Лабораторний практикум

ЧИГВІНЦЕВА О.П., ГОЛОВ’ЯТИНСЬКА В.В.









НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ.

ЛАБОРАТОРНИЙ ПРАКТИКУМ


Навчальний посібник









Дніпропетровськ, 2011


Рекомендовано до друку науково-методичною радою агроногмічного факультету Дніпропетровського державного аграрного університету (протокол № 1 від 1 вересня 2011 р.)



Рецензенти:

І.І. Ярчук, доктор cільськогосподарських наук, професор
(Дніпропетровський державний аграрний університет)





О.Й. Геллер, кандидат cільськогосподарських наук, доцент
(Дніпропетровський державний аграрний університет)






Чигвінцева О.П., Голов’ятинська В.В.
Неорганічна хімія. Практикум. Навчальний посібник – Дніпропетровськ , 2011. – 80 с.



Навчальний посібник включає теоретичну та експериментальну частини основних розділів неорганічної хімії. Призначений для початкового систематичного вивчення неорганічної хімії і може слугувати навчальним посібником для студентів агрономічних спеціальностей вищих учбових закладів аграрного профілю III-IV рівнів акредитації.











ВСТУП

Дисципліна «Неорганічна хімія» складається із трьох частин, пов’яза-них між собою загальним підходом та методологією. Перша частина містить у собі матеріал стосовно основних понять і законів неорганічної хімії, а розглядає загальні закономірності протікання хімічних процесів у розчинах. Друга частина дисципліни містить теоретичний матеріал відносно умов протікання окисно-відновних процесів та властивостей комплексних сполук. У третій частині розглянуті властивості основних хімічних елементів-органогенів та біометалів, що відіграють важливу роль у розвитку системи грунт – рослина. Вивчення дисципліни передбачає засвоєння основних понять і законів хімії, розвиток сучасних поглядів на будову атома і речовини, закономірності перебігу хімічних реакцій, основні положення сучасних теорій розчинів, електролітичної дисоціації, способів вираження складу розчинів; основних прийомів виконання хімічних дослідів та математичної обробки одержаних результатів.
Навчальний посібник «Неорганічна хімія. Практикум», призначений для студентів денного відділення спеціальності «Агрономія» і складений у відповідності з типовою програмою дисципліни.
Кожний розділ практикуму розпочинається із теоретичного матеріалу, у якому максимально стисло і в доступній формі викладені основні теоретичні положення неорганічної хімії. Для більш повного вивчення дисципліни, що базується на експериментальних дослідженнях, дуже важливим є виконання лабораторного практикуму. Обдумування плану досліду, його постановка і здобування результатів експерименту виховують у студента дослідницькі навички, звичку до пошуків практичних підтверджень набутих теоретичних положень, розвиває їх хімічне мислення. Тому для закріплення теоретичних знань та отримання практичних навичок і техніки хімічного експерименту в кожному розділі посібника запропоновані лабораторні роботи. Контрольні запитання для самоконтролю, наведені в кінці кожного розділу, дозволять студенту перевірити свій рівень знань із дисципліни, а Додатки можуть бути корисними для виконання цих контрольних завдань.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 1
ОСНОВНІ КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК
1.1. Теоретична частина
Оксиди
Оксидами називають сполуки елементів з Оксигеном. Вони бувають солетворними (здатними утворювати солі) i несолетворними. Солетворні оксиди можуть бути основними, кислотними та амфотерними. Несолетворними оксидами є NО, СО та ін.
Основними називають оксиди, які утворюють солі під час взаємодії з кислотами або кислотними оксидами i не взаємодіють з основами або основними оксидами.
Основним оксидам відповідають основи. Наприклад:
К2О – КОН
СаО – Са(ОН)2
FeO – Fe(OH)2
Xiмiчнi властивості
Основі оксиди взаємодіють:
– з водою
СаО + Н2О Са(ОН)2
– з кислотами
СаО + H2SO4 CaSO4 + H2O
– з кислотними оксидами
ВаО + СО2 ВаСО3
– з амфотерними оксидами
СаО + ZnO CaZnO2.
Кислотними називають оксиди, які утворюють солі під час взаємодії з основами або основними оксидами i не взаємодіють з кислотами або кислотними оксидами.
Кислотним оксидам відповідають кислоти. Наприклад:
СО2 – Н2СО3
Р2О5 – Н3РО4
Xiмiчнi властивості
Кислотні оксиди взаємодіють:
– з водою
СО2 + Н2О Н2СО3
– з основами
SО3 + 2NaOH Na2SO4 + Н2О
– з основними оксидами
СО2 + СаО СаСО3
– з амфотерними оксидами
Р2О5 + Аl2О3 2АlРО4
Амфотерними називають оксиди металів, які утворюють солі під час взаємодії як з кислотами або кислотними оксидами, так i з основами чи основними оксидами.
Xiмiчнi властивості
Амфотерні оксиди взаємодіють:
– з кислотами (та кислотними оксидами)
ZnO + 2НС1 ZnCl2 + Н2О
– з основами (та основними оксидами)
ZnO + 2NaOH Na2ZnО2 + Н2О.
Номенклатура оксидів
Загальна формула i валентність
елемента
Назва оксиду


Е2О; N2О
Нітроген (I) оксид

ЕО;СО
Карбон (II) оксид

Е2О3; Fe2O3
Ферум (III) оксид

ЕО2;СО2
Карбон (IV) оксид

Е2О5; Р2О5
Фосфор (V) оксид

ЕО3; SO3
Сульфур (VI) оксид

Е2О7; С12О7
Хлор (VII) оксид

ЕО4; OsO4
Осмій (VIII) оксид


Основи
Основами називають сполуки, до складу яких входять катіони металу та гідроксильні групи. Інша назва основ – гідроксиди. Розчинні у воді основи називають лугами.
Xiмiчнi властивості
Основи взаємодіють:
– з кислотами (реакція нейтралізації)
NaOH + НСl NaCl + Н2О
Cu(OH)2 + H2SO4 CuSO4 + 2H2O
– з кислотними оксидами
2NaOH + СО2 Na2CO3 + Н2О
Са(ОН)2 + СО2 СаСО3 + Н2О
– з розчинами середніх i кислих солей (тільки луги)
2КОН + CuCl2 Cu(OH)2 + 2KC1
NaOH + NaHCO3 Na2CO3 + Н2О
– основи розкладаються під час нагрівання
Cu(OH)2 13 EMBED Equation.3 1415 CuO + Н2О
2Fe(OH)3 13 EMBED Equation.3 1415 Fe2O3 + ЗН2О
Амфотерні гідроксиди
Амфотерні гідроксиди одночасно можна розглядати i як кислоти, i як основи, тобто такі сполуки, в яких Гідроген може заміщуватись на атоми металу, а гідроксильна група – на кислотний залишок. Наприклад:
Zn(OH)2, А1(ОН)3, Cr(OH)3, Sn(OH)4, Pb(OH)2 тощо
Амфотерні гідроксиди з кислотами реагують як основи, а з основами – як кислоти
Zn(OH)2 + H2SO4 ZnSO4 +2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH Na2ZnО2 + 2H2O
Амфотерні гідроксиди добувають взаємодією розчину солі металу з певною кількістю лугу
ZnCl2 + 2NaOH Zn(OH)2 + 2NaCl
A12(SO4)3 + 6KOH 2A1(OH)3 + 3K2SO4
Кислоти
Кислотами називають сполуки, що містять атоми Гідрогену, здатні заміщуватись на атоми металів з утворенням солей.
Кількістю атомів Гідрогену, здатних заміщуватися на атоми металів, визначається основність кислоти.
Розрізняють безоксигенові та оксигеновмісні кислоти.
Безоксигенові кислоти:
HF – флуоридна, або флуороводнева (плавикова) кислота;
НСl – хлоридна, або хлороводнева кислота;
НВг – бромідна, або бромоводнева кислота;
HJ – йодидна, або йодоводнева кислота;
HCN – ціанідна (синильна) кислота;
H2S – сульфідна або сірководнева кислота.
Оксигеновмісні кислоти:
H2SO4 – сульфатна кислота (сірчана кислота);
H2SO3 – сульфітна кислота;
HNO3 – нітратна кислота (азотна кислота);
HNO2 – нітритна кислота;
Н3РО4 – ортофосфатна кислота;
НClO4 – перхлоратна кислота;
НСlО3 – хлоратна кислота;
НСlО2 – хлоритна кислота;
НСlO – гіпохлоритна кислота;
Н3ВО3 – ортоборатна кислота;
H2SiО3 – силікатна кислота.
Хімічні властивості
Кислоти взаємодіють:
– з металами згідно з рядом електрохімічних потенціалів металів
Zn + Н2SО4 (розв.) ZnSО4 + Н2
Сu + Н2SО4 (pозв.)
·
Сu + 2Н2SО4(конц.) СuSО4 + SО2+ 2Н2О
– з основними та амфотерними оксидами
СuО + Н2SО4 СuSО4 + Н2О
SnО + 2НСl SnСl2 + Н2O
– з основами (реакція нейтралізації)
Сu(ОН)2 + 2НСl СuС12 + 2Н2О
2КОН + Н2SО4 К2SО4 + 2Н2О
– із солями, якщо в результаті виділяється газ або випадає осад
Na2СО3 + 2НСl 2NaСl + СО2 + Н2О
ВаСl2 + Н2SО4 ВаSO4 + 2НСl
Солі
Солями називають продукт заміщення атомів Гідрогену у кислоті на атоми металу або гідроксильних груп у гідроксидах металів на кислотні залишки.
Солі бувають середні, кислі та основні.
Середні coлi є продуктом повного заміщення атомів Гідрогену кислоти на атоми металу NaCl, ZnSO4, Cu(NO3)2.
Назви середніх солей походять від назв кислот i металів, з яких утворені солі: магній сульфат MgSO4, натрій фосфат Na3PO4.
Кислі солі можна розглядати як продукт неповного заміщення атомів Гідрогену кислоти на атоми металу. Кислі солі, як правило, утворюються в разі надлишку кислоти i можуть бути перетворені на середні солі дією основи:
Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 2СаСО3 + 2Н2О
Назви кислих солей походять від назв середніх солей з додаванням слова гiдpoген- або дигiдpoген-: кальцій гідрогенкарбонат, натрій дигідрогенфосфат Са(НСО3)2, NaH2PO4
Подвійними солями називають coлi, утворені різними катіонами i одним і тим самим аніоном.
Прикладом може бути кристалогідрат калій-алюміній сульфат – алюмокалієвий галун, розгорнута формула якого K2SO4
· A12(SO4)3
· 24H2O i скорочена KA1(SO4)2
· 12Н2О. Утворення подвійних сульфатів (галунів) є характерним для низки тривалентних металів (Al, Cr, Fe, V тощо).
3мішаними називаються coлi, yтвopeнi одним і тим самим катіон-іном, але різними аніонами.
Наприклад, Ba(Cl)NO3 – барій хлорид-нітрат, CaCl(OC1) – кальцій хлорид-гіпохлорит.
Xiмiчнi властивості
Cолі взаємодіють:
– з металами, згідно з рядом електрохімічних потенціалів металів
Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu
Cu + ZnCl2
·
– з основами, якщо внаслідок реакції випадає осад або виділяється газ
FeCl3 + ЗКОН Fe(OH)3 + 3KCl
2NH4Cl + Са(ОН)2 СаСl2 + 2NH3 +2H2O
– з кислотами, якщо внаслідок реакції випадає осад або виділяється газ
FeS + H2SO4 FeSO4 + H2S
ВаСl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl
– з солями, якщо внаслідок реакції випадає осад
NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl
ВаС12 + CuSO4 CuCl2 + BaSO4
Генетичний зв'язок між класами неорганічних сполук можна зобразити схемою:

13 SHAPE \* MERGEFORMAT 1415
1) Ca + O2 2CaO
2) CaO + H2O Ca(OH)2
3) S + O2 SO2
4) SO2 + H2O H2SO3
5) Ca + S CaS
6) CaO + SO2 CaSO3
7) CaO + H2SO3 CaSO3 + H2O
8) Ca(OH)2 + SO2 CaSO3 + H2O
9) Ca(OH)2 + H2SO3 CaSO3 + 2H2O

1.2. Експериментальна частина
Дослід 1.2.1. Взаємодія оксидів з водою
Внести у пробірку небагато СаО, СuО, ZnО. Долити у кожну пробірку 3-4 краплі дистильованої води і збовтати. Які оксиди взаємодіють з водою ? Написати рівняння реакцій.
Дослід 1.2.2. Одержання малорозчинних у воді гідроксидів
Помістити у пробірки номер 1, 2, 3, 4 по 4-5 крапель розчинів FеСl3, СuSО4, МnСl2 та NiSО4 і додати в кожну пробірку по 2-3 краплі будь-якого лугу. Що при цьому відбувається ? Звернути увагу на колір осадів. Написати рівняння реакцій. До осадів у пробірках № 3 і № 4 додати розчин Н2SО4. Що відбувається ? Написати рівняння реакцій.
Дослід 1.2.3. Одержання амфотерних гідроксидів
У пробірки помістити по 6-8 крапель розчинів солей алюмінію, цинку і хрому (Ш). У кожну пробірку додати 2-4 краплі розчину лугу. Що при цьому утворюється ? Написати рівняння реакцій. Кожний із одержаних осадів розділити на дві частини. До однієї частини додати розчин НNО3, до другої – надлишок розчину лугу. Що при цьому відбувається ? Написати рівняння реакцій.
Дослід 1.2.4. Взаємодія основних оксидів з кислотами
У пробірку помістити небагато СuО, додати 3-4 краплі розчину НСl і підігріти. Що відбувається? Написати рівняння реакцій.
Дослід 1.2.5. Взаємодія солі з сіллю
У пробірку до 3-5 крапель розчину ВаСl2 додати 2-3 краплі розчину Nа2SО4. Що відбувається? У пробірку з 2-3 краплями розчину АgNО3 додати 1-2 краплі КСl. Що відбувається ? Написати рівняння реакцій. Аналогічним способом одержати СаСО3.



1.3. Контрольні запитання
1.
Які з наведених оксидів можуть реагувати один з одним: CaO; SO3; CO2; ZnO; Na2O; P2O5. Складіть відповідні рівняння реакцій.

2.
Написати формули кислотних оксидів, що відповідають наступним кислотам: H3BO3: H4P2O7; H2CO3; HNO2; H2SO3.

3.
Скласти рівняння реакцій утворення магній сульфату, виходячи із : а) магнію; б) оксиду магнію; в) магнію гідроксиду; г) магній карбонату.

4.
З якими із вказаних речовин буде взаємодіяти цинк гідроксид: а) сульфур (lV) оксид; б) нітратна кислота; в) кальцій гідроксид; г) карбон (lV) оксид.

5.
З якими із перелічених речовин буде реагувати хлоридна кислота: а) Na2SO3; б) Zn(OH)2; в) CaO; д) H3PO4; ж) NH3.

6.
Здійсніть перетворення: CO2 Ca(HCO3)2 CaCO3 CaCl2. Назвіть утворені сполуки.

7.
Складіть рівняння реакцій утворення середніх солей між: а) натрій силікатом і нітратною кислотою; б) калій гідросульфатом і калій гідроксидом.

8.
Скласти рівняння реакцій взаємодії: а) нітроген (V) оксиду з калій оксидом; б) фосфор (III) оксиду з натрій оксидом.

9.
Із відповідної кислоти та основи утворити наступні солі: КHS; NaHSO3; (FeOH)2SO4; Ca(NO2)2.

10.
Назвіть солі та вкажіть їх тип: Ca(NO3)2; Mg(OH)Cl; KHSO3; Al2(SO4)3.

11.
Скласти графічні формули солей: MgSO3; Na3PO3; Ba(NO2)2; CuS; KH2PO4.

12.
Довести за допомогою відповідних рівнянь реакцій амфотерний характер оксидів ZnO та Al2O3.

13.
Назвіть оксиди, та вкажіть їх тип та складіть графічні формули K2O; SO3; Fе2O3; P2O5; ZnO.

14.
Записати реакції, за допомогою яких можна здійснити перетворення:
AlCl3 ( Al(OH)3 ( KAlO2 ( Al(OH)3 ( Al2O3.


ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 2
ОСНОВНІ ЗАКОНИ ХІМІЧНИХ ПЕРЕТВОРЕНЬ
2.1. Теоретична частина
Під швидкістю хімічних реакцій розуміють зміну концентрації oднієї з реагуючих речовин за одиницю часу при постійному тиску та температурі.
Концентрацію виражають у моль/л, а час – у секундах або хвилинах. Розглянемо у загальному вигляді швидкість реакції, що відбувається при постійних температурі i тиску за рівнянням:
А + В С + D.
По мiрі витрачання речовини А швидкість реакції зменшується. Звідки випливає, що швидкість реакції можна визначити лише для деякого проміжку часу. Оскільки, концентрація речовини А у момент часу t1 вимі-рюється величиною c1, а у момент t2 – величиною с2, то за проміжок часу
·t = t2 - t1, зміна концентрації речовин буде становити
·с = с2 – с1, звідки можна визначити середню швидкість реакції (
·):
13 EMBED Equation.3 1415
Знак «мінус» ставиться тому, що, незважаючи на зменшення концентрації речовини A i, отже, на від`ємне значения різниці с2 – c1 швидкість реакції може бути тільки додатньою величиною. Можна також стежити за зміною концентрації одного з продуктів реакції – речовин С або D; вона під час реакції буде збільшуватись, i тому у правій частині рівняння необхідно ставити знак «плюс».
Оскільки, швидкість реакції весь час змінюється, тоді у хімічній кінетиці розглядають тільки дійсну швидкість реакції
·, тобто швидкість у даний момент часу, коли
·t 0, а саме
13 EMBED Equation.3 1415, де d – диференціал.


