ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА. Правовое государство – это такое государство, в котором создаются реальные условия для наиболее полного обеспечения прав и свобод человека и гражданина

Правовое государство – это такое государство, в котором создаются реальные условия для наиболее полного обеспечения прав и свобод человека и гражданина, а также для последовательного ограничения с помощью права государственной власти в целях недопущения злоупотребления с её стороны.

Идея правового государства зародилась ещё в древности, но не потеряла своей актуальности и значимости сегодня. Конституции многих современных государств провозглашают свои государства как демократические, социальные правовые.

Социально-экономической предпосылкой правового государства является гражданское общество, многообразие форм собственности как равноправных и в одинаковой мере защищаемых юридически.

Политической основой правового государства является политический плюрализм.

Нравственной основой правового государства являются общечеловеческие принципы гуманизма и справедливости, равенства и свободы личности.

В юридической литературе существует много мнений относительно принципов, лежащих в основе современной концепции правового государства. Чаще всего выделяют следующие:

1. Господство права и его приоритет перед государством. Данный принцип означает, что государство является инструментом, способом реализации права. В подчинении государства праву состоит практический смысл концепции правового государства: в деятельности государственных органов не должен господствовать произвол, эта деятельность должно быть регламентирована правом.

2. Верховенство закона означает, что закон обладает высшей юридической силой по отношению ко всем другим актам.

3. Наличие развитого гражданского общества. В самом общем виде гражданское общество – это та сфера общественных отношений, в которую государство не имеет право вмешиваться административными методами.

4. Признание суверенитета народа, формирование обществом законодательных органов государства. Изначально верховной властью обладает народ, который делегирует эту верховную власть на выборах парламенту – высшему представительному органу государства.

5. Разделение власти, необходимое для предотвращения узурпации власти одним лицом или группой лиц. Все ветви власти взаимно уравновешивают и сдерживают друг друга с помощью закреплённой в законодательстве системе сдержек и противовесов.

6. Признание приоритета прав и свобод человека. Обеспечение прав и свобод человека – важнейшая задача правового государства. В правовом государстве происходит ограничение государственной власти правами и свободами человека и гражданина (власть признаёт неотчуждаемые права граждан).

7. Взаимная ответственность государства и личности. Этот принцип означает, что государство ответственно перед гражданином за создание условий для свободного и достойного развития личности, а гражданин ответственен перед государством за неукоснительное исполнение обязанностей, возложенных на него Конституцией.

8. Реальная независимость суда. Чем большей независимостью пользуется суд относительно других органов власти, тем надёжнее защищены от посягательств права и свободы граждан.

9. Соответствие внутреннего законодательства общепризнанным нормам и принципам международного права.

10. Эффективные формы надзора и контроля за соблюдением законов. Наличие специального органа конституционного надзора (Конституционный Суд, Конституционный Совет и т. д.).

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ (2012)

 

Цель работы – ознакомление с важнейшими классами неорганических соединений: оксидами, гидроксидами, солями, способами их получения и свойствами.

 

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

На сегодняшний день известно около 300 тысяч неорганических соединений. Их можно разделить на три важнейших класса: оксиды, гидроксиды и соли.

ОКСИДЫ – продукты соединения элементов с кислородом.

Оксиды можно получить реакцией соединения элемента с кислородом:

2Mg + O₂ = MgO,

4P + 5O₂ = 2 P₂O₅

или реакцией разложения сложного вещества:

CaCO₃ = CaO + CO₂,

2 Zn(NO₃)₂ = 2 ZnO + 4 NO₂ + O₂.

Различают солеобразующие и несолеобразующие оксиды, а также пероксиды.

Солеобразующие оксиды подразделяют на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды образуют щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), щелочно-земельные металлы (Mg, Ca, Sr, Ba) и металлы с переменной степенью окисления, расположенные в побочных подгруппах ПТМ в своих низших степенях окисления +1, +2 (например:Zn, Cd, Hg, Cr, Mn и др.). Их гидроксиды являются основаниями.

Хорошо растворимые в воде основания щелочных металлов называются щелочами. Они могут быть получены при растворении в воде соответствующих оксидов, например:

Na₂O + H₂O = 2NaOH

Гидроксиды (основания) щелочно-земельных металлов (Mg, Ca, Sr, Ba) также образуются при растворении в воде соответствующих оксидов однако, все они, кроме гидроксида бария Ba(OH)₂, являются мало- или труднорастворимыми.

Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей:

CaO + CO₂ = CaCO₃;

CuO + 2 HCl = CuCl₂ + H₂O.

Кислотные оксиды образуют неметаллы (B, C, N, P, S, Cl и др.), а также металлы с переменной степенью окисления, расположенные в побочных подгруппах ПТМ, в своих высших степенях окисления +5, +6, +7 (например: V, Cr, Mn и др.).

Гидратами кислотных оксидов являются кислоты, которые могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами и основаниями:

SO₂ + Na₂O = Na₂SO₃;

N₂O₅ + 2 NaOH = 2 NaNO₃ + H₂O.

Амфотерные оксиды образуют металлы главных подгрупп ПТМ (например: Al^3+, Sn^2+, Pb²⁺ и др.) и металлы с переменной степенью окисления, расположенные в побочных подгруппах ПТМ, в средних степенях окисления +3, +4 (Cr, Mn, и др.). Их гидроксиды (гидраты) проявляют как основные, так и кислотные свойства. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами, так и с основаниями:

Cr₂O₃ + 6 HCl = 2 CrCl₃ + 3 H₂O;

Cr₂O₃ + 2 NaOH = 2 NaCrO₂ + H₂O

. Несолеобразующих оксидов немного (например, CO, NO, N₂O), они не образуют солей ни с кислотами, ни с основаниями.

 

Пероксиды - производные перекиси водорода (H₂O₂). Пероксиды щелочных металлов (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba) относятся к солям пероксида водорода. В них атомы кислорода связаны между собой ковалентной связью (например, K₂O₂: K– O – O –K) и легко разлагаются с отщеплением атомарного кислорода, поэтому пероксиды являются сильными окислителями

 

ГИДРОКСИДЫ – продукты соединения вные гидроксиды (основания), кислотныеоксидов с водой. Различают осно гидроксиды (кислоты) и амфотерные гидроксиды (амфолиты).

Основные гидроксиды (основания) в растворе диссоциируют на ионы металла и гидроксид – ионы:

NaOH ↔ Na ⁺ + OH ^‾.

Кислотность основания определяется числом гидроксид-ионов OH‾,которые называют функциональными группами оснований. По числу функциональных групп различают однокислотные (например: NaOH), двухкислотные (например:Ca(OH)₂), трехкислотные (например:Al(OH)₃) основания.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(OH)₂ ↔ (CaOH)⁺ + OH ^‾, (CaOH)⁺ ↔ Ca²⁺ + OH ^‾.

Водные растворы хорошо растворимых оснований (щелочей) изменяют окраску индикаторов. В щелочных растворах фиолетовый лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым.

Основания реагируют с кислотами, образуя соли и воду:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O.

Если основание и кислота взяты в эквимолярных отношениях, то среда становится нейтральной, а такая реакция называется реакцией нейтрализации.

Многие нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются:

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O.

Щелочи получают растворением оксидов в воде:

K₂O + H₂O = 2 KOH.

Нерастворимые в воде основания можно получить действием щелочей на растворимые соли металлов:

CuSO₄ + 2 NaOH = Cu(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄.

Кислотные гидроксиды (кислоты) диссоциируют на ионы водорода Н⁺ (точнее ионы гидроксония Н₃О⁺) и кислотный остаток:

HCl ↔ H⁺ + Cl ^‾.

Основность кислоты определяется числом ионов водорода, которые называют функциональными группами для кислоты, например: HCl – одноосновна, H2SO4, - двухосновна, H3PO4 – трехосновна.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂SO₃ ↔ Н ⁺ + HSO₃^‾; HSO₃^‾ ↔ Н ⁺ + SO₃^‾.

Различают кислотыбескислородные (HCl, HI, H₂S, HCN и др.) и кислородсодержащие (HNO₃, H₂SO₄, H₂SO₃, H₃PO₄ и др.).

В растворах кислот лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым, фенолфталеин остается бесцветным.

Кислоты получают растворением кислотных оксидов в воде:

P₂O₅ + 3 H₂O = 2 H₃PO₄

или по реакции обмена соли с кислотой:

Ca₃(PO₄)₂ + 3 H₂SO₄ = 3 CaSO₄ + 2 H₃PO₄.

