лабор. практикум Часть 1 вариант РИО

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
ГОУ ВПО «ЧЕРЕПОВЕЦКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»


Факультет общих математических
и естественнонаучных дисциплин









ХИМИЯ

Лабораторный практикум

Часть 1

Учебное пособие










Череповец
2010

Рассмотрено на заседании кафедры химии, протокол № 2 от 30.09.09 г.
Одобрено УМС ГОУ ВПО ЧГУ, протокол № 7 от 18.03.10 г.




Химия: Лабораторный практикум: Учеб. пособие. Ч. 1 / Котенко Г.А., Калько О.А. , Балицкий С.Н., Кузнецова Ю.С. и др. – Череповец: ГОУ ВПО ЧГУ, 2010. – 91 с. – ISBN 978 – 5 – 85341 – 386 – 3.



В учебном пособии представлены лабораторные работы по важнейшим разделам курса химии.
Пособие соответствует Государственному образовательному стандарту и учебным программам курсов общей и неорганической химии для студентов химических и нехимических специальностей вузов.




Рецензенты: В.А. Котенко, канд. техн. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ); Т.А. Окунева, канд. техн. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ)




Научный редактор: В.А. Котенко, канд. техн. наук, доцент









© ГОУ ВПО «Череповецкий государственный университет», 2010


Введение

Лабораторный практикум предназначен для студентов специальностей, в учебных планах которых содержатся дисциплины «Химия», «Общая химия», «Общая и неорганическая химия», «Неорганическая химия». Он охватывает важнейшие разделы типовой программы указанных курсов. В часть 1 включены работы по следующим темам: «Основные законы химии», «Классы неорганических соединений», «Энергетика химических процессов», «Химическая кинетика».
Лабораторные работы включают в себя цель работы, основные теоретические положения, порядок выполнения работы и контрольные задания.
При выполнении лабораторных работ студенты знакомятся с измерительными приборами, с некоторыми методами исследования, а также с основными приемами обработки экспериментальных результатов.
Опыты выполняются студентами индивидуально: каждый получает задание и оформляет отчет по своим результатам, что формирует у обучаемых самостоятельность в решении поставленных задач.


Общие методические указания

Приступая к лабораторному практикуму, студент должен ознакомиться с инструкциями по охране труда в химической лаборатории (ИОТ 037-2008). Преподавателем проводится первичный инструктаж студентов согласно следующим положениям:
Строго запрещается принимать пищу в помещении лаборатории.
Запрещается пробовать на вкус химические вещества, пить из химической посуды.
Запрещается уносить реактивы общего пользования на свое рабочее место.
Запрещается использовать грязную посуду, а также посуду, имеющую трещины или отбитые края.
Запрещается оставлять без присмотра работающие установки, включенные электронагревательные приборы, спиртовки.
Все опыты следует проводить только на лабораторном столе.
Рабочее место необходимо содержать в чистоте и порядке.
Перед применением реактива внимательно прочитайте этикетку на склянке и убедитесь, что выбрали нужный реагент.
Пробки от склянок кладите на стол только внешней поверхностью.
Все реактивы добавляются только в необходимом объёме и в строго определенной последовательности согласно ходу работы.
Пролитую случайно на стол жидкость следует немедленно убрать.
При отборе жидкости при помощи пипетки используйте резиновую грушу.
Включение и выключение электроприборов производите, держась только за вилку.
При попадании химических веществ на открытые участки кожи промойте их струей воды из-под крана в течение 15 мин.
По окончании эксперимента использованную посуду моют водопроводной, а затем ополаскивают дистиллированной водой.
Использованные фильтры, спички, обертки и пр. выбрасывайте в мусорное ведро.

При проведении лабораторных работ используются различные приборы (эвдиометр, калориметр и т.д.), металлическое оборудование (держатели для пробирок, штативы и пр.), разнообразная химическая посуда (см. табл. 1).
Таблица 1
Химическая посуда и ее предназначение

Химическая посуда
Предназначение

1
2

Посуда общего назначения


Пробирки

13 EMBED PBrush 1415 13 EMBED PBrush 1415


Для проведения химических реакций и нагрева веществ


Стеклянные химические стаканы

13 EMBED PBrush 1415




Воронки




Для аккуратного внесения веществ в сосуд и фильтрования


Конические колбы (колбы Эрленмейера)

13 EMBED PBrush 1415 13 EMBED PBrush 1415

Для проведения химических реакций и нагрева веществ

Продолжение

1
2

Посуда специального назначения


Капельницы

13 EMBED PBrush 1415 13 EMBED PBrush 1415


Для капельного дозирования веществ

Мерная посуда
(при измерении объемов глаз наблюдателя должен находиться на одной линии с нижним мениском жидкости – меткой)


Мерные цилиндры

13 EMBED PBrush 1415


Для неточного измерения определенного объема жидкости


Мерные колбы

13 EMBED PBrush 1415 13 EMBED PBrush 1415


Для точного измерения определенного объема жидкости и приготовления растворов


Окончание

1
2

Пипетки Мора

Для точного отбора и переноса определенного объема жидкости

Бюретки

Для точного отбора и дозирования растворов

Фарфоровая посуда

Фарфоровые чашки

Для нагрева и выпаривания веществ



Требования к оформлению отчета

Лабораторная работа выполняется студентом индивидуально. По проведенным экспериментам оформляется отчёт, включающий в себя титульный лист (см. прил. 1). В отчете также должны присутствовать следующие основные разделы:
1. Цель работы.
2. Порядок выполнения работы (включает краткое описание хода работы, рисунок установки, химические реакции, протекающие в экспериментах).
3. Таблицы экспериментальных и расчетных данных (формы таблиц, как правило, приведены в описании работы).
4. Обработка результатов (записывают общий вид формул, после чего подставляют в них численные значения, указывают единицы измерения рассчитанных величин, определяют погрешности экспериментальных величин).
Относительную погрешность величины П следует рассчитывать по формуле (1):

П = 13 EMBED Equation.3 1415 100 %, (1)

где Хтеор – теоретическое (истинное) значение измеряемой величины; 13 EMBED Equation.3 1415эксп – среднее значение результатов опыта измеряемой величины.
5. Метрологическая карта средств измерения (см. прил. 2). В карту заносят только те приборы, которыми были произведены измерения в данной лабораторной работе.
6. Выводы (на основании поставленной цели формулируют вывод с указанием найденных величин и обсуждением полученных результатов).
7. Список литературы (записывают не менее двух источников).
8. Ответы на контрольные вопросы (оформляются на отдельном листе, вариант задания указывается преподавателем).