Фактори, що впливають на швидкість реакції
Швидкість хімічної реакції залежить від природи реагуючих речовин, а також від умов перебігу реакції: концентрації с, температури t, наявності катализатора, а також від деяких інших факторів (наприклад, від тиску – для газових реакцій, від ступеня подрібнення – для твердих речовин, від радіоактивного випромінювання тощо).
Вплив концентрації реагуючих речовин виражається законом діючих мас (Гульдберг, Вааге, 1864-1867 pp.): за сталої температури швидкість xімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.
Для реакції mА + nВ pС + gD закон діючих мас виражається рівнянням:

· = k
· 13 EMBED Equation.3 1415
де сА i сВ – концентрації речовин, моль/л; k – коефіцієнт пропорційності, що називається константою швидкості реакції.
Це рівняння називається кінетичним рівнянням реакції. Із нього неважко встановити фізичний зміст константи швидкості. Вона чисельно дорівнює швидкості реакції, коли концентрації кожної з реагуючих речовин становлять 1 моль/л. Константа швидкості залежитъ від природи реагуючих речовин, від температури, тиску, але не залежитъ від їx концен-трації.
Закон діючих мас застосовується лише до газоподібних i розчинених речовин, він не розповсюджується на реагуючі речовини у твердому стані, оскільки їх концентрації є стабільними i вони реагують лише на поверхні.
Залежність швидкості реакції від температури визначається (наближено) правилом Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10 градусів швидкість більшості реакцій зростає у 2-4 рази.
Математично ця залежність виражається співвідношенням:
13 EMBED Equation.3 1415,
де 13 EMBED Equation.3 1415– швидкості реакції за початкової – t1 і кінцевої t2 температурах;


· – температурний коефіцієнт швидкості peaкції, який показує, у скільки разів збільшується швидкість реакції з підвищенням температури реагуючих речовин на 10 градусов (
· = 2 - 4).
Температура впливає на швидкість хімічної реакції, збільшуючи константу швидкості.
Енергія активації
3 підвищенням температури число активних молекул значно зростає, внаслідок чого збільшується швидкість реакції. Це пояснюється збільшен-ням кількості так званих «активних молекул», тобто молекул, що мають енергію, достатню для здійснення даної реакції при їх зіткненні.
Енергія, яку потрібно надати молекулам (частинкам) реагуючих речовин, щоб перетворити їх на активні, називається енергією активації.
Її визначають експериментально i позначають літерою Еа i виражають у кДж/моль. Енергія активації залежить від природи реагуючих речовин i є характеристикою кожної реакції.
Для того, щоб реакція між молекулами була можливою, молекули повинні мати надлишкову енергію, що більша за середню на величину, рівну енергії активації.
Поняття про каталіз i каталізатори
Каталізом називають зміну швидкості хімічних реакцій в присут-нocтi речовин, які самі після реакції залишаються хімічно незміненими. Зазвичай каталізаторами називаютьея лише прискорювачі реації, а інгібіторами – уповільнювачі.
Якщо каталізатор i peaгуючі речовини перебувають у одній фазі, тоді каталіз називають гомогенним, якщо у piзниx фазах – гетерогенним. Дія каталізаторів: 1) не змінює теплового ефекту реакції; 2) знижує енергію активації як прямої, так i зворотної реакції на одну й ту саму величину
·Е, тому не порушує рівноваги; 3) збільшуючи однаковою мірою швидкість прямої i зворотної реакцій, скорочує час досягнення piвноваги; 4) є вибірковою, що визначається природою каталізатора i умовами його застосування.
Хімічні реакції, що відбуваються за участю каталізаторів, називаються каталітичними. Розрізняють гомогенний (однорідний) і гетерогенний (неоднорідний) каталіз.
Для гомогенного каталізу встановлено, що швидкість хімічної реакції пропорційна концентрації каталізатора.
Механізм гомогенного каталізу звичайно пояснюють за допомогою теорії проміжних сполук. У відповідності з цією теорією каталізатор (К) спочатку утворює з однією із вихідних речовин проміжну сполуку (АК). Ця сполука реагує з іншою вихідною речовиною з відновленням каталізатора. Схематично це можна зобразити таким чином:
А + Б ( АБ (реакція протікає повільно) (а)
Каталізатор розбиває процес на дві стадії:
А + К ( АК (реакція протікає швидко) (б)
АК + Б ( АБ + К (реакція протікає швидко). (в)
Швидкості реакцій (б) і (в) у багато разів більші від швидкостей процесу (а), оскільки стадії (б) і (в) характеризуються меншою енергією активації. Таким чином, причина збільшення швидкості реакції в присутності каталізатора полягає у зменшенні енергії активації цієї реакції.
У відповідності з цією теорією процес окиснення SO2 до SO3 за участю каталізатора – нітроген (ІІ) оксиду можна схематично зобразити таким чином:
SO2 + 13 EMBED Equation.3 1415О2 ( SO3;
А + Б ( АБ.
Реакція протікає повільно. При введенні каталізатора відбувається утворення проміжної сполуки:
NO + 13 EMBED Equation.3 1415О2 ( NO2;
SO2 + NO2 ( SO3 + NO;

К + Б ( КБ;
А + КБ ( АБ + К.

Під час гетерогенного каталізу peaгуючі речовини i каталізатор утворюють систему з різних фаз. Між каталізатором i реагуючими речовинами існує поверхня поділу. Зазвичай, каталізатор – тверда речовина, а реагують між собою речовини – гази або рідини. Поверхня каталізатopa є неоднорідною. На ній є так звані активні центри, на яких в основному i відбуваються каталітичні реакції.
Необоротні та оборотні реакції
Реакції, які відбуваютъся лише в одному напрямку i завершуються повним перетворенням вихідних реагуючих речовин у кінцеві речовини, називаються необоротними.
Більшістъ реакцій є оборотними. Оборотними називаються такі, реакції, які одночасно відбуваються у двох взаємно протилежних напрямках.
У рівняннях оборотних реакцій між лівою та правою частинами ставлять дві стрілки, спрямовані у протилежні боки, наприклад:
N2 + 3Н2 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 2NH3,
·Н = -92,4 кДж/моль.
У техніці оборотні реакції невигідні, тому різними методами (зміна температури, тиску тощо) їx роблять практично необоротними, вони відбуваються у прямому напрямку.
Реакції відбуваються у одному напрямку (необоротні) за умов, коли:
– продукти, що утворюються, виходять зі сфери реакції (випадають у осад, виділяються у вигляді газу):
ВаСl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HC1
Na2CO3 + 2НСl 2NaCl + CO2 + H2O;
– утворюєтъся малодисоційована сполука, наприклад, вода:
НСl + NaOH NaCl + Н2О;
– реакція супроводжуєтъся виділенням великої кількocmi енергії, наприклад, горіння магнію;
Mg + 1/2О2 MgO;
·Н = - 602,5 кДж/моль.
У piвнянняx необоротних реакцій між лівою і правою частинами ставлять знак piвнocmi або стрілку.
Хімічна рівновага. Принцип Ле Шательє
Оборотні реакції не доходять до кінця i завершуються встановленням xімічної рівноваги.
Xiмічнy рівновагу можна визначити як такий стан системи реагуючих речовин, за яким швидкості прямої i зворотної реакцій дорівнюють одна одній 13 EMBED Equation.3 1415.
У стані рівноваги пряма та зворотна реакції не припиняються. Тому така рівновага називається рухомою, або динамічною рівновагою.
У стані рівноваги концентрації ycix реагуючих речовин – як вихідних, так i тих, що утворюються, – залишаються чітко сталими.
Концентрації реагуючих речовин, які встановлюються при хімічній piвновазі, називаються рівноважними. Вони позначаються у квадратних дужках, наприклад, [H2],[N2],[NH3], тоді як нерівноважні концентрації13 EMBED Equation.3 1415 позначають так: с(Н2), c(N2), c(NH3).
Наприклад: СО + NO2 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 СО2 + NО,
для прямої реакції 13 EMBED Equation.3 1415 = k1[CO][NO2];
для оборотної реакції 13 EMBED Equation.3 1415 = k2 [CO2][NO]. Стан xiмічної рівноваги 13 EMBED Equation.3 1415, тобто
k1[CO][NO2] = k2[CO2][NO].
Представимо цю piвність у вигляді пропорції:
13 EMBED Equation.3 1415
Величина К називається константою хімічної рівноваги. Вона не залежить від концентрації реагуючих речовин і є сталою за даної температури. Для будь-якої рівноважної системи
mA + nB 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 pC + gD
13 EMBED Equation.3 1415
Це рівняння є математичним виразом закону діючих мас у стані рівноваги.
Для гетерогенних реакцій у виразі константи рівноваги концентрації речовин, які перебувають у твердій фазі, не беруть до уваги, тобто концен-трація твердих речовин дорівнює одиниці.
Величина К залежить від природи реагуючих речовин i від температури, aле не залежить від каталізатора. Присутність каталізатора у системі лише прискорює час встановлення рівноваги.
Напрямок зміщення xімічної piвноваги при зміні концентрації реагуючих речовин, температури i тиску визначається принципом рухомої рівноваги, або принципом Ле Шательє: якщо на систему, яка перебуває у стані рівноваги, чиниться будь-який зовнішній вплив (змінюється концентрація, температура, тиск), то він сприяє перебігу цiєї з двох протилежних реакцій, яка послаблює цей вплив.
При зміні концентрації компонентів рівноважної системи значення константи рівноваги залишається незмінним. Якщо у реакційну cyміш ввести надлишок однієї з вихідних речовин, то рівновага зміщується в бік продуктів реакції, тобто праворуч. Аналогічний ефект може бути досягнутий шляхом видалення із системи продуктів реакції. При підвищенні температури у системі посилюється ендотермічний процес. При зниженні температури починають переважати екзотермічні процеси.
Вплив тиску визначається зміною об'єму, що відбувається під час реакції. При збільшенні тиску piвновaгa буде зсуватись у бік утворення меншої кількості речовини (молей) газу, а зменшення тиску зміщує рівно-вагу в бік утворення більшої кількості речовини (молей) газу.
Якщо ж у рівнянні оборотної реакції число молей у лівій частині дорівнює числу молей у правій частині, наприклад, N2 + О2 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 2NO, тоді зміна тиску не спричинить зміщення xімічної piвноваги.
Слід зазначити, що уci каталізатори однаковою мipoю прискорюють як пряму, так i зворотну реакції, i тому на зміщення рівноваги вони не впливають, а тільки сприяють швидкому її досягненню.
2.2. Експериментальна частина
Дослід 2.2.1. Взаємодія розчину калію йодиду з
гідроген пероксидом у кислому середовищі
Взаємодія розчину калію йодиду з гідроген пероксидом у кислому середовищі протікає за рівнянням:
H2O2 + 2 KI + H2SO4 2H2O + K2SO4 + I2
В одну пробірку влити із бюретки 2 мл 0,001 н розчину калій йодиду, 2 мл 0,005 н розчину сульфатної кислоти, 1 мл 1%-вого свіжоприготованого розчину крохмалю і 4 мл води, в другу – 4 мл розчину калій йодиду, 2 мл сульфатної кислоти, 1 мл розчину крохмалю і 2 мл сульфатної кислоти, 1 мл розчину крохмалю і 2 мл води, в третю – 6 мл розчину калій йодиду, 2 мл сульфатної кислоти і 1 мл розчину крохмалю. Таким чином, при однаковому загальному об’ємі розчинів концентрації калій йодиду в пробірках відносяться як 1 : 2 : 3.
Влити у першу пробірку 2 мл 3%-вого розчину гідроген пероксиду і включити секундомір. Відзначити час до появи в розчині синього забарвлення. Додати по 2 мл гідроген пероксиду в другу і третю пробірки і також зазначити час появи синього забарвлення у розчинах. Результати спостережень записати у вигляді таблиці.

Об,єм, мл
Відносна концен-трація КІ
Час про-тікання
реакції
t, с
Умовна швидкість


КІ
Н2О
H2SO4
крохмаль
Н2О2




1
2
4
2
1
2




2
4
2
2
1
2




3
6

2
1
2




Побудувати графічну залежність за результатами дослідів. Доля цього на осі абцис відкласти відносні концентрації, а на осі ординат – швидкості реакцій (в умовних одиницях).
Дослід 2.2.2. Швидкість розкладу лужного розчину гідроген пероксиду
при різних температурах
У склянці нагріти 150-200 мл води до 50-60(С. У дві пробірки налити по 8 мл 20%-вого розчину гідроген пероксиду і по 2 мл лугу. Одну пробірку залишити у штативі, а іншу занурити у стакан із гарячою водою. Швидкість розкладання гідроген пероксиду визначити за інтенсивностю виділення газу. Встановити, газ що виділяється (кисень).
Дослід 2.2.3. Каталітичний розклад гідроген пероксиду
в присутності Манган(IV) оксиду
У пробірку влити 5-8 мл 10%-вого розчину гідроген пероксиду. Відзначити, що в звичайних умовах помітного розкладання гідроген пероксиду не спостерігається. Додати на кінчику шпателя Манган(IV) оксид. Що спостерігається ? Піднести до отвору пробірки тліючу скіпку. Який газ виділяється ? Скласти рівняння реакції розкладу гідроген пероксиду.
Дослід 2.2.4. Зміщення рівноваги реакції окиснення
натрій гідроарсеніту йодом
Зміщення рівноваги реакції окиснення натрій гідроарсеніту йодом протікає за рівнянням:
I2 + Na2HAsO3 + H2O 2HI + Na2HAsO4
Налити в пробірку 3 мл води, 3 краплі водного розчину йоду (йодної води) і 5-7 крапель свіжоприготовленого розчину крохмалю. До отриманого синього розчину додати по краплях 0,5 н розчин натрій гідроарсеніту до зникнення забарвлення. До знебарвленого розчину додати по краплям натрій гідроарсеніту до появи синього забарвлення. Відзначити зникнення синього забарвлення крохмалю та його появу знову і пояснити причину цих явищ.

2.3. Контрольні запитання
1.
Правило Вант-Гоффа. У скільки разів збільшиться швидкість хімічної реакції при збільшенні температури від 20 до 40(С, якщо температурний коефіцієнт хімічної реакції дорівнює 2.

2.
Закон діючих мас. Як зміниться швидкість хімічної реакції CH4 + 2O2 ( CO2 + 3H2O при збільшенні концентрації вихідних речовин у 4 рази ? Пояснити розрахунками.

3.
У гомогенній системі CO + Cl2 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 COCl2 рівноважні концентрації реагуючих речовин становлять: [CO] = 0,2 моль/л; [Cl2] = 0,3 моль/л; [COCl2] = 1,2 моль/л. Знайти константу рівноваги цієї системи.

4.
Необоротні та оборотні процеси. Як зміниться швидкість реакції
4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O
якщо концентрацію кисню зменшити у 3 рази. Пояснити розрахунками.

5.
Принцип Ле Шательє. Як змінюючи тиск та концентрацію кисню змістити хімічну рівновагу в системі 4HCl + O2 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 2Cl2 + 2H2O в бік прямої реакції ?

6.
Cформулювати закон діючих мас та скласти його математичний вираз. Скласти рівняння для швидкості хімічних реакцій:
Fe3O4 + 4CO 3Fe + 4CO2; N2 + 3H2 2NH3.

7.
Застосовуючи принцип Ле Шательє, вказати, як впливає зміна тиску і температури на зміщення хімічної рівноваги.
В який бік зміститься рівновага реакцій:
N2 + 3H2 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 2NH3 (Н( = - 46,05 кДж;
N2 + O2 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 2NO (Н( = +180,75 кДж.
а) при підвищенні тиску; б) при підвищенні температури ?

8.
Напишіть вираз констант рівноваги для таких оборотних реакцій:
а) 2SO2 + O2 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 2SO3; б) N2 + 3H2 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 2NH3;
в) Fe3O4 + 4CO 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 3Fe + 4CO2; г) СO2 + H2 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 CO + H2O

9.
У відповідності з принципом Ле Шательє пояснити, як необхідно змінити температуру та тиск, щоб змістити хімічну рівновагу в системі праворуч:
Fe3O4 + 4CO 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 3Fe + 4CO2 13 EMBED Equation.3 1415= -43,7 кДж ?

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 3
РОЗЧИНИ
3.1. Теоретична частина
Розчин ( це гомогенна (однорідна) система, яка складається з двох або більше компонентів (розчинника, розчиненої речовини) і продуктів їх взає-модії.
Для кількісної оцінки вмісту розчиненої речовини використовують такі способи вираження концентрації розчинів: масова частка розчиненої речовини, молярна, нормальна і моляльна концентрації.
Масова частка розчиненої речовини (() ( це фізична величина, що до-рівнює відношенню маси розчиненої речовини (mрозч.реч.) до маси всього розчину (mрозчину). Її визначають у частках одиниці або у відсотках.
( = mрозч. реч. / mрозчину .


