Формулы и названия некоторых неорганических кислот, их солей

Формулы, названия, графические формулы некоторых кислот и названия их солей

Названия солей

(международные)

1

HF

фтороводородная (плавиковая)

H-F

фториды

2

HCL

хлороводородная (соляная)

H-CL

хлориды

3

HBr

бромоводородная

H-Br

бромиды

4

HI

йодоводородная

H-I

йодиды

5

H₂S

сероводородная

H-S-H

сульфиды

6

HCN

циановодородная

(синильная)

H-C≡N

цианиды

7

HCNS

родановодородная

H-C≡N=S

роданиды

8

HN₃

Азотистоводородная

(азидоводород)

азиды

9

HCLO₄

хлорная

перхлораты

10

HCLO₃

хлорноватая

хлораты

11

HCLO₂

хлористая

хлориты

12

HCLO

хлорноватистая

H-O-CL

гипохлориты

13

HBrO₃

бромноватая

броматы

14

HBrO

бромноватистая

H-O-Br

гипобромиты

15

HIO₄

йодная

перйодаты

16

HIO₃

йодноватая

йодаты

17

HIO

йодноватистая

H-O-I

гипойодиты

18

HMnO₄

марганцовая

перманганаты

19

H₂MnO₄

марганцовистая

манганаты

20

H₂SO₄

серная

сульфаты

21

H₂SO₃

сернистая

сульфиты

22

H₂S₂O₇

дисерная (пиросерная)

дисульфаты

(пиросульфаты)

23

H₂S₂O₃

тиосерная

тиосульфаты

24

H₂SO₅

пероксомоносерная

—

пероксосульфаты

25

H₂S₂O₈

пероксодисерная

пероксодисульфаты

26

H₂CrO₄

хромовая

хроматы

27

H₂Cr₂O₇

дихромовая

дихроматы

28

H₃CrO₃

ортохромистая

H-O

H-O

H-O

ортохромиты (хромиты)

29

HCrO₂

метахромистая

H-O- Cr =O

метахромиты

30

HNO₃

азотная

нитраты

31

HNO₂

азотистая

нитриты

32

H₃PO₄

(орто) фосфорная

(орто) фосфаты

33

HPO₃

метафосфорная

метафосфаты

34

H₄P₂O₇

дифосфорная,

пирофосфорная

дифосфаты

35

H₃PO₅

надфосфорная,

пероксомонофосфорная

36

H₃PO₃

фосфористая

фосфиты

37

H₃PO₂

фосфорноватистая

гипофосфиты

38

H₃AsO₄

ортомышьяковая

ортоарсенаты

39

H₄As₂O₇

димышьяковая

диарсенаты

40

HAsO₃

метамышьяковая

H O As O

O

метаарсенаты

41

HAsO₂

метамышьяковистая

метарсениты

42

H₃AsO₃

ортомышьяковистая

ортоарсениты

43

HSbO₂

метасурьмянистая

H O Sb O

метаантимониты

44

H₃SbO₃

сурьмянистая

H O

H O Sb

H O

ортоантимониты

45

H₃SbO₄

ортосурьмяная

ортоантимонаты

46

HSbO₃

метасурьмяная

H O Sb O

O

метаантимонаты

47

H₂CO₃

угольная

H O

C O

H O

карбонаты

48

H₂CS₃

тритиоугольная

SH—CS—SH

тиокарбонаты

49

H₂SiO₃

Метакремниевая

метасиликаты

50

H₄SiO₄

ортокремниевая

OH

HO Si OH

OH

ортосиликаты

Из кремниевых кислот известны: метакремниевая H₂SiO₃, ортокремниевая H₄SiO₄, дикремниевые H₂Si₂O₅ и H₁₀Si₂O₉, пирокремниевая H₆Si₂O₇ и поликремниевые nSiO₂•mH₂O. Соответствующие соли называют силикатами (метасиликаты, ортосиликаты и др.).

51

H₃ALO₃

ортоалюминиевая

ортоалюминаты

52

HALO

2

метаалюминиевая

H-O-AL=O

метаалюминаты

53

H₂ZnO₂

цинковая

H-O

Zn

H-O

цинкаты

54

H₃BO₃

ортоборная

ортобораты

55

HBO₂

метаборная

H-O-B=O

метабораты

56

H₂B₄O₇

тетраборная

тетрабораты

Правила построения названий кислородсодержащих кислот

Названия кислородосодержащих кислот строятся следующим образом: название элемента+суффикс(ная, овая, истая и пр.) кислота. 

