Описать способы получения средних солей привести примеры
** §8.8 Соли. Получение и химические свойства.
Рассмотрим важнейшие способы получения солей.
1. Реакция нейтрализации . Этот способ уже неоднократно встречался в предыдущих параграфах. Растворы кислоты и основания смешивают (осторожно!) в нужном мольном соотношении. После выпаривания воды получают кристаллическую соль. Например:
H 2 SO 4
K 2 SO 4
сульфат калия
2 . Реакция кислот с основными оксидами . Этот способ получения солей упоминался в параграфе 8-3. Фактически, это вариант реакции нейтрализации. Например:
H 2 SO 4
сульфат меди
3 . Реакция оснований с кислотными оксидами (см. параграф 8.2). Это также вариант реакции нейтрализации:
карбонат кальция
Если пропускать в раствор избыток СО 2 , то получается избыток угольной кислоты и нерастворимый карбонат кальция превращается в растворимую кислую соль – гидрокарбонат кальция Са(НСО 3 ) 2 :
СаСО 3 + Н 2 СО 3 = Са(НСО 3 ) 2 (раствор)
4 . Реакция основных и кислотных оксидов между собой :
сульфат кальция
5 . Реакция кислот с солями . Этот способ подходит, например, в том случае, если образуется нерастворимая соль, выпадающая в осадок:
CuS↓ (осадок)
сульфид меди
6 . Реакция оснований с солями . Для таких реакций подходят только щелочи (растворимые основания). В этих реакциях образуется другое основание и другая соль. Важно, чтобы новое основание не было щелочью и не могло реагировать с образовавшейся солью. Например:
хлорид натрия
7 . Реакция двух различных солей . Реакцию удается провести только в том случае, если хотя бы одна из образующихся солей нерастворима и выпадает в осадок:
AgCl↓ (осадок)
хлорид серебра
нитрат калия
Выпавшую в осадок соль отфильтровывают, а оставшийся раствор упаривают и получают другую соль. Если же обе образующиеся соли хорошо растворимы в воде, то реакции не происходит: в растворе существуют лишь ионы, не взаимодействующие между собой:
NaCl + KBr = Na + + Cl — + K + + Br —
Если такой раствор упарить, то мы получим смесь солей NaCl, KBr, NaBr и KCl, но чистые соли в таких реакциях получить не удается.
8 . Реакция металлов с кислотами . В способах 1 – 7 мы имели дело с реакциями обмена (только способ 4 – реакция соединения. Но соли образуются и в окислительно-восстановительных реакциях. Например, металлы, расположенные левее водорода в ряду активности металлов (таблица 8-3), вытесняют из кислот водород и сами соединяются с ними, образуя соли:
H 2 SO 4 (разб.)
сульфат железа II
9 . Реакция металлов с неметаллами . Эта реакция внешне напоминает горение. Металл «сгорает» в токе неметалла, образуя мельчайшие кристаллы соли, которые выглядят, как белый «дым»:
хлорид калия
10 . Реакция металлов с солями . Более активные металлы, расположенные в ряду активности левее , способны вытеснять менее активные (расположенные правее ) металлы из их солей:
порошок меди
сульфат цинка
Теперь рассмотрим химические свойства солей.
Наиболее распространенные реакции солей – реакции обмена и окислительно-восстановительные реакции. Сначала рассмотрим примеры окислительно-восстановительных реакций.
1 . Окислительно-восстановительные реакции солей .
Поскольку соли состоят из ионов металла и кислотного остатка, их окислительно-восстановительные реакции условно можно разбить на две группы: реакции за счет иона металла и реакции за счет кислотного остатка, если в этом кислотном остатке какой-либо атом способен менять степень окисления.
а) Реакции за счет иона металла .