Молярна концентрація (СМ) розчиненої речовини ( це фізична вели-чина, що визначається відношенням кількості розчиненої речовини до об’єму розчину.
СМ = 13 EMBED Equation.3 1415,


де СМ – молярна концентрація речовини; V – об’єм розчину, л; m – маса речовини, M – молярна маса речовини).
Нормальна концентрація (СН) – це фізична величина, що визначається числом моль-еквівалентів розчиненої речовини, яка міститься в 1 л розчину.
СН = 13 EMBED Equation.3 1415,


де СН – нормальна концентрація речовини; V – об’єм розчину, л; Е – екві-валентна маса розчиненої речовини.
Моляльна концентрація (Сm) показує, яка кількість розчиненої речо-вини припадає на 1 кг розчинника в даному розчині. Одиниці вимірюван-ня: моль/кг.
13 EMBED Equation.3 1415,


де Сm – моляльна концентрація розчину; ( – число молів розчиненої речо-вини; mр. – маса розчинника, кг.
3.2. Експериментальна частина
Приготування розчинів заданої концентрації
Дослід 3.2.1. Приготування приблизно 0,1 н розчину хлоридної кислоти
Перед початком роботи необхідно встановити концентрації вихідного розчину кислоти за допомогою ареометра. Ареометр (рис. 3.1) являє
собою скляний поплавець з кулькою, заповненою дробом. У верхній вузькій частині ареометра є шкала з поділками, відповідними різним значенням густини. Поділка шкали ареометра, до якої він занурився у розчин, показує густину розчину (відлік фіксують за нижнім краєм меніску).
Густину розчину визначають наступним чином. У мірний циліндр наливають розчин, опускають туди ареометр так, що б він вільно плавав у розчині не торкаючись дна і стінок циліндра. За шкалою арео-



Рис. 3.1. Ареометр (а) і відлік за його шкалою (б)

метра відзначають його показання. Піднявши ареометр на 1-2 см, його знову занурюють у розчин і ще раз роблять відлік.
Для ряду речовин, наприклад, для кислот, лугів, солей є спеціальні таблиці (Додаток 1), користуючись якими, можна за густиною розрахувати масову частку розчиненої речовини. Якщо в таблиці густин немає значення, яке точно відповідає за шкалою ареометра, тоді масову частку знаходять методом інтерполяції (визначають проміжне значення за двома найбільш близькими значеннями у таблиці). Наприклад, за даними ареометра густина розчину хлоридної кислоти дорівнює 1,177. У таблиці наведені дані лише для розчинів з густинами 1,163 і 1,183, яким відповідають масові частки 32 і 36 %. У вузькому інтервалі залежність густин від концентраціі можна вважати лінійної і масову частку визначити наступним чином.
1) Знайти різницю густин і масових часток за даними таблиці:

1,183
– 36 %








1,163
– 32 %



0,020
– 4 %


2) Знайти різницю між густиною, визначеною за ареометром, і меншим значенням в таблиці (1,177-1,163 = 0,014) і скласти пропорцію.

0,020
– 4 %



0,014
– х %


13 EMBED Equation.3 1415%
3) Додати отримане число до меншого значення масової частки, взятому з таблиці: 32 + 2,8 = 34,8 %. Ця величина відповідає масовій частці HCl у розчині хлоридної кислоти з густиною 1,177.
Встановивши густину і масову частку HCl у вихідному розчині кислоти, у викладача отримують конкретне завдання (обсяг і концентрацію розчину, який треба приготувати). Потім розраховують об’єм вихідної кислоти, необхідний для приготування заданого об’єму кислоти вказаної концентрації.
Після цього мірну колбу заповнюють приблизно наполовину дистильованою водою. Відміряють циліндром розрахований обсяг вихідної кислоти і виливають у мірну колбу. Колбу доливають водою до мітки, закривають і перемішують розчин.
Для визначення похибки досліду, знаходять концентрацію приготов-леного розчину. Для цього приготовлений розчин виливають у циліндр, вимірюють його густину ареометром і знаходять у таблиці значення масової частки хлоридної кислоти, відповідне цій густині розчину.
На підставі наявних даних розраховують нормальну концентрацію HCl отриманого розчину і порівнють із зазначеною в завданні. Обчислюють похибку досліду.
3.3. Контрольні запитання
1.
Скільки мл розчину H2SO4 (( = 1,84 г/мл) з масовою часткою речовини 96 % необхідно взяти для виготовлення 1 л 0,25 н розчину ?

2.
Густина розчину Н2SO4 з масовою часткою речовини 15% складає 1,105 г/мл. Знайти: а) нормальну; б) молярну; в) моляльну концентрації цього розчину.

3.
Скільки грамів алюміній сульфату необхідно взяти для приготування 500 мл 0,2 н розчину ?

4.
Змішали 100 мл розчину НNO3 з масовою часткою речовини 20% (густина – 1,12 г/мл) и 500 мл розчину НNO3 з масовою часткою речовини 9% (густина – 1,05 г/мл). Знайти масову частку речовини в отриманому розчині.

5.
З 2,5 г Na2CO3 приготували 500 мл розчину. Розрахувати для цього розчину: а) нормальну концентрацію; б) титр.

6.
Дайте визначення поняттю масова частка. Із 400 г розчину сульфатної кислоти з масовою часткою 50% випаровуванням видалили 100 г води. Чому дорівнює масова частка отриманого розчину ?

7.
Який об’єм 0,1 М розчину ортофосфатної кислоти можна приготувати із 75 мл 0,75 М розчину ?

8.
В 1 кг води розчинено 666 г КОН; густина розчину дорівнює 1,395 г/мл. Знайти: а) масову частку КОН; б) молярну концентрацію; в) нормальну концентрацію розчину.

9.
Густина розчину сахарози С12Н22О11 з масовою часткою речовини 9 % дорівнює 1,035 г/мл. Розрахувати молярну концентрацію розчину.

10.
Визначити масову частку речовини в розчині, отриманому змішуванням 300 г розчину з масовою часткою речовини 25 % та 400 г розчину з масовою часткою речовини 40 %.

11.
Який об`єм 2 н. розчину Na2CO3 необхідно взяти для приготування 1 л 0,25 н розчину ?

12.
Скільки грамів розчину сульфатної кислоти з масовою часткою речовини 96% необхідно взяти для приготування 6 л 2 н розчину ?

13.
До 500 мл розчину HNO3 (( = 1,2 г/мл) з масовою часткою речовини 32% додали 1 кг води. Чому дорівнює масова частка HNO3 в отриманому розчині ?

14.
Скільки грамів гідроксиду кальцію необхідно взяти для приготування 500 мл 2 М розчину ?

15.
Скільки мл розчину НСl з масовою часткою речовини 22% , густина якого 1,11 г/мл, потрібно для приготування 250 мл 0,5 М розчину ?


ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 4
ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ. ВОДНЕВИЙ ПОКАЗНИК
4.1. Теоретична частина
Гідроліз солі – хімічна взаємодія іонів розчинної солі з водою з утворенням слабкого електроліту. Це призводить до накопичення іонів Н+ або ОН– і, відповідно, до зміни реакції середовища розчину солі. Гідролізу підлягають солі, утворені за участю слабких кислот або слабких основ. Солі, які є похідними сильних кислот і сильних основ, не гідролізують, оскільки їхні іони не зв’язують іони води (Н+ або ОН–) в слабкий електроліт, а отже, не зміщують її іонну рівновагу. Солі, до складу яких входять багатозарядні іони, гідролізують ступінчасто (за стадіями). При цьому гідроліз солі переважно відбувається за першим ступенем.
Розрізняють три основних типи гідролізу солей:
1. За катіоном – він характерний для солей, утворених катіоном слабкої основи і аніоном сильної кислоти. Наприклад:
Al2(SO4
·
·
·
·–
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·–
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·–
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·–
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·–
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
· рН ( 7.
2AlOHSO4 + 2HOH 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 [Al(OH)2]2SO4 + H2SO4 (II);
2AlOH2+ + 2SO13 EMBED Equation.3 1415+ 2HOH 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 2[Al(OH)2]+ + SO4 + 2H+ + SO13 EMBED Equation.3 1415;
2AlOH2+ + 2HOH 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 2[Al(OH)2]+ + 2H+;
AlOH2+ + HOH 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 [Al(OH)2]+ + H+, рН ( 7.
Третій ступінь гідролізу Al2(SO4)3 практично не відбувається. Внаслідок накопичення іонів H+ процес зміщується в бік вихідних сполук.
2. За аніоном – він характерний для солей, утворених катіоном сильної основи і аніоном слабкої кислоти. Наприклад:
Na3PO4 + НОН 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Na2НPO4 + NaОН (перший ступінь);
3Na+ + PO13 EMBED Equation.3 1415+ НОН 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 2Na+ + НPO13 EMBED Equation.3 1415 + Na+ + ОН–;
PO13 EMBED Equation.3 1415+ НОН 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 НPO13 EMBED Equation.3 1415+ ОН–, рН 13SYMBOL 62 \f "Symbol" \s 1414>15 7.
Na2НPO4 + НОН 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 NaН2PO4 + NaОН;
2Na+ + НPO13 EMBED Equation.3 1415 + НОН 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Na+ + Н2PO13 EMBED Equation.3 1415 + Na+ + ОН–;
НPO13 EMBED Equation.3 1415 + НОН 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Н2PO13 EMBED Equation.3 1415 + ОН–, рН ( 7.
Третій ступінь гідролізу з утворенням ортофосфатної кислоти Н3PO4 практично не відбувається.
3. Гідроліз солі за катіоном і аніоном – він характерний для солей, утворених катіоном слабкої основи і аніоном слабкої кислоти. Наприклад:
NH4СN + HOH 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 NH4OH + HCN;
NH4+ + CN- + HOH 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 NH4OH + HCN.
Скорочене іонне рівняння в цьому випадку не записують.
Гідроліз солей, утворених багатозарядними катіоном або аніоном, відбувається ступінчасто (переважно за першим ступенем).
Багато солей цього типу гідролізують необоротно. Прикладом солей, які зазнають повного гідролізу, є солі слабких основ і дуже слабких, нестій-ких або летких кислот: Cr2S3, Al2S3, Fe2(CO3)3, Al2(CO3)3, CuSiO3, Ag2SiO3, Fe2(SO3)3, SnCO3, інші. Їх гідроліз супроводжується повним розкладанням солі з виділенням вільних кислот і гідроксидів.
Рівняння реакцій повного гідролізу солей записують лише у молекулярному вигляді:
Al2S3 + 6HOH ( 2Al(OH)3( + 3H2S(.
Через повний гідроліз ці солі не можуть бути одержані з водних розчинів.
Реакцію середовища розчинів характеризують за допомогою величини водневого показника рН.
Водневий показник рН – це негативний десятковий логарифм концентрації іонів Гідрогену в розчині.
рН = – lg[H+]
Якщо рН = 7 – середовище нейтральне; рН ( 7 – кисле; рН ( 7 – лужне.
4.2. Експериментальна частина
Дослід 4.2.1. Вплив температури на гідроліз солей
Налити у дві пробірки по 5-6 крапель 2 н розчину CH3COONa. У кожну пробірку додати 1 краплю розчину фенолфталеїну. Одну пробірку залишити для порівняння, а другу нагріти до кипіння. Що спостерігається ? Охолодити пробірку до кімнатної температури, спостерігати зникнення забарвлення індикатора. Написати реакцію гідролізу натрій ацетату і пояснити явище, що спостерігається.
Дослід 4.2.2. Повний гідроліз
Налити у пробірку 2–3 мл розчину алюміній сульфату і додати такий самий об’єм розчину натрій карбонату. Спостерігати випадіння аморфного осаду та виділення бульбашок газу. Визначити рН розчину за допомогою універсального індикатору. Осад промити 2–3 рази гарячою водою і перевірити на розчинність у хлоридній кислоті (чи виділяється газ ?) та у надлишку лугу. Записати рівняння реакцій.
Дослід 4.2.3. Визначення реакції середовища у розчинах солей
за допомогою універсального індикатору
Визначити середовище у розчинах солей (вказує викладач), дослідивши їх дію на універсальний індикатор шляхом нанесення краплі розчину на індикаторний папірець. Результати випробування занести в таблицю:
Формула солі
Колір рН-індикаторного папірця
рН

Na2CO3



ZnCl2



KCl



Al2(SO4)3



Записати рівняння реакцій гідролізу вказаних солей.

Дослід 4.2.4. Визначення реакції середовища за допомогою індикаторів
Взяти чотири пробірки, в кожну налити по 5 крапель досліджуваного розчину (NaNO3, СН3СООNH4, СН3СООNa, K2CO3) і по одній краплі розчину фенолфталеїну. Якщо забарвлення стане малиновим, тоді рН = 8,2-10. Результат записати у таблицю. Знову взяти чотири пробірки із розчинами, в кожну додати по одній краплі метилового оранжевого. При жовтому кольорі розчину рН > 4,4; при помаранчевому – 3,2-4,4; при рожевому – < 3,2. Аналогічно провести досліди з комбінованим індикатором. При бузковому кольорі індикатора рН < 3,1, при майже безбарвному – рН 3,1-5,1, при зеленому рН > 5,1. Дані записати у таблицю.
Розчин
Колір рН-індикатор-ного паперу
Колір розчину в присутності
рідкого індикатора



фенолфталеїну
метилоранжу
комбінованованого













4.3. Контрольні запитання
1.
Записати іонні та молекулярні реакції гідролізу солей, охарактеризувати середовище в розчині цих солей: CaCl2 ; Na2SO3 ; CuSO4 ; Al2S3.

2.
Що називається індикатором ? Що називається інтервалом переходу індикатору ?

2.
Вказати яку реакцію на лакмус мають розчини солей: NH4CN; KCl; K2S; Na2SiO3; NH4NO3.

3.
Розрахувати рН розчину, якщо [H+] = 0,0001 моль/л.

4.
Яка концентрація гідроксил-іонів у розчині з рН 5 ?

5.
Як впливають на ступінь гідролізу температура, розведення, реакція середовища і природа солі ?

6.
У скільки разів концентрація гідроксил-іонів у розчині з рН = 12 більше концентрації іонів Гідрогену ? Відповідь підтвердити розрахун-ками.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 5
ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ
5.1. Теоретична частина
Ступінь окиснення – умовний заряд атома, розрахований із припущення що молекула складається лише із іонів.
Для знаходження ступенів окиснення елементів у складних сполуках користуються наступними правилами:
1. Ступінь окиснення атомів в простих речовинах дорівнює нулю (13 EMBED Equation.3 1415);
2. Атоми Оксигену в сполуках мають ступінь окиснення -2; виняток становлять пероксиди, де ступінь окиснення Оксигену складає -1 (наприклад, 13 EMBED Equation.3 1415) і оксиген фторид 13 EMBED Equation.3 1415, де ступінь окиснення становить +2.
3. У Гідрогену в сполуках ступінь окиснення +1; виняток становлять гідриди металів, де ступінь окиснення Гідрогену складає -1 (наприклад, 13 EMBED Equation.3 1415).
4. Оскільки молекула у цілому електронейтральна, алгебраїчна сума ступенів окиснення усіх атомів, що входять у сполуку, дорівнює нулю.
У будь-якій окисно-відновній реакції беруть участь одночасно окисник і відновник. До відновників належать речовини, атоми (або іони) яких від-дають електрони, а до окиcників – речовини, що приєднують ці електрони. Процес віддавання електронів називається окисненням, а процес при- дбання електронів – відновленням.
Хімічні реакції, що протікають зі зміною ступенів окиснення елементів, що входять до складу речовин, називаються окисно-відновними.
Існує три типи окисно-відновних реакцій:
1. Реакції міжатомного або міжмолекулярного окиснення-віднов-лення. До них належать такі реакції, в яких обмін електронами відбува-ється між різними атомами, молекулами або іонами. Наприклад:
13 EMBED Equation.3 1415.
2. Реакції диспропорціонування (самоокиснення-самовідновлення).
У таких реакціях прості і складні речовини можуть виявити як окисні, так і відновні властивості. Це можливо внаслідок того, що атоми з проміжним ступенем окиснення віддають і приймають електрони. Наприклад, в реакції:
13 EMBED Equation.3 1415
N3+ відіграє роль як окисника, так і відновника.
3. Реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення. До них належать реакції, в яких і окисник і відновник входять до складу тієї ж ре-човини (молекули):
13 EMBED Equation.3 1415
До найважливіших відновників відносяться лужні та лужноземельні метали; кислоти, що не містять Оксигену (HCl, HBr, HJ, H2S, H2Se, H2Te) та їх солі, гідриди лужних і лужноземельних металів (NaH, CaH2), а також сполуки неметалів з Гідрогеном (NH3, N2H4, PH3, P2H4 тощо). Роль відновників відіграють також позитивно заряджені іони металів, що мають нижчі ступені окиснення (Cu+, Fe2+, Mn2+, Cr3+ та інші). До сильних окисників відносять галогени, озон, кисень, сірку, сполуки, що містять позитивно заряджений іон Гідрогену H+ у складі води чи кислот. Виконують роль окисників також метали з найвищим ступенем окиснення у вигляді оксидів, кислот та їх солей. Типовими представниками цих сполук є Mn2O7, KMnO4, HMnO4, CrO3, K2Cr2O7, K2CrO4, NaBiO3, Na2FeO4, V2O5, NaVO3 тощо. Оксиген у атомарному стані і у складі простої речовини – кисню, а також у вигляді озону О3 є дуже сильними окисниками. Роль окисників виконують також молекули галогенів F2, Cl2, Br2, J2 та вищі оксигеновмісні кислоти неметалів (HClO, HClO3, HClO4).
5.2. Експериментальна частина
Дослід 5.2.1. Окисні властивості калій дихромату
У дві пробірки взяти по 2-3 краплі розчину калій дихромату, додати по 3-4 краплі розчину сульфатної кислоти. У першу пробірку додати щіпку натрій сульфіту, у другу – декілька кристалів натрій нітриту. Відмітити зміну кольору розчинів. Написати рівняння реакцій, скласти схему електронного балансу до кожної з них, підібрати коефіцієнти.
Дослід 5.2.2. Вплив середовища на окисно-відновні процеси
У три пробірки помістити по 3-4 краплі розчину KMnO4. У першу додати 1 краплю розчину H2SO4, у другу 3-4 краплі дистильованої води, в третю – 2-3 краплі розчину NaOH. Чи змінився при цьому колір розчину KMnO4 ?
Далі у кожну пробірку додати щіпку порошку натрій сульфіту. Що відбувається ? Написати рівняння реакцій, скласти схему електронного балансу до кожної з них, підібрати коефіцієнти.
Дослід 5.2.3. Окисні властивості галогенів
Налити у пробірку 4-5 крапель розчину натрій сульфіду і додати 3-4 краплі йодної води (водний розчин йоду). Чому знебарвився розчин йоду та випав осад сірки ? Написати рівняння реакцій, скласти схему електронного балансу, підібрати коефіцієнти.
Дослід 5.2.4. Окиснення іонів J– іонами Fe3+
У пробірку налити 5–7 крапель розчину Fe2(SO4)3 або FeCl3 , додати 3-4 краплі безбарвного розчину KI. Розвести суміш 15-20 краплями дистильованої води і добавити 1-2 краплі розчину крохмалю. Поява синього забарвлення свідчить про утворення в розчині вільного йоду. Як це пояснити? Написати рівняння реакцій, скласти схему електронного балансу до кожної з них, підібрати коефіцієнти.