1. Суффикс -ная, -вая характерен для кислот, содержащих элемент в высшей степени окисления. 

+7

Например, HCLO₄— хлорная

+6

H₂SO₄— серная

+6

H₂CrO₄-хромовая

+5

HNO₃— азотная

2. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая.

Например, +5

HCLO3 — хлорноватая

+3

HCLO2 — хлористая

+1

HCLO — хлорноватистая

3. Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется приставка мета-, при наибольшем числе – приставка орто-.

Например, 

+5

HPO₃ — метафосфорная кислота

+5

 H₃PO₄ — ортофосфорная кислота.

3. Для того, чтобы различить кислоты, содержащие разное количество атомов кислотообразующего элемента в одной степени окисления, применяют числовые приставки:

+6

H₂Cr₂O₇ — дихромовая кислота;

+6

H₂Cr₃O₁₀ — трихромовая кислота;

+4

H₂S₂O₅ — дисернистая кислота;

+3

H₂B ₄O₇ — тетраборная кислота.

3. Оксокислоты, в которых атомы кислорода замещены на атомы серы (частично или полностью) или на пероксогруппы (-О-О-), получают к своему названию приставку соответственно тио- или пероксо- (по необходимости, с числовой приставкой):

H₂S₂O₃ (H₂SO₃S) — тиосерная кислота;

H₂CS₃ — тритиоугольная кислота;

HNO₄ (HNO₂(O₂)) — пероксоазотная кислота;

H₂S₂O₈ (H₂S₂O₆(O₂) — пероксодисерная кислота.

infourok.ru

Важнейшие классы неорганических веществ. Оксиды. Гидроксиды. Соли. Кислоты, основания, амфотерные вещества. Важнейшие кислоты и их соли. Генетическая связь важнейших классов неорганических веществ.

	Адрес этой страницы (вложенность) в справочнике dpva.ru:  главная страница  / / Техническая информация / / Химический справочник / / Химия для самых маленьких. Шпаргалки. Детский сад, Школа.  / / Важнейшие классы неорганических веществ. Оксиды. Гидроксиды. Соли. Кислоты, основания, амфотерные вещества. Важнейшие кислоты и их соли. Генетическая связь важнейших классов неорганических веществ. Поделиться:    Важнейшие классы неорганических веществ. Оксиды. Гидроксиды. Соли. Кислоты, основания, амфотерные вещества. Важнейшие кислоты и их соли. Генетическая связь важнейших классов неорганических веществ. Важнейшие кислоты, их названия, названия их кислотного остатка, название солей по кислоте. Формула кислоты Название кислоты Название кислотного остатка Примеры солей (формулы) HF Фтороводородная кислота Фторид NaF, MgF2, FeF3 HCl Соляная кислота Хлорид NaCl, MgCl2, AlCl3 HBr Бромоводородная кислота Бромид NaBr, MgBr2, AlBr3 HI Йодоводородная кислота Йодит NaI, CaI2, AlI3 H2SO4 Серная кислота Сульфат K2SO4, BaSO4, Al2(SO4)3 H2SO3 Сернистая кислота Сульфит Na2SO3, CaSO3, MgSO3 H2S Сероводородная кислота Сульфид K2S, BaS, Cr2S HNO3 Азотная кислота Нитрат KNO3, Zn(NO3)2, AgNO3 HNO2 Азотистая кислота Нитрит NsNO2, Ca(NO2)2 H3PO4 Фосфорная кислота Фосфат Ag3PO4, Ca3(PO4)2, AlPO4 H2CO3 Угольная кислота Карбонат FeCO3, K2CO3, MgCO3 H2SiO3 Кремниевая кислота Силикат Na2SiO3, CaSiO3 HMnO4 Марганцовая кислота Перманганат KMnO4, Ca(MnO4)2

dpva.ru

Кремневые кислоты и их соли — Знаешь как

Кремневый ангидрид является кислотным окислом, которому соответствует ортокремневая кислота H₄SiO₄. Эта кислота очень легко конденсируется с образованием высокомолекулярной метакремневой кислоты (Н₂SiO₃)_x. Упрощенную формулу метакремневой кислоты записывают так: Н₂SiO₃. Соли кремневых кислот называются кремнекислыми солями, или силикатами.