Поскольку в солях содержится ион металла в положительной степени окисления, они могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях, где ион металла играет роль окислителя. Восстановителем чаще всего служит какой-нибудь другой (более активный) металл. Приведем пример:
Hg 2+ SO 4
Sn 2+ SO 4
соль менее активного металла (окислитель)
более активный металл (восстановитель)
Принято говорить, что более активные металлы способны вытеснять другие металлы из их солей. Металлы, находящиеся в ряду активности левее , являются более активными. Нетрудно заметить, что это те же реакции металлов с солями (см. пункт 10 предыдущего раздела).
б) Реакции за счет кислотного остатка .
В кислотных остатках часто имеются атомы, способные изменять степень окисления. Отсюда – многочисленные окислительно-восстановительные реакции солей с такими кислотными остатками. Например:
Na 2 S –2
2 NaBr –1
соль сероводородной кислоты
H 2 O 2 –1
H 2 SO 4
K 2 SO 4
2 H 2 O –2
соль иодоводородной кислоты
2 KMn +7 O 4
16 HCl –1
5 Cl 2 0
2 Mn +2 Cl 2
соль марганцовой кислоты
хлорид марганца
2 Pb(N +5 O 3 –2 ) 2
4 N +4 O 2
соль азотной кислоты
при нагревании
2 . Обменные реакции солей .
Такие реакции могут происходить в растворах, когда соли реагируют: а) с кислотами, б) с щелочами, в) с другими солями. Например:
а) CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ (осадок) + H 2 SO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ (осадок) + HNO 3
б) FeCl 3 + 3 NaOH = Fe(OH) 3 ↓ (осадок) + 3 NaCl
CuSO 4 + 2 KOH = Cu(OH) 2 ↓ (осадок) + K 2 SO 4
в) BaCl 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ (осадок) + 2 KCl
CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ (осадок) + 2 NaCl
Некоторые из этих реакций уже встречались в опытах из первой части параграфа.
Во всех случаях один из продуктов обменной реакции обязательно должен покидать реакционную смесь в виде осадка или газообразного вещества. Либо должно получаться прочное соединение, не распадающееся в растворе на ионы (например, вода в реакции нейтрализации). Если эти условия не выполняется, то при смешивании реагентов в лучшем случае образуется смесь не реагирующих между собой ионов — реакция не идет.
8.27 (ФМШ). Продолжите уравнения реакций и уравняйте их. Если есть продукты, выпадающие в осадок или выделяющиеся в виде газа, поставьте после них стрелку вниз или вверх.
1) AgNO 3 + FeCl 3 =
2) Pb(NO 3 ) 2 + K 2 S =
3) Ba(NO 3 ) 2 + Al 2 (SO 4 ) 3 =
4) CaCl 2 + Na 3 PO 4 =
6) (NH 4 ) 2 SO 4 + KOH =
7) K 2 CO 3 + H 2 SO 4 =
8) Ba(HCO 3 ) 2 + H 2 SO 4 =
9) Al 2 O 3 + KOH (избыток) =
11) NaHCO 3 + HCl =
12) NaHCO 3 + NaOH =
13) [Cu(OH)] 2 SO 4 + KOH =
14) [Cu(OH)] 2 SO 4 + H 2 SO 4 =
17) K 2 S + HNO 3 = кислая соль + .
18) Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = основная соль + .
Источник
Описать способы получения средних солей привести примеры
`»KNO»_2` — нитрит калия
`»KClO»_4` — перхлорат калия
Способы получения средних солей
Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса. Большинство способов получения солей было разобрано выше.
Способы получения кислых и основных солей
Кислые соли могут быть получены либо неполной нейтрализацией кислот, либо действием избытка кислот на средние соли, щелочи, оксиды или соли:
`»NaOH» + «H»_2″SO»_4 -> «NaHSO»_4 + «H»_2″O»`;
`»Na»_2″SO»_4 + «H»_2″SO»_4 -> 2″NaHSO»_4`;
`»NaCl» + «H»_2″SO»_4 -> «NaHSO»_4 + «HCl»`;
`»CaCO»_3 + «CO»_2 + «H»_2″O» -> «Ca(HCO»_3)_2`.
