Материал: Руководство к выполнению лабораторных работ по химии для студентов заочного обучения всех специальностей. Сергуткина О.Р., Кукина О.Б
амфотерными оксидами, а также с амфотерными гидроксидами. При этом образуются соли.
Приготовьте три пробирки. В одну налейте 2–3 мл дистиллированной воды и добавьте 2–3 капли индикатора универсального; другую – на одну треть заполните гидроксидом кальция Ca (OH)2; в третью пробирку налейте 3–4 мл раствора H2SO4. В вытяжном шкафу с помощью преподавателя получите CO2 − оксид углерода (IV) (углекислый газ). Полученный газ поочерёдно пропустите через все пробирки. Наблюдайте изменение окраски индикатора в пробирке с водой с зелёной на жёлтую, что свидетельствует о появлении в растворе кислоты. В пробирке с Ca (OH)2 наблюдайте помутнение раствора в результате образования нерастворимой соли кальция, а в третьей − отсутствие изменений.
Напишите уравнения реакций углекислого газа с водой и гидроксидом кальция, назовите полученные соединения и определите, к каким классам они относятся. Почему оксид CO2 не реагирует с серной кислотой?
Объясните на основании выполненных опытов, почему СО2 является кислотным оксидом.
Опыт 3. Получение и свойства основных гидроксидов
Щёлочи могут быть получены непосредственным растворением оксидов щелочных и щёлочноземельных металлов в воде. Нерастворимые в воде основания получают в результате взаимодействия растворимых солей соответствующих металлов со щелочами.
Характерные реакции
Основания взаимодействуют с кислотами, с кислотными и амфотерными оксидами, атакжесамфотернымигидроксидами. Врезультатеобразуютсясольивода.
В пробирку с 0,5 мл сульфата магния MgSO4 добавьте несколько капель гидроксида натрия NaOH. Наблюдайте образование осадка Mg (OH)2. Напишите уравнение реакции его получения.
Разделите осадок на две части: к одной прибавьте 0,5–1 мл серной кислоты, к другой – столько же щёлочи NaOH. В каком случае произошло растворение осадка? Напишите уравнение наблюдаемой реакции. Объясните, почему гидроксид магния обладает оснóвным характером.
Опыт 4. Получение и свойства амфотерных гидроксидов
Характерные реакции
Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, проявляя при этом свойства оснований, так и с основаниями, проявляя свойства кислот.
В пробирку с 0,5 мл сульфата цинка ZnSO4 добавьте несколько капель NaOH. Наблюдайте образование белого осадка гидроксида цинка Zn (OH)2. Напишите уравнение реакции его получения. Разделите осадок на две части: к одной прилейте 0,5–1 мл серной кислоты, а к другой – столько же концентрированного раствора KOH. Наблюдайте растворение осадка в обеих пробирках.
6
Напишите уравнения взаимодействия Zn (OH)2 c кислотой и щёлочью. Объясните, почему гидроксид цинка обладает амфотерным характером.
Составление уравнений реакций получения солей
Соли бывают средние, кислые и основные. Средние соли образуются при полном замещении атомов водорода в кислоте атомами металла или гидроксильных групп в основании кислотными остатками.
Формулы солей записываются в соответствии со степенью окисления атомов металлов и зарядом кислотных остатков. При этом необходимо помнить, что молекулы солей электронейтральны.
+2 1− +1 2−
Например, CaCl2 [+2 + (1−)·2 = 0], Na2SO4 [(+1)·2 + (2−) = 0].
Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в многоосновной кислоте атомами металла, например: Mg (HSO3)2.
Основные соли – продукты неполного замещения гидроксильных групп в многокислотных основаниях кислотными остатками, например: (MgOH)2SO3.
