Досвід. Отримання та збирання аміаку.
Для одержання та збирання аміаку в лабораторії насипаємо в пробірку хлорид або сульфат амонію, змішаний з вапном Ca(OH)2, затикаємо пробкою з газовідвідною трубкою. Трубку вставляємо в колбу, перевернуту вгору дном, – аміак легший за повітря. Отвір колби закриваємо шматком вати.
Обережно нагріваємо пробірку на спиртівці. Рівняння реакції:
Аміак виявляємо за характерним різким запахом (нюхати обережно!) або піднісши до трубки папірець, змочений розчином фенолфталеїну (ф-ф). Папірець рожевіє внаслідок утворення гідроксид-іонів:
NH3 + HOH NH4 + + OH –
Квиток № 7
1. Взаємозв'язок між класами неорганічних сполук: можливість одержання одних речовин з інших (приклади реакцій).
Між класами неорганічних сполук можливі взаємні перетворення. Основні оксиди (лужних та лужноземельних металів) реагують з водою, при цьому виходять основи. Наприклад, оксид кальцію (негашене, або палена вапно) реагує з водою з утворенням гідроксиду кальцію (гашеного вапна):
Нерозчинні основи не можуть бути одержані таким шляхом, але вони розкладаються при нагріванні з утворенням основних оксидів. Наприклад, при нагріванні гідроксиду міді (II) утворюються оксид міді (II) та вода:
Більшість кислотних оксидів реагують із водою з утворенням кислот. Так, оксид сірки (VI), або сірчаний ангідрид, приєднує воду з утворенням сірчаної кислоти:
Слабкі кислоти розкладаються під час нагрівання з виділенням оксидів. Сірнуста кислота розкладається на оксид сірки (IV), або сірчанистий газ, і воду:
Солі можуть бути отримані як при взаємодії основ із кислотами (реакція нейтралізації):
так і при взаємодії лугів із кислотними оксидами:
Ca(OH)2 + CO2 =CaCO3↓ + H2O (утворився карбонат кальцію)
або основних оксидів із кислотами:
Нерозчинні основи можуть бути одержані з розчинів солей в результаті реакції обміну:
Кислоти можна отримувати із солей, витісняючи їх сильнішими (менш летючими) кислотами:
Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3↓ (при надлишку HCl в осад випадає нерозчинна кремнієва кислота)
NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3↑ (при нагріванні нітратів із сірчаною кислотою, азотну кислоту як більш летку одержують, охолоджуючи на виході з судини)
Нарешті, прожарюванням вапняку отримують оксид кальцію (палену вапно) і вуглекислий газ:
Генетичний зв'язок між класами неорганічних сполук може бути проілюстрований наступною схемою:
Докладніші схеми: Генетичні ряди між класами речовин
2. Завдання. Обчислення кількості речовини (або об'єму) газу, необхідної для реакції з певною кількістю речовини (або об'ємом) іншого газу.
Приклад:
Скільки літрів кисню необхідно для згоряння 89,6 літрів водню?
1.Обсяг газу пропорційний кількості речовини : v = 22,4 л/моль • n, де 22,4 – молярний об'єм, тобто. обсяг одного моля будь-якого газу, n – кількість речовини (моль)
2. Записуємо над рівнянням реакції наявні дані, а під рівнянням – число моль згідно з рівнянням (рівно коефіцієнту перед речовиною): 89,6 л x л 2H2 + O2 = 2H2O 2 моль 1 моль
3. Складаємо пропорцію: 89,6 л - x л 2 моль - 1 моль (або з поясненням: для згоряння 89,6 л водню потрібно x л кисню, а для 2 моль – 1 моль)
4. Знаходимо x: x = 89,6 л • 1 моль / 2 моль = 44,8 л
Квиток № 8
Класифікація хімічних реакцій щодорізними ознаками: числу та складу вихідних та отриманих речовин; виділення чи поглинання енергії; зміни ступеня окиснення хімічних елементів. Приклади різних типів реакцій.