Основные соли часто получаются при осторожном добавлении небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов, имеющих малорастворимые основания, или при действии солей слабых кислот на средние соли:
`»AlCl»_3 + 2″NaOH» -> «Al(OH)»_2″Cl» + 2″NaCl»`;
В общем виде способы получения кислых или основных солей из средних солей представим в виде следующей схемы:
Химические свойства солей
Многие соли устойчивы при нагревании. Однако соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются (также см. получение оксидов).
Взаимодействие растворов или расплавов солей менее активных металлов с более активными металлами:
`»Cu» + 2″AgNO»_3 -> 2″Ag»darr + «Cu(NO»_3)_2`.
Взаимодействие соли с кислотой, в результате которого образуется нерастворимое или летучее вещество:
`»AgNO»_3 + «HBr» → «AgBr»↓ + «HNO»_3`;
`»FeS» + 2″HCl» → «H»_2″S»↑ + «FeCl»_2`.
Взаимодействие раствора соли со щелочью, в результате которого образуется нерастворимое вещество:
`»CuCl»_2 + «KOH» → «Cu(OH)»_2 ↓+ 2″KCl»`;
`»Na»_2″CO»_3 + «Ca(OH)»_2 → «CaCO»_3↓ + 2″NaOH»`.
Взаимодействие растворов солей друг с другом, в результате которого образуется нерастворимое вещество:
`»Na»_2″CO»_3 + «Ba(NO»_3)_2 → «BaCO»_3 ↓+ 2″NaNO»_3`.
`2″FeCl»_2 + «Cl»_2 → 2″FeCl»_3`;
`2″NaNO»_2 + «O»_2 → 2″NaNO»_3`;
`»Na»_2″SO»_3 + «H»_2″O» + «Cl»_2 → «Na»_2″SO»_4 + 2″HCl»`.
Гидролиз некоторых солей:
При нагревании многие кислые соли разлагаются:
называется связь между веществами разных классов соединений, основанная на их взаимных превращениях и отражающая единство их происхождения.
Генетическая связь может быть отражена в генетических рядах.
Генетический ряд состоит из веществ, которые образованы одним химическим элементом, принадлежат к разным классам соединений и связаны взаимными превращениями.
В приведённой ниже таблице обобщены рассмотренные выше химические свойства важнейших классов неорганических соединений.
Источник
Получение солей
Министерство образования и науки РФ
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
Новгородский государственный университет им. Ярослава Мудрого
Институт сельского хозяйства и природных ресурсов
Кафедра фундаментальной и прикладной химии
Получение солей: Метод. указания к лабораторной работе / Сост. , . – НовГУ им. Ярослава Мудрого, Великий Новгород, 2013. – 16с.
Методические указания предназначены для cтудентов всех специальностей, изучающих химию.
1 Цель работы. 4
2 Основные теоретические положения. 4
2.1 Классификация и номенклатура солей. 4
2.2 Графические формулы солей. 7
2.3 Способы получения средних солей. 9
2.4. Получение кислых и основных солей. 10
4 Экспериментальная часть. 13
4.1. Взаимодействие основного оксида с кислотой. 13
4.2. Взаимодействие кислотного оксида с основанием. 13
4.3 Взаимодействие металла со средней солью другого металла. 14
4.4 Взаимодействие средней соли с кислотой. 14
4.5 Взаимодействие средней соли с другой средней солью. 14
4.6 Образование кислой соли. 14
4.7 Образование основной соли. 14
5 Требования к содержанию и оформлению отчета. 15
6 Вопросы и задания для самоконтроля. 15
Индивидуальные химические вещества делят на две группы: простые и сложные вещества. Простые вещества образованы атомами одного и того же элемента (Ne, O2,O3, Zn, Cu и др.). Сложные вещества (соединения) образованы атомами различных элементов (Н2O, HNO3, Cu(OH)2, AlBr3, Cr2(SO4)3 и др.). Подавляющее большинство веществ являются сложными.
