Учебник. d-Элементы

К d-элементам относят те элементы, атомы которых содержат валентные электроны на (n – 1)d ns-уровнях и составляют побочные (IIIВ–VIIВ, IВ, IIВ) подгруппы, занимая промежуточное положение между типичными s-металлами (IА, IIА) и p-элементами. Из 109 элементов периодической системы 37 относятся к d-элементам; из них последние 7 радиоактивны и входят в незавершенный седьмой период. Электронное строение атомов d-элементов определяет их химические свойства. 3d-Элементы по химическим свойствам существенно отличаются от 4d— и 5d-элементов. При этом элементы IVВ–VIIВ подгрупп очень схожи по многим химическим свойствам. Это сходство обусловлено лантаноидным сжатием, которое из-за монотонного уменьшения радиусов при заполнении 4f-орбиталей приводит к практическому совпадению радиусов циркония и гафния, ниобия и тантала, молибдена и вольфрама, технеция и рения. Элементы этих пар очень близки по физическим и особенно по химическим свойствам; первые шесть элементов встречаются в одних рудных месторождениях, трудно разделяются; их иногда называют элементами-близнецами.

Электронные формулы и типичные степени окисления d-элементов.

d-Элементы обладают некоторыми особенностями по сравнению с элементами главных подгрупп.

1. У d-элементов лишь небольшая часть валентных электронов делокализована по всему кристаллу (тогда как у щелочных и щелочноземельных металлов валентные электроны полностью отданы в коллективное пользование). Остальные d-электроны участвуют в образовании направленных ковалентных связей между соседними атомами. Таким образом, эти элементы в кристаллическом состоянии обладают не чисто металлической связью, а ковалентно-металлической. Поэтому все они твердые (кроме Hg) и тугоплавкие (за исключением Zn, Cd) металлы (рис. 8.11).

Температура плавления d-элементов

Из рис. 8.11. видно, что наиболее тугоплавки металлы VВ и VIВ подгрупп. У них заполняется электронами половина d-подуровня и реализуется максимально возможное число неспаренных электронов, а следовательно, наибольшее число ковалентных связей. Дальнейшее заполнение приводит к уменьшению числа ковалентных связей и падению температур плавления.

2. Вследствие незаполненности d-оболочек и наличия близких по энергии незаполненных ns- и np-уровней, d-элементы склонны к комплексообразованию; их комплексные соединения, как правило, окрашены и парамагнитны.

3. d-Элементы чаще, чем элементы главных подгрупп, образуют соединения переменного состава (оксиды, гидриды, карбиды, силициды, нитриды, бориды). Кроме того, они образуют сплавы между собой и с другими металлами, а также интерметаллические соединения.

4. Для d-элементов характерен большой набор валентных состояний (табл. 8.10) и, как следствие этого, изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в широких пределах.

Соединения, в которых d-элементы находятся в низшей степени окисления, образуют кристаллы ионного типа, в химических реакциях проявляют основные свойства и являются, как правило, восстановителями.

Устойчивость соединений, в которых d-элементы находятся в высшей степени окисления (равной номеру группы),увеличивается в пределах каждого переходного ряда слева направо, достигая максимума для 3d-элементов у Mn, а во втором и третьем переходных рядах – у Ru и Os соответственно. В пределах одной подгруппы стабильность соединений высшей степени окисления уменьшается в ряду 5d > 4d > 3d, о чем свидетельствует характер изменения энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала) однотипных соединений, например:

Это явление связано с тем, что при увеличении главного квантового числа в пределах одной подгруппы происходит уменьшение разности энергий (n – 1)d- и ns-подуровней. Этим соединениям свойственны ковалентно-полярные связи. Они имеют кислотный характер и являются окислителями (CrO₃ и K₂CrO₄, Mn₂O₇ и KMnO₄).

Соединения, в которых d-электроны находятся в промежуточных степенях окисления, проявляют амфотерные свойства и окислительно-восстановительную двойственность.