Дослід 5.2.5. Окиснення іонів Fe2+ перманганат-іонами
В пробірку налити 2-3 каплі розчину калій перманганату і 2-3 каплі 2 н розчину сульфатної кислоти. По каплях додати свіжоприготований розчин ферум (ІІ) сульфату до повного знебарвлення розчину. Скласти рівняння окисно-відновної реакції.
5.3. Контрольні запитання
1.
Визначити ступінь окиснення Фосфору в речовинах: H4P2O7; Ca(H2PO4)2; PH3; Mg3P2: PCl5

2.
Визначити ступінь окиснення Купруму в речовинах: Cu2O; Cu(NO3)2; (CuOH)2CO3; CuCl; Cu(OH)2.

3.
Методом електронного балансу проставити коефіцієнти в окисно-відновній реакції, вказати процеси окиснення та відновлення:
KMnO4 + Na2SO3 + H2O MnO2 + Na2SО4 + КОН

4.
Вказати кількість електронів, відданих чи приєднаних атомами згідно схем:
KMnO4 MnSO4; FeBr3 Fe; H2SO3 H2SO4; HNO3 NO2

5.
Який процес (окиснення чи відновлення) протікає під час переходу:
HNO2 HNO3; NaBrO3 Br2; KMnO4 MnO2;
KJ J2; HNO3 NH4+

6.
Методом електронного балансу проставте коефіцієнти в окисно-відновній реакції, вкажіть процеси окиснення та відновлення:
HJ + KMnO4 + H2SO4 J2 + MnSO4 + К2SО4 + H2O

7.
Визначити ступінь окиснення Хрому в сполуках: CrO3; CrO; Cr2(SO4)3; Cr(OH)2; K2Cr2O7.

8.
Визначити ступені окиснення кожного елемента у наступних сполуках: CaC2; KA1(SO4)2; SiC; SnCl4; КС1О3; As2S3.

9.
На основі електронного балансу розставити коефіцієнти в окисно-відновній реакції, вказати окисник та відновник:
SO2 + К2Сr2О7 + Н2SO4 ( К2SO4 + Сr2(SO4)3 + H2O.



ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 6
КОМПЛЕКСНІ СПОЛУКИ
6.1. Теоретична частина
Номенклатура комплексних сполук
Першу раціональну номенклатуру комплексних сполук розробив Вернер. Ця теорія з незначними змінами використовується і в наш час.
Спочатку називають аніон (в називному відмінку), а потім катіон (в ровому відмінку).
Якщо в сполуку входить комплексний катіон, тоді спочатку називають ліганди – нейтральні молекули, які входять до комплексу. При цьому амоніак називають амін (його називають першим), воду – акво (називають після амоніаку); якщо лігандів декілька, тоді спочатку називають їх кількість на грецькій мові: 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса. Наступними називають ліганди-іони, які входять до комплексу (частіше – залишки кислот), додаючи закінчення «о», наприклад, ціано- (CN-), нітро- (NО2-), хлоро- (С1-), гидроксо- (ОН-), гідридо- (Н-), оксо- (О2-), тіо- (S2-), родано- або тіоціанато- (SCN-), оксалато- (С2О42-) і т. і. Далі називають комплексоутворювач (назва елемента українською мовою). В дужках показують його ступінь окиснення. Наприклад:
[Ag(NH3)2]Cl – хлорид диамінсрібла (I)
[Сu (NH3)4]SО4 – сульфат тетраамінміді (II)
[PtCl(NH3)5]Cl3 – хлорид пентаамінхлорплатини (IV)
Якщо в сполуку входить комплексний аніон, тоді також спочатку називають ліганди – нейтральні молекули, а потім ліганди-іони з використанням в назві грецьких чисельників (якщо необхідно), як і у випадку комплексного катіона. Після цього називають комплексоутворювач, використовуючи латинську назву елемента з додаванням -ат, а перед назвою елемента в дужках вказується ступінь його окиснення. Далі називають катіон зовнішньої сфери в родовому відмінку. Наприклад:
К[Ag(CN)2] – диціаноаргентат (I) калію
К3[Fe(CN)6] – гексаціаноферат (III) калію
Назву нейтральних комплексів (комплексів неелектролітів) складають із назв лігандів (в указаній вище послідовності) і звичайних назв центральних атомів на українській мові в називному відмінку. При цьому ступінь окиснення не вказується. Наприклад:
[PtCl4(NH3)2] – диамінтетрахлороплатина
[Со (NО2)3(NH3)3] – триамінтринітрокобальт
Дисоціація комплексних сполук
Більшість координаційних сполук у розчинах виявляють властивості сильних електролітів внаслідок дисоціації їх на комплексні іони та іони, що складають зовнішню сферу:
[Ag(NH3)2]Cl 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 [Ag(NH3)2]+ + Cl-;
Na2[Zn(OH)4] 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 2Na+ + [Zn(OH)4]2-.
Така дисоціація комплексних сполук є первинною. Вона протікає повністю.
Однак комплексні іони здатні також частково дисоціювати на складові іони та молекули. Цей процес має назву вторинної дисоціації і проходить ступінчасто:
[Ag(NH3)2]+ 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Ag + + 2NH3;
[Zn(OH)4]2- 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Zn2+ + 4OH-.
Ця дисоціація звичайно протікає незначною мірою.
Дисоціація комплексного іона характеризують за допомогою константи нестійкості:
Кн = 13 EMBED Equation.2 1415
Константа нестійкості комплексного іона характеризує міцність (стійкість) внутрішньої сфери комплексної сполуки.

6.2. Експериментальна частина
Дослід 6.2.1. Дисоціація подвійної солі
У три пробірки помістити по 3 краплі розчину залізо-амонійних галунів (NH4)2SO4
· Fe2(SO4)3. В одну пробірку додати 5 крапель розчину натрій гідроксиду. Закрити пробірку ватним тампоном, на який покласти вологий синій лакмусовий папірець. Нагріти. Що спостерігається ? У другу пробір-ку – додати 2 краплі розчину калій роданіду. Відзначити колір розчину. Написати рівняння реакцій. Скласти рівняння електролітичної дисоціаціі залізо-амонійних галунів.
Дослід 6.2.2. Відновлення Fe (III) в іоні [Fe (CN) 6] 3-
до Fe (II) в [Fe(CN)6] 4-
До 2-3 крапель розчину К3[Fe(CN)6] додайте 1-2 краплі ферум (III) хлориду. Спостерігати забарвлення розчину. Додати 2-3 краплі гідроген пероксиду і 1-2 краплі калій гідроксиду. Що відбувається ? Скласти рівняння реакцій у молекулярній і іонній формах.
Дослід 6.2.3. Утворення аміакатів цинку та кадмію
В одну пробірку внести 2-3 краплі розчину солі цинку, в іншу-2-3 краплі розчину солі кадмію. Потім в кожну пробірку додати по одній краплі розчину амоніаку до розчинення осадів основних солей, що утворились, і утворення розчинних аміакатів цинку і кадмію (координаційне число Zn2+ дорівнює 4, Cd2+ – 6). Скласти рівняння реакцій.
Дослід 6.2.4. Утворення аміакату нікелю
До 3 крапель розчину солі нікелю додати по краплях розчин амоніаку до розчинення осаду основної солі, що утворився. Визначити колір отриманого розчину. Записати рівняння реакцій (координаційне число Ni2+ дорівнює 6.)
Дослід 6.2.5. Стійкість іона диамінсрібла (I)
Внести у дві пробірки по 2-3 краплі розчину аргентум нітрату і додати в одну пробірку кілька крапель розчину лугу, в іншу – декілька крапель розчину калій йодиду. Визначити колір осаду, що утворюється. Записати рівняння реакцій. У дві інших пробірки внести по 2-3 краплі розчину аргентум нітрату і потім долити в обидві пробірки концентрований розчин амоніаку до розчинення осадів. До отриманого розчину комплексної сполуки срібла додати: в одну пробірку декілька крапель розведеного розчину лугу, в іншу – декілька крапель розчину калій йодиду. Пояснити відсут-ність осаду в першій пробірці і наявність жовтого осаду в другій. Скласти рівняння реакцій.
6.3. Контрольні запитання
1.
Для кожної з вказаних сполук вкажіть комплексоутворювач, його заряд і координаційне число, назвіть ліганди, вкажіть внутрішню та зовнішню сфери комплексу. Запишіть рівняння електролітичної дисоціації комплексних сполук та запишіть вираз для їх констант нестійкості. Дайте назви сполукам а) [Ag(NH3)2]Cl; б) Na3[AlF6]; в) K[Ag(CN)2]; г) [Cu(NH3)2]Cl.

2.
Класифікація координаційних сполук. Назвати речовини та вказати їх тип: а) [Ag(NH3)2]NO2; б) [Co(H2O)6]Cl2; в) K[Ag(CN)2]; г) Na3[Cr(OH)6].

3.
Напиcати рівняння первинної і вторинної дисоціації таких комплексних солей: К2[Zn(OH)4], [Cu(NH3)4]Cl2, (NH4)2[Cо(SСN)4], [Ag(NH3)2]NO3.

4.
Напиcати рівняння дисоціації та скласти вираз для константи нестійкості наступних координаційних сполук: К[Au(CN)2], [Cu(NH3)4]Cl2, [Pt(NH3)2Cl2], К2[НgJ4].

5.
Координаційна теорія Вернера. Назвати сполуки та визначити ступінь окиснення та координаційне число комплексоутворювача в сполуках: а) [Ag(NH3)2]Cl; б) K4[TiCl8]; в) K[Ag(CN)2]; г) K2[PtCl4].

6.
Що таке координаційне число комплексоутворювача і як воно визначаться ? Відповідь підтвердити конкретним прикладом.

7.
Пояснити будову комплексних сполук:
а) що входить до складу внутрішньої координаційної сфери ?
б) із чого складається зовнішня координаційна сфера ?

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 7
ХІМІЯ S-ЕЛЕМЕНТІВ
7.1. Теоретична частина
Гідроген належить до найпоширеніших елементів у природі. У вільному стані він зустрічається в незначних кількостях, головним чином, у верхніх шарах атмосфери, тому що густина вільного водню у 14,5 разів менша, ніж густина повітря. Вільний водень виділяється при виверженні вулканів, з бурових свердловин та при розкладанні бактеріями органічних речовин в умовах нестачі повітря.
Лабораторні способи одержання водню полягають у витісненні його із води або розведених кислот, що не виявляють окисних властивостей.
Дією розведених кислот на метали:
Fe + H2SO4 FeSO4 + H2
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
2Al + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2
З кислот можуть витісняти водень лише ті метали, які в ряду активності займають місця ліворуч від Гідрогену. Причому чим лівіше знаходиться метал в ряду, тим він більш активний. Так лужні і лужноземельні метали дуже активні, при їх взаємодії з кислотами спостерігається вибух. Тому при одержанні водню в лабораторних умовах користуються металами середньої активності – цинком або залізом.
2. Взаємодією лужних і лужноземельних металів з водою:
2K + 2H2O 2KOH + H2
Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2
3. У промисловості для добування водню використовують природні та нафтозаводські гази, складовою частиною яких є метан. Природний газ змішують з киснем у кількості, яка недостатня для повного окиснення метану, і проводять реакцію при 850 - 900(С у присутності каталізатора (Ni + Al2O3):
2CH4 + O2 2CO + 4H2 + 71,4 кДж.

Молекулярний Гідроген може виявляти відновні властивості по відношенню до окисників неметалічного походження, а також по відношенню до окиснених форм металів.
При звиайних умовах Гідроген малоактивний завдяки стійкості молекул Н2 і безпосередньо взаємодіє лише з фтором: H2 + F2 ( 2HF, а під дією світла відбувається ланцюгова реакція з хлором: H2 + Cl2 ( 2HCl.
У сіміші з киснем водень горить голубим полум’ям з виділенням великої кількості тепла:
2H2 + O2 2H2O + 575.4 кДж.
Відновна здатність водню використовується у металургії для одержання деяких високочистих металів з їх оксидів:
Ag2O + H2 2Ag + H2O;
CuO + H2 Cu + H2O;
MoO3 + 3H2 Mo + 3H2O.
У реакціях з активними металами (лужні, лужно-земельні) водень утворює гідриди. У цих реакціях атом водню приєднує електрон, перетворюючись у негативно заряджений іон з оболонкою інертного газу гелію:
2Na + H2 2NaH
Гідриди – солеподібні, тверді, кристалічні речовини з іонним зв’язком. Вони виявляють дуже сильні відновні властивості і легко розкладаються водою, кислотами та взаємодіють з іншими різними окисниками:
CaH2 + 2H2O Ca(OH)2 + 2H2
До найважливіших оксидів Гідрогену відноситься вода. Організми тварин і рослин містять від 50 до 90 % (макс.) води. Вода потрібна рослинам протягом усього їх життя. Починаючи з проростання насіння вода обумовлює важливі біохімічні процеси. Встановлено, що хлібні злаки витрачають до 300 кг води на 1 кг сухої рослинної маси. Для отримання високого урожаю необхідно в достатку забезпечити культурну рослину вологою. Частково це досягнення агротехнічними прийомами; після прибирання хлібів лущать стерню, прагнучи “закрити” вологу, тобто припинити сильний випар води з грунту. У областях, що відрізняються недостатнім зволоженням, багато уваги приділяється зрошуванню, що дозволяє істотно підвищити урожай сільськогосподарських культур. Взагалі гідромеліора-тивні роботи завжди пов’язані з підвищенням врожайності сільськогоспо-дарських культур і освоєнням нових земель.
Окрім води Гідроген утворює з Оксигеном ще одну сполуку – гідроген пероксид Н2О2. Він застосовується головним чином завдяки його сильній окисній дії. У агрономічних і грунтових лабораторіях гідроген пероксид використовують для озолення (спалювання) зразків грунту або рослинного матеріалу.
Натрій та Калій є елементами ІА групи періодичної системи і відносяться до лужних металів. Атоми цих елементів мають на зовнішньому рівні по одному s-електрону, які вони легко віддають під час хімічних реакцій, перетворююючись на позитивно заряджені іони (ступінь окиснення +1). Зі збільшенням радіуса атома (Na, K) виникає збільшення відновних і металічних властивостей, зростають електропровідність, густина та хімічна активність.
Металічний Натрій і Kалій одержують електролітичним відновленням розплавлених солей або відповідних гідроксидів. При цьому на катоді проходить реакція відновлення:
Me+ + е- Meо
З елементами IIА і IIIА груп та між собою лужні метали утворююють сплави, з галогенами – лише найпростіші бінарні сполуки, з вуглецем – ацетиленіди, з сіркою – сульфіди і полісульфіди, з фосфором – фосфіди, кремнієм – силіциди, з водою – гідроксиди:
2Na + Cl2 2NaCl
2К + S К2S
2Na + O2 Na2O2
2Na + 2C 2Na2C2
2K + 2H2O 2KOH + H2
В атмосфері кисню ці метали згоряють, а при нагріванні спалахують утворюючи оксиди та пероксид чи надпероксид:
2Na + O2 Na2O2 – натрій пероксид
K + O2 KO2 – калій надпероксид
Пероксиди і надпероксиди підлягають гідролізу:
Na2O2 + 2H2O 2NaOH + H2O2
2KO2 + 2H2O 2KOH + H2O2 + O2
Оксиди лужних металів також реагують з водою з утворенням гідроксидів:
Na2O + H2O 2NaOH
NaOH і KOH – безбарвні кристалічні речовини, добре розчиняються у воді з виділенням великої кількості тепла. Розчини цих гідроксидів називають лугами.
При слабкому нагріванні калію та натрію в атмосфері водню утворю-ються гідриди. Наявність в гідридах Гідрогену зі ступенем окиснення -1 надає їм сильні відновні властивості, які виявляються в реакціях з водою, кислотами та іншими окисниками:
NaH + H2O NaOH + H2
КН + HCl KCl + H2
NaH + Cl2 NaCl + HCl
2KH + CO2 2KOH + C
При взаємодії твердих бінарних сполук з оксидами, сульфідами, гало-генідами утворюються солі:
Na2O + CO2 Na2CO3
K2O + SiO2 K2SiO3
У сільському господарстві використовують як добрива натрій нітрат (чилійська селітра) та калій хлорид. Калій сульфат – калійне добриво, що використовується для вирощування культур, які не витримують надлишку хлоридів. Натрій хлорид підсилює ріст і розвиток буряків, сприяє швидкостиглості рослин. Є відомості про те, що натрій активізує переміщення калію до молодих частин рослин і підвищує ефективність калію, азоту та інших поживних речовин. Калій потрібен рослинам для постачання клітин водою, забезпечення проникності клітинних мембран. Якщо його достатньо – рослина краще утримує воду, стійка до засухи і заморозків.
Магній та Кальцій, що утворюють ІІА-групу періодичної системи, також відносяться до s-елементів. Атоми цих елементів на зовнішньому рівні мають по два електрони в стані s2. Всі елементи ІІА групи зустрічаються у природі лише у вигляді сполук. Кальцій та Магній є найважливішими біогенними елементами. Вони також входять до складу важливих первинних і грунт
·о-утворюючих мінералів і є необхідними елементами грунтового харчування рослин.
Кальцій отримують електролізом кальцій хлориду або алюмотермічним методом:
СаСl2 Са + Сl2
2Al + 6CaO Ca3(AlO3)2 + 3Ca
Магній одержують відновленням вуглецем при температурі 2000(С:
MgO + C CO + Mg
Кальцій та Магній мають сильні відновні властивості, поступаючись лише лужним металам. Внаслідок хімічної активності переважна більшість бінарних сполук цих металів може бути одержана прямим синтезом із простих речовин. При високих температурах магній і кальцій реагують з галогенами, азотом, сіркою, фосфором, вуглецем та кремнієм з утворенням відповідних галогені дів, нітридів, сульфідів, карбідів та силіцидів:
3Ca + Br2 CaBr2
3Mg + N2 Mg3N2
Ca + S CaS
3Mg + 2P Mg3P2
Ca + 2C CaC2
2Mg + Si Mg2Si
Магній і кальцій при нагріванні окиснюються воднем з утворенням гідридів – кристалічних речовин з іонною структурою:
Ca + H2 CaH2
Гідриди легко реагують з водою з утворенням гідроксидів:
CaH2 + 2H2O Ca(OH)2 + 2H2
При підвищенні температури кальцій і магній згоряють у повітрі з утворенням оксидів:
2Ca + O2 2CaO
Оксиди кальцію та магнію у промислових масштабах одержують прожарюванням карбонатів (вапна чи магнезиту):
СаСО3 СаО + СО2
Вони взаємодіють з водою з утворенням відповідних гідроксидів.
СаО + Н2О Са(ОН)2
Усі оксиди і гідроксиди лужноземельних металів мають основні властивості.
Деякі хімічні властивості сполук Кальцію і Магнію наведені у наступних реакціях:
MgS + H2O Mg(OH)2 + H2S
Ca3N2 + 6H2O 3Ca(OH)2 + 2NH3
Mg3P2 + 6H2O 3Mg(OH)2 + 2PH3
CaO + SiO2 13 EMBED Equation.3 1415 CaSiO3
CaO + 3C 13 EMBED Equation.3 1415 CaC2 + CO
Ca(OH)2 13 EMBED Equation.3 1415 CaO + H2O
Ca(OH)2 + CO2 13 EMBED Equation.3 1415 CaCO3 + H2O
Ca(OH)2 + HCl 13 EMBED Equation.3 1415 CaCl2 + 2H2O
На відміну від солей лужних металів солі кальцію та магнію малорозчинні.
У біологічному кругообігу речовин Кальцію належить одна із головних функцій. Він приймає участь у процесах грунтоутворення, покращує структуру грунтів, впливає на реакцію середовища і, як наслідок, рухомість інших біологічно необхідних елементів. Кальцій сприяє фіксації атмосферногоь азоту, мінералізації органічних сполук і вивільненню з них різних поживних речовин. Цей елемент приймає участь у синтезі білкових речовин, сприяє утворенню хлорофілу, впливає на переміщення асимілятів у рослинах. При відсутності кальцію у грунті погано розвивається коренева структура рослин.
Іони Магнію суттєво впливають на окисно-відновні процеси у рослинах. При магнієвій нестачі у рослин підвищується окисний потенціал, підсилюються окисні процеси, що призводить до руйнування хлорофілу. Магній посилює рухомість фосфатів у грунті і надходження їх до рослин, він сприяє відновним процесам у рослинах і позитивно впливає на біосинтез відновлених сполук.
Солі CaCO3 і CaCO3 ( MgCO3 – основні речовини для хімічної меліорації грунтів, завдання якої полягає у ліквідації надлишкової кислотності грунтвого розчину (вапнування) або усунення його надлишкової лужності (гіпсування).