Силикаты калия и натрия получаются при сплавлении кремнезема с едкими щелочами или карбонатами калия и натрия, например:

 SiO₂ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O

SiO₂ + K₂CO₃ = K₂SiO₃ + CO₂

Образующиеся при этом сплавы имеют вид стекловидных масс и в отличие от всех остальных силикатов, растворяются в воде. Поэтому силикаты калия и натрия получили название растворимого стекла. 

Приведенные выше формулы силикатов калия и натрия являются упрощенными. В действительности эти силикаты имеют переменный состав, выражаемый общей формулой R₂O•SiO₂, где R означает калий или натрий.

Растворимое стекло в виде водных растворов, называемых жидким стеклом, применяется для изготовления кислотоупорного цемента и бетона, для керосинонепрони-цаемых штукатурок по бетону, для пропитывания тканей, для приготовления огнезащитных красок по дереву, для химического укрепления слабых грунтов.

При действии соляной или серной кислоты на раствор Na₂SiO₃или К2SiO₃получается свободная метакремневая кислота, которая в зависимости от концентрации взятых растворов или выделяется из раствора в виде студенистого, осадка (иногда при этом вся жидкость превращается в студень), или остается в растворе вколлоидном состоянии.

Реакцию образования кремневой кислоты можно выразить следующим уравнением:

 Na₂SiO₃ + 2НСl = H₂SiO₃ + 2NaCl

Выделяющийся из раствора студенистый осадок кремневой кислоты содержит огромное количество воды, которая может быть удалена нагреванием. Однако таким путем никакой определенной кислоты, состав которой можно было бы выразить формулой, получить не удается: осадок постепенно теряет воду, пока, наконец, при прокаливании не превратится в чистый безводный кремневый ангидриде Полагают, что кремневый ангидрид образует много различных кремневых кислот, отличающихся, подобно фосфорным кислотам, различным содержанием воды. На их существование указывает большое число разнообразных солей, которым соответствуют кислоты: H₂SiO₃(SiO₂ + H₂O), H₄SiO₄(SiO₂ + 2h3O) и т. д.

Состав кремневых кислот можно выразить общей формулой: mSiO₂• nН₂O, где т и п — целые числа. Кислоты, для которых m>1, называются поликремневыми кислотами.

Пока с достоверностью установлено существование трех кисслот — ортокремневой H₄SiO₄, метакремневой H₂SiO₃, точнее (H₂SiO₃)_x, и двуметакремневой (H₂Si₂O₅)_x. Когда при реакции выделяется кремневая кислота, то для выражения ее состава обычно пользуются упрощенной формулой метакремневой кислоты H₂SiO₃.

Если из студенистого осадка кремневой кислоты удалить большую часть воды (не доводя его, однако, до полного обезвоживания), то получается твердая, белая, слегка просвечивающая масса, пронизанная множеством тончайших пор и обладающая огромной адсорбционной способностью. Такой продукт называется сил ика гелем Он изготовляется в больших количестрах в промышленности и широко применяется для поглощения различных паров и газов, для очистки минеральных масел, как катализатор при многих реакциях и т.п. Силикагель используется также в качестве основы для нанесения катализаторов при получении серной кислоты контактным методом.

Кремневая кислота очень слабая, поэтому Na₂SiО₃ и K₂SiO₃ в растворах сильно гидролизованы и показывают щелочную реакцию.

Соли кремневой кислоты — силикаты — чрезвычайно распространены в природе. Как уже упоминалось, земная кора состоит главным образом из кремнезема и различных силикатов. К природным силикатам принадлежат полевые шпаты, слюды, глины, асбест, тальк и многие другие минералы. Силикаты входят в состав целого ряда горных пород: гранита, гнейса, базальта, различных сланцев и т. д. Многие драгоценные камни, например изумруд, топаз, аквамарин, представляют собой хорошо образованные, кристаллы природных силикатов.

Состав природных силикатов выражается в большинстве случаев довольно сложными формулами. Ввиду сложности этих формул, а также недоказанности существования соответствующих поликремневых кислот принято писать их несколько иначе, чем обычные формулы солей.