♦ За кількістю та складом вихідних та отриманих речовин хімічні реакції бувають:
1.Сполуки – з двох або декількох речовин утворюється одна складна речовина: Fe + S = FeS (при нагріванні порошків заліза та сірки утворюється сульфід заліза)
2.Розкладання - з однієї складної речовини утворюється дві або кілька речовин: 2H2O = 2H2 + O2 (вода розкладається на водень і кисень при пропусканні електричного струму)
3.Заміщення – атоми простої речовини заміщають один із елементів у складній речовині: Fe + CuCl2 = Cu↓ + FeCl2 (залізо витісняє мідь із розчину хлориду міді (II))
4.Обміну – 2 складні речовини обмінюються складовими частинами: HCl + NaOH = NaCl + H2O (реакція нейтралізації – соляна кислота реагує з гідроксидом натрію з утворенням хлориду натрію та води)
♦ Реакції, що протікають з виділенням енергії (тепла), називаютьсяекзотермічними. До них відносяться реакції горіння, наприклад сірки:
S + O2 = SO2 + Q Утворюється оксид сірки (IV), виділення енергії позначають + Q
Реакції, потребують витрат енергії, тобто. протікають з поглинанням енергії, називаютьсяендотермічними. Ендотермічною є реакція розкладання води під дією електричного струму:
♦ Реакції, що супроводжуються зміною ступенів окиснення елементів, тобто. переходом електронів, називаютьсяокислювально-відновними :
Fe 0 + S 0 = Fe +2 S -2
Протилежністю є електронно-статичні реакції, часто їх називають просто реакції, що протікають без зміниступеня окислення . До них відносяться всі реакції обміну:
H +1 Cl -1 + Na +1 O -2 H +1 = Na +1 Cl -1 + H2 +1 O -2
(Нагадаємо, що ступінь окислення в речовинах, що складаються з двох елементів, чисельно дорівнює валентності, знак ставиться перед цифрою)
2. Досвід. Проведення реакцій, що підтверджують якісний склад запропонованої солі, наприклад, сульфату міді(II).
Якісний склад солі доводять за допомогою реакцій, що супроводжуються випаданням осаду або виділенням газу з характерним запахом чи кольором. Утворення осаду відбувається у разі отримання нерозчинних речовин (визначаємо таблицю розчинності). Гази виділяються при утворенні слабких кислот (багатьом потрібно нагрівання) чи гідроксиду амонію.
Наявність іону міді можна довести додаванням гідроксиду натрію, випадає синій осад гідроксиду міді (II):
Додатково можна провести розкладання гідроксиду міді (II) при нагріванні, утворюється чорний оксид міді (II):
Наявність сульфат-іону доводиться випаданням білого кристалічного осаду, нерозчинного в концентрованій азотній кислоті, при додаванні розчинної солі барію:
Квиток № 9
1. Окисно-відновні реакції. Окислювач та відновник (на прикладі двох реакцій).
Окисно-відновні реакції протікають із зміною ступеня окиснення. Широко поширеними реакціями цього є реакції горіння. Також сюди відносяться реакції повільного окиснення (корозія металів, гниття органічних речовин).
Ступінь окислення елемента показує кількість зміщених (притягнутих чи відданих) електронів. У простих речовин вона дорівнює нулю. У бінарних з'єднаннях (що складаються з 2-х елементів) дорівнює валентності, перед якою ставиться знак(тому іноді її називають «умовним зарядом»).
У речовинах, що з 3-х і більше елементів, ступінь окислення можна розрахувати з допомогою рівняння, взявши невідомий ступінь окислення за «ікс», а загальну суму прирівнявши до нуля. Наприклад, в азотній кислоті HNO3 ступінь окислення водню +1, кисню -2 отримуємо рівняння: +1 + x -2 • 3 = 0
Елемент, який приєднує електрони, називаєтьсяокислювачем. Елемент, що є донором електронів (що віддає електрони), називається відновником.
_ 2 e - _ l ↓ Fe 0 + S 0 = Fe +2 S -2
При нагріванні порошків заліза та сірки утворюється сульфід заліза. Залізо є відновником (окислюється), сірка – окислювачем (відновлюється).
У цій реакції сірка є відновником, кисень окислювачем. Утворюється оксид сірки (IV)
Можна навести приклад за участю складної речовини:
Zn 0 + 2H +1 Cl = Zn +2 Cl2 + H2 0 ↑
цинк – відновник, водень соляної кислоти – окислювач.
Можна навести приклад за участю складної речовини та скласти електронний баланс: