Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
45
|
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ТЕХНОЛОГИЙ И УПРАВЛЕНИЯ имени К.Г.Разумовского Кафедра Неорганической химии Лабораторный практикум дисциплины Неорганическая химия по направлениям подготовки бакалавров 260200, 260800 и 280700
для студентов всех форм обучения Москва – 2011 |
Обсуждена и одобрена на заседании кафедры «Неорганическая химия» Московского государственного университета технологий и управления (протокол №.).
Утверждена на заседании Совета института «Технологии пищевых продуктов» Московского государственного университета технологий и управления (протокол № 6 от 30.03. 2011г.).
Составители:
Соловьева Екатерина Николаевна – старший преподаватель кафедры «Химия» Российского заочного института текстильной и легкой промышленности
Неделькин Владимир Иванович - доктор химических наук, профессор кафедры «Химия» Российского заочного института текстильной и легкой промышленности
Силкина Татьяна Александровна - кандидат химических наук, доцент кафедры «Химия» Российского заочного института текстильной и легкой промышленности
Чернова Наталья Сергеевна - кандидат химических наук, доцент кафедры « Аналитическая химия» Московского государственного университета технологий и управления
Рецензенты:
Крашенинникова Ирина Геннадьевна – доктор технических наук, профессор кафедры «Технология продуктов питания и экспертиза товаров»
Зачернюк Борис Александрович - кандидат химических наук, доцент кафедры «Химия» Российского заочного института текстильной и легкой промышленности
Соловьева Е.Н., Неделькин В.И., Силкина Т.А. Чернова Н.С.
Неорганическая химия: Лабораторный практикум – М.: МГУТУ, 2011. – 43 с.
Лабораторный практикум дисциплины «Неорганическая химия» базовой части математического и естественнонаучного цикла учебного плана составлен в соответствии с Государственным образовательным стандартом высшего профессионального образования для бакалавров по направлениям 260200, 260800 и 280700.
Лабораторный практикум предназначен для студентов всех форм обучения.
©Московский государственный университет технологий и управления, 2011.
109004, Москва, Земляной вал, 73
© Соловьева Е.Н., Неделькин В.И., Силкина Т.А., Чернова Н.С.
|
Правила техники безопасности при выполнении лабораторных работ............................................................................................. |
4 |
|
Часть 1. Общая химия....................................................................... |
5 |
|
Работа 1. Скорость химических реакций и химическое равновесие .......................................................................................................... |
5 |
|
Работа 2. Электролитическая диссоциация. Ионно-молекулярные реакции обмена в растворах электролитов........................................ |
7 |
|
Работа 3. Гидролиз солей.................................................................... |
9 |
|
Работа 4. Комплексные соединения.................................................. |
10 |
|
Работа 5. Основы электрохимии........................................................ |
14 |
|
Часть 2. Химия элементов................................................................. |
17 |
|
Работа 6. Щелочные металлы.............................................................. |
17 |
|
Работа 7. Щелочноземельные металлы. Жёсткость воды................ |
17 |
|
Работа 8. Элементы IIIА группы........................................................ |
20 |
|
Работа 9. Элементы IVА группы. Углерод, кремний ...................... |
22 |
|
Работа 10. Элементы VА группы. Азот и его соединения............... |
23 |
|
Работа 11. Элементы VIA группы. Сера и её соединения............... |
26 |
|
Работа 12. Элементы VIIA группы. Галогены.................................. |
29 |
|
Работа 13. Элементы VIB группы. Хром, молибден, вольфрам .... |
32 |
|
Работа 14. Элементы VIIB группы. Марганец................................. |
35 |
|
Список рекомендованной литературы......................................... |
39 |
|
Материально-техническое обеспечение ....................................... |
40 |
|
Приложение........................................................................................ |
41 |
ПРАВИЛА РАБОТЫ И ТЕХНИКА БЕЗОПАСНОСТИ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ
1. Опыт можно начинать только после внимательного ознакомления с методикой его выполнения и выяснения всех непонятных вопросов у преподавателя.
2. Следует бережно расходовать материалы, реактивы, воду, газ, электроэнергию. Для опыта нужно брать минимальное количество вещества.
3. Все склянки с реактивами после употребления сразу закрывать пробками. Не путать пробки от склянок с разными реактивами.
4. Категорически запрещается пользоваться реактивами без этикеток или с сомнительными этикетками.
