Основы общей и неорганической химии
Покупка
Основная коллекция
Тематика:
Общая и неорганическая химия
Издательство:
Волгоградский государственный аграрный университет
Год издания: 2020
Кол-во страниц: 92
Дополнительно
Лабораторный практикум содержит материалы теоретического и экспериментального характера по основам общей и неорганической химии в соответствии с требованиями. Предназначено для студентов направления «Продукты питания из растительного сырья».
Скопировать запись
Фрагмент текстового слоя документа размещен для индексирующих роботов.
Для полноценной работы с документом, пожалуйста, перейдите в
ридер.
Министерство сельского хозяйства Российской Федерации Департамент научно–технологической политики и образования Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования «Волгоградский государственный аграрный университет» Кафедра «Химия, пищевая и санитарная микробиология» Л. А. Минченко В. Е. Древин ОСНОВЫ ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ Лабораторный практикум для обучающихся по направлению «Продукты питания из растительного сырья». Профиль «Технология хлеба, кондитерских и макаронных изделий» Волгоград Волгоградский ГАУ 2020
УДК 54 ББК 24.1 М – 62 Рецензент – доктор химических наук, профессор кафедры «Органическая химия» ФГБОУ ВО «Волгоградский государственный технический университет» В. В. Чапуркин Минченко, Любовь Александровна М – 62 Основы общей и неорганической химии: лабораторный практикум для обучающихся по направлению подготовки «Продукты питания из растительного сырья». Профиль «Технология хлеба, кондитерских и макаронных изделий» / Л. А. Минченко, В. Е. Древин. – Волгоград: ФГБОУ ВО Волгоградский ГАУ, 2020. – 92 с. Лабораторный практикум содержит материалы теоретического и экспериментального характера по основам общей и неорганической химии в соответствии с требованиями. Предназначено для студентов направления «Продукты питания из растительного сырья». УДК 54 ББК 24.1 © ФГБОУ ВО Волгоградский государственный аграрный университет, 2020 © Минченко Л. А., Древин В. Е., 2020
1 ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ Все неорганические вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества подразделяются на металлы (Ме) и неметаллы (НеМе). Важнейшими классами сложных неорганических веществ явля ются: оксиды, основания, кислоты, амфотерные гидроксиды, соли. Оксиды Оксиды – соединения двух элементов, один из которых кисло род. Общая формула оксида ЭmOn, где m – число атомов элемента Э; n – число атомов кислорода. Откуда берутся индексы m и n? Они зависят от степеней окисления элементов. Высшая положительная степень окисления элемента по кислороду равна номеру группы, в которой находится данный элемент. Степень окисления кислорода равна 2. Например, Мn+7О-2, отсюда оксид имеет вид Мn2О7. Еще пример: Si2 +4О4 -2, цифры можно сократить на два. Отсюда формула оксида SiО2. Iгр. IIгр. IIIгр. IVгр. Vгр. VIгр. VIIгр. VIIIгр Э2О ЭО Э2О3 ЭО2 Э2О5 ЭО3 Э2О7 ЭО4 Из элементов побочных подгрупп VIII гр. только два элемента (рутений и осмий) образуют оксиды типа ЭО4. Классификация оксидов:
Основными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с веществами кислотного характера (кислотами и кислотными оксидами). Они образуются типичными металлами со степенями окисления +1, +2 (есть исключения) К2О + 2НСL = 2КСL + Н2О Основные оксиды при взаимодействии с водой образуют основания: СаО + Н2О = Са(ОН)2 Кислотные оксиды – оксиды, которые образуют соли при вза имодействии с веществами основного характера (основаниями и основными оксидами). Они образуются неметаллами и металлами со степенями окисления выше +3. SO3 + 2KOH = K2SO4 + Н2О Кислотные оксиды – это ангидриды кислот, при взаимодействии с водой образуют кислоты: SO3 + H2О = Н2SO4 Cr – металл, элемент VI гр. побочной подгруппы. Его высшая положительная степень окисления +6: CrО3 – это кислотный оксид, ему соответствует кислота Н2CrО4 (сравните с серной кислотой). Продукты взаимодействия оксидов с водой называются гидра тами оксидов (или гидроксидами). Амфотерные оксиды – оксиды, которые образуют соли с кис лотами и основаниями. Например: ВеО, ZnO, AL2O3, SnO.