6. d-элементы IIIВ–VIIВ подгрупп в высших степенях окисления по свойствам подобны соответствующим p-элементам. Так, в высших степенях окисления Mn (VII) и Cl (VII) являются электронными аналогами. Подобие электронных конфигураций (s 2 p 6 ) приводит к подобию свойств соединений семивалентных марганца и хлора. Mn₂O₇ и Cl₂O₇ в обычных условиях малоустойчивые жидкости, являющиеся ангидридами сильных кислот с общей формулой НЭО₄. В низших степенях окисления марганец и хлор имеют различное электронное строение, что обусловливает резкое отличие свойств их соединений. Например, низший оксид хлора Cl₂O (s 2 p 4 ) – газообразное вещество, являющееся ангидридом хлорноватистой кислоты (HClO), тогда как низший оксид марганца MnO (d 5 ) представляет собой твердое кристаллическое вещество основного характера.

Сульфиды свинца (галенит или свинцовый блеск), ртути (киноварь), железа (пирит или железный колчедан), цинка (бленда)

7. Как известно, восстановительная способность металла определяется не только его энергией ионизации (М – ne – → М n+ ; +∆H_иониз), но и энтальпией гидратации образовавшегося катиона (М n+ + mH₂O → М n+ ċmH₂O; –∆H_гидр). Энергии ионизации d-элементов в сравнении с другими металлами велики, но они компенсируются большими энтальпиями гидратации их ионов. Вследствие этого электродные потенциалы большинства d-элементов отрицательны.

В периоде с ростом Z восстановительные свойства металлов уменьшаются, достигая минимума у элементов IВ группы. Тяжелые металлы VIIIВ и IВ групп за свою инертность названы благородными.

Окислительно-восстановительные тенденции соединений d-элементов определяются изменением устойчивости высших и низших степеней окисления в зависимости от положения их в периодической системе. Соединения с максимальной степенью окисления элемента проявляют исключительно окислительные свойства, а с низшей – восстановительные. легко окисляется на воздухе Mn(OH)₂ + 1/2O₂ = MnO₂ + H₂O. Соединения Mn(IV) легко восстанавливаются до Mn (II): MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O, но сильными окислителями окисляется до Mn (VII). Перманганат-ион MnO₄ – может быть только окислителем.

Поскольку для d-элементов в пределах подгруппы устойчивость высших степеней окисления сверху вниз растет, то окислительные свойства соединений высшей степени окисления резко падают. Так, соединения хрома (VI) (CrO₃, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇) и марганца(VII) (Mn₂O₇, KMnO₄) – сильные окислители, а WO₃, Re₂O₇ и соли соответствующих им кислот (H₂WO₄, HReO₄) восстанавливаются с трудом.

8. На кислотно-основные свойства гидроксидов d-элементов влияют те же факторы (величина ионного радиуса и заряд иона), что и на гидроксиды p-элементов.

Гидроксиды низших степеней окисления d-элементов обычно проявляют основные свойства, а отвечающие высшим степеням окисления – кислотные. В промежуточных степенях окисления гидроксиды амфотерны. Особенно отчетливо изменение кислотно-основных свойств гидроксидов при изменении степени окисления проявляется в соединенинях марганца. В ряду – – – – свойства гидроксидов меняются от слабого основания через амфотерные и к сильным кислотам и

В пределах одной подгруппы гидроксиды d-элементов одинаковой степени окисления характеризуются увеличением основных свойств при движении сверху вниз. Например, в IIIВ группе Sc(OH)₃ – слабое, а La(OH)₃ – сильное основание. Элементы IVВ группы Ti, Zn, Hf образуют амфотерные гидроксиды Э(OH)₄, но кислотные свойства их ослабевают при переходе от Ti к Hf.

Бериллий

9. Отличительной особенностью переходных элементов является образование фаз переменного состава. Это, во-первых, твердые растворы внедрения и замещения и, во-вторых, соединения переменного состава. Твердые растворы образуются элементами с близкими электроотрицательностями, атомными радиусами и одинаковыми кристаллическими решетками. Чем больше отличаются элементы по своей природе, тем менее они растворяются друг в друге и тем более склонны к образованию химических соединений. Такие соединения могут иметь как постоянный, так и переменный состав. В отличие от твердых растворов, в которых сохраняется решетка одного из компонентов, для соединений характерно образование новой решетки и новых химических связей. Другими словами, к химическим соединениям относят лишь те фазы переменного состава, которые резко отличаются по строению и свойствам от исходных.

Для соединений переменного состава характерны следующие особенности:

а) Состав этих соединений зависит от способа получения. Так, в зависимости от условий синтеза оксиды титана имеют состав TiO_1,2–1,5 и TiO_1,9–2,0; карбиды титана и ванадия – TiC_0,6–1,0 и VС_0,58–1,09, нитрид титана TiN_0,45–1,00.

б) Соединения сохраняют свою кристаллическую решетку при значительных колебаниях количественного состава, то есть имеют широкую область гомогенности. Так, TiC_0,6–1,0, как следует из формулы, сохраняет решетку карбида титана при недостатке в ней до 40 % атомов углерода.

в) Природа связи в таких соединениях определяется степенью заполнения d-орбиталей металла. Электроны внедренного неметалла заселяют вакантные d-орбитали, что приводит к усилению ковалентности связей. Именно поэтому доля металлической связи в соединениях начальных элементов d-рядов (IV–V групп) понижена.

Наличие ковалентной связи в них подтверждается большими положительными энтальпиями образования соединений, более высокими твердостью и температурой плавления, меньшей электропроводностью по сравнению с образующими их металлами.

Источник

Что такое ns0 химия

Степени окисления элементов и всегда равны номеру группы (+1 и +2).

Для элементов характерно образование двухатомных молекул Э₂(σ св ) 2 (σ * ) 0 ; для элементов образование Э₂ невозможно из-за равной заселенности связывающих и разрыхляющих σ-орбиталей.

Величины элементов предопределяют их восстановительные свойства, увеличиваясь при движении в подгруппе сверху вниз. Все элементы вытесняют водород из воды и кислот, восстанавливают оксиды металлов и неметаллов до простых веществ.

Ионность связи Э–Х возрастает в подгруппе сверху вниз, а в случае оснований удлинение связи Э–OH ведет к увеличению основности.

В соединениях LiX и BeX₂ связь Э–Х преимущественно ковалентная (малополярная).

70011405,28–0,1500,9–2,920+2

Таблица 8.1

Металлы хранят в инертной атмосфере или под слоем жидких углеводородов, а получают обычно электролизом расплавов. Соли элементов окрашивают пламя в цвета: лития – в алый, натрия – в желтый, калия – в сине-фиолетовый, рубидия – в темно-красный, цезия – в бледно-голубой, кальция – в оранжево-красный, стронция – в темно-красный, бария – в светло-зеленый.

Большинство солей растворимо в воде. К нерастворимым относят Li₂CO₃, KClO₄, ЭCO₃, ЭSO₄, Э₃(PO₄)₂ (Э = Ca, Sr, Ba), некоторые ЭF₂.

Источник

Атомы и электроны

Атомно-молекулярное учение

Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s 2 ) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p 6 ), на которых помещается 6 электронов

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p 6 ) и d-подуровня: пяти «d» ячеек (3d 10 ), в которых помещается 10 электронов

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p 6 ), d-подуровня: пяти «d» ячеек (4d 10 ) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f 14 ), на которых помещается 14 электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный «рисунок».

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.

Внешний уровень и валентные электроны

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Источник

Химия S-элементов. Элементы I-A и II-А групп периодической системы элемнтов Д.И.Менделеева

Автор: Пользователь скрыл имя, 20 Февраля 2012 в 18:57, лабораторная работа

Краткое описание

В периодической системе имеется всего 14 S-элементов (включая водород и гелий). Они образуют I-A и II-А группы периодической системы.
Атомы элементов I-А группы – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr – называются щелочными металлами. Атомы этих элементов имеют на внешнем уровне по одному S-электрону (nS1).

Файлы: 1 файл

Химия.docx

Тема: «Химия S-элементов. Элементы I-A и II-А групп периодической системы элемнтов Д.И.Менделеева».

В периодической системе имеется всего 14 S-элементов (включая водород и гелий). Они образуют I-A и II-А группы периодической системы.

Атомы элементов I-А группы – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr – называются щелочными металлами. Атомы этих элементов имеют на внешнем уровне по одному S-электрону (nS 1 ).

Атомы элементов II-A группы – Ве, Мg, Ca, Sr, Ba, Ra на внешнем электронном уровне имеют по два S-электрона (nS 2 ).

Элементы обоих групп обладают сходными свойствами. В свободном состоянии они – типичные металлы с высокой химической активностью, и являются сильными восстановителями.

Валентными являются S-электроны. Атомы этих элементов могут быть только донорами при образовании комплексных соединений и проявляют положительные степени окисления для I-A группы + 1, для II-A группы + 2.

Восстановительная активность металлов возрастает от Li до Fr, что обусловлено увеличением радиусов атомов с увеличением атомной массы их и низкими значениями энергий ионизации.

Стандартные электронные потенциалы щелочных в пределах от – 3,05 до – 2,71 в., потенциал же восстановления воды равен – 0,41 в. Поэтому все эти металлы восстанавливают воду, образуя гидрид металла и водорода:

Как сильные восстановители, щелочные металлы взаимодействуют со всеми элементарными окислителями- галогенами, халькогенами, азотом и водородом.

Все щелочные металлы легко окисляются кислородом воздуха, а при нагревании воспламеняются, образуя оксиды, пероксиды и супероксиды. Так, литий образует главным образом Li₂O, натрий Na₂O₂, а калий, рубидий и цезий ЭО₂.

Пероксиды и супероксиды подвергаются гидролизу:

Гидролизуются они еще легче:

Щелочные металлы окисляются и водородом, образуя гидриды-соединения с ионной связью (они похожи на соответствующие шалогениды):

Водород в гидридах имеет степень окисления – I.

Гидриды щелочных металлов также гидролизуются:

Большинство соединений щелочных металлов имеют сильно полярную или преимущественно ионную связь, а поэтому растворимы в воде и диссоциируют на ионы. Очень хорошо растворяются в воде гидроксиды щелочных металлов. Они являются сильными щелочами.

Важным свойством щелочных металлов является их способность растворяться в жидком аммиаке. Такие растворы являются хорошими электролитами.

ОПЫТ I. Взаимодействие натрия с кислородом (синтез перекиси натрия).

Опыт следует проводить с осторожностью, не ронять кусочков натрия, не наклонять лицо над тиглем.

Маленький кусочек натрия (диаметром 2-3 мм) осушить фильтрованной бумагой и поместить в микротигель. Под тягой нагревать тигель слабым пламенем спиртовки, пока натрий не сгорит. Сгорая, натрий с кислородом воздуха образует перекись натрия Na₂O₂. Отметить цвет пламени натрия и цвет полученной перекиси натрия. Написать уравнение реакции. Сохранить продукт для следующего опыта.

ОПЫТ II. Окислительные свойства перекиси натрия.

Внести в цилиндрическую пробирку Na₂O₂, полученную в предыдущем опыте, добавить 2-3 капли раствора йодида калия (KJ), 2-3 капли разбавленного раствора H₂SO₄ и все разбавить 10 каплями дистиллированной воды. Заметна ли окраска выделявшегося йода?

Убедится в присутствии йода, прибавить 1-2 капли крахмального клейстера. Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции.

ОПЫТ III. Термическое разложение гидрокарбоната натрия.

Налить в две пробирки по 5-7 капель растворов карбоната и гидрокарбоната натрия. В каждую пробирку добавить 1 каплю фенолфталеина. Отметить окраску индикатора в том и в другом случае и оставить эти пробирки как контрольные.

Затем насыпать в тигель 50-70 мг порошка гидрокарбоната натрия и 8-10 минут прокаливать в пламени горелки. После остывания тигля налить в него около 1 мл дистиллированной воды. Перемешать стеклянной палочкой и разлить в две конические пробирки. В одну из них внести 3-4 капли соляной кислоты и наблюдать выделение пузырьков оксида углерода (IV). В другую пробирку внести 1 каплю фенолфталеина и сравнить окраску индикатора с окраской в контрольных пробирках. Какая соль получилась при термическом разложении гидрокарбоната натрия? Написать уравнение реакции.

ОПЫТ IV. Получение гидроксида калия.

В стаканчике растворить в 1 мл дистиллированной волы около 1 г карбоната калия. Нагреть до кипения и прибавлять малыми порциями при помешивании 0,8-1 г хорошо измельченного гидроксида кальция. Полученный раствор кипятить на слабом пламени, прибавляя к нему воду, так чтобы объем жидкости оставался постоянным до конца реакции. Затем осадку дать отстояться. Отцентрифугировать и исследовать каплю центрифугата на отсутствие ионов кальция, прибавить каплю оксалата аммония. Написать уравнение реакции.

ОПЫТ V. Окрашивание пламени солями щелочных металлов.

Взять нихромовую проволоку вставленную в металлический держатель. Проволоку смочить насыщенным раствором хлорида калия и внести в бесцветное пламя горелки. Наблюдать фиолетовую окраску в пламени. Аналогичное испытание провести с насыщенными растворами солей хлорида натрия и хлорида лития. Натрий окрашивает пламя в желтый, а литий в малиновый цвет. Летучие соли рубидия и цезия окрашивают бесцветное пламя горелки в розово-фиолетовый цвет.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ

Восстановительная активность элементов II-A группы меньше, чем у щелочных металлов, т.к. их радиусы атомов меньше, а энергия ионизации больше по сравнению со щелочными металлами.

Стандартные электродные потенциалы металлов изменяются от – 1,70в у Ве до – 2,92в у Ra, поэтому в направлении от Ве к Ra возрастает восстановительная активность.

Бериллий с водой взаимодействует, он окисляется кислородом воздуха уже при обычных температурах и образуется плотная пленка ВеО, защищающая металл.

Магний с водой реагирует, но скорость реакции весьма мала, она делается заметной лишь при нагревании.

Кальций, стронций, барий и радий реагируют с водой при обыкновенной температуре: Э + 2Н₂О = Э(ОН)₂ + Н₂.

Все металлы II-A группы с кислородом образуют оксиды состава ЭО.

Для бария известен пероксид ВеО₂. Характер химических связей в оксидах различен: у оксида бериллия связь обладает амфотерными свойствами, т.е. реагирует как с кислотами, так и с основаниями:

Остальные оксиды элементов II-A группы имеют ионный характер, усиливающийся от MgO к RaO.

Различают между собой и гидроксиды этой группы Be(OH)₂ – амфотерное основание, Mg(OH)₂ – слабое основание, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ и Ra(OH)₂ – сильные основания.

Элементы II-A группы легко взаимодействуют с кислородом, галогенами, серой, азотами, образуя соединения с ионным характером связи.

Карбоната, сульфаты и фосфаты кальция, стронция и бария мало расворимы в воде, но их кислые соли хорошо растворяются, как и их хлориды, бромиды, йодиды и нитраты.

ОПЫТ I. Получение и свойства гидроксида бериллия.

В пробирку к 8-10 каплям соли бериллия добавить по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадка Be(OH)2. Разделить содержимое на две части.

К одной из них добавить несколько капель р-ра соляной кислоты, к другой – избыток р-ра гидроксила натрия и перемешать. Наблюдать растворение осадков. На какое свойство гидроксида бериллия это указывает? Написать уравнение реакций в молекулярном виде.