Сложные вещества делят на три класса:
– гидроксиды (основания, амфотерные гидроксиды и кислородсодержащие кислоты);
Все классы неорганических соединений тесно взаимосвязаны. Соли могут быть получены из простых веществ и практически из любого класса неорганических соединений.
1. Получение солей различных типов наиболее распространенными способами.
2 Основные теоретические положения
2.1 Классификация и номенклатура солей
Соли можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в кислоте на металлы или гидроксильных групп основания кислотными остатками.
При полном замещении атомов водорода в кислоте образуются средние (нормальные) соли:
2H3PO4 + 3Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2 + 6H2O;
H2SO3 + 2KOH = K2SO3 + 2H2O;
Cu(OH)2 + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O;
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O.
При неполном замещении атомов водорода в кислоте образуются кислые соли:
2H3PO4 + Ca(OH)2 = Ca(H2PO4)2 + 2H2O;
H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4 + 2H2O;
H2SO3 + KOH = KHSO3 + H2O.
Кислые соли образуются многоосновными кислотами, когда количество основания недостаточно для образования средней соли.
При частичном замещении гидроксильных групп в молекуле основания образуются основные соли:
Cu(OH)2 + HNO3 = CuOHNO3 + H2O;
Fe(OH)3 + H2SO4 = FeOHSO4 + 2H2O;
2Fe(OH)3 + H2SO4 = [Fe(OH)2]2SO4 + 2H2O.
Основные соли образуются только многокислотными основаниями, когда количество кислоты недостаточно для образования средней соли.
С точки зрения теории электролитической диссоциации солями называются электролиты, которые диссоциируют на катионы металлов (сюда относят катионы аммония NH4+) и анионы кислотного остатка.
Cu(NO3)2 → Cu2+ + 2NO3-;
При растворении кислых солей происходит их диссоциация на катионы металла и анионы кислого кислотного остатка.
Сa(H2PO4)2 → Ca2+ + 2H2PO4- (полная диссоциация)
H2PO4- ↔ H+ + HPO42- (частичная диссоциация)
HPO42- ↔ H+ + PO43- (частичная диссоциация)
KHSO3 → K+ + HSO3- (полная диссоциация)
HSO3- ↔ H+ + SO32- (частичная диссоциация)
При растворении основных солей происходит их диссоциация на основные катионы (гидроксокатионы) металла и анионы кислотного остатка.
CuOHNO3 → CuOH+ + NO3- (полная диссоциация)
CuOH+ ↔ Cu2+ + OH — (частичная диссоциация)
[Fe(OH)2]2SO4 → 2Fe(OH)2+ + SO42- (полная диссоциация)
Fe(OH)2+ ↔ FeOH2+ + OH — (частичная диссоциация)
FeOH2+ ↔ Fe3+ + OH — (частичная диссоциация)
Соли представляют собой ионные соединения, и их названия составляются, как правило, из двух слов. Первое – латинское название аниона кислотного остатка, употребляемое в именительном падеже. Второе – название катиона металла в родительном падеже с указанием римскими цифрами в скобках его степени окисления (если металл способен находиться в разных степенях окисления).
Название аниона бескислородных кислот производят от латинского названия кислотообразующего элемента и заканчивают суффиксом «ид», например:
SnCl4 – хлорид олова (IV)
HgS – сульфид ртути (II)
KCN – цианид калия
Название анионов кислородсодержащих кислот также образуются от корня латинского названия кислотообразующего элемента с добавлением различных суффиксов в зависимости от степени окисления элемента-кислотообразователя. Высшей степени окисления соответствует суффикс «ат» например:
Ca3(PO4)2 – фосфат кальция
Cu(NO3)2 – нитрат меди (II)
Fe2(SO4)3 – сульфат железа (III)
Более низкой степени окисления элемента-кислотообразователя соответствует суффикс «ит», например:
K2SO3 – сульфит калия.
LiNO2 – нитрит лития.
Названия кислых солей образуются так же, как и средних солей, при этом в названии кислого кислотного остатка (гидроаниона) появляется приставка «гидро» с соответствующим греческим числительным (ди, три и т. д.), указывающим число атомов водорода, например:
Ca(H2PO4)2 – дигидрофосфат кальция
CaHPO4 – гидрофосфат кальция
KHSO3 – гидросульфит калия
У основных солей в названии основного катиона металла (гидроксокатиона) появляется приставка «гидроксо» с соответствующим греческим числительным, например:
CuOHNO3 – нитрат гидроксомеди (II)
FeOHSO4 – сульфат гидроксожелеза (III)
[Fe(OH)2]2SO4 – сульфат дигидроксожелеза (III)
2.2 Графические формулы солей
При составлении графической формулы средней или кислой соли рекомендуется следующий порядок:
1. Написать формулу соли (молекулярную), например: Fe2(SO4)3.
2. Составить графическую формулу той кислоты, которая образует данную соль.
В кислородосодержащей кислоте водородные атомы связаны с элементом, образующим кислоту, через кислород. Если атомов кислорода больше, чем водородных атомов, избыточные атомы кислорода оказываются связанными только с элементом, образующим кислоту.
Водород во всех соединениях одновалентен (H–), кислород – двухвалентен (О= или –О–). Поэтому для составления графической формулы серной кислоты нужно:
а) написать столько атомов водорода, сколько их содержится в молекуле кислоты:
б) каждый водородный атом через кислород соединить с атомом элемента, образующего кислоту, т. е. с серой:
в) оставшиеся кислородные атомы присоединить к атому элемента, образующего кислоту:
3. Написать графическую формулу кислотного остатка, входящего в состав соли, удалив из молекулы кислоты столько атомов водорода, сколько их замещается на металл:
4. Написать столько кислотных остатков, сколько их входит в состав одной формульной единицы соли:
5. Соединить кислотные остатки с атомами металла, входящими в состав формульной единицы соли:
При составлении графических формул основных солей следует написать графические формулы гидроксокатионов и кислотных остатков и соединить их друг с другом. Например: [Fe(OH)2]2SO4.
2.3 Способы получения средних солей
Способы получения средних солей представлены на схеме 1, на которой линиями соединены реагирующие вещества.
1. Синтез из простых веществ (реакция соединения металла и неметалла):
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3.
2. Действие кислоты на металл:
2HCl + Mg → MgCl2 + H2↑.
3. Действие металла, стоящего левее в ряду напряжений на среднюю соль металла, находящегося в этом ряду правее:
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu.
4. Реакция соединения основного и кислотного оксидов:
BaО + SО2 → BaSO3.
5. Действие кислоты на основный оксид:
H2SO4 + СuO → CuSO4 + H2O.
6. Действие основания на кислотный оксид:
2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O.
7. Реакция нейтрализации между кислотой и основанием:
2HNO3 + Сu(OH)2 → Cu(NO3)2 + 2H2O.
8. Реакция обмена растворимой средней соли с растворимым основанием (щелочью):
NiSO4 + 2KOH → K2SO4 + Ni(OH)2↓.
9. Реакция обмена кислоты со средней солью:
Na2SiO3 + 2HNO3 → 2NaNO3 + H2SiO3↓.
10. Реакция обмена между двумя растворимыми средними солями:
BaCl2 + K2SO4 = BaSO4↓ + 2KCl.