При взаимодействии с кислотами они проявляют основной ха рактер, им соответствуют основания: ВеО + Н2SO4 = ВеSO4 + Н2О ВеО → Ве(ОН)2 При взаимодействии с основаниями они проявляют кислотный характер, им соответствуют кислоты: ВеО + 2NaOH = Nа2ВеО2 + Н2О ВеО → Н2ВеО2 Есть металлы, проявляющие несколько степеней окисления. В низшей степени окисления они образуют основные оксиды, в высшей – кислотные, в промежуточной степени окисления – амфотерные оксиды. Например: +2 CrО – основной → Cr(ОН)2 +3 Cr2О3 – амфотерный → Cr(ОН)3 ⇄ Н3CrО3 → Н2О + НCrО2 ортохромистая метахромистая +6 CrО3 – кислотный → Н2CrО4 Основания (гидроксиды) n+ n+ Состав основания Ме(OH)n, где Ме – металл, ОН¯ – гидроксо группа, гидроксид – анион. Заряд металла (n+) – это количество гидроксогрупп. Основания – электролиты, которые в водных растворах или расплавах диссоциируют с образованием гидроксид–анионов. КОН → К+ + ОН Гидроксид–анион – носитель основных свойств: мылкие наощупь, разъедают кожу, ткани, окрашивают лакмус в синий цвет, фенолфталеин – в малиновый.
Основания делятся на две группы по растворимости. Растворимые в воде основания называются щелочами (KOH, NaOH, Ва(ОН)2 и др.). Все основания называются гидроксидами с добавлением назва ния металла. В случае переменной степени окисления металла после названия пишут римскую цифру в скобках. Например: NaOH – гидроксид натрия Fe(ОН)2 – гидроксид железа (II) Fe(ОН)3 – гидроксид железа (III). Кислотность основания определяется по количеству в нем гидроксогрупп, способных замещаться или обмениваться на кислотные остатки. Кислоты Кислоты – электролиты, диссоциирующие с образованием ка тионов водорода Н+. + – НNO3 → H + NO3 + 2 H2SO4 → 2H +SO4 (NO3 - и SO4 2- – кислотные остатки) Основность кислоты определяется числом водорода в кислоте, способного замещаться или обмениваться на металл. Одноосновные кислоты Двухосновные кислоты Трехосновные кислоты HCL, HNO3 – – CL, NO3 H2SO4, Н2СО3 22 SO4, СО3 – – НSO4, НСО3 Н3РО4, Н3ВО3 33 РО4, ВО3 22 НРО4, НВО3 – Н2РО4, Н2ВО3 Одноосновные кислоты образуют один кислотный остаток. Двухосновные кислоты – два кислотных остатка. Трехосновные кислоты – три кислотных остатка.
Заряд кислотного остатка равен количеству водорода, заме щенного в кислоте металлом. Соли Однозначного определения солям дать нельзя, т. к. они делятся на несколько групп: Соли можно рассматривать как продукты взаимодействия кис лот и оснований. Средние соли – продукты полного замещения водорода в кис лоте металлом или гидроксогрупп в основании кислотным остатком. H2SO4 + Ca(OH)2 = Ca2+SO4 2- + 2H2O сульфат кальция Кислые соли (гидросоли) – продукты неполного замещения во дорода в кислоте металлом. 2H2SO4 + Ca(OH)2 = Ca2+(НSO4)2 - + 2H2O гидросульфат кальция Одноосновные кислоты не образуют кислых солей. Трехоснов ные кислоты образуют с одним основанием две кислые соли (см. кислотные остатки). Основные соли (гидроксосоли) – продукты неполного замеще ния гидроксогрупп в основании кислотным остатком. H2SO4 + 2Ca(OH)2 = (CaОН)2 +SO4 2- + 2H2O сульфат гидроксокальция Однокислотные основания, содержащие одну гидроксогруппу, не образуют основных солей. Трехкислотные основания (Аl(OH)3, Fe(ОН)3) образуют с одной кислотой две основные соли.