5. Необходимо ознакомиться с инструкцией по технике безопасности, которая вывешена в лаборатории и специально отмечается преподавателем во вступительной беседе.
6. Рабочее место содержать в чистоте и порядке, не загромождать его посторонними предметами.
7. Не допускать попадания химических реактивов на кожу и одежду. При всех несчастных случаях сразу же обращаться к преподавателю или лаборанту.
8. Все работы с вредными, пахучими веществами проводить в вытяжном шкафу.
9. В лаборатории категорически запрещается принимать пищу, курить и громко разговаривать.
10. Уходя из лаборатории, необходимо убрать рабочее место и вымыть лабораторную посуду.
11. Все записи производить только в лабораторном журнале. Пользоваться черновиками не разрешается.
Часть 1.Общая химия
РАБОТА 1. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Приготовить три раствора тиосульфата натрия Na2S2O3 различной концентрации, для чего в три сухие пробирки внести соответственно: 4 капли 1н раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды; 8 капель раствора и 4 капли воды; 12 капель раствора. Условная концентрация тиосульфата натрия в пробирках: С, 2С, 3С. Записать уравнение химической реакции
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S↓ + SO2↑+ H2O
Для записи экспериментальных данных подготовить таблицу:
|
№ |
Число капель р-ра Na2S2O3 |
Число капель воды |
Число капель р-ра Н2SO4 |
Общий объем р-ра |
Условная концентрация Na2S2O3 |
Число ударов метронома, (с) |
Условная скорость реакции, 100/ |
||
|
1 |
4 |
8 |
1 |
13 |
C |
Ln C |
V1 |
LnV1 |
|
|
2 |
8 |
4 |
1 |
13 |
2C |
Ln 2C |
V2 |
LnV2 |
|
|
3 |
12 |
- |
1 |
13 |
3C |
Ln 3C |
V3 |
LnV3 |
Включить метроном с периодом в одну секунду. В первую пробирку добавить 1 каплю серной кислоты и аккуратно встряхнуть для перемешивания. По числу ударов метронома измерить время от момента перемешивания до появления опалесценции, обусловленной выделившейся в реакционной смеси серой. Результаты измерения записать в таблицу.
Повторить все перечисленные действия со вторым и третьим раствором. Построить график зависимости логарифма скорости реакции от логарифма концентрации Na2S2O3.
FeCl3 + 3KCNS ↔ Fe(CNS)3 + 3KCl
|
№ |
Добавка |
Наблюдение (интенсивность окраски) |
В какую сторону сместилось равновесие |
|
1 |
- |
Контроль |
|
|
2 |
1 капля нас. р-ра FeCl3 |
||
|
3 |
кристаллик KCl |
||
|
4 |
3 капли нас. р-ра KCNS |
Первую пробирку оставить в качестве контрольной для сравнения с полученными результатами. Во вторую пробирку добавить 1 каплю насыщенного раствора хлорида железа (III), в третью – кристаллик хлорида калия, в четвертую – насыщенный раствор роданида калия. Сравнить интенсивность окраски с окраской раствора в контрольной пробирке. Как изменяются равновесные концентрации компонентов смеси по сравнению с контролем? В какую сторону сместилось равновесие? Заполните таблицу.
РАБОТА 2. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
ИОННО - МОЛЕКУЛЯРНЫЕ РЕАКЦИИ ОБМЕНА
В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Направление обменных ионных процессов в растворах
электролитов
Опыт 1. Образование газа в реакциях карбоната натрия с
кислотами
В две пробирки внести по 5 капель раствора карбоната натрия; в одну из них добавить несколько капель 2н раствора соляной кислоты, в другую 2н раствора уксусной кислоты. Обратить внимание на интенсивность выделения газообразного продукта реакции. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций образования слабой угольной кислоты и ее разложения на диоксид углерода и воду. Учесть, что уксусная кислота является слабым электролитом.
Na2СO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3 = 2NaCl + СО2+ Н2О
Na2СO3 + 2CH3COOH = 2CH3COONa + H2CO3 =
= 2CH3COONa + СО2+ Н2О
Опыт 2. Образование малорастворимых соединений
В три пробирки внести по 2 - 3 капли следующих растворов: в первую - сульфат меди, во вторую - сульфат алюминия, в третью - разбавленную серную кислоту. Добавить в пробирки по 2-3 капли следующих веществ: в первую – 2 н раствор гидроксида натрия, во вторую - ортофосфата натрия, в третью - хлорида бария.
