ЛР БТС / 0501_Конунников_отсчет ЛР1

10

CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaCl (образование белого осадка). Ca2+ + Cl2 - + Na2 + + CO3 2- = Ca2+ + CO3 2- + 2Na+ + Cl-

Cl2 - + Na2 + = 2Na+ + Cl-

CaCl2 – хлорид кальция; Na2CO3 – карбонат натрия; CaCO3 – карбонат кальция; NaCl – хлорид натрия.

Опыт 2.12.

CoCl2 + NaOH → Co(OH)Cl + NaCl (образование синего осадка). Co2+ + Cl2 - + Na+ + OH- = Co2+ + OH- + Cl- + Na+ + Cl-

Cl2 - = Cl- + Cl-

CoCl2 – хлорид кобальта (II); NaOH – гидроксид натрия; Co(OH)Cl –

гидроксохлорид кобальта(II); NaCl – хлорид натрия.

Опыт 2.13.

Co(OH)Cl + NaOH → Co(OH)2↓ + NaCl (образование осадка; изменение цвета на розовый).

Co2+ + OH- + Cl- + Na+ + OH- = Co2+ + (OH)2 - + Na+ + Cl-

OH- + OH- = (OH)2

Co(OH)Cl – гидроксохлорид кобальта (II); NaOH – гидроксид натрия; Co(OH)2 – гидроксид кобальта (II); NaCl – хлорид натрия.

Co(OH)Cl + HCl → CoCl2 + H2O (растворение осадка). Co2+ + OH- + Cl- + H- + Cl- = Co2+ + Cl2 - + H2O

Cl- + OH- + H- = Cl2 - + H2O

Co(OH)Cl – гидроксохлорид кобальта; HCl – соляная кислота; CoCl2 –

хлорид кобальта (II); H2O – вода.

11

Выводы

В ходе лабораторной работы были усвоены и закреплены знания об особенностях, классификации и взаимодействия солей, кислот и оснований с другими веществами.

Опыты 1.12, 1.16, 1.19 показывает, что в результате взаимодействия сульфата с разбавленным раствором гидроксида происходит образование студнеобразного осадка гидроксида. Слабый восстановитель, реагирует с типичными окислителями. Вступает в реакции обмена.

Общее свойство основных оксидов заключается в способности реагировать с кислотами с образованием соли и воды, что можно наблюдать в опытах 1.14, 1.18, 2.13, 2.5.

Две средние растворимые соли реагируют между собой, если в результате образуется нерастворимая средняя соль. Наглядным примером для этого вывода может служить опыт 2.8.

В опытах 1.13 и 2.3 можно наблюдать как цвета различных индикаторов в растворах кислот и щелочей, приведеных в таблице 4, определяют кислотность или щелочность раствора. Для проявления окраски достаточно добавить в исследуемый раствор всего лишь 1-2 капли 0,1% раствора индикатора.

Контрольный вопрос

1. Химические свойства диоксида германия (GeO2).

Ответ: 1. Нагревание диоксида германия при температуре 1000 °C дает оксид германия. 2GeO2 = 2GeO + O2.

2. Восстанавливается водородом и углеродом до металлического германия при нагревании:

GeO2 + 2H2 → Ge + 2H2O, GeO2 + C → Ge + CO2.

Диоксид германия растворяется в воде, образуя слабую метагерманиевую кислоту:

GeO2 + 2H2O → H2GeO2,

12

H2GeO3 + H2O = HGeO3 + H3O, HGeO3 + H3O = GeO3 + H3O.

3. Растворяется в щелочах, с разбавленными образует соли метагерманиевой кислоты, с концентрированными — ортогерманиевой:

GeO2 + 2NaOH → NaGeO3 + H2O, GeO2 + 2NaOH + 2H2O = Na2[Ge(OH)6].

4. Темно-серый нитрид германия (Ge3N4) может быть получен действием

NH3 на металлический германий (или GeO2) при 700 °C: 4NH3 + 3GeO2 → Ge3N4

+6H2O

5.Взаимодействует с галогеноводородами: GeO2 + 4HCl → GeCl4 + 2H2O.

6.При нагревании разрушает соли более слабых кислот с образованием германатов: GeO2 +Na2CO3 → Na2GeO2 + CO2.

7.С окислами щелочных металлов, в зависимости от их количества,

образует различные германаты: GeO2 + x Na2O → Na2GeO3, Na6GeO5, Na4GeO4.