7.2. Експериментальна частина
Дослід 7.2.1. Одержання водню при взаємодії металів з кислотами
У пробірку помістити трохи алюмінієвих стружок і долити 1 мл розчину натрій гідроксиду. Спостерігати виділення бульбашок газу. Якщо реакція відбувається повільно, обережно підігріти. Скласти рівняння реакції.
Дослід 7.2.2. Одержання водню з кислот
У чотири пробірки помістити по 1-2 шматочки Mg, Al, Fe, Sn і долити у кожну з них по 1 мл розведеної (1:1) хлоридної кислоти. Що при цьому спостерігається ( Цей самий дослід виконати з розведеною (1:5) сульфатною кислотою. Скласти рівняння реакцій.
Дослід 7.2.3. Виявлення гідроген пероксиду
У пробірку до 3 крапель розчину калій іодиду додати 2 краплі розведеного розчину H2SO4 і потім по краплям додавати розчин H2O2 до появи жовтого забарвлення. Виділення іодиду стає більш помітним, якщо внести в пробірку декілька крапель бензолу. Написати рівняння реакцій.
Дослід 7.2.4. Каталітичне розкладання гідроген пероксиду
Налити у пробірку 8-10 крапель 3%-вого розчину H2O2 і внести трохи мангану діоксиду (каталізатор). Газ, що виділяється випробовують тліючої скібкою. Написати рівняння реакцій.
Дослід 7.2.5. Малорозчинні солі лужних металів
7.2.5.1. Якісна реакція на іон калію
Реактив натрій гексанітрітокобальтату (III) Na3[Co(NO2)6] дає з розчинами солей калію жовтий осад К2Na[Co(NO2)6]. На предметному склі до 1 краплі підкисленого хлоридною кислотою солі калію додати 1–2 краплі розчину реактиву. Через деякий час утворюється жовтий кристалічний осад. Розглянути форму кристалів, використовуючи мікроскоп. Іонне рівняння має такий вигляд:
2К+ + Na+ + [Co(NO2)6]3- К2Na[Co(NO2)6]



Дослід 7.2.5.2. Утворення магній гідроксиду та його розчинення
у кислоті і солях амонію
У пробірку з розчином солі магнію додати по краплях розчин NaOH до утворення осаду. Осад розділити на три частини і помістити у пробірки. В першу додати по краплях концентрований розчин натрій гідроксиду, у другу – концентрований розчин хлоридної кислоти, в третю – насичений розчин амоній хлориду. В яких пробірках спостерігаємо розчинення осаду ? Про які властивості це свідчить ? Написати відповідні рівняння реакцій.
7.3. Контрольні запитання
1.
Водень, його значення як найпоширенішого елемента Всесвіту. Основні способи добування водню, його фізичні та хімічні властивості.

2.
Закінчити рівняння реакцій, вказати умови їх проведення, якщо вони відрізняються від звичайних (нагрівання, каталізатори, тиск і т.ін.):
Na + H2O (
Ca(HCO3)2 (
H2S + I2 (
Na2O2 + CO2 (

3.
Лужні та лужноземельні метали. Натрій і калій як важливі елементи ґрунту та біологічно активні елементи. Атомні характеристики, поширеність, фізичні та хімічні властивості. Калійні добрива, їх основні форми.

4.
Закінчити рівняння реакцій, вказати умови їх проведення, якщо вони відрізняються від звичайних (нагрівання, каталізатори, тиск і т.ін.):
P + H2SO4(конц) (
CaH2 + H2O (
H2S + I2 (
K + O2 (

5.
Загальна характеристика s-елементів. Магній і Кальцій, атомні характеристики, поширеність, фізичні та хімічні властивості.


ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 8
ХІМІЯ Р-ЕЛЕМЕНТІВ. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ СПОЛУК
КАРБОНУ, НІТРОГЕНУ ТА ФОСФОРУ
8.1. Теоретична частина
Карбон знаходиться в IVА-групі періодичної системи елементів. Електронна формула: 1s22s22p2. У нормальному стані має ступінь окиснення +2, у збудженому стані – +4.
Вуглець – це складова частина нафти, природного газу, кам’яного вугілля. Він зустрічається в природі у вигляді сполук та у вільному стані. Існують чотири алотропічні модифікаціі Карбону: алмаз, графіт, карбін і полікумулен.
У вільному стані Карбон хімічно неактивний; він вступає в реакцію лише з дуже енергійними окисниками. При нагріванні хімічна активність Карбону зростає. З металами та неметалами Карбон реагує лише при високих температурах:
Ca + 2C 13 EMBED Equation.3 1415 CaC2
4Al + 3C 13 EMBED Equation.3 1415 Al4C3
С + S2 ( CS2
C + 2H2 13 EMBED Equation.3 1415 CH4
C + O2 13 EMBED Equation.3 1415 CO2
2C + O2 13 EMBED Equation.3 1415 2CO
C + H2O 13 EMBED Equation.3 1415 CO + H2
C + ZnO 13 EMBED Equation.3 1415 CO + Zn

Головними оксигеновмісними сполуками Карбону є оксиди СО (чадний газ) і СО2 (вуглекислий газ). Чадний газ утворюється при спалюванні вуглецю або його сполук при нестачі кисню, а також внаслідок взаємодії карбон(IV) оксиду з розжареним вугіллям:
2С + О2 ( 2СО,
СО2 + С ( 2СО.
У лабораторних умовах СО добувають із форміатної кислоти дією на неї концентрованою сульфатною кислотою при нагріванні до 373 К:
13 EMBED Equation.3 1415.
СО має сильні відновні властивості; при нагріванні здатний віднов-лювати деякі метали з їх оксидів:
CO + 3Fe2O3 ( CO2 + 2Fe3О4 ;
СО + Fe3О4 ( СО2 + 3FeO;
CO + FeO ( CO2 + Fe.
Вуглекислий газ у промисловості одержують при обпалюванні вапняку:
CaCO3 ( CaO + CO2(,
а в лабораторних умовах – при дії на мармур хлоридної кислоти:
СaCO3 + 2HCl ( CO2( + H2O + CaCl2.
СО2 – кислотний оксид, який взаємодіє з водою, основними оксидами, лугами та амоніаком:
СО2 + Н2О 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Н2СО3
СО2 + СаО ( СаСО3
СО2 + 2КОН ( К2СО3 + Н2О
СO2 + 2NH3 13SYMBOL 174 \f "Symbol" \s 1414®15 CO(NH2)2 + H2O.
При розчиненні у воді СО2 утворюється нестійку слабку карбонатну кислоту H2CO3, у розчині якої встановлюється рівновага:
CO2 + Н2О 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 H2CO3 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 13 EMBED Equation.3 141513 EMBED CorelDraw.Graphic.7 141513 EMBED Equation.3 1415
Як двохосновна кислота вона утворює середні (карбонати) та кислі (гідрогенкарбонати) солі. Карбонати і гідрогенкарбонати термічно нестійкі. При нагріванні гідрогенкарбонати переходять у карбонати:
2KHCO3 13 EMBED Equation.3 1415 K2CO3 + H2O + CO2(.
Cолі карбонатної кислоти можуть бути отримані при дії на CO2 лугів або за допомогою наступних обмінних реакцій:
КОН + CO2 ( КНСО3;
КНСО3 + КОН ( К2СО3 + Н2О;
ВаCl2 + Na2CO3 ( BaCO3 ( + 2NaCl.
Карбонати дуже легко розкладаються під дією мінеральних та слабких органічних кислот
CaCO3 + 2CH3COOH ( Ca(CH3COO)2 + CO2( + H2O.
Усі солі карбонатної кислоти, окрім солей лужних металів, амонію та деяких кислих солей, погано розчиняються у воді.
У сільському господарстві із сполук Карбону використовується для вапнування кислих грунтів вапняк СaCO3; у рослинництві застосовують як інсектицид проти філоксери та деяких комах калій тіокарбонат К2CS3.
Нітроген та Фосфор є елементами VА групи періодичної системи. На зовнішньому енергетичному рівні атомів цих елементів знаходяться п’ять електронів s2p3, із них три р-електрона. Тому в звичайному стані вони мають валентність, яка дорівнює трьом. Ступінь окиснення Нітрогену в його сполуках змінюється в широких межах: від -3 до +5:
-3
-2
0
+1
+2
+3
+4
+5

NH3,
13 EMBED Equation.3 1415 NH4+
NH2– NH2
N2
N2O
NO
N2O3
HNO2
NO2
N2O4
N2O5
HNO3

Внаслідок міцності молекули азот хімічно малоактивний, при кімнатній температурі реагує лише з літієм, утворюючи літій нітрид:
6Li + N2 2Li3N
При високих температурах і в присутності каталізаторів Нітроген взаємодіє з неметалами (киснем, вуглецем, бором, кремнієм), досить легко сполучається з деякими металами (Mg, Ca, Ti) з утворенням нітридів:
З неметалами:
N2 + O2 13 EMBED Equation.3 1415 2NO
2В + N2 13 EMBED Equation.3 1415 2BN
3Si + 2N2 13 EMBED Equation.3 1415 Si3N4
З металами:
N2 + 3Mg Mg3N2
N2 + 3Ca Ca3N2

Взаємодією азоту з воднем при підвищених температурі та тиску (Т = 450-500(С, Р = 30 мПа) в присутності залізного каталізатора в промисловості синтезують амоніак:
N2 + 3H2 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 2NH3
У лабораторії амоніак отримують нагріванням суміші амоній хлориду з кальцій гідроксидом:
2NH4Cl + Ca(OH)2 2NH3 + 2H2O + CaCl2
У хімічному відношенні амоніак доволі активний і виявляє лише відновні властивості:
4 NH3 + O2 13 EMBED Equation.3 1415 4NO + 6H2O
4NH3 + 3O2 13 EMBED Equation.3 1415 2N2 + 6H2O
NH3 + Са СаNН + H2
2NH3 + 3Cl2 N2 + 6HCl

Амоніак легко розчиняється у воді з утворенням амоній гідроксиду – слабкої основи:
NH3 + H2O 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 NH4OH
З аніонами кислот іон амонію утворює тверді кристалічні добре розчинні речовини – солі амонію:
NH4OH + Н2SO4 (NH4)2SO4 + 2H2O
2NH3 (надл.) + H3PO4 (NH4)3РО4
NH3 + H2O + CO2 NH4HCO3
Сухі амонійні солі при нагріванні розкладаються на амоніак та кислоту (цей процес називається термічною дисоціацією):
NH4Cl NH3 + HCl
З Оксигеном Нітроген утворює ряд оксидів: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5. Нітроген (III) оксид – кислотний оксид, який легко поглина-ється лугами утворюючи нітрити:
N2O3 + 2NaOH 2NaNO3 + H2O
Дією на нітрити розведеною сульфатною кислотою утворюють нітритну кислоту:
2NaNO2 + H2SO4 2HNO2 + Na2SO4
Нітритна кислота HNO2 – кислота середньої сили, яка існує лише в дуже розведених водних розчинах. При нагріванні ця кислота розклада-ється:
2HNO2 13 EMBED Equation.3 1415 NO2 + NO + H2O.
Нітритна кислота і її солі нітрити мають окисно-відновні властивості, Нітрити доволі стійкі і добре розчинні у воді.
Нітроген (V) оксид N2O5 має сильні окисні властивості. При розчиненні у воді він утворює сильну нітратну кислоту:
N2O5 + Н2О ( 2HNO3.
У водному розчині нітратна кислота дисоціює майже повністю:
HNО3 H+ + NО3-
Вона реагує з оксидами та гідроксидами, з солями і неметалами:
2HNO3 + CaO Ca(NO3)2 + H2O
2HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + 2H2O
2HNO3 + CaСO3 Ca(NO3)2 + H2O + СО2
5HNO3 + Р Н3РО4 + 5NO2 + H2O
6HNO3 + S 6NO2 + Н2SО4 + 2H2O
4HNO3 + 3C 4NO + 3CO2 + 2H2O
При взаємодії нітратної кислоти з металами утворюється сіль; водень, як правило, не виділяється: він окиснюється, утворюючи воду. Кислота в залежності від її концентрації та активності металу, може відновлюватись до сполук:
HNO3 NO2 HNO2 NO N2O N2 NH3(NH4NO3).
Нітроген – один із хімічних елементів-органогенів, необхідних для росту і життєдіяльності рослин. Незважаючи на те, що повітря містить 79% азоту, існує досить серйозна проблема його нестачі у грунті, внаслідок якої спостерігається затримка росту, ненормальний розвиток та інші хвороби рослин. Молекули органічних речовин, що містять азот, виявляють функціональну активність по відношенню до безлічі реакцій живої клітини, а також структуроутворюючу здатність.
Солі нітратної кислоти (нітрати) використовуються у сільському господарстві як добрива. Нітрати кальцію, калію, амонію та кальцію називають селітрами.
Фосфор належить до поширених у природі хімічних елементів. Він входить до складу білків, тому без нього не можуть існувати живі організми. В рослинах він зосереджений у плодах та насінні. Внаслідок своєї високої хімічної активності у вільному стані не зустрічається. У зв’язку з тим, що Фосфор у природних сполуках знаходиться в найвищому ступені окиснення (+5), для одержання у вільному стані його необхідно відновити. У ролі відновника використовують вуглець:
Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 3CaSiO2 + 2P + 5CO
Фосфор утворює декілька алотропних модифікацій, найважливіші з них: білий (отрута), червоний і чорний фосфор.
При взаємодії з металами виявляє окисні властивості:
3Ca + 2Р Сa3P2
В реакціях з активними неметалами (киснем, галогенами, сіркою) Фосфор виступає як відновник.
4Р + 5О2 13 EMBED Equation.3 1415 2Р2О5
2Р + 5Сl2 2PCl5
2Р + 3S P2S3
4Р + 3О2 13 EMBED Equation.3 1415 2Р2О3
2Р + 3Сl2 2PCl3
2Р + 5S P2S5

