | P2O74- | Дифосфат |
Фосфористая (орто) | H3PO3 | Н2PO3— и HPO32- | Ди- и ГИДРО-фосфиты |
Фосфористая (мета) | HPO2 | PO2— | Мета-фосфит |
Фосфорноватистая | H3PO2 | H2PO2— | Дигидро-гипо-фосфит |
Хромовая | H2CrO4 | CrO42- | Хромат |
Дихромовая | H2Cr2O7 | Cr2O72- | Дихромат |
Хромистая (орто) | H3CrO3 | CrO33- | Орто-хромит |
Хромистая (мета) | HCrO2 | CrO2— | Мета-хромит |
ОКСО-кислоты и -соли элементов Cl, Br, I – ПОДОБНЫ. | |||
Хлорная | HClO4 | ClO4— | Пер-хлорат |
Хлорноватая | HClO3 | ClO3— | Хлорат |
Хлористая | HClO2 | ClO2— | Хлорит |
Хлорноватистая | HClO | ClO— | Гипо-хлорит |
Бромная | HBrO4 | BrO4— | Пер-бромат |
Бромноватая | HBrO3 | BrO3— | Бромат |
Бромристая | HBrO2 | BrO2— | Бромит |
Бромноватистая | HBrO | BrO— | Гипо-бромит |
Иодная | HIO4 | IO4— | Пер-иодат |
Иодноватая | HIO3 | IO3— | Иодат |
Иодистая | HIO2 | IO2— | Иодит |
Иодноватистая | HIO | IO— | Гипо-иодит |
БЕСКИСЛОРОДНЫЕ кислоты и их соли | |||
Фтороводородная | HF | F— | Фторид |
Хлороводородная | HCl | Cl— | Хлорид |
Бромоводородная | HBr | Br— | Бромид |
Иодоводородная | HI | I— | Иодид |
Циановодородная | HCN | CN— | Цианид |
Тиоциановодородная | HSCN | SCN— | Тио-цианид |
Селеноводородная | H2Se | Se2- | Селенид |
Сероводородная | H2S | S2- | Сульфид |
Теллуроводородная | H2Te | Te2- | Теллурид |
studfiles.net
Кислоты — классификация, получение и свойства » HimEge.ru
Кислоты — электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка
Общая формула кислот HnAc, где n – число атомов водорода, равное заряду иона кислотного остатка, Ac — кислотный остаток.
Сила кислот убывает в ряду:
HI > HClO4 > HBr > HCl > H2SO4 > HNO3 > H2SO3 > H3PO4 > HF > HNO2 >H2CO3 > H2S > H2SiO3
Кислородосодержащие кислоты и соответствующие кислотные оксиды
Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO3, борная H3BO3. Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H2SiO3.
1) Взаимодействие простых веществ
(получают бескислородные кислоты)
H2 + Cl2 = 2HCl,
H2 + S = H2S.
2) Взаимодействие кислотных оксидов с водой
(получают кислородсодержащие кислоты)
SO3 + H2O = H2SO4,
3) Взаимодействие солей с растворами сильных кислот
(получают слабые кислоты)
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl,
SiO32- + 2H+ = H2SiO3.
4) Электролиз водных растворов солей
2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + O2 + 2H2SO4.
1) Растворы кислот кислые на вкус, изменяют окраску индикаторов:
лакмуса в красный цвет, метилового оранжевого – в розовый, цвет фенолфталеина не изменяется.
В водном растворе растворимые кислоты диссоциируют, образуя ион водорода, и кислотный остаток:
HCl = H+ + Cl—.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
H2SO4 = H+ + HSO4—,
HSO4— = H+ + SO42-.
Суммарное уравнение:
H2SO4 = 2H+ + SO42-
2) Взаимодействие с металлами
Ca + 2HCl = CaCl2 + H2
Водород из кислот-неокислителей могут вытеснять только металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода.
Кислоты-окислители — азотная и серная конц., реагируют с металлами по-другому, потому что в качестве окислителя выступает элемент кислотного остатка, а не водород!
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2+ 2NO2↑+2H2O
Cu +2H2SO4 конц = CuSO4+SO2↑ + 2H2O
3) Взаимодействие с основными оксидами
CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O
(если образуется растворимая соль)
4) Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O,
2H+ + 2OH— = 2H2O
2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2H2O,
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O.
Многоосновные кислоты образуют кислые и средние соли:
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O,
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O.
5) Взаимодействие с солями
Реакции с солями происходят только в том случае, если в результате химического превращения образуется малодиссоциирующее вещество, выделяется газ или выпадает осадок.
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O,
CO32- + 2H+ = CO2 + H2O.
В этом случае выделяется углекислый газ и образуется малодиссоциирующее вещество – вода.
Na2SiO3 + H2SO4 = H2SiO3↓ + Na2SO4,
SiO32- + 2H+ = H2SiO3.