Дело в том, что всякую соль кислородной кислоты можно рассматривать как соединение кислотного окисла с основным (или даже с двумя основными окислами, если это двойная соль). Например, СаСО₃ можно рассматривать как соединение СаО и СO₂, Аl₂(SO₄)₃ — как соединение Аl₂O₃ и 3SO₃ и т. д. На этом основании при изображении состава силикатов обыкновенно пишут отдельно формулы кремневого ангидрида и всех окислов, образующих силикат, не сливая их в одну формулу соли.

Приведем формулы некоторых природных силикатов:

Каолин Аl₂O₃ • 2SiO₂ • 2Н₂O, или H₄Al₂Si₂O₉.

Слюда белая К₂O • 3Аl₂O₃•6SiO₂•2Н₂O, или H₄K₂Al₆Si₆O₂₄.

Асбест СаО • 3MgO • 4SiO₂, или CaMg₃Si₄O₁₂.

Как уже указывалось ранее, силикаты, содержащие алюминий, называются алюмосиликатами. Самыми важными из них являются полевые шпаты.

В состав полевых шпатов, кроме окислов кремния и алюминия, входят еще окислы калия, натрия или кальция. Обыкновенный полевой шпат, или ортоклаз, содержит окись калия; состав его выражается формулой К₂О • Аl₂O₃• 6SiO₂. Преобладающий цвет полевых шпатов — белый или красный. Они встречаются как сплошными залежами, так и в составе сложных горных пород.

К алюмосиликатам относятся также довольно известные минералы — слюды, отличающиеся способностью раскалываться на тонкие, гибкие листочки. Слюды имеют очень сложный состав и наряду с кремнием и алюминием содержат водород, калий или натрий; некоторые слюды содержат также кальций, магний и железо. Обычная белая слюда, большие прозрачные пластинки которой вследствие их тугоплавкости часто применяются для закрывания отверстий в различных печах, является силикатом калия и алюминия. Слюды, содержащие много железа и магния, имеют черный цвет. Отдельно слюды встречаются не часто, но зато входят в состав очень многих сложных горных пород. Из кристалликов кварца, полевого шпата и слюды состоят самые распространенные сложные горные породы — граниты и гнейсы.

На поверхности земли минералы и горные породы, соприкасаясь с атмосферой и подвергаясь механическому и химическому действию воды и воздуха, постепенно изменяются и разру-шаются. Это разрушение, обусловленное совместной деятельностью воды и воздуха, носит название выветривания. Особенное значение имеет разложение полевых шпатов, например ортоклаза. Вода, содержащая углекислый газ, действует на ортоклаз таким образом, что К₂О отщепляется и, соединяясь с СО₂, дает поташ К₂СО₃; отщепляется также часть SiО₂, а остаток соединяется с водой и образует новый силикат — к а ол и н, составляющий основу различных глин.

Разложение ортоклаза можно выразить следующим уравнением:

К₂О•Аl₂O₃ • 6SiO₂ + СО₂ + nН₂O = K₂CO₃ + 4SiO₂ • mH₂O + Al₂O₃•2SiO₂•2H₂O

Подобно полевым шпатам, но более медленно, разлагаются слюды.

Процесс превращения полевых шпатов и других алюмосиликатов в каолин называется каолинизацией. Так как полевые шпаты очень распространены, то в результате их разложения в природе образуются огромные количества глины.

Чистый каолин встречается сравнительно редко. Он имеет белый цвет и содержит лишь незначительную примесь кварцевого песка. Такой каолин ценится как материал для приготовления фарфора. Богатые залежи каолина имеются во многих местах Советского Союза, особенно в южной его части. Лучший каолин получают из месторождений Глуховского района УССР. Обыкновенная глина представляет собой смесь каолина с другими веществами, окрашивающими ее в желтовато-бурый или синеватый цвет. Некоторые сорта глин, интенсивно окрашенные окислами железа,, применяются в качестве минеральных красок (охра и др.).

Соединения кремния играют важную роль в народном хозяйстве. Кремнезем и природные силикаты служат исходными материалами при производстве стекла, керамиковых изделий, фарфора и фаянса, строительных и вяжущих материалов. Все эти производства составляют большую отрасль народного хозяйства, носящую название силикатной промышленности.