ОПЫТ II. Синтез карбонатов щелочноземельных металлов.

В конические пробирки внести по 2-3 капли растворов: в первую – хлорида кальция, во вторую – хлорида бария.

В каждую пробирку прилить по 2-3 капли р-ра карбоната натрия. Отцентрифугировать осадок и растворить их. Затем испытать растворимость осадков в двойном растворе соляной кислоты. Для этого осторожно, по каплям, добавить кислоты в пробирку до полного растворения осадков. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций образования карбонатов и их растворения в кислоте.

ОПЫТ III. Синтез сульфатов щелочноземельных металлов.

В каждую пробирку прилить по 5-7 капель р-ра сульфата натрия. Обратите внимание, какой осадок выпадает наиболее медленно. Сделайте вывод о растворимости в воде сульфатов кальция и бария, обосновав её величинами произведения растворимости этих солей.

Испытать растворимость осадков в растворах соляной и азотной кислоты. Написать молекулярные и ионные уравнения образования сульфатов кальция и бария.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ

4. Какие соли придают воде жесткость и как она устраняется?

Написать соответствующие уравнения реакций.

ОПЫТ V. Получение гидроксида свинца (II) и исследование его свойств.

Возьмите 3 пробирки и в каждую поместите 3 капли р-ра ацетата свинца. Потом в каждую пробирку добавьте по несколько капель р-ра гидроксида натрия до появления осадка. В одну из пробирок прибавьте несколько капель р-ра азотной кислоты до растворения осадка, в другую – р-ра гидроксида натрия тоже до растворения осадка. (пробирку встряхнуть).

Задание. Запишите, как называются гидроксиды, которые растворяются как в кислотах, так и в растворах щелочей. Напишите молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакций получения и растворения гидроксида свинца (II).

ОПЫТ VI. Определение среды раствора хлорида алюминия.

В пробирку внесите 5 капель р-ра алюминия и 1 каплю р-ра м-о.

Задание. Запишите, что произошло с метиловым оранжевым и на какую реакцию среды упало наблюдаемое явление. Напишите молекулярные и сокращенные ионные уравнения, объясняющие наличие определенной среды р-ра хлорида алюминия.

ОПЫТ VII. Получение гидроксида алюминия и исследование его свойств.

Возьмите 2 пробирки и внесите в каждую 4 капли р-ра хлорида алюминия. Потом в каждую пробирку добавьте несколько капель р-ра гидроксида натрия до появления осадка. В одну пробирку добавьте соляную кислоту до растворения осадка, в другую р-р гидроксида натрия тоже до растворения осадка (пробирку встряхивать).

Задание. Как называются гидроксиды, которые растворяются как в кислотах, так и в растворах щелочей. Напишите молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакций получения и растворения гидроксида алюминия.

ОПЫТ VIII. Взаимодействие алюминия со щелочью.

В пробирку поместить кусочек алюминия и добавить 10 капель р-ра гидроксида натрия. Если реакция идет очень медленно, то пробирку слегка нагрейте.

Задание. Напишите молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакций учитывая, что один из продуктов реакции водород.

ОПЫТ IX. Определение среды раствора буры (тетрабарата натрия).

В пробирку внести 10 капель дистиллированной воды и 1 микрошпатель буры. Встряхиванием пробирки, добейтесь растворения буры. Потом добавьте в пробирку 1 каплю фенолфталеина.

Задание. Напишите, что произошло с фенолфталеином и на какую реакцию среды указано явление, объясняющее наличие определенной среды р-ра буры (продукты реакции – гидроксиды натрия и ортоборная кислота).

ОПЫТ X. Получение ортоборной кислоты из буры.

В пробирку внести 5 капель горячего насыщенного раствора буры и добавить 3 капли концентрированной серной кислоты.

Задание. Напишите молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакции. Напишите вывод о растворимости кислоты в воде.

Источник