Работа 1
ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТА МЕТАЛЛА МЕТОДОМ ВЫТЕСНЕНИЯ ВОДОРОДА

Цель работы: ознакомиться с понятием химического эквивалента, экспериментально определить молярную массу эквивалента вещества, его относительную атомную массу и идентифицировать металл по периодической системе элементов.
Основные теоретические положения

Молекулы разных веществ различаются своими свойствами, из которых наиболее важным и поддающимся количественному определению является масса m. Так как массы атомов и молекул невелики, то для определения их значения пользуются шкалой относительных атомных масс.
Относительной атомной массой химического элемента (Аr) называется величина, равная отношению средней массы атомов данного элемента (с учетом процентного содержания его изотопов в природе) к 1/12 массы изотопа углерода – 12 (13 EMBED Equation.3 1415). Таким образом, атомная единица массы (а.е.м.) равна

13 EMBED Equation.3 141513 EMBED Equation.3 1415.

Относительная атомная масса (или просто атомная масса) является величиной безразмерной. Связь между массой одного атома mа и Аr выражается соотношением

13 EMBED Equation.3 1415 а.е.м., кг.

Относительной молекулярной массой вещества (Mr) называется отношение массы его молекулы к 1/12 массы атома изотопа углерода 13 EMBED Equation.3 1415. Численные значения Мr находят как сумму Аr всех элементов, входящих в соединение, например:

Мr (Н2S) = 2 · 1,00794 + 1 · 32,06 = 34,0759 ( 34,08.

В 1971 г. в Международную систему единиц измерения (СИ) была введена единица количества вещества (моль n) – такое количество вещества, которое содержит столько структурных элементарных частиц (атомов, молекул, ионов, электронов, эквивалентов и т.д.), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12.
Число атомов, содержащихся в 0,012 кг углерода 12, равно 6,02·1023. Эту величину называют числом Авогадро. Следовательно, в 1 моль любого вещества содержится 6,02·1023 его структурных единиц. Эта константа называется постоянной Авогадро NА (моль-1).
Масса 1 моль вещества называется молярной массой M. Ее можно вычислить как отношение массы вещества m к его количеству n, кг/моль (г/моль):

13 EMBED Equation.3 1415, 13 EMBED Equation.3 1415

Численное значение М (в г/моль) совпадает с Mr вещества или Аr элемента.
Кроме массы при количественных расчетах часто пользуются понятием молярный объем при нормальных условиях (н.у.), V13 EMBED Equation.3 1415 Это объем, который занимает 1 моль любого газа при н.у., т.е. при давлении 101,325 кПа (1 атм или 760 мм рт. ст.) и температуре 273 К (0 (С), V13 EMBED Equation.3 1415 22,4 дм3/моль.
При количественных расчетах не обязательно записывать уравнение химической реакции и подбирать коэффициенты, если использовать понятия эквивалент и закон эквивалентов.
Эквивалентом Э(Х) называют некую реальную или условную частицу (атом, молекулу, ион, радикал и т.п.), которая может присоединять, замещать или быть каким-либо другим образом равноценна 1 моль атомов водорода или ионов Н+ в химических реакциях. В общем случае эквивалент элемента или вещества Х можно найти по формуле

Э(Х) = 13 EMBED Equation.3 1415
где z* – число эквивалентности, равное тому количеству атомов или ионов водорода, которое эквивалентно (равноценно) частице Х.
Масса 1 моль эквивалента вещества или элемента Х называется молярной массой эквивалента МЭ(Х) (г/моль). Ее можно рассчитать по формуле

МЭ(Х) = М(Х) ( Э(Х) = 13 EMBED Equation.3 1415

Число эквивалентности z* для химического элемента, входящего в состав какого-либо вещества, равно модулю степени окисления (С.О.), проявляемой данным элементом в химическом соединении. Таким образом, расчет молярной массы эквивалента элемента следует вести по формуле

МЭ(Элемент) = 13 EMBED Equation.3 1415

Для простого одноатомного вещества (например, Mg, P, S и т.д.) z* равно наиболее характерной валентности В элемента простого вещества. Тогда

МЭ(Х) = 13 EMBED Equation.3 1415

При решении задач с участием газообразных веществ обычно пользуются не МЭ , а молярным эквивалентным объемом вещества VЭ , т.е. объемом, который занимает 1 моль эквивалентов газа. Расчет VЭ газа (в дм3/моль) при н.у. следует вести по формуле

13 EMBED Equation.3 1415,
где Э – эквивалент элемента, составляющего газ; N – число атомов элемента в молекуле газа; 22,4 – молярный объем газа при н.у., дм3/моль. Например, молярный эквивалентный объем Н2 при н.у. равен

13 EMBED Equation.3 1415

Закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ, а также массы образовавшихся продуктов пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ.
Математически закон эквивалентов для условной реакции вида

А + В ( С + D

можно выразить различными способами, например:

13 EMBED Equation.3 1415 или 13 EMBED Equation.3 1415.

Если один из участников реакции – газ, а другой – твердый реагент, то формула, выражающая закон эквивалентов, принимает вид

13 EMBED Equation.3 1415.

В химических расчетах при необходимости осуществить переход от н.у. к другим физическим условиям (или наоборот) используется выражение объединенного газового закона:

13 EMBED Equation.3 1415,
где P 0, V 0, T 0 – давление, объем и температура при н.у.; Р, V, T – те же параметры данного количества газообразного вещества при других условиях.
Если газообразная фаза представляет собой смесь нескольких газов, химически не взаимодействующих друг с другом, то общее давление такой смеси Р можно определить по закону Дальтона:

Р = Р1 + Р2 + Р3 + ,

где Р – общее давление; Р1, Р2, Р3 – парциальные давления газов 1, 2, 3 .
Парциальным давлением газа Рi в смеси называется давление, которое производил бы этот газ, если бы при тех же физических условиях он занимал объем всей газовой смеси.


Порядок выполнения работы

Приборы и реактивы: штатив, бюретки, пробка, резиновые трубки, сосуды Ландольта, цилиндр мерный, воронка, бумага фильтровальная, раствор серной кислоты ((H2SО4) = 20 % мас., исследуемый металл, вода дистиллированная, термометр, барометр.


Х о д р а б о т ы

Прибор для определения молярной массы эквивалента металла эвдиометр (см. рис. 1) состоит из двух бюреток, укрепленных в лапках штатива и соединенных резиновой трубкой. Сообщающийся сосуд заполняют водой до половины объема бюреток. К одной из бюреток через отводную трубку присоединяют сосуд Ландольта, который представляет собой двухколенчатую пробирку. В сосуде проводят реакцию между кислотой и металлом. Другая бюретка служит емкостью для приема воды, вытесняемой выделяющимся при реакции водородом.