182 183 184

Вы читаете, статья на тему Кремневые кислоты и их соли

znaesh-kak.com

Важнейшие кислоты серы и их соли

Формула	Константа диссоциации	Название кислоты	Название солей
H2S	K1=110-7 K2=1,310-13	Сероводород-ная	Сульфиды
H2Sn		Сульфановые	Полисульфиды
H2SO3	K1=1,710-2 K2=6,210-8	Сернистая	Сульфиты
H2S2O4	K2=3,5510-3	Дитионистая	Дитиониты
H2S2O6	K1=6,310-1 K2=4,010-4	Дитионовая	Дитионаты
H2SxO6 (x=3-6)		Политионовые	Политионаты
H2S2O3	K1=2,510-1 K2=1,910—2	Тиосерная (неустойчивая)	Тиосульфаты
H2SO4	K1=1,0103 K2=1,210—2	Серная	Сульфаты
H2S2O7		Двусерная	Дисульфаты
H2S3O10		Трисерная	Трисульфаты
H2S2O8		Пероксодисер-ная	Пероксоди-сульфаты
H[SO3Cl]		Хлорсульфоно-вая	В воде полностью гидролизуются

Получение серной кислоты из SO₃ является основным методом ее производства (контактный метод). SO₃ направляют на поглощение не в воду, а в концентрированную серную кислоту. Поглощение водой неэффективно, т.к. газообразный SO₃ реагирует сначала с водяным паром и значительная часть H₂SO₄ получается в виде тумана.

В водных растворах H₂SO₄ сильная двухосновная кислота (К₁ = 10³; К₂ = 1,210^-2). Гидратация H₂SO₄ сопровождается выделением большого количества тепла за счет образования гидратов. (Почему при разбавлении серной кислоты необходимо приливать кислоту к воде, а не воду к кислоте?).

Большинство сульфатов хорошо растворимо в воде. Плохо растворимы сульфаты Ba²⁺, Sr²⁺, Pb²⁺, ряда редкоземельных элементов. Из водных растворов сульфаты выделяются в виде кристаллогидратов: CuSO₄5H₂O, FeSO₄7H₂O и т.д., которые называются купоросами.

Безводные сульфаты получают взаимодействием SO₃ с хлоридами металлов в безводных растворах.

Подобно оксиду серы (VI), полимерными могут быть и сульфат-ионы, построенные из структурных тетраэдрических единиц SO₄^2-. При растворении SO₃ в концентрированной серной кислоте образуются полимерные кислоты: H₂SO₄, H₂S₂O₇, H₂S₃O₁₀ и т.д. (см. таблицу).

H  O O O O O  H

\  / \  /

S S

 

O O

двусерная кислота

Смесь H₂SO₄, H₂S₂O₇, H₂S₃O₁₀, H₂S₄O₁₃ — густая маслянистая, дымящаяся на воздухе жидкость, называемая олеумом. Роль мостика, объединяющего сульфатные группы, может играть и пероксид — ион. H₂S₂O₈ — пероксодисульфат водорода.

Экспериментальная часть Лабораторная работа № 2

Опыт 1. Ромбическая сера.

(Опыт проводится вдали от огня из-за огнеопасности растворителя)

Каплю раствора серы в толуоле нанести при помощи стеклянной палочки на предметное стекло, поместить его под объектив микроскопа и наблюдать за ростом кристаллов при испарении толуола. Зарисовать кристаллы серы.

Опыт 2. Пластическая сера.

Сухую пробирку (использовать имеющиеся в лаборатории битые пробирки), наполненную до половины кусочками серы, нагреть до плавления серы. Часть получившейся светло-желтой жидкости вылить в стакан с водой. Продолжать нагревание оставшейся жидкости, наблюдая за последующими изменениями цвета и вязкости серы. Довести серу до кипения и тоже вылить в стакан с водой. Сравнить обе полученные разновидности серы.

Опыт 3. Диспропорционирование серы.

К порошку серы, находящемуся в тигле, прилить концентрированный раствор щелочи. Смесь кипятить 10 минут. С помощью бумаги, смоченной раствором нитрата свинца, установить присутствие в растворе сульфид-иона. Какие продукты еще образуются? Запишите уравнение реакции.