2.4 Получение кислых и основных солей
Кислые соли можно получить при реакциях:
1. неполной нейтрализации кислоты основанием (недостаток основания):
а) 2H3PO4 + Ca(OH)2 → Ca(Н2PO4)2 + 2H2O;
б) H3PO4 + Ca(OH)2 → CaНPO4 + 2H2O;
2. взаимодействия кислотного оксида (ангидрида многоосновной кислоты) со щелочью:
2SO2 + Ba(OH)2 → Ba(HSO3)2
3. взаимодействия основного оксида с избытком многоосновной кислоты:
Na2O + 2H2S → 2NaHS + H2O;
4. взаимодействия средней соли с кислотой:
а) для реакции можно взять ту же кислоту, которая образует соль:
CaCO3 + H2O + CO2 → Ca(HCO3)2;
б) в реакции неполного обмена средней соли с кислотой может участвовать другая кислота (отличная от кислоты, образующей соль):
NaCl(к) + H2SO4(конц.) → NaHSO4 + HCl↑
Растворимость кислых солей является промежуточной величиной между растворимостями соответствующих средней соли и кислоты. Так в ряду:
Ca2(PO4)3 — CaHPO4 — Ca(H2PO4)2 — H3PO4
наблюдается резкое увеличение растворимости: ортофосфат кальция в нейтральной среде практически нерастворим, гидрофосфат кальция малорастворим, дигидрофосфат растворим значительно лучше и, наконец, фосфорная кислота смешивается с водой в любых соотношениях.
Следует также иметь ввиду, что кислые соли обычно термически неустойчивы. При нагревании они отщепляют воду и превращаются в средние соли той же кислоты, либо в средние соли кислоты с большим содержанием ее ангидрида:
а) Ca(HCO3)2 CaCO3 + СO2 + H2O;
Ca(HCO3)2 CaO + 2СO2 + H2O;
б) 2Na2HPO4 Na4P2O7 + H2O.
Основные соли можно получить при реакциях:
1. неполной нейтрализациии многокислотного основания кислотой (недостаток кислоты):
а) Fe (OH)3 + HCl → Fe(OH)2Cl + H2O;
б) Fe (OH)3 + 2HCl → FeOHCl2 + 2H2O;
2. взаимодействия амфотерного (основного) оксида с кислотой (недостаток кислоты):
а) Al2O3 + 2HNO3 + H2O → 2Al(OH)2NO3;
б) Al2O3 + 4HNO3 → 2AlOH(NO3)2 + H2O;
3. неполного обмена между растворимой средней солью и недостатком щелочи:
2CuSO4 + 2NaOH → (CuOH)2SO4 + Na2SO4.
Растворимость основных солей является промежуточной между растворимостями соответствующих основания и средней соли. Так, растворимость увеличивается в ряду:
Fe (OH)3 — [Fe (OH)2]SO4 — FeOHSO4 — Fe2(SO4)3.
Основные соли при нагревании могут терять воду, образуя оксосоли:
Bi(OH)2Cl BiOCl + H2O.
дигидроксовисмута (III) висмута (III)
Если основные соли – вещества промежуточные по составу между средними солями и основаниями, то оксосоли – вещества, промежуточные по составу между средними солями и оксидами. Как и основные соли, оксосоли при действии кислот можно перевести в средние соли:
BiOCl + 2HCl → BiCl3 + H2O.
На схеме 2 представлены взаимные превращения кислых, средних и основных солей.
По схеме можно легко определить, как из средних солей получаются кислые и основные соли и, наоборот, средние соли из кислых и основных.
Na2S + 2H2S → 2NaHS;
2NaHS + 2KOH → K2S + Na2S+ 2H2O;
2NaHS + 2HCl → 2NaCl + H2S.
Ca(H2PO4)2 + Сa(OH)2 → 2CaНPO4↓+ 2H2O;
Ca(H2PO4)2 + 2Сa(OH)2 → 2Ca3(PO4)2↓ + 4H2O;
Ca(H2PO4)2 + H2SO4 → CaSO4↓ + 2H3PO4;
CaHPO4 + H2SO4 → CaSO4↓ + H3PO4;
ZnCl2 + NaOH → ZnOHCl↓+ NaCl;
ZnOHCl + NaOH → Zn(OH)2↓ + NaCl;
2ZnOHCl + 2HNO3 → ZnCl2 + Zn(NO3)2 + 2H2O;
2ZnOHCl → Zn2OCl2 + H2O;
2NaHSO4 → Na2S2O7 + H2O;
KH2PO4 → KPO3 + H2O;
2MgOHCl → Mg2OCl2 + H2O;
(CuOH)2CO3 → 2CuO + CO2 + H2O.
3 Требования техники безопасности
Следует аккуратно работать с реактивами: внимательно читать этикетки, держать склянки с растворами закрытыми, не путать пробки, не выливать обратно в склянки неиспользованные растворы реактивов. Строго соблюдать рекомендации по проведению опытов.
Для проведения в пробирке того или иного опыта следует брать растворы в количестве не более 1-2 мл, вредные вещества – на кончике микрошпателя.
Опыты с концентрированными растворами кислот и щелочей проводить только в вытяжном шкафу. Остатки кислот и щелочей сливать в специальную емкость.
При нагревании растворов в пробирке пользоваться держателем и всегда держать пробирку так, чтобы её отверстие было направлено в сторону от работающего и его соседей по рабочему столу.
4 Экспериментальная часть
4.1 Взаимодействие основного оксида с кислотой
В пробирку внести оксид свинца (II), прилить разбавленную соляную кислоту. Смесь в пробирке нагреть до кипения и кипятить в течение нескольких минут. Оставшуюся жидкость слить в чистую пробирку. По мере охлаждения раствора наблюдать выпадение белых кристаллов.
4.2 Взаимодействие кислотного оксида с основанием
Налить в пробирку насыщенный раствор Ca(OH)2 и пропустить в него углекислый газ из аппарата Киппа. Наблюдать выпадение белого осадка.
4.3 Взаимодействие металла со средней солью другого металла
Налить в пробирку раствор сульфата меди, внести в раствор кусочек гранулированного цинка, нагреть жидкость до кипения и обесцвечивания. Наблюдать образование красно-бурого аморфного налета меди на поверхности гранул цинка. Жидкость отделить от металла, выпарить в фарфоровой чашке, охладить и наблюдать выпадение бесцветных кристаллов соли.
4.4 Взаимодействие средней соли с кислотой
Смешать в пробирке раствор нитрата свинца (II) с разбавленной соляной кислотой. Наблюдать выпадение белого осадка.
4.5 Взаимодействие средней соли с другой средней солью
Смешать в пробирке:
а) раствор хлорида бария с раствором сульфата калия;
б) раствор нитрата бария с раствором сульфата магния.
В обоих случаях наблюдать выпадение белого осадка.
4.6 Образование кислой соли
Налить в пробирку известковую воду – насыщенный раствор Ca(OH)2 – и пропустить через него углекислый газ из аппарата Киппа. Наблюдать выпадение белого осадка. Продолжить пропускание углекислого газа до полного растворения осадка. Растворение осадка объясняется переходом средней соли в кислую соль.
4.7 Образование основной соли
В две пробирки налить раствор сульфата меди (II). В одну пробирку прилить избыток раствора едкого натра (NaOH). Наблюдать образование аморфного голубого осадка гидроксида меди (II). Нагреть пробирку. Наблюдать почернение осадка в результате разложения гидроксида меди с образованием оксида меди (II) черного цвета.
В другую пробирку прилить небольшое количество раствора щелочи. Наблюдать выпадение голубого осадка. Нагреть пробирку. Изменение цвета осадка не происходит, так как при недостатке щелочи образуется не гидроксид меди, а основная соль. Основная соль при нагревании, теряя воду, переходит в оксосоль без изменения окраски.