Реакция происходит, так как образуется осадок.
6) Специфические свойства кислот
Связаны с окислительно-восстановительными реакциями, бескислородные кислоты в растворе могут только окисляться (проявлять восстановительные свойства):
2KMn+7O4 + 16HCl— = Cl20 + 2KCl + 2Mn+2Cl2 + 8H2O,
H2S-2 + Br20 = S0 + 2HBr—.
Кислородсодержащие кислоты могут окисляться (проявлять восстановительные свойства), только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:
H2S+4O3 + Cl20 + H2O = H2S+6O4 + 2HCl—.
Если центральный атом находится в максимальной степени окисления, то кислоты проявляют окислительные свойства, например, взаимодействие с металлами и неметаллами:
C0 + 2H2S+6O4 = C+4O2 + 2S+4O2 + 2H2O,
3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O = 3H3P+5O4 + 5N+2O.
himege.ru
|
Название кислоты |
формула |
Формула кислотного остатка |
Название кислотного остатка |
|
Соляная (хлороводородная) |
HCl |
Cl |
Хлорид |
|
Бромоводородная |
HBr |
Br |
Бромид |
|
Иодоводородная |
HI |
I |
Иодид |
|
Фтороводородная |
HF |
F |
Фторид |
|
Азотная |
HNO3 |
NO3 |
Нитрат |
|
Серная |
H2SO4 |
SO4 |
Сульфат |
|
Сернистая |
H2SO3 |
SO3 |
Сульфит |
|
Сероводородная |
H2S |
S |
Сульфид |
|
Угольная |
H2CO3 |
CO3 |
Карбонат |
|
Кремниевая |
H2SiO3 |
SiO3 |
Силикат |
|
Метафосфорная |
HPO3 |
PO3 |
Метафофат |
|
Ортофосфорная |
H3PO4 |
PO4 |
Ортофосфат |
|
Хлорная |
HClO4 |
ClO4 |
Перхлорат |
enprophil.ucoz.ru
Формулы и названия основных кислот.
⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 8Следующая ⇒
| Бескислородные: | Основность | Название соли |
| HCl — хлористоводородная (соляная) | одноосновная | хлорид |
| HBr — бромистоводородная | одноосновная | бромид |
| HI — йодистоводородная | одноосновная | йодид |
| HF — фтористоводородная (плавиковая) | одноосновная | фторид |
| H2S — сероводородная | двухосновная | сульфид |
| Кислородсодержащие: | ||
| HNO3 – азотная | одноосновная | нитрат |
| H2SO3 — сернистая | двухосновная | сульфит |
| H2SO4 – серная | двухосновная | сульфат |
| H2CO3 — угольная | двухосновная | карбонат |
| H2SiO3 — кремниевая | двухосновная | силикат |
| H3PO4 — ортофосфорная | трёхосновная | ортофосфат |
Соли –сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.
Классификация. По составу и свойствам: средние, кислые, основные, двойные, смешанные, комплексные
Средние соли являются продуктами полного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.
При диссоциации дают только катионы металла (или NH4+). Например:
Na2SO4 ® 2Na+ +SO
CaCl2 ® Ca2+ + 2Cl—
Кислые соли являются продуктами неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.
При диссоциации дают катионы металла (NH4+), ионы водорода и анионы кислотного остатка, например:
NaHCO3 ® Na+ + HCO « H+ +CO .
Основные соли являются продуктами неполного замещения групп OH— соответствующего основания на кислотные остатки.
При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка.
Zn(OH)Cl ® [Zn(OH)]+ + Cl— « Zn2+ + OH— + Cl—.
Двойные соли содержат два катиона металла и при диссоциации дают два катиона и один анион.
KAl(SO4)2 ® K+ + Al3+ + 2SO
Комплексны соли содержат комплексные катионы или анионы.
[Ag(NH3)2]Br ® [Ag(NH3)2]+ + Br— « Ag+ +2 NH3 + Br—
Na[Ag(CN)2] ® Na+ + [Ag(CN)2]— « Na+ + Ag+ + 2 CN—
Генетическая связь между различными классами соединений
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Оборудование и посуда: штатив с пробирками, промывалка, спиртовка.
Реактивы и материалы: красный фосфор,оксид цинка, гранулы Zn, порошок гашеной извести Ca(OH)2, 1 моль/дм3 растворы NaOH, ZnSO4, СuSO4, AlCl3, FeCl3, HСl, H2SO4, универсальная индикаторная бумага, раствор фенолфталеина, метилоранжа, дистиллированная вода.
Порядок выполнения работы
1. Оксид цинка насыпать в две пробирки; в одну добавить раствор кислоты (HCl или H2SO4) в другую раствор щелочи (NaOH или KOH) и слегка нагреть на спиртовке.