Опыт 4. Окислительные свойства серы (ТЯГА!).

Тщательно перемешанную смесь цинковой пыли и серного цвета (в весовом соотношении 1:2) поместить на кусок асбеста и прикоснуться к ней горячей стеклянной палочкой или нагреть смесь на спиртовой горелке. Объясните вспышку.

Опыт 5. Получение и свойства сероводорода.

(Сероводород ядовит! Все работы обязательно проводить в вытяжном шкафу!)

Положить в пробирку кусочек сернистого железа и прилить соляной кислоты (1:1). Осторожно исследовать запах выделяющегося газа. Написать уравнение реакции получения сероводорода. Поднести к отверстию пробирки полоску влажной синей лакмусовой бумаги и объяснить наблюдаемое изменение цвета. Затем поднести к отверстию пробирки полоску фильтровальной бумаги, смоченной раствором нитрата свинца, наблюдать изменение цвета бумажки и написать уравнение реакции открытия сероводорода.

Опыт 6. Восстановительные свойства сероводорода.

а) Подействовать сероводородной водой на бромную воду. Наблюдать выделение серы и обесцвечивание раствора. Написать уравнение реакции.

б) Прилить к сероводородной воде несколько капель концентрированной азотной кислоты. Наблюдать выделение серы и окислов азота. Написать уравнения реакций.

в) На раствор перманганата калия, подкисленный несколькими каплями разбавленной серной кислоты, подействовать сероводородной водой. Наблюдать выделение серы и обесцвечивание раствора. Написать уравнение реакции.

Опыт 7. Получение и свойства сульфида алюминия.

Приготовить однородную смесь из 1 г порошка алюминия и 1,8 г серного цвета. Насыпать смесь кучкой на металлический лист и подогреть до начала реакции. Происходит сильная вспышка, образуется сульфид алюминия.

Перенести образовавшийся сульфид в пробирку с водой. Определить природу выделяющегося газа при помощи полоски фильтровальной бумаги, смоченной раствором нитрата или ацетата свинца. Испытать отношение оставшегося в пробирке осадка к растворам кислоты и щелочи. Какое вещество было в пробирке? Написать уравнения реакций.

Опыт 8. Получение сульфидов металлов.

а) Осаждение сульфидом аммония.

В ряд пробирок налить по 2 мл растворов солей железа (II), марганца (II), цинка, кадмия, сурьмы (III) и меди (II). В каждую пробирку прибавить по 2 мл раствора сульфида аммония. Отметить цвет образующихся осадков. Написать уравнения реакций и величины произведений растворимости сульфидов этих металлов (см. Справочник химика). Объяснить, используя понятие «произведение растворимости», процесс осаждения сульфидов в этих условиях.

Испытать действие 3%-ного раствора соляной кислоты на полученные осадки, взяв небольшое количество их. Объяснить различное действие соляной кислоты на сульфиды металлов.

Объяснить, почему осадки выпадают не из всех растворов. Какие вещества образуются при действии сероводорода на раствор соли железа (II)? Классифицировать исследованные сульфиды по их растворимости в воде и кислотах. Составить следующую таблицу:

Сульфиды, растворимые в воде	Сульфиды, раствори-мые в разбавленных кислотах и нераство-римые в воде	Сульфиды, нерастворимые в разбавленных кислотах.

Для открытия сульфид-иона в растворе применяется раствор нитрата свинца.

Опыт 9. Получение сернистого газа сжиганием серы (ТЯГА!).

В чистую железную ложечку помещают немного серы, поджигают ее и вносят в колбу с небольшим количеством воды. Когда сера сгорит, закрыть колбу пробкой и взболтать. Полученный раствор сохранить для последующих опытов.

Опыт 10. Окислительно-восстановительные свойства сернистой кислоты.

а) К небольшому количеству раствора сернистой кислоты (использовать полученный в предыдущем опыте раствор) прилить бромной воды. Наблюдать обесцвечивание раствора и доказать образование серной кислоты. Написать уравнение реакции.

б) Подействовать на сероводородную воду полученным раствором сернистой кислоты. Наблюдать выпадение серы, написать уравнение реакции.