5 ТРЕБОВАНИЯ К СОДЕРЖАНИЮ И ОФОРМЛЕНИЮ
Отчет должен быть оформлен в соответствии с общими требованиями к текстовым документам (СТО 1.701-2010).
По каждому опыту необходимо описать наблюдаемые явления и сделать теоретическое объяснение в выводе.
Отчет о работе должен быть оформлен аккуратно, грамотно, в срок (к следующему лабораторному занятию). При оформлении каждого опыта необходимо указать его название, написать уравнение реакции, отметив условия проведения каждой реакции, цвета растворов и осадков. Все соли назвать, написать графические формулы солей.
6 вопросы и задаНИя ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ
1. Какие существуют определения солей?
2. Составьте формулы кислых ортофосфатов железа (III). Дайте названия соединениям.
3. Составьте формулы основных сульфатов алюминия и дайте им названия.
4. Как объяснить следующие факты:
а) основные соли для бария не характерны, хотя гидроксид в принципе может их образовать;
б) кислые соли серной кислоты не могут быть получены из разбавленных водных растворов, в то время как гидрокарбонаты в этих условиях устойчивы? Какие условия следует создать для получения гидросульфатов?
5. Какие соли можно получить, имея в своем распоряжении такой набор веществ: ZnSO4, BaCl2, Na3PO4, AgNO3, K2CrO4?
6. Получите всеми возможными способами следующие соли: хлорид калия, сульфат меди (II), карбонат свинца (II), дигидрофосфат аммония, хлорид гидроксомагния, дисульфат натрия, оксохлорид висмута.
7. Ряд солей можно получить, осуществив реакцию металла (неметалла) со щелочью. Какие металлы и неметаллы могут реагировать со щелочами? Приведите примеры.
8. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
а) Ca → CaO → Ca(OH)2 → Ca(HCO3)2 → CaCO3 → Ca(HCO3)2;
б) Cr2(SO4)3 → [Cr(OH)2]2SO4 → Cr(OH)3 → NaCrO2 → CrCl3;
в) Al → Na[Al(OH)4] → Al(OH)3 → AlOHSO4 → Al2O(SO4)2 → Al2O3→ Ca(AlO2)2;
г) Zn → Zn(NO3)2 →ZnO →Zn(OH)2 →ZnOHCl →ZnCO3;
д) S → Na2SO3 → SO2 → H2SO4 → NaHSO4 → Na2S2O7 → Na2SO4 → PbSO4 → Pb(HSO4)2.
9. Не меняя коэффициентов, напишите продукты реакций:
а) MgO + 2H2SO4 → г) P2O5 + 4NaOH →
б) 2SO2 + Ba(OH)2 → д) P2O5 + 6NaOH →
в) 3N2O5 + 2Al(OH)3 → е) P2O5 + 2NaOH →
10. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций для получения различных типов солей:
а) SO2 + Ba(OH)2 → (средняя и кислые соли);
б) Al2O3 + H2O + HNO3 → (средняя соль, основные соли);
в) Na2O + H2S → (средняя и кислая соли);
г) SO3 + Ca(OH)2 → (средняя и основная соли);
д) CaO + H2O + P2O5 → (основная соль, кислые соли).
1. Ахметов, и неорганическая химия: Учеб. для вузов / . – 7-е изд., стер. – М.: Высшая школа, 2008. – 742 с.
2. Ахметов, и семинарские занятия по общей и неорганической химии: Учеб. пособие для студентов ун-тов, хим.-технол. и пед. вузов / , , . – 5-е изд.,испр. – М.: Высшая школа, 2003(2002). – 366с.
3. Гельфман, химия: Учеб. для вузов / , . – 2-е изд., стер. – СПб.: Лань, 2009. – 527 с.
4. Практикум по неорганической химии: Учебное пособие для студ. высш. уч. заведений / , , и др; под ред. . – М.: Издательский центр «Академия», 2004. – 384 с.
Источник