Рис. 1. Эвдиометр:

1, 2 – бюретки; 3 – сосуд Ландольта; 4 – штатив; 5 – пробка; 6 – резиновые трубки


Объем выделившегося водорода определяют по разности уровней воды в одной из бюреток до и после опыта. Давление газа в закрытой бюретке будет равно атмосферному давлению, если вода в обеих бюретках находится на одном уровне.


Проведение эксперимента

1. Получить у лаборанта навеску исследуемого металла (известно, что валентность металла равна двум). Массу навески записать в таблицу формы 1.
2. С помощью мерного цилиндра отмерить 5 см3 раствора серной кислоты с концентрацией 20 % мас.
3. Взять сухой сосуд Ландольта и в одно из его колен осторожно поместить навеску металла.
4. Перелить отмеренный раствор Н2SO4 в другое колено сосуда Ландольта.
5. Смочить пробку 5 (см. рис. 1) водой и присоединить сосуд Ландольта.
6. Проверить установку на герметичность: отсоединить бюретку 2 (см. рис.1) и переместить её вверх или вниз (уровень жидкости в бюретке 1 должен меняться соответствующим образом).
7. Выровнять уровни жидкостей в обеих бюретках и измерить первоначальный объем воды в бюретке 2 (V1, см3). Отсчет производить по нижнему мениску жидкости с точностью до 0,1 см3. Значение V1 записать в таблицу формы 1.
8. Наклонив сосуд Ландольта, прилить кислоту к металлу.
9. Наблюдать выделение водорода и вытеснение воды из бюретки. По окончании реакции, соединив бюретки, как в п.7, измерить конечный объем воды (V2, см3). Значение V2 записать в таблицу формы 1.
10. Опыт повторить с другой навеской.
11. С помощью термометра измерить температуру Т, а с помощью барометра определить давление Р в лаборатории. Результаты измерений записать в таблицу формы 1.

Форма 1

Экспериментальные и расчетные данные

№ опыта
Масса навески металла m , г
Уровень воды в бюретках V, см3
Объем выделившегося водорода VH2 , см3
Температура опыта Т, К
Давление в лаборатории Р, кПа
Давление водорода Р H2 , кПа
Объем Н2 при н.у. V 0H2 , см3
Молярная эквивалентная масса металла МЭ , г/моль
Относительная атомная масса Аr
Относительная погрешность П, %



Начальный V1
Конечный V2









1
2












Обработка экспериментальных данных

1. Объем водорода, который выделился по реакции

Ме + Н2SO4 = МеSO4 + Н2(

при физических условиях, установившихся в лаборатории в день проведения эксперимента, определяют по формуле

13 EMBED Equation.3 1415, см3. (2)

2. Поскольку водород в эвдиометре собирают над водой, то по закону Дальтона измеренное при помощи барометра давление равно сумме давлений чистого водорода и насыщенного водяного пара:

13 EMBED Equation.3 1415.

Тогда расчет парциального давления водорода следует вести по формуле

13 EMBED Equation.3 1415, кПа. (3)

Значения 13 EMBED Equation.3 1415 при различных температурах приведены в табл. 2.
3. Объем водорода при н.у. 13 EMBED Equation.3 1415 определяют, используя выражение объединенного газового закона:

13 EMBED Equation.3 1415, см3, (4)

где VН13 EMBED Equation.3 1415– объем водорода, рассчитанный по формуле (2), см3; Т ° – температура при н.у., равная 273 К; Р° – парциальное давление водорода при н.у., равное 101,325 кПа.; Т – температура в лаборатории, К; 13 EMBED Equation.3 1415 – парциальное давление водорода в лабораторных условиях, рассчитанное по формуле (3), кПа.
4. Молярную массу эквивалента металла 13 EMBED Equation.3 1415 определяют, исходя из закона эквивалентов, по уравнению

13 EMBED Equation.3 1415, г/моль,

где mMe – масса навески металла, г; V13 EMBED Equation.3 1415 – объем водорода при н.у., рассчитанный по формуле (4), г/моль; 13 EMBED Equation.3 1415 – молярный эквивалентный объем водорода, равный 11 200 мл/моль.
5. Относительную атомную массу исследуемого металла определяем по формуле

Аr = МЭ · В,

где В – валентность металла.
6. Находят среднее значение Аr параллельных опытов по формуле

13 EMBED Equation.3 1415.

7. Идентифицируют металл по Периодической системе элементов Д.И. Менделеева и рассчитывают относительную погрешность определяемой величины по формуле (1):

П = 13 EMBED Equation.3 1415 100 %.

8. Заполняют таблицу формы 1, метрологическую карту средств измерения и формулируют выводы.
Таблица 2

Давление насыщенного водяного пара
при различных температурах

Температура, 0С
Давление пара, Па
Температура, 0С
Давление пара, Па
Температура, 0С
Давление пара, Па

0
5
9
10
11
12
13
14
611
872
1148
1228
1312
1402
1497
1598
15
16
17
18
19
20
21
22
1705
1817
1937
2064
2197
2338
2406
2644
23
24
25
26
27
28
29
30
2810
2984
3168
3361
3538
3780
4005
4242



Контрольные задания

Вариант 1

1. На окисление 0,87 г висмута расходуется 0,100 г кислорода. Вычислить молярные массы эквивалентов металла и полученного оксида.
2. Вычислить эквивалент и молярную массу эквивалента Н3РО4 при замещении одного, двух и трех атомов водорода. Написать соответствующие уравнения реакции.
3. Олово образует два оксида. Первый содержит 78,8 % мас. олова, а второй – 88,2 % мас. Вычислить молярные эквивалентные массы олова в данных оксидах. Составить простейшие формулы оксидов.

Вариант 2

1. При окислении кадмия из 1,40 г его было получено 1,60 г оксида. Вычислить молярные массы эквивалентов кадмия и его оксида.
2. Вычислить молярные массы эквивалентов при реакциях обмена следующих электролитов: К3РО4, NaOH, FeCl3, Na2S2O3, P2O5.
3. Какая масса гидроксида натрия эквивалентна 140 г гидроксида калия?

Вариант 3

1. Вычислить молярную массу эквивалента хрома в оксиде, в котором содержится хрома 52 % мас.
2. На нейтрализацию 0,728 г щелочи израсходовано 0,535 г азотной кислоты. Вычислить молярную массу эквивалента щелочи.
3. Определить эквивалент и молярные массы эквивалентов металла в следующих соединениях: Mn2O7, Mg2P2O7, Ca3(PO4)2, Ba(OH)2. Вычислить молярные эквивалентные массы каждого вещества.