З воднем фосфор безпосередньо не взаємодіє, але утворює летку при звичайній температурі сполуку – фосфін PH3. Це безбарвний, отруйний газ. За аналогією з амоніаком він взаємодіє з сильними кислотами, утворюючи солі фосфонію:
PH3 + HClO4 PH4ClO4
Фосфін – сильник відновник. На повітрі окиснюється до ортофосфатної кислоти:
PH3 + 2О2 Н3РО4
Фосфор утворює з киснем ряд оксидів, серед яких головними є Р2О3 і Р2О5. Фосфор (III) оксид Р2О3 – кислотний оксид, який при взаємодії з водою утворює фосфітну кислоту:
Р2О3 + Н2О 2Н3РО3
Фосфітна кислота – кислота середньої сили, що має окисно-відновні властивості:
Н3РО3 + 3Zn + 3H2SO4 РH3 + 3ZnSO4 + 3H2O
Н3РО3 + Cl2 + H2O Н3РО4 + 2HCl
Фосфітна кислота утворює два типи солей – кислі (гідрогенфосфіти) та середні (фосфіти). Більшість солей фосфітної кислоти нерозчинні у воді.
Фосфор (V) оксид Р2О5 одержують при повному згорянні фосфору у присутності повітря або кисню:
4P + 5O2 2Р2О5
Р2О5 – у хімічному відношенні кислотний оксид, це типовий ангідрид групи фосфорних кислот:
Р2О5 + Н2О 2НРО3 – метафосфатна кислота
Р2О5 + 2Н2О Н4Р2О7 – дифосфатна кислота
Р2О5 + 3Н2О 2Н3РО4 – ортофосфатна кислота
Найважливішою з усіх кислот фосфору є ортофосфатна кислота – кислота середньої сили:
Н3РО4 + 3СаО Са3(РО4)2 + 3Н2О
Н3РО4 + КОН КН2РО4 + Н2О
Н3РО4 + 2КОН К2НРО4 + 2Н2О
Н3РО4 + 3КОН К3РО4 + 3Н2О
3СаСО3 + 2Н3РО4 Са3(РО4)2 + 3Н2О + 3СО2
Фосфор належить до елементів-органогенів і відіграє дуже важливу роль у обміні речовин. Він входить до складу протоплазми живої клітини, хромосом, вітамінів, ферментів; бере участь в утворенні білків та вуглеводів у рослинних організмах.
У сільському господарстві щироко застосовуються фосфорні добрива, найголовнішими із яких яких є наступні:
CaSO4 + Ca(H2PO4)2 – проcтий суперфосфат
Ca(H2PO4)2 – подвійний суперфосфат
(NH4)2HPO4 + NH4H2PO4 – aмофос
CaHPO4 ( 2H2O – преципітат
8.2. Експериментальна частина
Дослід 8.2.1. Одержання і властивості солей карбонатної кислоти
8.2.1.1. Властивості карбонатів лужноземельних металів
Взяти три пробірки. В першу внести 4-5 крапель розчину солі кальцій хлориду, в другу 4-5 крапель розчину солі барій хлориду, в третю – 4-5 крапель розчину солі стронцій хлориду. В кожну додати такий самий об’єм розчину натрій карбонату. Спостерігати випадіння осадів відповідних карбонатів. Додати розчин ацетатної кислоти в пробірки з осадами. Що спостерігається ? Написати рівняння реакцій.
8.2.1.2. Гідроліз натрій карбонату та гідрокарбонату
У дві пробірки внести по 5-6 крапель дистильованої води і по 2-3 краплі розчину фенолфталеїну. Потім в одну пробірку внести декілька кристалів солі Na2CO3, в другу – NaНCO3. Чи в обох пробірках відбувається гідроліз при звичайній температурі ? Спостерігати зміну кольору індикатору. Скласти рівняння реакцій гідролізу взятих солей.
Дослід 8.2.2. Гідроліз солей амонію
Налити в одну пробірку розчин амоній хлориду, в іншу – розчин амоній сульфату і за допомогою лакмусу встановити реакцію середовища. Написати рівняння гідролізу. Яка з солей амонію (хлоридна чи сульфатна) більшою мірою піддається гідролізу ? Чому ?
Дослід 8.2.3. Властивості нітратної кислоти та її солей
8.2.3.1. У пробірку трохи налити концентрованого розчину натрій нітриту і долити розведену сульфатну кислоту, потім охолодити. Визначити зміну забарвлення. Написати рівняння реакції.
8.2.3.2. У пробірку налити трохи розчину калій дихромату і розведеної сульфатної кислоти. Додати в розчин натрій нітриту. Трохи нагріти. Спостерігати зміну забарвлення. Скласти рівняння реакцій.


8.2.4. Гідроліз солей ортофосфатної кислоти
У три пробірки налити по 1-1,5 мл дистильованої води. Розчинити декілька кристаликів: у першій пробірці – натрій фосфату, у другій – гідрофосфату, у третій – дигідрофосфату. За допомогою універсальних індикаторних папірців виміряти рН розчинів у кожній пробірці. Пояснити характер зміни рН у всіх випадких. Написати відповідні реакції у молекулярному та іонному вигляді.
8.3. Контрольні запитання
1.
Значення Карбону в природі. Неорганічні сполуки Карбону. Вуглекислий газ, карбонати, гідрокарбонати. Карбон (ІІ) оксид.

2.
Значення Нітрогену і Фосфору як біогенних елементів, їх кругообіг у природі. Нітратна кислота, її солі.

3.
Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень:
амоніак ( нітроген (ІІ) оксид ( нітроген (ІV) оксид (
нітратна кислота

4.
Хімія фосфору. Оксиди фосфору (III) та (V). Фосфорні кислоти, фосфати. Фосфорні добрива, виробництво, різновиди та властивості.

5.
Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень:
фосфор ( фосфор (V) оксид ( ортофосфатна кислота (
кальцій дигідрогенфосфат

6.
Хімія Нітрогену, його реакції з типовими елементами. Азотні добрива.

7.
Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень:
азот ( літій нітрид ( аміак ( азот

8.
Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень:
фосфор ( цинк фосфід ( фосфін ( фосфор (V) оксид

9.
Аміак. Основні способи отримання, фізичні та хімічні властивості. Солі амонію.



ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 9
ХІМІЯ Р-ЕЛЕМЕНТІВ. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ СПОЛУК
ОКСИГЕНУ, СУЛЬФУРУ ТА ХЛОРУ
9.1. Теоретична частина
Оксиген і Сульфур є елементами VI-групи періодичної системи (загальна назва халькогени). У атомів цих елементів на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться по 6 електронів (s2p4). Цим пояснюється їх схожість хімічних властивостей. Усі халькогени в сполуках з Гідрогеном і металами виявляють ступінь окиснення -2, а в сполуках з Оксигеном і іншими активними неметалами - +4, +6. Для Оксигену, як і для Флуору, не типовий ступінь окиснення, який дорівнює номеру групи. Він виявляє ступінь окиснення -2 а в сполуках з Флуором – +2 і +1. Сполуки халькогенів з Гідрогеном відповідають формулі Н2Е: Н2О, Н2S, H2Se, H2Te. При взаємодії з водою утворюють кислоти.
Халькогени утворюють однакові форми сполук з оксигеном (ЕО2 і ЕО3). Їм відповідають кислоти такого типу: Н2ЕО3 і Н2ЕО4. Зі зростанням порядкового номера елемента сила цих кислот зменшується. Всі вони виявляють окисні властивості.
Кисень в лабораторних умовах одержують розкладом бертолетової солі чи калій перманганату:
2KClO3 2KCl + 3O2
2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2
Кисень сполучається з багатьма елементами, особливо при нагріванні з утворенням оксидів (з металами – основних, з неметалами – кислотних):
2Са + О2 2СаО
4Р + 5О2 2Р2О5
Безпосередньо кисень не взаємодіє з галогенами, інертними газами, благородними металами. Вільний кисень виявляє окисну дію по відношенню до цілого ряду сполук:
2Na2SO3 + О2 2 Na2SO4
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3
Кисень є головним окисником органічних сполук при спалюванні природного газу, нафтопродуктів, в реакціях синтезу оргаічних сполук:
CH4 + 2O2 CO2 + H2O
C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O
Відома алотропна видозміна кисню – озон О3. Він утворюється в природі при електричних розрядах, під впливом енергії ультрафіолетових і космічних променів. За хімічними властивостями озон – сильний окисник, реагує з усіма металами, за винятком золота і металів платинової групи:
8Ag + 2O3 4Ag2O + O2
Вільний кисень бере участь у процесах, що відбуваються в ґрунті і обу-мовлюють його родючість. Наприклад, за його участю відбувається міне-ралізація (гниття) рослинних і тваринних залишків, а складні органічні речовини перетворюються у більш прості (NH3, CO2, H2O).
Сульфур зустрічається в природі як у самородному стані, так і у вигляді різноманітних сполук. Найбільш поширені сполуки Сульфуру з різними металами. Багато з них є цінними рудами: свинцевий блиск, цинкова обманка, мідний блиск. Із сполук Сульфуру в природі поширені також сульфати.
Сірка з воднем утворює декілька сполук, найголовнішою з яких є гідроген сульфід H2S – безбарвний газ з запахом тухлих яєць. H2S – горючий газ. Продуктами горіння можуть бути як сірка, так і сульфур (IV) оксид:
2H2S + O2 ( 2S + 2H2O
2H2S + 3O2 ( 2SO2 + 2H2O
Водний розчин гідроген сульфіду називається сульфідною кислотою. H2S – слабка двоосновна кислота. Багато солей цієї кислоти мають яскраве забарвлення (CuS – чорний; HgS – червоний; ZnS – білий) і використовуються в аналітичній хімії.
Сульфур з Оксигеном утворює два кислотних оксиди: сульфур (IV) оксид SO2 та сульфур (VI) оксид SO3. При взаємодії з водою ці оксиди утворюють відповідні кислоти:
SO2 + Н2О Н2SO3 – сульфітна (сірчиста) кислота
SO3 + Н2О Н2SO4 - сульфатна (сірчана) кислота
Н2SO3 – кислота середньої сили, яка існує лише у розчині. Оскільки Сульфур в SO2 і сульфітах знаходиться у проміжному стані оксинення (+4), ці сполуки мають окисно-відновну подвійність з більш вираженими відновними властивостями:
SO2 + I2 + 2H2O H2SO4 + 2HI
Н2SO3 + 2H2S 3S + 3H2O
Концентрована сульфатна кислота H2SO4 – один із найбільш сильних окисників. Взаємодія цієї кислоти з металами залежить від її концентрації. Метали, які стоять у ряду напруг до Гідрогену, із розбавленої сульфатної кислоти витісняють водень:
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
Концентрована сульфатна кислота розчиняє майже усі метали незалежно від положення їх у ряду напруг (крім золота і платини). Як продукти відновлення при цьому виділяються сульфур (IV) оксид, вільна сірка чи гідроген сульфід, сіль, вода.
Концентрована сульфатна кислота при взаємодії з малоактивними металами відновлюється до сульфур (IV) оксиду:
Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O
Концентрована сульфатна кислота окиснює і деякі неметали:
S + 2H2SO4 SO2 + 2H2O
C + 2H2SO4 SO2 + СО2 + 2H2O
У хімічній промисловості сульфатна кислота використовується для отримання фосфатних та нітратних мінеральних добрив, пластичних мас, штучного волокна, лікарських препаратів та вибухових речовин.
Cульфур – важливий біогенний елемент. Він входить до складу сульфурвмісних білків, які приймають участь в багатьох біохімічних процесах, що включають перенесення електронів під час фотосинтезу, а також фіксацію азоту за участю важливого ферменту цього процесу – нітрогенази. У сільськогосподарській практиці використовується захід гіпсування грунтів – внесення гіпсу CaSO4 ( 2H2O для усунення надлишкової лужності солонців та солончаків. Сульфур входить до складу мінеральних добрив, що використовуються у формі сульфатів. Більшість мікродобрив, наприклад, CuSO4 ( 5H2O, MnSO4 ( 5H2O, ZnSO4 ( 5H2O, вносять у грунт у вигляді сульфатних добавок до фосфатних і азотних добрив.
Хлор – елемент VIIА-групи періодичної системи елементів Д.І. Менделеєва. Атоми цього елементу має на зовнішньому енергетичному рівні 7 електронів у стані s2p5. Для завершення зовнішнього енергетичного рівню він приєднує один електрон (ступінь окиснення -1). Таку ступінь окиснення Хлор має у сполуках з Гідрогеном та металами. Атом Хлору маже виявляти і позитивні ступені окиснення: +1, +3, +5, +7. Хлор відноситься до типових неметалів, це сильний окисник. У промисловості його отримують електролізом водного розчину натрій хлориду, в лабораторії – діючи сильним окисником (HMnO4, KClO4, MnO2) при температурі на концентровану хлоридну кислоту:
4HCl + MnО2 Cl2 + MnCl2 + 2Н2О
Хлор належить до поширених елементів, але у вільному стані в природі він не зустрічається. Це зеленувато-жовтий газ з різким запахом. В хімічному відношенні він дуже активний і поступається за активністю лише Фтору. Він сполучається майже з усіма металами:
2Na + Cl2 2NaCl
2Fe + 3Cl2 2FeCl3
а також з неметалами:
Н2 + Cl2 2HCl
Si + 2Cl2 SiCl4
Хлор виявляє окисну дію не лише по відношенню до природних речовин, але може окиснювати і складні речовини, що мають відновні властивості, а також органічні сполуки:
H2S + Cl2 2HCl + S
Na2SO3 + Cl2 + H2O Na2SO4 + 2HCl
2K2MnO4 + Cl2 2KMnO4 + 2KCl
CH4 + 4Cl2 CCl4 + 4HCl
З киснем, азотом та благородними газами хлор безпосередньо не сполучається. При взаємодії з воднем він утворює гідроген хлорид HCl – безбарвний газ з різким запахом, який не горить і не підтримує горіння. В лабораторії гідроген хлорид отримують дією сульфатної кислоти на NaCl:
NaCl + H2SO4 2НCl + Na2SO4
Водний розчин HCl називається хлоридною (соляною) кислотою. Соляна кислота є сильною одноосновною кислотою і взаємодіє з усіма металами, що знаходяться в ряду напруг металів до Гідрогену:
Fe + 2HCl FeCl2 + H2
Її солі – хлориди – майже усі добре розчинні у воді.
Хлор утворює декілька сполук з Оксигеном – оксидів та оксигеновмісних кислот. В цих сполуках Хлор має позитивні ступені окиснення:
Ступінь окиснення Хлору
Формула кислоти
Назва кислоти

+1
HClO
гіпохлоритна

+3
HСlO2
хлоритна

+5
HСlO3
хлоратна

+7
HСlO4
перхлоратна

Порівнння властивостей оксигеновмісних кислот Хлору, свідчить про те, що зі збільшенням ступеня окиснення Хлору стійкість його оксигено-вмісних кислот зростає внаслідок збільшення кількості електронів, що беруть участь в утворенні зв’язків:
збільшення стійкості та сили кислот
HClO, HClO2, HClO3, HClO4
зростання окисної активності
Вміст хлору у мінеральній частині грунту і сухій біомасі рослин складає 0,01 %. Рослини засвоюють хлор з грунтових розчинів у вигляді хлорид-іонів Cl-. Ці іони приймають участь у підтриманні фізіологічно необхідної наповненості клітин водою (осмотичний тиск). Деякі солі хлоридної кислоти використовуються у сільському господарстві: КCl – калійне добриво; ВаCl2
· 2Н2О – інсектицид; HgCl2 – сулема, отрута для протравлювання насіння.
9.2. Експериментальна частина
Дослід 9.2..1. Якісна реакція на іон хлору
У три пробірки налити по 3-4 краплі розчинів наступних хлоридів: у першу – калій хлориду, у другу – барій хлориду, у третю – ферум (III) хлориду. В кожну пробірку додати по 2 краплі розчину аргентум нітрату. Порівняти результати спостережень у всіх трьох пробірках. Що між ними спільного? Скласти рівняння реакцій, що відбулися.
У всі пробірки додати по 1-3 краплі концентрованого розчину амоніаку і розмішати. Що відбувається з осадом? Чому осад у третій пробірці не розчинився? Що сталося з його кольором?
Додати у кожну пробірку по 1-3 краплі концентрованої нітратної кислоти. Які зміни відбуваються? Що можна сказати про поведінку аргентум хлориду в амоніаку у кислому середовищі?
Дослід 9.2.2. Взаємодія хлоридної кислоти з металами
У три пробірки помістити: у першу – 1-3 гранули цинку, у другу – трохи залізних стружок, у третю – мідних стружок. В кожну пробірку додати розведеної хлоридної кислоти і спостерігати, які з цих металів взаємодіють із хлоридною кислотою. Скласти рівняння реакцій, що відбулися.
Дослід 9.2.3. Окисні властивості пероксиду водню
У пробірку внести 5 крапель розчину KI i 3 краплі розчину Н2О2. Чи змінився колір розчину ? Яка відбулася реакція ? Випробувати розчин на наявність йоду за допомогою 1-2 крапель розчину крохмалю.
Дослід 9.2.4. Обвуглювання паперу сульфатною кислотою
Візьміть скляну паличку і напишіть що-небудь на білому папері розведеною сульфатною кислотою. Висушіть написане, високо тримаючи папір над полум’ям пальника. Спочатку на папері майже не видно написаного, а згодом на білому фоні чітко виступають чорні літери. Поясніть причину цього явища.

9.3. Контрольні запитання
1.
Хімія Сульфуру та його основних сполук. Гідроген сульфід. Використання сполук Cульфуру для виробництва сільськогосподарських препаратів.

2.
Закінчити рівняння реакцій, вказати умови їх проведення, якщо вони відрізняються від звичайних (нагрівання, каталізатори, тиск і т.ін.):
Cl2 + KOH (
KBr + H2SO4(конц) (
Zn + H2SO4(конц) (

3.
Роль галогенів в живих організмах. Особливості електронної будови атомів галогенів. Хімія Хлору. Взаємодія хлору з металами і неметалами. Гідроген хлорид і хлоридна кислота.

4.
Закінчити рівняння реакцій, вказати умови їх проведення, якщо вони відрізняються від звичайних (нагрівання, каталізатори, тиск і т.ін.):
P + H2SO4(конц) (
Cl2 + H2O (
H2S + I2 (

5.
Оксиди та оксигенвмісні кислоти хлору. Застосування хлору у сільському господарстві.