Записать наблюдения, отметив цвет и вид образующихся осадков. Записать уравнения протекающих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4
Al2(SO4)3 + 2Na3PO4 → 2AlPO4 + 3Na2SO4
H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2HCl
Опыт 3. Смещение равновесия диссоциации слабого
электролита при добавлении одноименного иона
В две пробирки внести по 5 капель 0, 1 н раствора гидроксида аммония NH4OH. В каждую пробирку добавить одну каплю раствора фенолфталеина. Под влиянием каких ионов фенолфталеин приобретает розовую окраску?
Одну пробирку с раствором аммиака оставить в качестве контрольной, в другую добавить микрошпатель кристаллов хлорида аммония и перемешать раствор. Сравнить окраску полученного раствора с окраской раствора в контрольной пробирке. Написать уравнения диссоциации NH4OH, NH4Cl.
NH4OH NH4+ + OH NH4Cl NH4+ + Cl
В какую сторону смещается равновесие в растворе аммиака при добавлении хлорида аммония? Почему при добавлении хлорида аммония окраска фенолфталеина бледнеет? Дайте объяснение этого явления на основании принципа Ле Шателье и величины константы диссоциации гидроксида аммония. Сделайте вывод о том, что при добавлении одноименного иона NH4+ к раствору слабого электролита степень диссоциации последнего уменьшается.
Опыт 4. Получение и свойства амфотерных гидроксидов
Налить в две пробирки по 3-4 капли раствора сульфата цинка. Добавить в каждую пробирку несколько капель разбавленного раствора щелочи (избегая избытка) до образования осадка дигидроксида цинка. Добавить затем в одну из пробирок несколько капель разбавленной соляной кислоты, а в другую - такое же количество раствора щелочи до полного растворения осадка. На какие свойства дигидроксида цинка указывает его поведение по отношению к кислотам и щелочам? Записать уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
ZnSO4 + 2NaOH → Zn(OH)2 + Na2SO4
Zn(OH)2 + 2HC1 → ZnCl2 + 2H2О
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4]
РАБОТА 3. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Опыт 1. Реакция среды в растворах различных солей
В четыре пробирки налить по 1 мл водного раствора нейтрального лакмуса. Одну пробирку оставить в качестве контрольной, а в остальные добавить по 1 микрошпателю следующих солей: в первую ацетат натрия, во вторую сульфат цинка, в третью хлорид натрия. Растворы перемешать. Отметить окраску раствора лакмуса в каждой пробирке. Учесть, что в нейтральной среде лакмус имеет сиреневую окраску, в щелочной синюю, в кислой розовую.
Составить уравнения гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной формах, указать величину рН растворов относительно 7.
Опыт 2. Совместный гидролиз двух солей
При взаимодействии растворов двух солей, одна из которых содержит в своем составе катион слабого основания, а другая анион слабой кислоты, происходит взаимное усиление гидролиза.
Внести в пробирку 5-6 капель раствора сульфата алюминия и добавить 5 6 капель раствора карбоната натрия. Отметить образование осадка Al(OH)3 и выделение пузырьков углекислого газа СО2.Записать молекулярное и ионно-молекулярное уравнение совместного гидролиза двух солей.
Al2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3H2O 2Al(OH)3 ↓ + 3CO2 ↑ + 3Na2SO4
2Al3+ + 3CO32 + 3H2O 2Al(OH)3 ↓ + 3CO2↑
РАБОТА 4. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Опыт 1. Диссоциация двойных и комплексных солей
1. 1. Диссоциация двойной соли
В три пробирки налить по 2-3 капли соли Мора (NH4)2SO4 · FeSO4. В одну из них добавить немного гексациано(III)феррата калия (красная кровяная соль). Эта реакция является качественной на присутствие ионов Fe+2. При наличии ионов Fe2+ образуется осадок – турнбулева синь.
3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2↓
В другую пробирку добавить немного щелочи и нагреть её до появления запаха аммиака. Эта реакция является качественной на ион NH4+. В третью пробирку добавить раствор хлорида бария BaCl2 и наблюдать образование осадка BaSO4. Это качественная реакция на присутствие ионов SO42-. Проведенные реакции указывают на присутствие в растворе ионов Fe2+, NH4+, SO42-.
Написать уравнение диссоциации соли Мора и сделать вывод о диссоциации двойных солей в растворе.
1. 2. Диссоциация комплексной соли
В две пробирки внести по 2-3 капли раствора гексациано(II)феррата калия K4[Fe(CN)6] (желтая кровяная кровь). В первую добавить несколько капель щелочи или сульфида натрия. Отметить, что осадок Fe(OH)2 или FeS не образуется. Это указывает на отсутствие в растворе ионов Fe2+.
В другую пробирку добавить несколько капель гексанитро(III) кобальтата натрия Na3[Co(NO2)6]. Эта реакция является качественной на присутствие в растворе ионов К+. Отметить образование желтого осадка гексанитро(III)кобальтата калия-натрия.
Проведенные опыты указывают на присутствие в растворе ионов К+ и отсутствие необходимой концентрации ионов Fe2+ для образования осадка.
Написать уравнение диссоциации желтой кровяной соли и выражение для константы нестойкости комплексного иона [Fe(CN)6]4+.
Опыт 2. Получение и реакции комплексных соединений
2. 1. Получение сульфата тетраамминмеди (II)
В пробирку с 5-6 каплями раствора сульфата меди добавить одну каплю концентрированного раствора аммиака. Наблюдать выпадение зеленовато-голубоватого осадка сульфата гидроксомеди (CuOH)2SO4. Затем по каплям прибавить избыток раствора аммиака. Что наблюдается?
Написать молекулярные и ионные уравнения реакций образования сульфата гидроксомеди и получения сульфата тетраамминмеди (II) при добавлении избытка аммиака. Написать выражение для константы нестойкости образующегося комплексного иона.
2CuSO4 + 2NH4OH = (NH4)2SO4 + (CuOH)2SO4↓
(CuOH)2SO4 + 6NH4OH + (NH4)2SO4 = 2[Cu(NH3)4]SO4 + 8H2O
Сделать вывод о комплексообразующих свойствах меди (II).
2. 2. Обменные реакции в растворах комплексных соединений
К 5-6 каплям раствора сульфата меди добавить 4-5 капель гексациано (II)феррата калия K4[Fe(CN)6]. Наблюдать образование красно-бурого осадка Cu2[Fe(CN)6]. Написать молекулярные и ионные уравнения реакции образования гексациано(II)феррата меди.
2CuSO4 + K4[Fe(CN)6] = Cu2[Fe(CN)6]↓ + 2K2SO4
Опыт 3. Получение комплексных соединений ртути (демонстрационный)
В две пробирки внести по 2-3 капли раствора нитрата ртути (II). Одну пробирку оставить в качестве контрольной, а в другую добавить по каплям раствор йодида калия. Отметить цвет образующегося осадка йодида ртути HgI2. Написать молекулярное и ионное уравнение реакции образования йодида ртути (II).
Затем в пробирку добавить йодид калия до полного растворения осадка. Написать молекулярное и ионное уравнения реакций образования тетрайодо(II)гидраргирата калия K2[HgI4].
Hg(NO3)2 + 2KI = HgI2↓ + 2KNO3
HgI2 + 2KI = K2[HgI4]
Сделать вывод о комплексообразующих свойствах ртути (II). Написать выражение для константы нестойкости образующегося комплексного иона.
Опыт 4. Получение гидроксокомплексов
В одну пробирку внести 2-3 капли раствора соли Cr3+, а в другую – столько же раствора соли Zn2+. Прибавить в каждую пробирку по одной капле концентрированного раствора щелочи до образования осадков соответствующих гидроксидов. Образующиеся осадки затем растворить в избытке раствора щелочи.
Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций образования гидроксидов и гидроксокомплексов.
CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3↓ + 3NaCl
Cr(OH)3 + 3NaOH =Na3[Cr(OH)6]
ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2↓ + 2NaCl
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
Выписать значения констант нестойкости образующихся комплексных ионов и сделать вывод, который из них является более устойчивым.
Опыт 5. Сравнение прочности комплексных ионов
В две пробирки внести по 2-3 капли раствора нитрата серебра и такое же количество раствора хлорида натрия. К полученному осадку хлорида серебра AgCl добавить: в первую пробирку – концентрированный раствор аммиака, во вторую – раствор тиосульфата натрия Na2S2O3. Отметить образование растворимых аммин- и тио-комплексов серебра. Как называются образующиеся соединения?
Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций образования хлорида серебра и комплексных соединений серебра [Ag(NH3)2]Cl и Na3[Ag(S2O3)2].
AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3
AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl
AgCl + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaCl
Затем в каждую пробирку добавить по несколько капель раствора иодида калия. Наблюдать в одной из пробирок образование осадка йодида серебра. На основании значений констант нестойкости комплексных ионов сделать вывод об устойчивости данных ионов. Написать молекулярное и ионное уравнения реакции разрушения хлорида диамминсеребра (I):
[Ag(NH3)2]Cl + KI = AgI↓ + KCl + 2NH3↑
Опыт 6. Разрушение комплекса при образовании нового комплексного иона
Внести в пробирку 4-5 капель раствора нитрата серебра и такое же количество раствора хлорида натрия. Отметить образование осадка хлорида серебра. Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной формах. К образующемуся осадку хлорида серебра по каплям добавить концентрированный раствор аммиака до полного растворения осадка и образования аммиачного комплекса серебра: [Ag(NH3)2]Cl. Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.
Затем к полученному раствору хлорида диамминсеребра (I) добавить
2 н раствор азотной кислоты до образования белого осадка хлорида серебра. Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.
[Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 = AgCl↓ + 2NH4NO3
Образование осадка хлорида серебра объясняется следующими взаимодействиями:
комплексный ион [Ag(NH3)2]+ обратимо диссоциирует:
[Ag(NH3)2]+ ⇄ Ag+ + 2NH3
Ион водорода (из азотной кислоты) связывает молекулы аммиака в более прочный комплексный ион NH4 +, который образуется по уравнению: NH3 + H+ = NH4+
Таким образом, молекулы NH3 выводятся из сферы реакции, в результате чего усиливается диссоциация иона [Ag(NH3)2]+. Поскольку в растворе имеются ионы Cl-, то выпадает осадок AgCl.
РАБОТА 5. ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ
Опыт 1. Исследование активности металлов
В четыре пробирки налить по 1 мл растворов следующих солей: CuSO4, SnSO4, Pb(NO3)2. Внести в каждую из пробирок по кусочку цинка. Отметить наблюдаемые явления.
Написать уравнения окислительно-восстановительных реакций взаимодействия цинка с солями металлов с использованием метода электронного баланса. Выписать стандартные электродные потенциалы металлов, расположить все металлы в порядке убывания их восстановительной активности.
Запись данных опыта.
Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4
Zn0 - 2e = Zn2+ восстановитель, окисление
Cu2+ + 2e = Cu0 окислитель, восстановление
Zn + SnSO4 = Sn + ZnSO4
Zn0 - 2e = Zn2+ восстановитель, окисление
Sn2+ + 2e = Sn0 окислитель, восстановление
Zn + Pb(NO3)2 = Pb + Zn(NO3)2
Zn0 - 2e = Zn2+ восстановитель, окисление
Pb2+ + 2e = Pb0 окислитель, восстановление
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ
Опыт 2 (демонстрационный). Изготовление медно-цинкового гальванического элемента Якоби - Даниэля
Взять два стакана. Один наполнить 1н раствором сульфата цинка, другой - 1н раствором сульфата меди. Соединить стаканы электролитным мостиком, заполненным раствором хлорида калия в смеси с агар-агаром. В раствор сульфата цинка опустить цинко вую пластину, в раствор сульфата меди - медную. Пластинки соеди нить проводом с гальванометром. Замкнуть цепь и наблюдать от клонение стрелки гальванометра. Выписать стандартные электродные потенциалы цинка и меди, определить, какой металл будет анодом, какой - катодом. Написать схему данного гальванического элемен та, составить электронные уравнения анодного и катодного процессов. Вычислить ЭДС.
Запись данных опыта
Схема гальванического элемента: (-)ZnZnSO4║CuSO4Cu (+)
Электронные уравнения процесса:
Анод (-) Zn; Zn0 - 2e = Zn2+ процесс окисления
Катод (+) Cu; Cu2+ + 2e = Cu0 процесс восстановления
ЭДС = Екат - Еанод = 0,34 - (-0,76) = 1,10 В.
КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Опыт 3. Электрохимическая коррозия оцинкованного
и луженого железа
В две пробирки налить на 1/2 объема дистиллированной воды, добавить по 2-3 капли 2н раствора серной кислоты и по 2-3 капли гексациано(III)феррата калия (красной кровяной соли), являющей ся чувствительным реактивом на ионы Fe2+. Растворы перемешать стеклянной палочкой. В первую пробирку опустить кусочек луженого железа, во вторую - оцинкованного железа. В какой пробирке наблюдается синее окрашивание раствора? Объяснить причину по явления ионов Fe2+ в этом случае. Написать электронные уравнения процессов, протекающих в обоих случаях коррозии. Написать уравнение реакции образования гексациано(II)феррата железа.
Запись данных опыта
Коррозия луженого железа
Анод (-) Fe; Fe0 - 2e = Fe2+ окисление
Катод (+) Sn; 2H+ + 2e = H20 восстановление
Наблюдается синее окрашивание, свидетельствующее об образовании ионов Fe2+.
3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3+ = Fe3[Fe(CN)6]2
Коррозия оцинкованного железа
Анод (-) Zn; Zn0 - 2e = Zn2+ окисление
Катод (+) Fe; 2H+ + 2e = H20 восстановление
Поскольку в этом случае ионы железа не образовались, цвет раствора не изменился.
ЭЛЕКТРОЛИЗ
Опыт 4 (демонстрационный). Электролиз раствора йодида калия
Закрепить U-образную трубку в зажиме штатива. Налить в нее до половины раствор йодида калия KI, добавить несколько капель крахмального клейстера и 2-3 капли раствора фенолфталеина. Вставить в концы трубки угольные электроды и подключить их к источнику постоянного электрического тока. Отметить появляющееся окрашивание раствора у катода и анода. Написать элект ронные уравнения катодного и анодного процессов.
Запись данных опыта
Катод (-) 2H2O + 2e = 2OH- + H20 восстановление
Анод (+) 2I- - 2e = I20 окисление
Раствор у катода обогащается гидроксид-анионами (розовая окраска фенолфталеина); у анода выделяется йод (синяя окраска крахмала).
Опыт 1. Взаимодействие щелочных металлов с водой (демонстрационный)
В большой стеклянный стакан налить дистиллированной воды, маленький кусочек натрия взять пинцетом (обратить внимание на условия хранения щелочных металлов) и внести в стакан с водой. Наблюдать течение реакции. Какой газ выделяется? В полученный раствор внести одну каплю фенолфталеина. Отметить цвет полученного раствора и написать уравнение реакции: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
Опыт 2. Окрашивание пламени солями щелочных металлов
(демонстрационный)
Нихромовую проволоку внести в концентрированную соляную кислоту и прокалить в пламени горелки. Чистая проволока не должна окрашивать пламени. Опустить чистую проволоку в раствор соли лития и сразу же внести в пламя горелки. Отметить окраску пламени. Те же операции проделать для солей натрия и калия. Записать наблюдения.
РАБОТА 7. ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ. ЖЁСТКОСТЬ ВОДЫ.
Опыт 1. Взаимодействие металлического магния с разбавленными кислотами
В две пробирки поместить по 5 капель 2н растворов соляной и азотной кислот, соответственно. Разбавить водой оба раствора до 1мл и внести в каждый по кусочку металлического магния. Отметить выделение газа. Определить (с соблюдением мер техники безопасности), какой газ выделяется из пробирки с азотной кислотой. Расставить коэффициенты в уравнениях реакций, используя метод электронного баланса.
Mg + HCl = MgCl2 + H2↑
Mg + HNO3 = Mg (NO3)2 + NH4NO3 + H2O
Опыт 2. Образование дигидроксида магния
В две пробирки налить по 5 капель раствора хлорида магния MgCl2 (или сульфата магния MgSO4). В каждую пробирку добавить по 6 капель 2н раствора гидроксида натрия NaOH. Затем в одну из них добавить 2н раствор соляной кислоты HCl, а в другую – 2н раствор хлорида аммония NH4Cl. Отметить наблюдаемые явления и запах (осторожно) во второй пробирке. Записать уравнения реакций.
MgSO4 + 2NaOH = Mg(OH)2↓ + Na2SO4
Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
2 NH3↑
Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH4OH
2H2O
Опыт 3. Образование сульфата бария
В три пробирки налить по 5 капель раствора хлорида бария BaCl2. В первую пробирку добавить 5 капель 2н раствора серной кислоты H2SO4, во вторую – 5 капель раствора сульфата натрия Na2SO4, в третью – 5 капель насыщенного раствора сульфата кальция CaSO4 (гипсовой воды). Отметить наблюдаемые явления. Проверить растворимость осадка в разбавленных кислотах – соляной, азотной, серной. Написать уравнения реакций в ионной форме на основе молекулярных уравнений.
