«ОКСИДЫ И ГИДРОКСИДЫ МЕТАЛЛОВ И НЕМЕТАЛЛОВ»

П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а  «ОКСИДЫ И ГИДРОКСИДЫ  МЕТАЛЛОВ И НЕМЕТАЛЛОВ» Теоретические сведения. С кислородом металлы и неметаллы образуют оксиды: оснóвные – К2О, СаО, амфотерные – ZnO, Aℓ2O3, кислотные – СО2, Р2О5, Сℓ2О7. Если металл в оксидах проявляет переменную степень окисления, то при низшей   степени   от   обладает   оснóвными   свойствами,   при   высшей   – кислотными, при средней – амфотерными. Например, СrO (+2) – оснóвный оксид, Сr2O3 (+3) – амфотерный оксид, CrO3 (+6) – кислотный оксид. Оксиды щелочных   и   щелочно­земельных   металлов   соединяются   с   водой,   образуя щелочи   (основания).   Оснóвные   оксиды   других   металлов   с   водой   не соединяются.   Их   гидраты   (малорастворимые   основания)   получаются действием   щелочи   на   растворы   солей.   Кислотным   оксидам   металлов соответствуют   гидроксиды   кислотного   характера   –   кислородсодержащие кислоты. Например, хромовому ангидриду CrO3 (+6) соответствует хромовая кислота Н2CrO4 (+6). На   практике   характер   гидроксидов   устанавливается   при   помощи индикаторов.   Гидроксиды   оснóвного   характера   растворяются   в   кислотах, гидроксиды  кислотного характера растворяются в щелочах, а амфотерные – и в кислотах, и в щелочах: Sn(OH)2 ↓ H2SnO2  + 2HC  = SnC ↓  + 2NaOH = Na ℓ2 + 2H2O 2SnO2 + 2H2O ℓ Если   неметалл   образует   несколько   кислот,   то   более   сильной   кислотой    является та, в которой степень окисления неметалла выше   . Чем меньше заряд аниона и больше его радиус, тем более сильная кислота ему соответствует: OHC OHC  5   7     3  4 усиление кислотных свойств, ослабление оснóвных свойств (увеличение количества электронов на внешнем уровне)   ослабление кислотных свойств,   усиление   основных свойств, (увеличение радиуса атома) Выполнение работы. О п ы т   1. Отношение оксидов к воде.1. Положить в пробирку немного оксида кальция (негашеной извести) и добавить по каплям воды. Наблюдать выделение теплоты (гашение извести). Затем в эту же пробирку долить воды и несколько капель фенолфталеина. Чем объясняется появление малиновой окраски? Написать уравнение реакции гашения извести. 2.  Взять   немного   оксида   меди   и   бросить   в   пробирку   с   водой.   Хорошо взболтать. Когда порошок осел на дно, добавить 1–2 капли фенолфталеина. Реагирует ли оксид меди с водой? О п ы т   2. Установление характера оксидов. 1. Насыпать в пробирку немного оксида меди и добавить 2–3 мл раствора серной кислоты. Подогреть. Обратить внимание на цвет раствора. Написать уравнение реакции. 2. Повторить действия, описанные в п. 1, взяв вместо оксида меди оксид цинка. Написать уравнение реакции. 3. В одну пробирку насыпать немного оксида магния, в другую – оксида цинка. Прилить в каждую пробирку по 2–3 мл раствора щелочи. Подогреть. Какой из взятых оксидов взаимодействует со щелочью? Написать уравнение реакции. На основании пунктов 1, 2, 3 сделать вывод о характере оксидов MgO и ZnO. О п ы т   3. Получение гидроксидов. 1. Маленький кусочек натрия обсушить фильтровальной бумагой и бросить его   в   пробирку   с   водой.   После   окончания   реакции   добавить   1–2   капли фенолфталеина. На   что   показывает   появление   малинового   окрашивания?   Какой   газ выделяется? Написать уравнение реакции. 2. В четыре пробирки налить по 2–3 мл следующих растворов: соли цинка, соли меди, соли алюминия и соли марганца. В каждую пробирку добавить по каплям  раствор  щелочи до образования  осадков. Пробирки с содержимым сохранить до следующего опыта. Написать молекулярные и ионные уравнения происходящих реакций. О п ы т    4. Установление характера гидроксидов. Каждый из осадков, полученных в опыте 3, разделить на 2 части. На одну часть подействовать соляной кислотой, на другую – раствором щелочи. Растворимость   гидроксидов   в   кислотах   и   щелочах   выразить молекулярными и ионными уравнениями. Сделать заключение о характере гидроксидов. О п ы т    5.  Восстановительные и окислительные свойства сернистой кислоты.1. Налить в пробирку 2–3 мл раствора сернистой кислоты и добавить по каплям бромной воды. Наблюдать исчезновение окраски. Написать уравнение реакции окисления сернистой кислоты в серную. 2. Налить в пробирку 2–3 мл сероводородной воды и добавить столько же раствора сернистой кислоты. Наблюдать выделение серы в виде «мути». Дать объяснение. Написать уравнение реакции. О п ы т   6. Качественные реакции на ионы SO3 1. В  одну  пробирку  налить раствор соли сернистой кислоты, в другую – раствор соли серной кислоты. В обе пробирки добавить по каплям раствор хлорида   бария.   К   образующимся   в   пробирках   осадкам   добавить   раствор соляной   кислоты.   Отметить   различное   отношение   полученных   осадков   к действию соляной кислоты. 3–, CO3 2–. 2–, SO4 2–, PO4 Составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде образования осадков и исчезновения одного из них. Сделать вывод о качественных реакциях на сульфит­ и сульфат­ионы. 2. В пробирку внести 4–5 капель дигидрофосфата натрия и добавить 2–3 капли   раствора   нитрата   серебра.   Отметить   цвет   и   структуру   выпавшего осадка. Испытать его растворимость в растворе азотной кислоты. Составить соответствующие уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Сделать вывод о качественной реакции на соли фосфорной кислоты. 3.   В   одну   пробирку   поместить   несколько   кусочков   карбоната   кальция (СаСО3),   в   другую   –   гидрокарбоната   натрия   (NaHCO3).   В обе   пробирки добавить по нескольку капель раствора соляной кислоты. Для определения выделяющегося газа внести в пробирку горящую лучинку. Повторить этот же опыт с раствором уксусной кислоты. Составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Сделать вывод о качественной реакции на карбонаты и о силе уксусной  кислоты.