6.
Закінчити рівняння реакцій, вказати умови їх проведення, якщо вони відрізняються від звичайних (нагрівання, каталізатори, тиск і т.ін.):
H2S + O2 (
Cl2 + H2S (
Na2O2 + H2SO4 (
H2S + H2SO3 (







ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 10
ХІМІЯ D-ЕЛЕМЕНТІВ. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ СПОЛУК
МАНГАНУ, ФЕРУМУ, ЦИНКУ ТА КУПРУМУ
10.1. Теоретична частина
Манган належить до VIIB групи періодичної системи елеменитів Д.І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні атома цього елемента знаходиться два s-електрони, а на d-підрівні передостаннього енергетичного рівня – 5d-електронів, тобто для нього характерний електронний стан d5s2. У незбудженому стані непарними є п’ять d-електронів, а при збудженні – усі сім електронів зовнішнього і передзовнішнього енергетичних рівнів стають валентними. Тому максимальний ступінь окиснення Мангану – +7.
Манган відноситися до активних металів. На повітрі він окиснюється і покривається видимою плівкою оксидів, спочатку червонуватою, потім –майже чорною. З водою на холоді манган взаємодіє дуже повільно; при підвищенні температури швидкість реакції окиснення мангану водою збільшується. У розбавлених кислотах манган розчиняється з утворенням солей Мангану (II). У розчинах лугів манган стійкий. У сполуках Манган має ступені окиснення: +2, +3, +4, +6 і +7. Найбільш стійкі сполуки Mn(II), Mn(IV) і Mn(VII). З підвищенням ступеня окиснення характер оксидів і гідроксидів змінюється від основного до кислотного.
У порошкоподібному стані манган при нагріванні безпосередньо сполучається з галогенами, сіркою, азотом, фосфором, кремнієм, утворюючи бінарні сполуки, в яких має ступінь окиснення +2:
Mn + Cl2 MnCl2
Mn + S MnS
3Mn + N2 Mn3N2
3Mn + 2P Mn3P2
2Mn + Si Mn2Si
У ряду активностей металів Манган знаходиться набагато лівіше від водню, тому він здатний витісняти водень із води та кислот. З холодною водою Манган взаємодіє дуже повільно, але при нагріванні реакція значно прискорюється:
Mn + 2Н2О Mn(ОН)2 + Н2
Манган легко розчиняється у воді у присутності амоній хлориду, який заважає утворенню малорозчинного марган (II) гідроксиду:
Mn + 2Н2О + 2NH4Cl MnCl2 + 2NH4OH + H2
З розведеними кислотами (крім HNO3) Манган взаємодіє з виділенням водню:
Mn + НCl MnCl2 + Н2
З концентрованими сульфатною та нітратною кислотами – з утворенням води:
Mn + 2H2SO4(к) MnSO4 + SO2 + 2H2O
3Mn + 8HNO3(к) 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
При взаємодії з солями металів, що знаходяться в ряду активності правіше нього, Манган їх витісняє:
Mn + FeSO4 MnSO4 + Fe
До оксигеновмісних сполук Мангану відносяться наступні:
MnO – манган (II) оксид
Mn2O3 – манган (III) оксид
MnO2 – манган (IV) оксид
Mn2O7 – манган (VII) оксид

Mn(OH)2 - манган (II) гідроксид
Mn(OH)3 - манган (III) гідроксид
Mn(OH)4 - манган (IV) гідроксид
H4MnO4 – ортоманганітна кислота
HMnO4 – перманганатна кислота
H2MnO4 – манганатна кислота

Порівняння властивостей гідроксидів Мангану, свідчить про те, що зі збільшенням ступеня окиснення Мангану кислотні властивості цих речовин зростають, а основні – зменшуються:
посилення кислотних властивостей
Mn(OH)2 , Mn(OH)4, H2MnO4, HMnO4
посилення основних властивостей
Манган входить до складу цілого ряду ферментних систем, які обумовлюють окисно-відновні процеси внутрішньоклітинного обміну речовин. Встановлено, що в рослинах, у залежності від ступеня окиснення, манган, з одного боку, сприяє виділенню кисню і бере участь у відновних реакціях фотосинтезу, а з іншого – активно бере участь в окисненні карбонових кислот, а відповідно, і в процесі дихання рослин. Манган сприяє фіксації атмосферного азоту бульбочковими бактеріями, а також збільшенню кількості амінокислот.
Ферум входить до VIIIB групи періодичної системи елементів Д.І. Менделеєва. На зовнішньому енергетичному рівні атома цього елемента знаходяться 2s-електрони. На d-підрівні передостаннього енергетичного рівня – 6 електронів. У незбудженому стані число непарних електронів у Феруму 4. У атома Феруму при збудженні атомів за рахунок переміщення одного з 4s-електронів в p-підрівень число непарних електронів збільшується до 6. Найбільш типовими ступенями окиснення Феруму є +2 і +3.
Залізо в сухому повітрі і кисні окиснюється дуже повільно, покрива-ючись при цьому тонкими плівками оксидів. При високих температурах – з’єднується з киснем, утворюючи оксиди: Fe2O3, Fe3O4, FeO. Із оксидів і гідроксидів Феруму лише Fe2O3 і Fe(OH)3 амфотерні з переважанням основних властивостей. Свій максимальний ступінь окиснення +6 Ферум виявляє лише в солях фератної кислоти – фератах (K2FeO4, BaFeO4).
Залізо відноситься до металів із середнім рівнем відновних властивостей. При невисоких температурах залізо вступає в реакцію з багатьма простими речовинами – вуглецем, азотом, фосфором, кремнієм, сіркою та галогенами:
3Fe + C Fe3C
4Fe + N2 2Fe2N
2Fe + P Fe2P
2Fe + Si FeSi
З галогенами та сіркою залізо утворює солі відповідних кислот:
2Fe + 3Cl2 2FeCl3
Fe + S FeS
З лугами залізо не взаємодіє, але легко розчиняється у розведених кислотах, при цьому утворюються сіль феруму (II) і виділяється водень:
Fe + H2SO4 FeSO4 + H2
Хлоридна і розбавлена сульфатна кислоти окиснюють Ферум до Fe(II):
Fe + 2HCl ( FeCl2 + H2(,
концентровані HNO3 і H2SO4, а також “царська горілка” – до Fe (IIІ):
2Fe + 6H2SO4 ( Fe2(SO4)3 + 3SO2( + 6H2O
Із водних розчинів солей залізо витісняє метали, що знаходяться у ряду активності правіше від нього:
Fe + СuSO4 FeSO4 + Cu
Сульфат заліза (залізний купорос) FeSO4
· 7H2O – використовується у сільському господарстві як інсектицид. Серед усіх важких металів, що знаходяться в живих організмах, Феруму належить головна роль. Органічні молекули, до складу яких входить Ферум, беруть активну участь у біохімічних процесах, що відбуваються в процесі дихання і фотосинтезу. Основу реакцій, які відбуваються в процесі дихання рослин, так як і при фотосинтезі, складають окисно-відновні процеси. Для того щоб організм зміг використати енергію, акумульовану в органічних речовинах, вони повинні бути окиснені киснем повітря. Цей процес здійснюється за допомогою ферумвмісних ферментів.
Цинк відноситься до IIB групи періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні його атома знаходиться 2s-електрони. Електронна конфігурація передзовнішнього енергетичного рівня s2p6d10 стабільна, і електрони цього рівня не беруть участі в утворенні хімічних зв'язків. У атома цього елемента у нормальному стані відсутні непарні електрони. Збудження атомів переводить один s-електрон на p-підрівень; при цьому електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня переходить в s1p1 і стає здатним до утворення двох хімічних зв'язків. Цинк утворює сполуки виключно з ступенем окиснення +2.
Стійкість цинку на повітрі і у воді пояснюється захисною плівкою (ZnOH)2CO3 на його поверхні. У розчинах лугів плівка розчиняється, що дозволяє цинку вступати в реакцію з водою до повного розчинення металу.
Цинк доволі активний метал, він утворює сполуки майже з усіма неметалами. Так, наприклад, галогеніди цинку одержують шляхом прямої взаємодії елементів:
Zn + Cl2 ZnCl2
або розчиненням металічного цинку, оксиду та сульфіду у відповідних кислотах:
Zn + 2НCl ZnCl2 + Н2
ZnО + 2НCl ZnCl2 + Н2О
ZnS + 2НCl ZnCl2 + Н2S
З сіркою цинк утворює нерозчинний у воді сульфід ZnS:
Zn + S ZnS
При нагріванні цинкового пилу (600(С) в атмосфері амоніаку утворюється нітрид цинку:
3Zn + 2NH3 Zn3N2 + 3H2,
А з ацетиленом – карбід цинку:
Zn + С2Н2 ZnС2 + Н2.
Цинк – сильний відновник, здатний заміщувати метали (Mn, Fe, Ni, Cu, Cd) у їх солях. Виділення кадмію із розчинів за допомогою цинкового пилу (цементація) є головним промисловим методом його добування:
CdSO4 + Zn ZnSO4 + Cd
Цинк легко витісняє водень з розведених кислот-неокисників:
Zn + 2HBr ZnBr2 + H2
При взаємодії з розведеною нітратною кислотою цинк утворює нітроген (І) оксид або амонійну сіль:
Zn + 10HNO3 ( 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O;
4Zn + 10HNO3 ( 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
Солі оксигеновмісних кислот цинку – нітрати, сульфати, хлорати – розчинні у воді, а карбонати, фосфати, силікати – у воді малорозчинні.
При нагріванні з киснем цинк утворює амфотерний оксид ZnO – гексагональні кристали білого кольору, практично нерозчинні у воді. Виявляючи амфотерні властивості він реагує як з кислотами, так і з лугами:
ZnО + 2HCl ( ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O ( Na2[Zn(OH)4].
Цинк гідроксид Zn(OH)2 випадає у вигляді білого осаду при дії лугів на розчини солей цинку:
ZnSO4 + 2NaOH ( Zn(OH)2( + Na2SO4.
Цинк гідроксид – амфотерна сполука, він легко розчиняється в кислотах з утворенням солей цинку:
Zn(OH)2 + 2HCl ( ZnCl2 + 2H2O
і в надлишку лугів з утворенням цинкатів:
Zn(OH)2 + 2NaOH ( Na2ZnO2 + 2H2O.
Цинк – один із сільськогосподарських мікроелементів: при нестачі його у ґрунті у рослин порушується обмін вуглеводів, може понизитись вміст хлорофілу. Як складова частина ферментів вуглеводного обміну Цинк активує їх і сприяє підвищенню інтенсивності фотосинтезу. Із солей цинку найбільше практичне застосування у сільському господарстві має цинковий купорос ZnSO4 ( 7H2O, який використовують як мікродобриво.
Купрум знаходиться у IB групі періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва. Хімічні властивості Купруму обумовлені структурою його зовнішнього електронного рівня – 3d104s1. Оскільки Купрум є переостаннім d-елементом, на d-підрівні його атома повинно було розташуватись 9 електронів. Але завдяки стійкості електронної конфігурації d10 відбувається «провал» s-електрона на d-підрівень, що доцільно з енергетичної точки зору. Наявність одного s-електрона обумовлює існування цілої групи сполук, в яких Купрум виявляє ступінь окиснення +1. Але s-електрон, що провалився на d-підрівень, зберігає певну мобільність і при наявності елементів-окисників може переходити до них. У цих випадках Купрум виявляє ступінь окиснення +2.
При знаходженні на повітрі мідь поступово покривається зеленим нальотом карбонату гідроксокупруму (CuOH)2CO3. Хлоридна і розбавлена сульфатна кислота не діють на мідь, але сумісна дія окисників і тих же кислот призводить до розчинення міді. Нітратна кислота енергійно діє на мідь, причому утворюється сіль купруму і нітроген оксид (NO або NO2 залежно від концентрації кислоти).
Хімічна активність Купруму невисока. При помірному нагріванні Купрум сполучається з галогенами, сіркою, утворюючи бінарні сполуки солеподібного типу:
Cu + І2 CuІ2
2Cu + S Cu2S
Більшість солей купруму (І) – хлориди, броміди, йодиди, сульфіди, ціаніди, тіоціанати погано розчиняються у воді. Вони легко окиснюються навіть молекулярним киснем повітря:
4CuCl + O2 +4HCl 4CuCl2 + 2H2O
Досить легко мідь за механізмом окисно-відновних процесів взаємодіє з розведеною і концентрованою нітратною кислотою та концентрованою сульфатною кислотою:
Cu + 4HNO3(к) Cu(NO3)2 + 2NO2 +2H2O
3Cu + 8HNO3(р) 3Cu(NO3)2 + 2NO +4H2O
Cu + 2H2SO4(к) CuSO4 + SO2 +2H2O
З Оксигеном Купрум утворює два нерозчинні у воді оксиди: Cu2О – купрум (І) оксид та CuО – купрум (ІІ) оксид. Вони реагують з кислотами утворюючи солі та з водним розчином амоніаку утворюючи комплексні солі:
Cu2О + 2HCl 2CuCl + H2O
CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O
Cu2О + 4NH3 + H2O 2[Cu(NH3)4]OH
CuО + 4NH3 + H2O [Cu(NH3)4](OH)2
Купрум(II) гідроксид Cu(OH)2 є дуже слабкою основою. Ця сполука виражає слабкі амфотерні властивості – розчиняється в концентрованих розчинах лугів, а також в розчинах кислот:
Cu(OH)2 + 2NaOH Na2[Cu(OH)4]
Cu(OH)2 + 2HNO3 Cu(NO3)2 + 2H2O
Купрум (II) гідроксид Cu(ОН)2 існує у двох формах – аморфній та кристалічній. Аморфний осад легко втрачає воду навіть при зберіганні під водою і перетворюється в купрум (ІІ) оксид. Кристалічна форма більш стійка і витримує температуру до 100(С.
Купрум приймає участь у вуглеводному і білковому обмінах у рослинах. Під його впливом посилюється синтез білків, вуглеводів і жирів. Нестача цього елементу викликає у рослин зниження активності синтетичних процесів і призводить до накопичення розчинних вуглеводів, амінокислот та інших продуктів розпаду складних органічних речовин.
Із солей Купруму у сільському господарстві найбільше значення мають: CuSO4
· 5H2O – купрум сульфат (мідний купорос) використовується в суміші з вапняковим молоком («бордоська рідина») як інсектицид для захисту плодових культур, засіб боротьби із філоксерою – збуджувачем хвороби винограду, з фітофторою – захворюванням томатів та картоплі. У хімічній промисловості з нього добувають інші купрумвмісні пестициди (хлорокис міді 3Cu(OH)2
·CuCl2
·H2O, паризьку зелень Cu(CH3COO)2
·3Cu(AsO2)2). Солі Купруму Cu(NO3)2
· 3H2O – купрум (ІІ) нітрат – використовують як фунгіцид, Cu(CH3COO)2
· H2O – купрум ацетат (мідянка) – використовують як фунгіцид або як сировину для одержання пестицидів.
10.2. Експериментальна частина
Дослід. 10.2.1. Реакції катіона Мангану з лугами
Луги утворюють з іоном Мn2+ білий осад марган (II) гідроксиду:
Мn2+ + 2OH- ( Mn(OH)2.
Останній розчиняється у кислотах, але не розчиняється в надлишку лугу. Киснем повітря він поступово окиснюється до бурого марган (ІV) гідроксиду:
2Mn(OH)2 + O2 ( 2MnO(OH)2.
Осад Mn(OH)2 одержують також при окисненні Мn2+ гідроген пероксидом в присутності лугу:
Mn(NO3)2 + 2NaOH + H2O2 ( Mn(OH)2 + 2NaNO3 + H2O.
До 2-3 крапель розчину солі Маргану додати кілька крапель розчину NаОН до появи білого осаду Mn(OH)2. Звернути увагу на те, що осад поступово буріє внаслідок окиснення Mn(OH)2 до MnO(OH)2. Потім додати до осаду 2-3 краплі гідроген пероксиду з масовою часткою H2O2 3%. Осад тут же стає буро-чорним, бо Мn2+ швидко окиснюється до MnO(OH)2. Гідроксид MnO(OH)2 розчиняється у хлоридній кислоті при нагріванні:
MnO(OH)2 + 4HCl ( MnCl2 + 3H2O + Cl2
або при дії сульфатною кислотою в присутності гідроген пероксиду:
MnO(OH)2 + Н2SО4 + H2O2 ( МnSО4 + 3H2O + О2.
В обох випадках марган (ІV) відновлюється до іона Мn2+. NH4OH також осаджує Мn2+ у вигляді Mn(OH)2, але в присутності солей амонію цього не відбувається.
Дослід 10.2.2. Реакції на катіон Цинку
Луги дають з іонами Zn2+ білий аморфний осад гідроксиду Zn(OH)2 , що виявляє амфотерність:
Zп(ОН)2 + 2Н+ ( Zn2+ + 2Н2O , Н2ZnO2 + 2OH- ( ZnO22- + 2Н2О.
До 4-5 крапель розчину солі цинку додати спочатку 1-2 краплі розчину NаОН, а потім надлишок його – до розчинення осаду.
Якщо на розчин цинкату (Na2ZnO2 або К2ZnO2) вплинути амоній хлоридом, осад Zп(ОН)2 не утвориться. Амоній гідроксид осаджує іони Zn2+ у вигляді гідроксиду:
ZnCl2 + 2NH4OH ( Zn(OH)2 + 2NH4Cl,
однак при цьому цинк гідроксид розчиняється в надлишку NH4OH з утворенням комплексних іонів Zn(NH2)62+ або Zn(NH3)42+ :
Zп(ОН)2 + 6NH4OH ( [Zn(NH3)6](OH)2 + 6Н2О.
До 5-6 крапель розчину солі цинку обережно додати NH4OH. Спостерігати утворення осаду цинк гідроксиду і наступне його розчинення. В присутності солей амонію NH4OH зовсім не осаджує іони Zn2+.
Дослід 10.2.3. Реакції катіонів Купруму
Луги утворюють із купрум (ІІ) катіонами аморфний блакитний осад гідроксиду:
Cu2+ + 2OH- ( Cu(OH)2.
Але у надлишку лугу і при нагріванні він частково розчиняється з отриманням куприту:
Cu(OH)2 + NaОН ( Na2[Cu(OH)4].
До 3-4 крапель розчину солі Купруму додати 2-3 краплі розчину натрій гідроксиду. До частини осаду додати луг і нагріти на водяній бані. Переконайтись, що куприт-іон надає розчинові синього забарвлення. Другу частину осаду розчинити у хлоридній кислоті.
Амоній гідроксид дає з іоном Купруму зеленавий осад гідроксо-сульфату:
2CuSO4 + 2NH4OH ( (CuOH)2SO4 + (NH4)2SO4,
який у надлишку реактиву розчиняється з одержанням тетрааміно-купро-(ІІ)-сульфату інтенсивно синього кольору:
Cu(OH)2 + (NH4)2SO4 + 6NH4OH ( 2[Cu(NH3)4]SO4 + 8H2O.
До 3-4 крапель розчину солі Купруму додати розведеного розчину амоній гідроксиду спершу до появи зеленавого осаду, а потім до його розчинення. Реакція використовується для виявлення катіона Купруму.
10.3. Контрольні запитання
1.
Основні сполуки та хімічні властивості металів-мікроелементів Купруму та Цинку.