Названия некоторых кислот и их солей приводятся в табл. 3.
|
|
|
|
|
Таблица 3 |
|
|
|
Номенклатура некоторых кислот и солей |
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
Формулы |
|
Названия |
|
Соли |
|
Оксиды |
кислот |
|
кислот |
|
|
|
|
формулы |
названия |
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
N2O3 |
HNO2 |
|
Азотистая |
KNO2 |
Нитрит натрия |
|
|
|
|
|
|
|
|
N2O5 |
HNO3 |
|
Азотная |
Cu (NO3)2 |
Нитрат меди (II) |
|
|
|
|
|
|
|
|
SO2 |
H2SO3 |
|
Сернистая |
FeSO3 |
Сульфит железа (II) |
|
|
|
|
|
|
|
|
SO3 |
H2SO4 |
|
Серная |
(NH4)2SO4 |
Сульфат аммония |
|
|
|
|
|
|
|
|
− |
H2S |
|
Сероводородная |
PbS |
Сульфид свинца (II) |
|
|
|
|
|
|
|
|
− |
HCl |
|
Соляная |
AlCl3 |
Хлорид алюминия |
|
|
|
|
|
|
|
|
CO2 |
H2CO3 |
|
Угольная |
Na2CO3 |
Карбонат натрия |
|
|
|
|
|
|
|
|
SiO2 |
H2SiO3 |
|
Кремниевая |
CaSiO3 |
Силикат кальция |
|
|
|
|
|
|
|
|
P2O5 |
H3РO4 |
|
Ортофосфорная |
Mg3(РO4)2 |
Ортофосфат магния |
|
|
|
|
|
|
|
|
CrO3 |
H2CrO4 |
|
Хромовая |
K2CrO4 |
Хромат калия |
|
|
|
|
|
|
|
|
Порядок составления реакций получения солей рассмотрим на примере сульфата магния. Запишем формулу соли, а также формулы соответствующих оксидов и гидроксидов, из которых может быть получена данная соль:
соль MgSO4;
кислота H2SO4; оснóвный оксид MgO;
кислотный оксид SO3; оснóвный гидроксид Mg (OH)2.
7
При составлении уравнений реакций получения соли следует иметь в виду принцип кислотно-основного взаимодействия.
а) MgO + SO3 → MgSO4;
оснóвный оксид кислотный оксид соль
б) MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2О;
оснóвный оксид кислота соль
в) Mg (OH)2 + SO3 → MgSO4 + H2O;
основание кислотный оксид соль
г) Mg (OH)2 + H2SO4 → MgSO4 + 2 H2O.
основание кислота соль
Получите вариант задания у преподавателя (табл. 4) Напишите уравнения реакций получения средней соли, предложенной в вашем варианте, и предъявите тетрадь для проверки преподавателю.
Таблица 4
|
Варианты заданий |
|
|
|
|
Номер варианта |
|
Название соли |
I |
|
Карбонат кальция |
II |
|
Фосфат калия |
|
|
|
III |
|
Силикат натрия |
IV |
|
Сульфит калия |
|
|
|
V |
|
Карбонат натрия |
VI |
|
Сульфат кальция |
|
|
|
Вывод
Сформулируйте принцип кислотно-основного взаимодействия.
Контрольные упражнения
1.Определите, каким характером обладают приведенные ниже оксиды:
FeO, Fe2O3, CrO3, Li2O, SiO2, СО2, ZnO, SnO2 и распределите их по группам: óс-
новные, кислотные, амфотерные.
2.Определите характер следующих гидроксидов: Ni (OH)2; H2S; Cr (OH)3, Be (OH)2, HNO3, H2SO3, Co (OH)2, Mn (OH)4, Ca (OH)2 и распределите их по группам: основания, амфотерные гидроксиды, кислоты.
3.Какие из перечисленных веществ будут взаимодействовать с гидрокси-
дом калия: CO2, Ca (OH)2, H3PO4, FeO, Zn (OH)2? Составьте уравнения возможных реакций.
4.Напишите уравнения реакций следующих превращений:
CaO → CaCl2 → Ca (OH)2→ CaCO3 → Ca (HCO3)2
Напишите названия продуктов реакций и укажите, к какому классу соединений они относятся.