в) Налить в пробирку с раствором сернистой кислоты немного разбавленного раствора фуксина. Наблюдать исчезновение окраски. Затем смесь в пробирке нагреть. Что наблюдается?

Опыт 11. Реакция на сульфит-ион.

Прилить к раствору сернистой кислоты немного раствора едкого натра для того, чтобы сместить равновесие в сторону образования сульфит-ионов, затем подействовать раствором хлористого бария. Написать уравнение реакции в ионном виде. На полученный осадок подействовать концентрированной соляной кислотой. Что наблюдается?

Опыт 12. Обугливание органических веществ под действием серной кислоты.

а) Налить в пробирку немного концентрированной серной кислоты и опустить в нее лучинку. Объяснить причину обугливания лучинки.

б) На листке белой бумаги при помощи стеклянной палочки, смоченной разбавленной серной кислотой, сделать надпись. Подержать лист над горелкой или электрической плиткой до высыхания. Что наблюдается?

Сделать вывод о правилах обращения с растворами серной кислоты.

Опыт 13. Окислительные свойства серной кислоты.

а) Действие на металлы.

Подействовать разбавленной серной кислотой на следующие металлы: медь, цинк, алюминий. В случае медленно протекающих реакций осторожно подогреть. Что наблюдается? Написать уравнение реакций. Определить какой ион является окислителем в этих случаях.

Подействовать концентрированной серной кислотой на те же металлы, подогреть, отметить цвет и запах продуктов реакций. Написать уравнения реакций. Определить, какой ион является окислителем.

б) Действие на неметаллы.

Нагреть две пробирки с небольшим количеством концентрированной серной кислоты, в одну из которых поместить кусочек серы, в другую кусочек угля. Осторожно исследовать запах выделяющегося газа. Написать уравнения реакций.

Опыт 14. Реакция на сульфат-ион.

Налить в пробирку небольшое количество разбавленной серной кислоты и подействовать раствором хлорида бария. К полученному раствору прилить концентрированной соляной кислоты. Растворяется ли осадок? Написать уравнение реакции в ионной форме. Сравнить эту реакцию с реакцией открытия сульфит-иона.

Опыт 15. Тиосульфат натрия.

а) Получение тиосульфата натрия.

Поместить в небольшую коническую колбу 3,5 г сульфита натрия и 50 мл воды. Взвесить 2,5 г серного цвета и, смочив серу спиртом (зачем?), перенести ее в колбу с раствором сульфита натрия. Смесь нагреть до кипения. Признаком конца процесса является нейтральная реакция раствора. Полученный горячий раствор отфильтровать и упарить на водяной бане до начала кристаллизации. Выпавшие после охлаждения кристаллы отсосать на воронке Бюхнера. Написать уравнение реакции. Написать графическую формулу тиосульфата натрия.

б) Свойства тиосульфата натрия.

1. Растворить несколько кристаллов тиосульфата натрия в небольшом количестве воды и добавить 1-2 мл раствора соляной кислоты. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.

2. Положить на крышку тигля несколько кристаллов тиосульфата натрия и сначала осторожно, а затем сильно нагреть. Что наблюдается? Написать уравнение реакции. Доказать, какие вещества образовались при распаде тиосульфата натрия.

3. Налить в пробирку 3-4 мл хлорной воды и прибавить по каплям раствор тиосульфата натрия до исчезновения запаха хлора. Написать уравнение реакции. Почему тиосульфат натрия называют «антихлором»?

4. Проделать аналогичный опыт с йодной водой. Написать уравнение реакции.

Почему при взаимодействии хлорной и йодной воды с тиосульфатом натрия получают различные продукты окисления серы? Что образуется при взаимодействии тиосульфата натрия с бромной водой?

Опыт 16. Катализ.

Приготовить в пробирке раствор 30%-ной серной кислоты, в который добавлено несколько капель раствора перманганата калия. Разлить раствор в три пробирки, в первую добавить 1 каплю 1М раствора нитрата калия. Затем одновременно положить в первую и вторую пробирки по одинаковому кусочку цинка и заметить время. Третья пробирка остается для сравнения. Наблюдать обесцвечивание жидкости в пробирках, отметить время полного обесцвечивания в каждой пробирке. Написать уравнение реакции обесцвечивания растворов. Объяснить роль добавки нитрата калия.

studfile.net