Вариант 4

1. Вычислить молярную массу эквивалента марганца в оксиде, в котором марганец и кислород находятся в отношении m(Mn) : m(O) = 1,72 : 1.
2. На реакцию с 0,4375 г соли израсходовано 0,1400 г гидроксида натрия. Вычислить молярную эквивалентную массу соли.
3. Определить эквивалент и молярную массу эквивалентов хлора и кислорода в следующих оксидах: Cl2О, Cl2О3, Cl2О5, Cl2О7. Эквивалент какого элемента остается постоянным и почему?

Вариант 5

1. При реакции 1,525 г сурьмы соединяются с 1,00 г серы. Вычислить молярную массу эквивалента сурьмы, исходя из молярной массы эквивалента серы, равной 16 г/моль.
2. На нейтрализацию 2,45 г кислоты идет 2,00 г гидроксида натрия. Вычислить молярную массу эквивалента кислоты.
3. Определить молярные эквивалентные массы серной кислоты и гидроксида меди (II) в реакциях:
а) H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O;
б) Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O.

Вариант 6

1. 0,582 г меди были растворены в азотной кислоте. Полученная соль была разложена, в результате чего получено 0,7285 г оксида меди (II). Вычислить молярные массы эквивалентов меди и ее оксида.
2. При взаимодействии серной кислоты со щелочью образуются соли KНSО4 и K2SО4. Вычислить эквивалент и молярные массы эквивалентов кислоты для каждого случая. Написать соответствующие уравнения.
3. Сульфид мышьяка содержит 38 % мас. серы. Молярная масса эквивалента серы равна 16 г/моль. Вычислить молярную эквивалентную массу мышьяка и записать химическую формулу сульфида.

Вариант 7

1. 0,2046 г алюминия растворили в соляной кислоте. При 19 0С и давлении 755 мм рт. ст. выделилось 274 мл водорода. Вычислить молярную эквивалентную массу алюминия.
2. Вычислить эквивалентные массы при реакциях обмена следующих электролитов: CuSO4, Вa(OH)2, KNO3, СаНРО4, Н3РО3.
3. Сера образует три оксида. Определить эквивалент и молярные эквивалентные массы серы и кислорода в этих оксидах. Эквивалент какого элемента остается постоянным и почему?
Вариант 8

1. При соединении 5,6 г железа с серой образовалось 8,8 г сульфида железа. Вычислить эквивалентную массу железа, исходя из эквивалентной массы серы, равной 16 г/моль.
2. При взаимодействии ортофосфорной кислоты со щелочью образовалась соль Na2НРО4. Вычислить эквивалентную массу ортофосфорной кислоты для данного случая.
3. Хром образует три оксида. Определить эквивалент и молярные эквивалентные массы хрома и кислорода в этих оксидах. Эквивалент какого элемента остается постоянным и почему?

Вариант 9

1. Некоторое количество металла, молярная эквивалентная масса которого равна 28 г/моль, вытесняет из кислоты 0,7 л водорода (н.у.). Определить массу металла.
2. На осаждение хлора, содержащегося в 0,3333 г соли, израсходовано 0,5440 г нитрата серебра. Вычислить молярную эквивалентную массу соли.
3. Определить эквивалент и молярную эквивалентную массу азота в следующих соединениях:
– аммиак;
нитрат калия;
нитрит калия;
нитрид калия.

Вариант 10

1. Вычислить молярную эквивалентную массу цинка, зная, что 0,584 г цинка вытеснили из кислоты 219 мл водорода, измеренного при 17 0С и давлении 740 мм рт. ст.
2. Вычислить эквивалент и молярную эквивалентную массу Na2CO3 при реакциях:
Na2CO3 ( NaНCO3 и Na2CO3 ( Н2CO3.

3. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н3РО3 израсходовано 1,291 г гидроксида калия. Вычислить молярную эквивалентную массу кислоты и определить ее основность в данной реакции.

Вариант 11

1. Вычислить молярную эквивалентную массу серы по ее реакции с железом, зная, что 1 г серы соединяется с 1,75 г железа, эквивалентная масса которого равна 27,9 г/моль.
2. 1,60 г кальция и 2,61 г цинка вытесняют из кислоты одинаковые количества водорода. Вычислить молярную эквивалентную массу цинка, зная, что молярная эквивалентная масса кальция равна 20,0 г/моль.
3. Определить эквивалент и молярную эквивалентную массу фосфора в следующих соединениях: РН3, Р2О5, Р2S3, КН2РО2.

Вариант 12

1. При обработке 0,183 г магния кислотой было получено 182,7 мл водорода при 20 0С и давлении 750 мм рт. ст. Вычислить молярную эквивалентную массу магния.
2. Вычислить молярные эквивалентные массы при реакциях обмена следующих электролитов: NaCl, Al(OH)3, Cr2(SO4)3, (NH4)2S, Ca(HCO3)2.
3. Из 3,31 г сульфата металла получается 2,08 г хлорида металла. Определить молярную эквивалентную массу металла.

Вариант 13

1. Вычислить молярные эквивалентные массы металла и серы, если 3,24 г металла образуют 3,48 г оксида и 3,72 г сульфида.
2. Вычислить эквивалент и молярную эквивалентную массу Al2(SO4)3 при взаимодействии с гидроксидом калия (рассмотреть все возможные случаи реакции).
3. Из 1,35 г оксида металла получается 3,15 г его нитрата. Вычислить молярную эквивалентную массу металла и его оксида.

Вариант 14

1. При сгорании 5,00 г металла образуется 9,44 г оксида металла. Вычислить молярную эквивалентную массу металла и его оксида.
2. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Вычислить молярную эквивалентную массу металла и объем выделившегося водорода (н.у.).
3. Вычислить молярные эквивалентные массы следующих соединений: SnO2, Al2S3, SiH4, Fe(SCN)3, Cr2(HPO4)3.

Вариант 15

1. Одна и та же масса металла соединяется с 0,200 г кислорода и с 3,17 г одного из галогенов. Вычислить молярную эквивалентную массу галогена.
2. При взаимодействии ортофосфорной кислоты со щелочью образовалась соль KН2РО4. Вычислить молярную эквивалентную массу кислоты для данного случая.
3. Вычислить эквивалент и молярную эквивалентную массу оксидов магния и алюминия в следующих реакциях:
а) 2НСl + MgO = MgCl2 + H2O;
б) 6HNO3 + Al2O3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O.


Работа 2
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ

Цель работы: ознакомиться с основными классами неорганических соединений и химическими свойствами некоторых веществ.