Литература [3, пункт 1.2]
8
Работа 2. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Цель работы
1.Ознакомиться с методом определения скорости химических реакций.
2.Установить влияние концентрации реагирующих веществ и температуры на скорость химических реакций.
Теоретические сведения
Под скоростью химических реакций понимают число элементарных химических взаимодействий в единицу времени. Скорость реакций измеряется изменением количества вещества в единицу времени. Основные факторы, влияющие на скорость химических реакций: природа и концентрация реагирующих веществ, температура, присутствие катализатора.
Химическую реакцию, протекающую в гомогенной системе, можно представить в общем виде:
a A + b B → d D + e E,
где A и В – исходные вещества, D и Е – продукты реакции, a, b, d, e – стехиометрические коэффициенты.
В соответствии с законом действующих масс при постоянной темпера-
туре скорость химических реакций пропорциональна произведению концентра-
ций реагирующих веществ. Если данную реакции считать элементарной, т. е. протекающей в одну стадию, то математически закон действующих масс выражается через кинетическое уравнение реакции следующего вида:
υ = k ·сАа· сВb,
где k – константа скорости реакции, зависит от природы реагирующих веществ и температуры;
сАа и сВb – концентрации реагирующих веществ, взятые в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.
Если процесс протекает в гетерогенной системе, то в кинетическое уравнение входят концентрации веществ, находящихся только в жидкой или газовой фазах.
Например, для процесса растворения оксида меди в серной кислоте
H2SO4 (раств.) + CuO (кристалл.) → CuSO4 (раств.) + H2O (жидк.)
кинетическое уравнение имеет вид: υ= k ·c (H2SO4).
Пример 1. Как изменится скорость реакции образования аммиака
N2 (газ) + 3 H2(газ) → 2 NH3 (газ),
если первоначальную концентрацию водорода увеличить в три раза?
9
Решение. Запишем кинетическое уравнение реакции
υ = k с (N2) · (с (Н2))3.
При увеличении концентрации водорода в три раза кинетическое уравнение
примет вид
υ/ = k с (N2) · (3с (Н2))3.
Отношение«υ/» к«υ» показываетвосколькоразувеличитсяскоростьреакции:
k сN2 (3cH2 )33 33 27.
k сN2 (cH2 )
Сповышением температуры возрастает число активных (реакционноспо-
собных) частиц и скорость реакции увеличивается. По правилу Вант-Гоффа
при изменении температуры на каждые 10 о скорость химической реакции изменяется в 2 – 4 раза
υ |
|
Т |
2 Т1 |
|
|
Т |
2 |
γ |
|
|
, |
|
10 |
||||
υ |
|
|
|
|
|
Т1 |
|
|
|
|
|
где υТ1 и υТ2 – скорость реакции при температурах Т1 и Т2; γ – температурный коэффициент скорости реакции.
Рабочее задание
Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции
Зависимость скорости реакции от концентрации изучите на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:
Na2 S2 O3 + H2 SO4 → Na2 SO4 + S↓ + H2SO3.
О скорости химической реакции можно судить по количеству образовавшейся и выпавшей в осадок серы, признаком чего является опалесценция и дальнейшее помутнение раствора.
Запишите в рабочую тетрадь уравнение реакции и начертите табл. 5 для записи экспериментальных данных.
В три пробирки из бюретки налейте соответственно 1, 2, 3 мл раствора тиосульфата натрия, затем в первую пробирку добавьте 2 мл дистиллированной воды, во вторую – 1 мл, в третью воды не добавляйте. Таким образом, имеем три раствора с увеличивающейся концентрацией Na2S2O3.
Заметив время, в первую пробирку прилейте 1 мл раствора серной кислоты, содержимое перемешайте и, наблюдая на темном фоне в проходящем свете, отметьте время помутнения раствора. Число секунд, прошедшее от момента приливания кислоты (начало реакции) до помутнения, внесите в таблицу. Содержимое пробирки вылейте и пробирку вымойте водой. Аналогично выполните опыт со второй и третьей пробирками.
10