Амфотерные гидроксиды Молекулярная формула любого амфотерного гидроксида может быть записана в форме основания и в форме кислоты: Каждому амфотерному гидроксиду можно дать название как ос нованию и как кислоте. Таблица 1 – Формулы и названия амфотерных гидроксидов и кислотных остатков Графиче ская формула Амфотерный гидроксид как основание Амфотерный гидроксид как кислота Кислотный остаток 1 2 3 4 О – Н Zn О – Н Zn(ОН)2 гидроксид цинка Н2ZnО2 цинковая кислота 2 ZnО2 цинкат 1 2 3 4 О – Н AL O – H О – Н AL(ОН)3 гидроксид алюминия Н3AlО3 ортоалюминиевая кислота НAlО2 метаалюминиевая кислота 3 AlО3 ортоалюминат AlО2 метаалюминат О – Н Cr O – H О – Н Cr(ОН)3 гидроксид хрома (III) Н3CrО3 ортохромистая кислота НCrО2 метахромистая кислота 3 CrО3 ортохромит CrО2 метахромит
Генетические связи - это связи между разными классами, основанные на их взаимопревращениях. Зная классы неорганических веществ, можно составить генети ческие ряды металлов и неметаллов. В основу этих рядов положен один и тот же элемент. Среди металлов можно выделить две разновидности рядов: 1. Генетический ряд, в котором в качестве основания выступает щёлочь. Этот ряд можно представить с помощью следующих превращений: Металл → основный оксид → щёлочь → соль Например, K→K2O→KOH→KCl 2. Генетический ряд, где в качестве основания выступает не растворимое основание, тогда ряд можно представить цепочкой превращений: Металл → основный оксид → соль → нерастворимое основание → основный оксид → металл Например, Cu→CuO→CuCl2→Cu(OH)2→CuO→Cu Среди неметаллов также можно выделить две разновидно сти рядов: 1. Генетический ряд неметаллов, где в качестве звена ряда вы ступает растворимая кислота. Цепочку превращений можно представить в следующем виде: Неметалл → кислотный оксид → растворимая кислота → соль Например, P→P2O5→H3PO4→Na3PO4 2. Генетический ряд неметаллов, где в качестве звена ряда вы ступает нерастворимая кислота: Неметалл → кислотный оксид → соль → кислота → кислотный оксид → неметалл Например, Si→SiO2→Na2SiO3→H2SiO3→SiO2→Si
Связи между генетическими рядами Опыт 1 Установление окраски индикаторов: лакмуса, метилоранжа и фенолфталеина в кислой, нейтральной и щелочной средах В три пробирки налейте по 2–3 мл: в первую – хлороводород ную кислоту, во вторую – гидроксид натрия, в третью – воду. Во все три пробирки добавьте 1–2 капли лакмуса. Опыт повторите, но вместо лакмуса возьмите фенолфталеин. Еще раз повторите опыт, взяв в качестве индикатора метилоранж. Составьте таблицу результатов наблюдений. Таблица 2 – Окраска индикаторов в различных средах Индикаторы Окраска раствора в зависимости от реакции среды Нейтральная Кислая Щелочная 1 2 3 4 Лакмус Фенолфталеин Метилоранж Опыт 2 Определение изменения кислотно-основного характера оксидов и гидроксидов по периоду (на примере III периода) 1. Поместите в пробирку небольшое количество оксида магния и прибавьте 5–6 мл воды, взболтайте содержимое пробирки и испытайте реакцию среды 1–2 каплями фенолфталеина. Отметьте слабую растворимость оксида магния и характер среды. Составьте уравнение реакции взаимодействия оксида магния с водой. Сделайте вывод о характере гидроксида магния. Отметьте положение магния в периодической системе.