Основные теоретические положения

Неорганические соединения обычно делят на четыре важнейших класса: оксиды, основания, кислоты и соли.
Оксиды – это соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Образование названия оксида (его номенклатура) подчиняется следующим правилам:
а) Если элемент, соединяясь с кислородом, проявляет единственную степень окисления, то название такого соединения состоит из слова «оксид» и названия металла, например: Na2O – оксид натрия, BaO – оксид бария.
б) Если элемент, соединяясь с кислородом, проявляет различные степени окисления, то после названия элемента в круглых скобках римскими цифрами указывается степень окисления элемента или систематическое название с числовыми приставками, например: N2O – оксид азота (I) или оксид диазота, NO2 – оксид азота (IV) или диоксид азота.
Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.
Основные оксиды образуются металлами, степень окисления которых не выше трех (например, оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов). Кислотные оксиды образуются неметаллами, а также металлами со степенью окисления +4, +5, +6, +7, например: Р2О3, SiО2, Mn2О7 и т.д. Амфотерные оксиды образуются металлами, проявляющими амфотерные свойства и степень окисления которых равна +2, +3, например: Al2О3, Cr2О3, Ga2О3, Fe2О3, SnО, BeО, ZnО и т.д.
Если элемент образует несколько оксидов (например, хром: 13 EMBED Equation.3 1415), то по мере увеличения его степени окисления усиливается кислотный характер оксида. Таким образом, CrO – основной оксид, Cr2O3 – амфотерный оксид, CrO3 – кислотный оксид.


Химические свойства оксидов

1. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой:

Nа2O + Н2О = 2NаOН;
основной вода щелочь
оксид

N2O5 + Н2О = 2НNO3.
кислотный вода кислота
оксид

2. Основные и кислотные оксиды реагируют между собой:

Nа2O + СО2 = Nа2СО3.
основной кислотный соль
оксид оксид

3. Амфотерные оксиды реагируют с кислотными и основными оксидами:

ZnO + SO3 = ZnSO4;
амфотерный кислотный соль
оксид оксид

ZnO + Nа2O = Nа2ZnO2.
амфотерный основной соль
оксид оксид

4. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами:
Nа2O + H2SO4 = Nа2SO4 + Н2О.
основной кислота соль вода
оксид

5. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями:

N2O5 + 2NаOН = 2NaNO3 + Н2О.
кислотный основание соль вода
оксид

6. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами и основаниями, проявляя при этом:
– основные свойства:

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + Н2О;
амфотерный кислота соль вода
оксид

б) кислотные свойства:

ZnOт + NаOНт 13 EMBED Equation.3 1415 Nа2ZnO2 + Н2О.
амфотерный основание соль вода
оксид

Гидроксиды можно рассматривать как продукты соединения оксидов с водой. Они бывают трех видов: основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные (амфолиты).
Амфолиты – гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции взаимодействия его с кислотой и с основанием. Если обе реакции осуществимы, то гидроксид амфотерен.
Основания – электролиты, которые при диссоциации в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы ОН–, например:

NаOН Nа+ + ОН–.

Кислотность основания определяется числом гидроксильных групп. В связи с этим различают:
– однокислотные основания (например: NаOН, LiOH);
– двухкислотные основания (например: Mg(OH)2, Cu(OH)2);
– трехкислотные основания (например: Al(OH)3, Fe(OH)3).
Основания, в составе которых находится более одной гидроксильной группы, называются многокислотными. Диссоциация многокислотных оснований протекает ступенчато:

Cu(OH)2 CuOH+ + ОН– I ступень
CuOH+ Cu2+ + ОН– II ступень

По растворимости основания делят на сильные, т.е. растворимые в воде (к ним относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов), и слабые, т.е. малорастворимые в воде (гидроксиды остальных металлов).
Номенклатура оснований основана на следующих положениях:
1. Если металл имеет постоянную степень окисления, то названия образуются из слова «гидроксид» и названия металла, например: Mg(OH)2 – гидроксид магния, NаOН – гидроксид натрия.
2. Если металл имеет переменную степень окисления, то к слову «гидроксид» добавляется приставка латинского числительного или после названия катиона в круглых скобках римскими цифрами указывается его степень окисления, например: Cr(OH)3 – тригидроксид хрома, или гидроксид хрома (III); Fe(OH)2 – дигидроксид железа, или гидроксид железа (II).


Химические свойства оснований

Основания взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации):

NаOН + HCl = NаCl + Н2О.
основание кислота соль вода

2. Растворимые основания взаимодействуют с кислотными оксидами:
2NаOН + СО2 = Nа2СО3 + Н2О.
основание кислотный соль вода
оксид

3. Растворимые основания взаимодействуют с солями (условие: один из продуктов нерастворим):

2КОН + MgCl2 = Mg(OH)2 + 2KCl.
основание соль основание соль

4. Нерастворимые основания при повышении температуры разлагаются на оксид и воду:

Cu(OH)2 13 EMBED Equation.3 1415 CuO + Н2О.

5. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и основаниями, проявляя при этом:
а) основные свойства:

Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O;
амфотерный кислота соль вода
гидроксид

б) кислотные свойства:

Zn(OH)2 т + 2NаOНт = Na2ZnO2 + 2H2O.
амфотерный основание соль вода
гидроксид

6. Растворы оснований изменяют цвет индикаторов: фенолфталеин – с бесцветного на малиновый, лакмус – с фиолетового на синий, метиловый оранжевый – с оранжевого на желтый.

Кислоты – это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катион водорода Н+ и кислотный остаток, например:

HCl H+ + Cl
·.
Основность кислоты определяется числом катионов водорода, поэтому HCl, HNO3 – одноосновные кислоты; H2SO4, H2S – двухосновные кислоты; H3PO4 – трехосновная кислота. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например:

H2SO4 H+ + HSO4
· I ступень
HSO4
· H+ + SO42
· II ступень

Кислоты могут быть бескислородными (не содержащими кислород в своем составе: HCl, H2S) и кислородсодержащими (содержащими в своем составе кислород: H2SO4, HNO3).
Номенклатура кислот подчиняется следующим правилам:
1. Названия бескислородных кислот образуются путем прибавления к корню русского названия элемента через соединительную гласную «о» и словосочетания «водородная кислота», например: HCl – хлороводородная кислота, HF – фтороводородная кислота.
2. Названия кислородсодержащих кислот образуются из названия неметалла с прибавлением -ная, -вая, если степень окисления неметалла равна номеру группы. При понижении степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая, например: HCl+7O4 – хлорная кислота, HCl+5O3 – хлорноватая кислота, HCl+3O2 – хлористая кислота, HCl+O – хлорноватистая кислота.
3. Если элемент в одной и той же степени окисления образует две кислоты, различающиеся «по содержанию воды», то перед названием кислоты, содержащей меньшее количество атомов кислорода, ставят приставку мета-, а перед названием кислоты с большим числом атомов кислорода ставят приставку орто-, например: HP+5O3 – метафосфорная кислота, Н3P+5O4 – ортофосфорная кислота.