Наблюдения: Происходит ли растворение оксида цинка в растворе кислоты и щелочи?
Написать уравнения происходящих реакций (в молекулярном и ионном виде).
Выводы: 1.К какому типу оксидов относится ZnO?
2. Какими свойствами обладают амфотерные оксиды?
Получение и свойства гидроксидов
2.1. В раствор щелочи (NaOH или KOH) опустить кончик универсальной индикаторной полоски. Сравнить полученный цвет индикаторной полоски со стандартной цветовой шкалой.
Наблюдения: Записать значение рН раствора.
2.2. Взять четыре пробирки, налить в первую 1 мл раствора ZnSO4, во вторую — СuSO4, в третью — AlCl3, в четвертую — FeCl3. В каждую пробирку добавить 1мл раствора NaOH. Написать наблюдения и уравнения происходящих реакций.
Наблюдения: Происходит ли выпадение осадка при добавлении щелочи к раствору соли? Укажите цвет осадка.
Написать уравнения происходящих реакций (в молекулярном и ионном виде).
Выводы: Какими способами могут быть получены гидроксиды металлов?
2.3. Половину осадков, полученных в опыте 2.2., перенести в другие пробирки. На одну часть осадка подействовать раствором H2SO4 на другую – раствором NaOH.
Наблюдения: Происходит ли растворение осадков при добавлении щелочи и кислоты к осадкам?
Написать уравнения происходящих реакций (в молекулярном и ионном виде).
Выводы: 1.К какому типу гидроксидов относятся Zn(OH)2, Al(OH)3, Сu(OH)2, Fe(OH)3?
2. Какими свойствами обладают амфотерные гидроксиды?
Получение солей.
3.1. В пробирку налить 2 мл раствора CuSO4 и опустить в этот раствор очищенный гвоздь. (Реакция идет медленно, изменения на поверхности гвоздя появляются через 5-10 мин).
Наблюдения: Происходят ли какие-то изменения с поверхностью гвоздя? Что осаждается?
Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции.
Выводы: Принимая во внимание ряд напряжений металлов, укажите способ получения солей.
3.2. В пробирку поместить одну гранулу цинка и прилить раствор HCl.
Наблюдения: Происходят ли выделение газа?
Написать уравнение происходящей реакции ( в молекулярном и ионном виде).
Выводы: Объясните данный способ получения солей?
3.3. В пробирку насыпать немного порошка гашеной извести Ca(OH)2 и прилить раствор HСl.
Наблюдения: Происходит ли выделение газа?
Написать уравнение происходящей реакции (в молекулярном и ионном виде).
Вывод: 1. К какому типу относится реакция взаимодействия гидроксида и кислоты?
2.Какие вещества являются продуктами этой реакции?
3.5. В две пробирки налейте по 1 мл растворов солей: в первую – сульфата меди, во вторую – хлорида кобальта. Добавьте в обе пробирки по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадков. Затем добавьте в обе пробирки избыток щелочи.
Наблюдения: Укажите изменения цвета осадков в реакциях.
Написать уравнение происходящей реакции (в молекулярном и ионном виде).
Вывод: 1. В результате каких реакций образуются основные соли?
2. Как можно перевести основные соли в средние?
Контрольные задания:
1. Из перечисленных веществ выписать формулы солей , оснований, кислот: Ca(OH)2, Ca(NO3)2, FeCl3, HCl, H2O, ZnS, H2SO4, CuSO4, KOH
Zn(OH)2, NH3, Na2CO3, K3PO4.
2. Укажите формулы оксидов, соответствующие перечисленным веществам H2SO4, H3AsO3, Bi(OH)3, H2MnO4, Sn(OH)2, KOH, H3PO4, H2SiO3, Ge(OH)4.
3. Какие гидроксиды относятся к амфотерным? Составьте уравнения реакций, характеризующих амфотерность гидроксида алюминия и гидроксида цинка.
4. Какие из указанных соединений будут попарно взаимодействовать: P2O5, NaOH, ZnO, AgNO3, Na2CO3, Cr(OH)3, H2SO4. Составьте уравнения возможных реакций.
Лабораторная работа № 2 (4 ч.)
Тема: Качественный анализ катионов и анионов
Цель: освоить технику проведения качественных и групповых реакций на катионы и анионы.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Основной задачей качественного анализа является установление химического состава веществ, находящихся в разнообразных объектах (биологических материалах, лекарственных препаратах, продуктах питания, объектах окружающей среды). В настоящей работе рассматривается качественный анализ неорганических веществ, являющихся электролитами, т. е. по сути качественный анализ ионов. Из всей совокупности встречающихся ионов выбраны наиболее важные в медико-биологическом отношении: (Fе3+, Fе2+, Zn2+, Са2+, Na+, К+, Мg2+, Сl—, РО , СО и др.). Многие из этих ионов входят в состав различных лекарственных препаратов и продуктов питания.