BaCl2+ H2SO4 = BaSO4↓+ 2HCl
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl
BaCl2 + CaSO4 = BaSO4↓ + CaCl2
Опыт 4. Окрашивание пламени солями щелочноземельных
металлов (демонстрационный)
Нихромовую проволоку внести в концентрированную соляную кислоту и прокалить в пламени горелки. Чистая проволока не должна окрашивать пламени. Опустить чистую проволоку в насыщенный раствор хлорида бария и сразу внести в пламя горелки. Отметить окраску пламени. Те же операции проделать для солей стронция и кальция. Записать наблюдения.
Опыт 5. Возникновение временной жесткости воды
Наполнить пробирку на половину объема известковой водой (насыщенным раствором дигидроксида кальция Ca(OH)2) и пропускать через неё диоксид углерода. Отметить появление и растворение осадка карбоната кальция. Чем можно объяснить наблюдаемые явления? Написать уравнения химических реакций в молекулярной и ионной форме.
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓+ H2O
CaCO3↓ + CO2 + H2O = Сa(HCO3)2
Опыт 6. Устранение постоянной жесткости воды
а) Налить в пробирку 2-3 капли раствора сульфата магния MgSO4 и добавить 1-2 капли раствора карбоната натрия Na2CO3. Что наблюдается? Написать уравнения химических реакций в молекулярной и ионной форме.
2MgSO4 + 2Na2CO3 + H2O = (MgOH)2CO3↓ + CO2 ↑ + 2Na2SO4
б) Налить в пробирку 2-3 капли гипсовой воды (насыщенного раствора сульфата кальция CaSO4), прибавить 1-2 капли раствора фосфата натрия Na3PO4. Отметить наблюдаемые явления. Записать уравнение химических превращений в молекулярной и ионной форме.
3CaSO4 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2↓+ 3Na2SO4
Какие еще соли могут быть использованы для устранения жесткости воды?
РАБОТА 8. ЭЛЕМЕНТЫ IIIА ГРУППЫ
Бор
Опыт 1. Получение борной кислоты из тетрабората натрия
Для получения насыщенного раствора тетрабората натрия при нагревании растворяют 5 г буры в 10 мл воды. В две пробирки внести по 5 капель полученного раствора. В первую пробирку добавить 3 капли концентрированной серной кислоты, а в другую – такое же количество концентрированной соляной кислоты. Охладить пробирки в струе холодной воды и отметить образование кристаллов борной кислоты в каждой из них. Записать уравнения химических реакций:
Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O = Na2SO4 + 4H3BO3↓
Na2B4O7 + 2HCl + 5H2O = 2NaCl + 4H3BO3↓
Опыт 2. Гидролиз тетрабората натрия
Поместить в пробирку пять капель раствора тетрабората натрия и одну- две капли раствора фенолфталеина. Отметить среду по окраске индикатора. Написать уравнение гидролиза тетрабората натрия в ионной и молекулярной форме для первой и второй ступени. Сделать вывод о рН среды.
Na2B4O7 + 3H2O = 2NaBO2 + 2 H3BO3↓
NaBO2 + 2H2O = NaOH + H3BO3↓
Алюминий
Опыт 1. Взаимодействие алюминия с кислотами
В три пробирки налить по 5 капель разбавленных растворов соляной, серной и азотной кислот, соответственно. В каждую пробирку положить кусочек металлического алюминия. При необходимости осторожно нагреть. Отметить, как протекают реакции. Затем повторить те же действия с использованием концентрированных кислот (в вытяжном шкафу). Записать схемы уравнений химических взаимодействий, подобрать коэффициенты методом электронного баланса.