Химические свойства кислот

Кислоты взаимодействуют с основными оксидами:
2HCl + Na2O = 2NaCl + H2O.
кислота основной соль вода
оксид

Кислоты взаимодействуют с основаниями (реакция нейтрализации):

HCl + NаOН = NaCl + H2O.
кислота основание соль вода

3. Кислоты взаимодействуют с солями с образованием новой кислоты и новой соли (условие: образование осадка или выделение газа):

HCl + AgNO3 = AgCl + HNO3.
кислота соль соль кислота

Кислоты взаимодействуют с металлами:
а) соляная и разбавленная серная кислоты с металлами, стоящими в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, с выделением водорода:

2HCl + Mg = MgCl2 + H2;

б) азотная кислота, в зависимости от положения металла в ряду стандартных электродных потенциалов и концентрации кислоты, с выделением NO2, NO, N2O, N2 или NH3, например:

Pb + 4HNO3 = Pb(NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O;

в) концентрированная серная кислота, в зависимости от положения металла в ряду стандартных электродных потенциалов, с выделением SO2 или H2S, например:

Cu + 2H2SO4 (конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O.
5. Раствор кислоты изменяет цвет индикатора: лакмус – с фиолетового на красный, метиловый оранжевый – с оранжевого на розовый, конго красный – с красного на синий.
Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония NH4+) и анионы кислотных остатков. Соли делятся на средние, кислые, основные, двойные, комплексные и гидратные.
Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода на металл, например: BaSO4, NaCl. Диссоциацию средней соли можно выразить уравнением

NaCl Na+ + Cl
·.

Кислые соли (гидросоли) – продукты неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот на металл. Образуются только многоосновными кислотами, например: Ba(HCO3)2, MgHPO4. Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением

Ba(HCO3)2 = Ba2+ + 2HCO3 –.

Основные соли (гидроксосоли) – помимо металла и кислотного остатка содержат гидроксильные группы ОН–. Образуются только многокислотными основаниями, например: AlOHCl2, Cr(OH)2NO3. Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением

AlOHCl2 = AlOH+ + 2Cl–.

Двойные соли образуются при действии на многоосновную кислоту двух различных оснований. Двойная соль содержит катионы двух металлов и анионы одной и той же кислоты, например:

K2NaPO4 2K+ + Na+ + PO43–;
KAl(SO4)2 K+ + Al3+ + 2SO42–.
Комплексные соли – это вещества, в состав которых входят сложные ионы (в формулах они заключаются в квадратные скобки), способные отщепляться при диссоциации, например:

K4[Fe(CN)6] 4K+ + [Fe(CN)6]4–;

[Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]+ + Cl–.

В большинстве комплексных соединений различают внутреннюю и внешнюю сферы. Например, в К2[BeF4] и [Zn(NH3)4]Cl2 внутреннюю сферу составляют группировки атомов в квадратных скобках [BeF4]2– и [Zn(NH3)4]2+, а внешнюю сферу, соответственно, ионы К+ и Сl–. Центральный атом (ион) внутренней сферы называется комплексообразователем, а координированные вокруг него молекулы (ионы) – лигандами.
Гидратные соли – это соли, содержащие молекулы кристаллизационной воды, например: Na2SO4 · 10H2O.
Номенклатура солей образуется по следующим правилам:
1. Название средней соли образуется из названия аниона (кислотного остатка) в именительном падеже и катиона (металла или основания) в родительном падеже. Если металл проявляет переменную степень окисления, то после названия катиона указывают римскими цифрами в скобках степень его окисления, например: NaCl – хлорид натрия, FeS – сульфид железа (II).
2. Названия кислых солей образуются добавлением к названию аниона приставки гидро-, например: KНSO4 – гидросульфат калия, Ca(H2PO4)2 – дигидрофосфат кальция.
3. Названия основных солей образуются добавлением к названию катиона приставки гидроксо-, например: AlOHSO4 – сульфат гидроксоалюминия, Al(OH)2Cl – хлорид дигидроксоалюминия.
4. Названия двойных солей образуются из названия аниона (кислотного остатка) в именительном падеже и катионов (металла или основания) в родительном падеже в алфавитном порядке, например: KAl(SO4)2 – сульфат алюминия-калия.
5. Название комплексного иона начинается с указания лигандов и заканчивается названием металла (комплексообразователя) с указанием соответствующей степени окисления (римскими цифрами в скобках). В названиях комплексных катионов используют русский корень названия металла, например: [Cu(NH3)4]Cl2 – хлорид тетраамминмеди (II), [Ag(NH3)2]2SO4 – сульфат диамминсеребра (I). При образовании названия комплексных анаионов применяют латинский корень названия металла с суффиксом -ат, например: K[Al(OH)4] – тетрагидроксиалюминат калия, K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (II) калия.
6. Названия гидратных солей образуются чаще всего, начиная с численной приставки к слову гидрат, далее следует название средней соли в родительном падеже, например: СaCl2 · 2H2O – дигидрат хлорида кальция.


Химические свойства солей

1. Соли взаимодействуют с кислотами с образованием новой соли и новой кислоты. Условиями протекания реакций являются:
– образование осадка или газа;
– сильная кислота вытесняет слабую из ее соли в соответствии с рядом уменьшения силы кислот (см. прил. 3), например:

2KNO3 + H2SO4 = 2HNO3 + K2SO4;
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + HCl.

2. Соли взаимодействуют с растворимыми основаниями с образованием новой соли и нового основания (условие: образование осадка), например:

Na2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 + 2NaOH.

3. Соли взаимодействуют с другими солями с образованием двух новых солей (условие: образование осадка), например:
Na2SO4 + Ba(NO3)2 = BaSO4 + 2NaNO3.

4. Соли взаимодействуют с металлами с образованием новой соли и нового металла (условие: новый металл в ряду стандартных электродных потенциалов стоит ближе к началу ряда, чем исходный металл), например:

CuSO4 + Mg = MgSO4 + Cu;
NaCl + Mg
·.


Получение кислых солей

Взаимодействием основания с избытком кислоты, например:

NaOH + H2CO3 = NaHCO3 + H2O.

2. Взаимодействием средней соли с избытком кислоты, например:

Na2SO4 + H2SO4 = 2NaHSO4.


Получение основных солей

Взаимодействием кислоты с избытком основания, например:

H2SO4 + 2Са(ОН)2 = (СаOH)2SO4 + 2H2O.

2. Взаимодействием средней соли с избытком основания, например:

CuSO4 + 2NaOH = (CuOH)2SO4 + Na2SO4.
Перевод кислых (основных) солей в среднюю соль

1. Взаимодействием кислой соли с основанием, например:

NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O.