Амфотерные гидроксиды (а мфолиты) представляют собой гидроксиды, проявляющие в реакциях как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся Be (OH)₂, Al (OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃ и др. Амфотерные гидроксиды реагируют с основаниями как кислоты, с кислотами – как основания:

Сr(OH)₃ + 3 HCl = CrCl₃ + 3 H₂O;

Сr(OH)₃ + 3 NaOH = Na₃[Cr(OH)₆].

СОЛИ при диссоциации образуют ионы (катионы) металлов (или ион аммония NH₄⁺) и ионы (анионы) кислотных остатков:

Na₂SO₄ ↔ 2 Na⁺ + SO₄ ^{2 ‾},

NH₄NO₃ ↔ NH₄⁺ + NO₃^‾.

Различают средние, кислые и основные соли.

Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или гидроксогрупп основания кислотными остатками: NaCl, K₂SO₄, AlPO₄.

H₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄ + 2H₂O

KOH + HNO₃ = KNO₃ + H₂O

Средние соли диссоциируют на катионы металла и анионы кислотных остатков:

AlPO₄ ↔ Al ³⁺ + PO₄ ^{3 ‾.}

Кислые соли (гидросоли) являются продуктами неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот атомами металла: NaHSO₄, Al (H₂PO₄)₃, KHCO_3^

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O

Диссоциация кислой соли выражается уравнением:

Al(H₂PO₄)₃ ↔ Al ³⁺ + 3 (H₂PO₄)^‾.

Анион (H₂PO₄)^‾ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.

вные солиОсно (гидроксосоли) являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп многокислотного основания на кислотные остатки: AlOHSO₄, MgOHCl, (CuOH)₂SO₄.

Mg(OH)₂ + HCI = MgOHCI + H₂O

Диссоциация основной соли выражается уравнением:

AlOHSO₄ ↔ (AlOH) ^{2 +} + SO₄ ^2‾.

Катион (AlOH)²⁺ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.

Средние соли могут быть получены многими способами:

соединением металла и неметалла: 2 Na + Cl₂ = 2 NaCl;

соединением основного и кислотного оксидов: CaO + CO₂ = CaCO₃;

вытеснением активным металлом водорода или менее активного металла:

Zn + 2 HCl = H₂ + ZnCl₂,

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu;

реакцией нейтрализации: NaOH + HCl = NaCl + H₂O;

реакцией обмена: Ba(NO₃)₂+ Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2 NaNO₃ и др.

Кислые соли могут быть получены в кислой среде:

NaOH + H₂SO_{4 (избыток)} = NaHSO₄ + H₂O;

Na₃PO₄ + 2 H₃PO_{4 (избыток)} = 3 NaH₂PO₄.

Основные соли могут быть получены в щелочной среде:

H₂SO₄ + 2 Cu(OH)_{2 (избыток)} = (CuOH)₂ SO₄ + Na₂SO₄,

2 CuSO₄ + 2 NaOH_{(недостаток)} = (CuOH)₂ SO₄ + Na₂SO₄

Кислые соли при избытке щелочи и основные соли при избытке кислоты переходят в средние соли: NaHSO₄ + NaOH _{(избыток)} = Na₂SO₄ + H₂O,

(CuOH)₂ SO₄ + H₂SO_{4 (избыток)} = 2 CuSO₄ + 2 H₂O.

Для многих металлов характерны комплексные соединения, которые диссоциируют в растворе как сильные электролиты, образуя устойчивые комплексные ионы:

CuSO₄ + 8NH₄OH _{(избыток)} = [Cu (NH₃)₄](OH)₂ + [Cu (NH₃)₄] SO₄ + 8 H₂O.

Степень диссоциации комплексных соединений незначительна:

[Cu (NH₃)₄](OH)₂ ↔ [Cu (NH₃)₄] ²⁺ + 2 OH^‾

[Cu (NH₃)₄] SO₄ ↔ [Cu (NH₃)₄] ²⁺ + SO ₄^2‾

Комплексные соединения многих d – металлов окрашены, что позволяет их использовать в аналитической практике для обнаружения ионов металлов.

. Существуют также двойные соли, образованные разными металлами и одним кислотным остатком (KAl(SO₄)₂) и смешанные, образованные одним металлом и разными кислотными остатками (CaClOCl).

осно́вный или кислотный.

 

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

 

ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ОКСИДОВ