В качественном анализе используются не все возможные реакции, а только те, которые сопровождаются отчетливым аналитическим эффектом. Наиболее часто встречающиеся аналитические эффекты: появление новой окраски, выделение газа, образование осадка.
Существуют два принципиально разных подхода к качественному анализу: дробный и систематический. В систематическом анализе обязательно используют групповые реагенты, позволяющие разделить присутствующие ионы на отдельные группы, а в некоторых случаях и на подгруппы. Для этого часть ионов переводят в состав нерастворимых соединений, а часть ионов оставляют в растворе. После отделения осадка от раствора анализ их проводят раздельно.
Например, в растворе имеются ионы А13+, Fе3+ и Ni2+. Если на этот раствор подействовать избытком щелочи, выпадает осадок Fе(ОН)3 и Ni(ОН)2, а в растворе остаются ионы [А1(ОН)4]—. Осадок, содержащий гидроксиды железа и никеля, при обработке аммиаком частично растворится за счет перехода в раствор [Ni(NН3)4]2+. Таким образом, с помощью двух реагентов — щелочи и аммиака были получены два раствора: в одном содержались ионы [А1(ОН)4]—, в другом — ионы [Ni(NН3)4]2+ и осадок Fе(ОН)3. С помощью характерных реакций затем доказывается наличие тех или иных ионов в растворах и в осадке, который предварительно нужно растворить.
Систематический анализ используют в основном для обнаружения ионов в сложных многокомпонентных смесях. Он очень трудоемок, однако преимущество его заключается в легкой формализации всех действий, укладывающихся в четкую схему (методику).
Для проведения дробного анализа используют только характерные реакции. Очевидно, что присутствие других ионов может значительно искажать результаты реакции (наложение окрасок друг на друга, выпадение нежелательных осадков и т. д.). Во избежание этого в дробном анализе используют в основном высокоспецифические реакции, дающие аналитический эффект с небольшим числом ионов. Для успешного проведения реакций очень важно поддерживать определенные условия, в частности, рН. Очень часто в дробном анализе приходится прибегать к маскировке, т. е. к переводу ионов в соединения, не способные давать аналитический эффект с выбранным реактивом. Например, для обнаружения иона никеля используется диметилглиоксим. Сходный аналитический эффект с этим реагентом дает и ион Fе2+. Для обнаружения Ni2+ ион Fе2+ переводят в прочный фторидный комплекс [FеF6]4- или же окисляют до Fе3+, например, пероксидом водорода.
Дробный анализ используют для обнаружения ионов в более простых смесях. Время анализа значительно сокращается, однако при этом от экспериментатора требуется более глубокое знание закономерностей протекания химических реакций, так как учесть в одной конкретной методике все возможные случаи взаимного влияния ионов на характер наблюдаемых аналитических эффектов достаточно сложно.
В аналитической практике часто применяют так называемый дробно-систематический метод. При таком подходе используется минимальное число групповых реактивов, что позволяет наметить тактику анализа в общих чертах, который затем осуществляется дробным методом.
По технике проведения аналитических реакций различают реакции: осадочные; микрокристаллоскопические; сопровождающиеся выделением газообразных продуктов; проводимые на бумаге; экстракционные; цветные в растворах; окрашивания пламени.
При проведении осадочных реакций обязательно отмечают цвет и характер осадка (кристаллический, аморфный), при необходимости проводят дополнительные испытания: проверяют осадок на растворимость в сильных и слабых кислотах, щелочах и аммиаке, избытке реактива. При проведении реакций, сопровождающихся выделением газа, отмечают его цвет и запах. В некоторых случаях проводят дополнительные испытания.
Например, если предполагают, что выделяющийся газ – оксид углерода (IV), его пропускают через избыток известковой воды.
В дробном и систематическом анализах широко используются реакции, в ходе которых появляется новая окраска, чаще всего это реакции комплексообразования или окислительно-восстановительные реакции.
В отдельных случаях такие реакции удобно проводить на бумаге (капельные реакции). Реактивы, не подвергающиеся разложению в обычных условиях, наносят на бумагу заранее. Так, для обнаружения сероводорода или сульфид-ионов применяют бумагу, пропитанную нитратом свинца [происходит почернение за счет образования сульфида свинца(II)]. Многие окислители обнаруживают с помощью йодкрахмальной бумаги, т.е. бумаги, пропитанной растворами иодида калия и крахмала. В большинстве же случаев необходимые реактивы наносят на бумагу во время проведения реакции, например, ализарин на ион А13+, купрон на ион Сu2+ и др. Для усиления окраски иногда применяют экстракцию в органический растворитель. Для предварительных испытаний используют реакции окрашивания пламени.
Читайте также:
lektsia.com