2. Взаимодействием основной соли с кислотой, например:

(CuOH)2SO4 + H2SO4 = 2CuSO4 + 2H2O.


Порядок выполнения работы

Приборы и реактивы: штатив, пробирки, спиртовка, шпатели, пипетки, стеклянные палочки, вода дистиллированная, растворы HCl, H2SO4, HNO3, CuSO4, AgNO3, NaOH, MgSO4, Al(NO3)3, (NH4)2C2O4, Pb(NO3)2, KI, Na2HPO4, NH4OH, фенолфталеина, лакмуса, метилового красного, твердые вещества – СаО, ZnO, Cu, Mg, CH3COONa.


Х о д р а б о т ы

Получение и свойства оксидов

Опыт 1. В пробирку внести 3 капли раствора сульфата меди (II). Добавить по каплям раствор щелочи до образования осадка. Пробирку с осадком осторожно нагреть в пламени спиртовки. Как изменяется цвет осадка? К полученному осадку добавить 5 – 6 капель 2 н раствора серной кислоты. Наблюдать растворение осадка и появление окраски раствора.
Опыт 2. Налить в пробирку 2 капли раствора нитрата серебра, добавить по каплям раствор щелочи до образования осадка оксида серебра. К полученному осадку добавить раствор азотной кислоты. Что наблюдаете?
Опыт 3. Небольшое количество оксида кальция поместить в пробирку с водой. Добавить в пробирку несколько капель раствора фенолфталеина. Отметить растворимость в воде оксида кальция и изменение окраски индикатора.
Опыт 4. В две пробирки внести небольшое количество оксида цинка, добавить в первую пробирку 10 капель 2 н раствора соляной кислоты, во вторую 10 капель 2 н раствора гидроксида натрия. При необходимости нагреть содержимое пробирок.

Получение и свойства гидроксидов

Опыт 5. В три пробирки внести по 5 – 6 капель 2 н раствора гидроксида натрия. В каждую пробирку добавить по 2 – 3 капли индикаторов – фенолфталеина, лакмуса и метилового красного.
Опыт 6. В пробирку внести 5 – 6 капель раствора гидроксида натрия. Добавить каплю фенолфталеина. Перемешивая, добавлять по каплям раствор соляной кислоты до исчезновения окраски индикатора.
Опыт 7. Внести в две пробирки по 3 капли раствора соли магния и в каждую из них добавить по каплям раствор щелочи до образования осадков. Отметить цвет осадков. В одну пробирку прибавить раствор соляной кислоты. В другую пробирку добавить избыток раствора гидроксида натрия. Что происходит с осадками?
Опыт 8. В две пробирки внести по 2 – 3 капли раствора соли алюминия, добавить в каждую пробирку по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадка гидроксида алюминия. В одну пробирку к полученному осадку прибавить 3 – 5 капель 2 н раствора соляной кислоты, в другую – столько же 2 н раствора гидроксида натрия. Что происходит в обоих случаях?

Получение и свойства кислот

Опыт 9. В три пробирки внести по 5 – 6 капель 2 н раствора соляной кислоты. В каждую пробирку добавить по 2 – 3 капли растворов индикаторов – фенолфталеина, лакмуса и метилового красного.
Опыт 10. В пробирку внести немного кристалликов ацетата натрия и прибавить 5 – 6 капель 2 н раствора серной кислоты. Определить по запаху, какое вещество образовалось.
Опыт 11. В три пробирки поместить по кусочку меди и прибавить по 5 – 6 капель 2 н растворов кислот: в первую – соляной, во вторую – серной, в третью – азотной. При необходимости нагреть содержимое пробирок. В каких случаях наблюдается химическая реакция и где она более интенсивна?
Опыт 12. В три пробирки поместить по небольшому кусочку магния и прибавить по 5 – 6 капель 2 н растворов кислот: в первую – соляной, во вторую – серной, в третью – азотной.

Получение и свойства солей

Опыт 13. Внести в пробирку 4 – 5 капель раствора сульфата меди (II). Добавить 3 – 4 капли раствора оксалата аммония (NH4)2С2О4. Отметить цвет образовавшегося осадка.
Опыт 14. В пробирку внести 3 – 4 капли раствора соли нитрата свинца (II) и добавить 2 – 3 капли раствора йодида калия. Отметить цвет полученного осадка. К осадку по каплям, помешивая смесь стеклянной палочкой, прибавить избыток раствора йодида калия до полного растворения осадка.
Опыт 15. Внести в пробирку 3 – 5 капель раствора соли магния. Добавить 3 – 5 капель растворов гидрофосфата натрия Nа2НРО4 и 2 – 3 капли 2 н раствора аммиака. Отметить цвет выпавшего осадка.


Обработка экспериментальных данных

Опыт 1. Составить уравнения реакций:
а) взаимодействия сульфата меди (II) с раствором щелочи;
б) разложения гидроксида меди при нагревании;
в) взаимодействия оксида меди (II) с раствором серной кислоты.
Указать цвет осадка и образовавшегося оксида меди (II). Назвать полученные соединения. Сделать вывод о характере полученного оксида меди (II).
Опыт 2. Написать уравнение реакции образования оксида серебра. Указать цвет и характер осадка. Что происходит с осадком после добавления азотной кислоты? Составить уравнение реакции и сделать вывод о характере оксида.
Опыт 3. Составить уравнение реакции взаимодействия оксида кальция с водой. Объяснить появление окраски раствора при добавлении индикатора. Сделать вывод о характере оксида.
Опыт 4. Составить уравнения реакций взаимодействия оксида цинка с соляной кислотой и гидроксидом натрия. Объяснить наблюдаемые явления. Сделать вывод о характере оксида.
Опыт 5. Составить таблицу изменения окраски индикатора в растворе щелочи.
Опыт 6. Написать уравнение реакции, объяснить исчезновение окраски раствора, указать тип реакции.
Опыт 7. Составить уравнения реакций:
а) получения гидроксида магния;
б) растворения гидроксида магния в кислоте.
Сделать вывод о характере полученного гидроксида.
Опыт 8. Сделать вывод о свойствах гидроксида алюминия. Написать:
а) молекулярное и ионное уравнение реакции получения гидроксида алюминия;
б) молекулярные и ионные уравнения взаимодействия гидроксида алюминия с соляной кислотой и гидроксидом натрия.
Указать названия полученных при этом соединений алюминия.
Опыт 9. Составить таблицу изменения окраски индикатора в растворе кислоты.
Опыт 10. Написать молекулярное и ионное уравнение реакции.
Опыт 11. Написать уравнения реакции взаимодействия меди с азотной кислотой, считая, что при этом образуется оксид азота (II). Почему медь не взаимодействует с соляной и серной кислотами?
Опыт 12. Что происходит с магнием? Какой газ выделяется при взаимодействии магния с:
соляной кислотой;
серной кислотой;
азотной кислотой?
Написать уравнения реакций.
Опыт 13. Написать молекулярное и ионное уравнения реакций. Назвать полученные соединения.
Опыт 14. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций:
получение йодида свинца (II);
растворение осадка с образованием тетрайодоплюмбата (II) калия (К2[PbI4]).
Опыт 15. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, учитывая, что получается двойная соль MgNH4PO4.