2.
Хімія сполук Мангану. Оксиди та гідроксиди Мангану, манганатна та перманганатна кислоти: їх отримання та властивості.

3.
Хімія сполук Феруму. Оксиди та гідроксиди Феруму: їх отримання та властивості.

4.
Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень:
залізо ( ферум (ІІ) хлорид ( ферум (ІІ) гідроксид (
ферум (ІІІ) гідроксид

5.
Хімія сполук Купруму. Оксиди Купруму: їх отримання та властивості.

6.
Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень:
мідь ( купрум (ІІ) нітрат ( купрум (ІІ) гідроксид ( купрум оксид

7.
Хімія сполук Цинку. Оксид та гідроксид Цинку: їх отримання та властивості.

8.
Закінчити рівняння реакцій, вказати умови їх проведення, якщо вони відрізняються від звичайних (нагрівання, каталізатори, тиск і т.ін.):
CuSO4 + KI (
Zn + H2SO4(конц) (
KMnO4 (























ДОДАТКИ




















Додаток 1.

ГУСТИНА ВОДНИХ РОЗЧИНІВ КИСЛОТ, ОСНОВ ТА СОЛЕЙ
РІЗНОЇ КОНЦЕНТРАЦІЇ (при t( 18(C), г/см3



·, %
Густина розчину, г/мл (г/см3)


NaOH
KOH
NH3
HCl
NaCl
KCl

0
0,998
0,998
0,998
0,998
0,998
0,998

1
1,01
1,008
0,994
1,003
1,005
1,004

2
1,021
1,016
0,99
1,008
1,012
1,011

3
1,032
1,024
0,984
1,012
1,02
1,017

4
1,043
1,033
0,981
1,018
1,027
1,024

5
1,054
1,041
0,977
1,023
1,034
1,03

6
1,065
1,048
0,973
1,028
1,041
1,037

7
1,076
1,055
0,969
1,033
1,049
1,043

8
1,087
1,064
0,965
1,038
1,056
1,05

9
1,098
1,072
0,961
1,043
1,063
1,057

10
1,109
1,08
0,958
1,047
1,071
1,063

12
1,131
1,099
0,95
1,057
1,086
1,077

14
1,153
1,116
0,943
1,067
1,101
1,09

16
1,175
1,137
0,936
1,078
1,116
1,104

18
1,197
1,154
0,93
1,088
1,132
1,118

20
1,219
1,173
0,923
1,098
1,148
1,133

22
1,241
1,193
0,916
1,108
1,164
1,147

24
1,263
1,217
0,91
1,119
1,18
1,162

26
1,285
1,238
0,904
1,129
1,197


28
1,306
1,267
0,898
1,139



30
1,328
1,285
0,892
1,149



32
1,349
1,307

1,159



34
1,37
1,331

1,169



36
1,39
1,355

1,179



38
1,41
1,382

1,189



40
1,43
1,408

1,198












Додаток 2.


Константи нестійкості деяких комплексних
іонів у водних розчинах при 25(С

Cхема дисоціації комплексного іона
Константа нестійкості

[Ag(NH3)2]+ 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Ag+ + 2NH3
9,3
· 10-8

[Ag(NО2)2]+ 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Ag+ + 2NО2-
1,8
· 10-3

[Ag(S2O3)2]3- 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Ag+ + 2S2O3-
1,1
· 10-13

[Ag(CN)2]- 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Ag+ + 2CN-
1,1
· 10-21

[HgCl4]2- 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Hg2+ + 4Cl-
8,5
· 10-16

[HgBr4]2- 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Hg2+ + 4Br-
1,0
· 10-21

[HgI4]2- 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Hg2+ + 4I-
1,5
· 10-30

[Hg(CN)4]2- 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Hg2+ + 4CN-
4,0
· 10-42

[Cd(NH3)4]2+ 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Cd2+ + 4NH3
7,6
· 10-8

[Cd(CN)4]2- 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Cd2+ + 4CN-
7,8
· 10-18

[Cu(NH3)4]2+ 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Cu2+ + 4NH3
2,1
· 10-13

[Cu(CN)4]3- 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Cu+ + 4CN-
5,0
· 10-31

[Ni(NH3)6]2+ 13 EMBED CorelDraw.Graphic.7 1415 Ni2+ + 6NH3
1,9
· 10-9









Додаток 3.
Розповсюджені назви деяких неорганічних речовин
Назва
Склад

Алебастр
CaSO4
·0,5H2O або [2CaSO4]
· 0,5H2O

Аміачна вода (нашатирний спирт)
NH4OH

Асбест
3MgO
· CaO
·4SiO2

Баритова вода
Ba(OH)2

Берлінська лазур
Fe4[Fe(CN)6]3

Бертолетова сіль
KClO3

Бура
Na2B4O7
· 10 H2O

«Веселящий газ»
N2O

Вапно – гашене
натронне
негашене
хлорне
Ca(OH)2
2CaO + NaOH
CaO
CaOCl2

Вапняне молоко (вапняна вода)
Ca(OH)2 – водна суспензія

Вуглекислий газ
СO2

Галеніт, камяна сіль
NaCl

Гіпс (мінерал)
CaSO4
· 2H2O

Глауберова сіль
Na2SO4
· 10H2O

Селітра – аміачна
калійна (індійська)
натрієва (чилійська)
кальцієва (норвезька)
NH4NO3
KNO3
NaNO3
Ca(NO3)2

Сіль Мора
FeSO4
· (NH4)2SO4
· 6H2O

Сода – бікарбонат (питна)
кальцинована (безводна)
каустична
кристалічна
NaHCO3
Na2CO3
NaOH
Na2CO3
· 10H2O

Хромова суміш
K2Cr2O7 в концентрованій Н2SO4

Чадний газ
CO


Додаток 4.

Ступінь гідролізу солей в 0,1 М розчинах при 25(( С

Сіль
Ступінь гідролізу, %
Сіль
Ступінь гідролізу, %

NH4Cl
0.007
NaH2PO4
0.0004

NH4C2H3O2
0.5
Na2CO3
4.0

(NH4)2S
99.0
NaHCO3
0.005

NH4HS
7.0
Na2S
99.0

Na2B4O7
0.5
NaHS
0.10

Na2SO3
0.13
NaClO
0.18

NaHSO3
0.0002
KCN
1.2

NaC2H3O2
0.007
Al2(SO4)3
3.5

Na3PO4
34.0
Al(C2H3O2)3
40.0

Na2HPO4
0.13
Fe(C2H3O2)3
32.0


Додаток 5.

ЕЛЕКТРОХІМІЧНИЙ РЯД НАПРУГ МЕТАЛІВ









Додаток 6.

РЯД ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТІ ЕЛЕМЕНТІВ







Список рекомендованої літератури

1. Загальна та біонеорганічна хімія / О.І. Карнаухов, Д.О. Мельничук, К.О. Чеботько, В.А. Копілевич. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003. – 544 с.
2. Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. Вінниця: НОВА КНИГА, 2003. – 468 с.
3. Буря О.І., Чигвінцева О.П. Біонеорганічна хімія. Дніпропетровськ : «Пороги», 2005. – 360 с.
4. Буря О.І., Повхан М.Ф., Чигвінцева О.П., Антрапцева Н.М. Загальна хімія. Дніпропетровськ: «Наука і освіта», 2002. – 306 с.
5. Платонов Ф.П., Дейкова З.Е. Практикум по неорганической химии. М.: Высшая школа, 1985. – 255 с.
6. Практикум по общей и неорганической химии / Под ред.. Н.Н. Павлова, С.В. Петрова. М.: Высшая школа, 1986. – 296 с.
7. Жарский И.М., Комшилова О.Н. Практикум по химии. Минск: «Вышэй-шая школа», 1986. – 141 с.
8. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие для вузов / Под ред. В.А. Рабиновича и Х.М. Рубиной. Л.: Химия, 1986. – 272 с.













ЗМІСТ

ВСТУП . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
.
3

Лабораторна робота № 1. Основні класи неорганічних сполук . .
.
4

1.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . .
.
4

1.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . .
.
10


Дослід 1.2.1.
Взаємодія оксидів з водою . . . . . . . .
.
10


Дослід 1.2.2.
Одержання малорозчинних у воді
гідроксидів . . . . . . . . . . . . . . .

.

10


Дослід 1.2.3.
Одержання амфотерних гідроксидів . . . .
.
10


Дослід 1.2.4.
Взаємодія основних оксидів з кислотами .
.
10


Дослід 1.2.5.
Взаємодія солі з сіллю . . . . . . . . .
.
10


1.3.
Контрольні запитання . . . . . . . . . . .
.
11

Лабораторна робота № 2. Основні закони хімічних перетворень . . .
.
12

2.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . .
.
12

2.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . .
.
19


Дослід 2.2.1.
Взаємодія розчину калію йодиду з гідроген
пероксидом у кислому середовищі . . . . . .

.

19


Дослід 2.2.2.
Швидкість розкладу лужного розчину гідроген пероксиду при різних температурах . . . . .

.

20


Дослід 2.2.3.
Каталітичний розклад гідроген пероксиду
в присутності Манган (IV) оксиду. . . . . .

.

20


Дослід 2.2.4.
Зміщення рівноваги реакції окиснення
натрій гідроарсеніту йодом . . . . . . . .

.

20


2.3.
Контрольні запитання. . . . . . . . . . .
.
21

Лабораторна робота № 3. Приготування розчинів
заданої концентрації . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

.

22

3.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . .
.
22

3.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . .
.
23


Дослід 3.2.1.
Приготування приблизно 0,1 н розчину
хлоридної кислоти . . . . . . . . . . . .

.

23


3.3.
Контрольні запитання . . . . . . . . . . .
.
24



Лабораторна робота № 4. Гідроліз солей. Водневий показник 26

4.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 26

4.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . . . 28


Дослід 4.2.1.
Вплив температури на гідроліз солей. . . . .
.
28


Дослід 4.2.2.
Повний гідроліз . . . . . . . . . . . . .
.
28


Дослід 4.2.3.
Визначення реакції середовища у розчинах солей за допомогою універсального індикатору

.

28


Дослід 4.2.4.
Визначення реакції середовища за допомогою індикаторів . . . . . . . . . . . . . . .

.

29


4.3.
Контрольні запитання . . . . . . . . . . .
.
29

Лабораторна робота № 5. Окисно-відновні реакції
.
30

5.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . .
.
30

5.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . .
.
32


Дослід 5.2.1.
Окисні властивості калій дихромату . . .
.
32


Дослід 5.2.2.
Вплив середовища на окисно-відновні процеси
.
32


Дослід 5.2.3.
Окисні властивості галогенів . . . . . .
.
32


Дослід 5.2.4.
Окиснення іонів I– іонами Fe3+ . . . . . . .
.
32


Дослід 5.2.5.
Окиснення іонів Fe2+ перманганат-іонами . . .
.
33


5.3.
Контрольні запитання . . . . . . . . . . .
.
33

Лабораторна робота № 6. Комплексні сполуки . . . . . . . . . .
.
34

6.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . .
.
34

6.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . .
.
36


Дослід 6.2.1.
Дисоціація подвійної солі . . . . . . . . .
.
36


Дослід 6.2.2.
Відновлення Fe (III) в іоні [Fe (CN)6] 3-до Fe (II) в [Fe(CN)6]4 - . . . . . . . . . . . . . .

.

36


Дослід 6.2.3.
Утворення аміакатів цинку та кадмію . . . .
.
36


Дослід 6.2.4.
Утворення аміакату нікелю . . . . . . . .
.
36


Дослід 6.5.
Стійкість іона диамінсрібла (I) . . . . . . .
.
36


6.3.
Контрольні запитання . . . . . . . . . . .
.
37

Лабораторна робота № 7. Хімія s-елементів

38

7.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . .
.
38

7.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . .
.
44


Дослід 7.2.1.
Одержання водню при взаємодії металів
з кислотами . . . . . . . . . . . . . . .

.

44


Дослід 7.2.2.
Одержання водню з кислот. . . . . . . . .
.
44


Дослід 7.2.3.
Виявлення гідроген пероксиду . . . . . . .
.
44


Дослід 7.2.4.
Каталітичне розкладання гідроген пероксиду .
.
44


Дослід 7.2.5.
Малорозчинні солі лужних металів . . . . .
.
44



7.2.5.1. Якісна реакція на іон калію. . . . . .
.
44



7.2.5.2. Утворення магній гідроксиду та його розчинення у кислоті і солях амонію. . . . .

.

45


7.3.
Контрольні запитання . . . . . . . . . . .
.
45

Лабораторна робота № 8. Хімія р-елементів.
Хімічні властивості сполук Карбону, Нітрогену та Фосфору . . . .

.

46

8.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . .
.
46

8.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . .
.
52


Дослід 8.2.1.
Одержання і властивості солей
карбонатної кислоти . . . . . . . . . . .

.

52



8.2.1.1. Властивості карбонатів
лужноземельних металів . . . . . . . . .

.

52



8.2.1.2. Гідроліз натрій карбонату
та гідрокарбонату . . . . . . . . . . . .

.

52


Дослід 8.2.2.
Гідроліз солей амонію . . . . . . . . . .
.
52


Дослід 8.2.3.
Властивості нітратної кислоти та її солей . . .
.
52


Дослід 8.2.4.
Гідроліз солей ортофосфатної кислоти . . . .
.
53


8.3.
Контрольні запитання . . . . . . . . . .
.
53

Лабораторна робота № 9. Хімія р-елементів.
Хімічні властивості сполук Оксигену, Сульфуру та Хлору . . . . .

.

54

9.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . .
.
54

9.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . .
.
59


Дослід 9.2.1.
Якісна реакція на іон хлору . . . . . . . .
.
59


Дослід 9.2.2.
Взаємодія хлоридної кислоти з металами . . .
.
59


Дослід 9.2.3.
Окисні властивості гідроген пероксиду . . .
.
59


Дослід 9.2.4.
Обвуглювання паперу сульфатною кислотою .
.
59


9.3.
Контрольні запитання . . . . . . . . . . .
.
60

Лабораторна робота № 10. Хімія d-елементів.
Хімічні властивості сполук Мангану, Феруму, Цинку та Купруму

.

61

10.1. Теоретична частина . . . . . . . . . . . . . . . . . .
.
61

10.2. Експериментальна частина . . . . . . . . . . . . . . .
.
68


Дослід 10.2.1.
Реакції катіона Мангану з лугами . . . . . .
.
68


Дослід 10.2.2.
Реакції катіона Цинку . . . . . . . . . . .
.
68


Дослід 10.2.3.
Реакції катіонів Купруму . . . . . . . . .
.
69


10.3.
Контрольні запитання . . . . . . . . . . .
.
70

Додатки . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
.
71


Додаток 1.
Густина водних розчинів кислот, основ та солей різної концентрації (при t( 18(С), г/см3 .

.

72


Додаток 2.
Константи нестійкості деяких комплексних
іонів у водних розчинах при 25(С . . . . . .

.

73


Додаток 3.
Розповсюджені назви деяких неорганічних
речовин. . . . . . . . . . . . . . . . .

.

74


Додаток 4.
Ступінь гідролізу солей в 0,1 М розчинах
при 25( С . . . . . . . . . . . . . . . .

.



Додаток 5.
Електрохімічний ряд напруг металів.
.
75


Додаток 6.
Ряд електронегативності елементів . . . . .
.
75

Список рекомендованої літератури . . . . . . . . . . . . . .
.
76














Навчальне видання




ЧИГВІНЦЕВА Ольга Павлівна
ГОЛОВ’ЯТИНСЬКА Вікторія Вікторовна










НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ. ПРАКТИКУМ

Навчальний посібник









Підписано до друку 29.10.11. Формат 60 ( 84 13 EMBED Equation.3 1415
Папір офсетний. Гарнітура літературна. Друк офсетний. Умовн. друк .арк.
Тираж 500 прим. Зам. № .













13PAGE 15


13PAGE 143915



8

8

7

7

5

9

9

6

6

5

4

3

С і л ь

2

1

Кислота

Кислотний
оксид

Неметал

Основа

Основний
оксид

Метал

Li, K, Ba, Ca, Na, Мg, Al, Mn, Cr, Zn, Fe, Co, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au


Послаблення відновних властивостей, активності

F, O, N, Cl, Br, I, S, C, Se, P, As, H2, B, Si, Sn, Al, Li, Na, K

Електронегативність послаблюється






"
$
X
|
~
К
Р
Т

·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·

&
xRoot EntryEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeB

Приложенные файлы

  • doc 15811423
    Размер файла: 1 MB Загрузок: 0

Добавить комментарий