Контрольные задания

Вариант 1

1. Какими свойствами обладает гидроксид кальция и алюминия? Написать реакции, подтверждающие эти свойства. Назвать все соединения.
2. Написать формулы веществ: гидрокарбоната кальция, фосфата аммония, оксида железа (III), гидроксида цинка, серной кислоты, дигидроксохлорида хрома (III).
3. Ангидридом какой кислоты является Р2О5:
фосфористой;
двуфосфорной;
ортофосфорной?
Ответ подтвердить уравнением реакции.
4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

S H2S SO2 Na2SO3 Na2SO4 BaSO4.

Вариант 2

1. Назвать следующие оксиды и определить, к какому типу они относятся: Cl2O7, Cr2O3, FeO. Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.
2. Протекают ли в растворах реакции:

CuSO4 + BaCl2 BaSO4 + CuCl2;
FeS + K2SO4 FeSO4 + K2S?

Ответ мотивировать.
3. Какие из гидроксидов могут образовать основные соли: а) NaOH, б) Cu(OH)2, в) Са(ОН)2? Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.
4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Mg(OH)2 Mg(NO3)2 MgCO3 MgCl2 Mg MgO.

Вариант 3

1. Какие из указанных кислот могут образовать кислые соли: а) H2S, б) H2SO4, в) HNO3? Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.
2. Назвать следующие соединения: SO2, КН2PO4, (MgOH)2SO4, K[Cr(ОH)4(H2O)2], NaNO2.
3. Ангидридом какой кислоты является Cl2О7:
хлорной;
хлорноватой;
хлорноватистой?
Ответ подтвердить уравнением реакции.
4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Al NaAlO2 Al2(SO4)3 Al(NO3)3 Al(OH)3 Al2O3.

Вариант 4

1. Написать формулы соединений фосфата аммония-магния, оксида марганца (VII), сульфида водорода, гидросульфита бария, карбоната дигидроксохрома (III).
2. Как доказать амфотерный характер Zn, ZnO и Zn(OH)2? Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.
3. Какие кислоты могут быть получены непосредственным взаимодействием с водой оксидов: SiO2, SO2, SO3, NO2, N2O3? Написать соответствующие уравнения реакций.
4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

NO2 HNO3 NaNO3 NaNO2 NO2 NaNO3.

Вариант 5

1. Написать реакции превращения хлорида алюминия в основные соли, назвать все соединения.
2. Назвать следующие соединения: Zn(NO3)2, Al(OH)(NO3)2, Fe(OH)2, NaHS, H3BO3, Na2CrO4, СО.
3. Написать формулы оксидов, соответствующих следующим гидроксидам и кислотам: H2SiO3, Fe(OH)3, H3AsO4, Mn(OH)2. Назвать все соединения.
4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Na3PO4 NaCl Na Na2O2 NaOH Na3PO4.


Вариант 6

1. В сокращенном ионном уравнении

2H+ + ? = CO2( + H2O

пропущена формула иона. Написать и назвать этот ион.
2. Ангидридом какой кислоты является Cl2О:
хлорной;
хлорноватой;
хлорноватистой?
Ответ подтвердить уравнением реакции.
3. Какие вещества могут быть получены при взаимодействии кислоты с солью? кислоты с основанием? Написать соответствующие уравнения реакций и назвать все соединения.
4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Сa3(PO4)2 Р Mg3Р2 РН3 Р2O5 К3PO4.

Вариант 7

1. Ангидридом какой кислоты является SО3:
cероводородной;
сернистой;
серной?
Ответ подтвердить уравнением реакции.
2. Назвать следующие соединения: (NH4)2HPO4, Al(OH)2Cl, KClO3, HNO2, Sn(OH)2, Na2Cr2O7, СО2, NaAlO2.
3. Написать уравнения реакций, свидетельствующих об основных свойствах FeO и Cs2O. Назвать все соединения.
4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

ВaCl2 Ba(NO3)2 BaO Ba(ОН)2 BaCl2 BaSO4.

Вариант 8

1. Написать реакции превращения ортофосфата натрия в кислые соли, назвать эти соли.
2. Ангидридом какой кислоты является N2О5:
азотной;
азотистой;
азотистоводородной?
Ответ подтвердить уравнением реакции.
3. Какие вещества могут быть получены при взаимодействии оксида с кислотой? соли с солью? Написать соответствующие уравнения реакций и назвать все соединения.
4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Сa СаО Са(ОН)2 СаСО3 Са(НСО3)2 СаСl2.

Вариант 9

1. Написать формулы соединений метахромита натрия, сульфата гидроксоалюминия, гидроарсената натрия, оксида хрома (VI), хлорной кислоты, фосфата кальция.
2. Какое соединение образуется при реакции 1 моль гидроксида цинка и 2 моль ортофосфорной кислоты? Написать соответствующее уравнение реакции и назвать все соединения.
3. Какие кислоты могут быть получены непосредственным взаимодействием с водой оксидов: СO2, SO2, SO, NO, N2O5? Написать соответствующие уравнения реакций.
4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

К К2O КOH К3PO4 КOH КNO3.

Вариант 10

1. Написать уравнения реакций, доказывающие кислотные свойства SeO2, Mn2O7, CrO3. Назвать все соединения.
2. Ангидридом какой кислоты является N2О3:
азотной;
азотистой;
азотистоводородной?
Ответ подтвердить уравнением реакции.
3. Назвать следующие соединения: Са(H2PO4)2, (Сr(OH)2)2SO4, NaClO, NH4NO2, Sn(OH)4, K2MnO4, SО3.
4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Fe FeCl3 Fe(OH)3 Fe2O3 Fe FeCl2.

Вариант 11

1. Какое соединение образуется при реакции 1 моль гидроксида алюминия и 1 моль серной кислоты? Написать соответствующее уравнение реакции и назвать все соединения.
2. Ангидридом какой кислоты является Р2О3:
фосфористой;
двуфосфорной;
ортофосфорной?
Ответ подтвердить уравнением реакции.
3. Написать формулы соединений хромата натрия, гидроксо

Приложенные файлы

  • doc 10782505
    Размер файла: 3 MB Загрузок: 0

Добавить комментарий