Al + HCl = AlCl3 + H2↑
Al + H2SO4 (разб.) = Al2(SO4)3 + H2↑
Al + HNO3 (разб.) = Al (NO3)3 +NO↑ + H2O
t
Al + H2SO4 (конц.) = Al2(SO4)3 + SO2↑ + H2O
t
Al + HNO3 (конц.) = Al (NO3)3 +NO2↑ + H2O
Al + H2SO4 (конц.) = Al2(SO4)3 + S↓ + H2O
Опыт 2. Взаимодействие алюминия с гидроксидом натрия
В пробирку поместить кусочек алюминия, добавить 1 мл 2н раствора гидроксида натрия и нагреть. Отметить выделение водорода. Записать соответствующие уравнения реакций:
а) растворение оксидной пленки:
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]
б) растворение алюминия в щелочи:
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
Опыт 3. Получение и исследование свойств гидроксида алюминия Белый аморфный осадок гидроксида алюминия Al(OH)3 образуется при добавлении к растворам солей алюминия растворов гидроксидов или
карбонатов щелочных металлов, а также аммиака.
1. В две пробирки внести по 3 капли сульфата алюминия Al2(SO4)3 и по 2 капли раствора гидроксида натрия до образования осадка. Затем в одну пробирку добавить раствор соляной кислоты, а в другую – избыток раствора гидроксида натрия. Что при этом происходит? Написать краткие и полные ионные уравнения всех реакций.
2. В пробирку поместить 2-3 капли раствора сульфата алюминия и добавить 3-4 капли гидроксида аммония, при необходимости нагреть. Объяснить происходящие процессы, записать ионные уравнения.
Al3+ + 3NH4OH = Al(OH)3↓ + 3NH4+
3. В пробирку поместить 2-3 капли раствора хлорида алюминия и добавить несколько капель раствора карбоната натрия Nа2CO3. Объяснить наблюдаемые явления. Записать уравнения реакций в ионной форме.
2Al3+ + 3CO32─ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑
РАБОТА 9. ЭЛЕМЕНТЫ IVА ГРУППЫ.
УГЛЕРОД, КРЕМНИЙ
Опыт 1. Получение диоксида углерода и угольной кислоты
Получить в аппарате Киппа углекислый газ действием соляной кислоты на мрамор:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑
Пропустить углекислый газ через дистиллированную воду в течение 3-5 минут. Испытать раствор кислотно-основным индикатором. О чем говорит окраска индикатора?
Написать уравнение реакции получения угольной кислоты и выражение для константы её диссоциации.
Опыт 2. Соли угольной кислоты
В пробирку поместить 1 мл известковой воды и пропускать углекислый газ до выпадения осадка карбоната кальция, а затем - до полного его растворения, сопровождающегося образованием гидрокарбоната кальция.
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2О
CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2
Опыт 3. Получение геля кремниевой кислоты
Нагреть в химическом стакане свежеприготовленный 25% - ый раствор силиката натрия. Прибавить 7-10 капель лакмуса. Какую реакцию показывает индикатор? Из бюретки, непрерывно помешивая, приливать соляную кислоту ( = 1, 12 г/см3) до появления слабой опалесценции. Через некоторое время вся масса в стакане переходит в гель.
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓+ 2NaCl
Сделать вывод о растворимости кремниевой кислоты.
Опыт 4. Гидролиз силиката натрия
Растворить в горячей дистиллированной воде несколько кристаллов силиката натрия, добавить равный объем ненасыщенного раствора хлорида аммония. Подогреть на пламени горелки. Отметить выделение осадка кремниевой кислоты. Записать уравнение реакции:
Na2SiO3 + 2NH4Cl + 2H2O = 2NaCl + 2NH4OH + H2SiO3↓
РАБОТА 10. ЭЛЕМЕНТЫ VA ГРУППЫ.
АЗОТ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Опыт 1. Восстановительные свойства аммиака
В пробирку внести 2-3 капли йодной воды и 1-2 капли 25% - ого раствора аммиака. Отметить изменение окраски раствора. Записать схему молекулярного уравнения реакции. Подобрать коэффициенты методом электронного баланса. Сделать вывод о восстановительных свойствах аммиака. Подобрать коэффициенты методом электронного баланса.
I2 + NH3 → N2 + NH4I
Опыт 2. Получение комплексных солей аммония
В пробирку внести 3-5 капель раствора сульфата меди и такое же количество разбавленного раствора гидроксида натрия. К полученному осадку добавить некоторое количество 2н раствора NH4OH до его полного растворения.
Каким ионом обусловлен цвет полученного раствора? Согласно приведенным схемам написать уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Написать выражение для константы нестойкости образующего комплексного иона [Cu(NH3)4]2+.
CuSO4 + NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4
Cu(OH)2 + NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2
Опыт 3. Окислительные свойства азотистой кислоты и ее солей. Взаимодействие нитрита калия и йодида калия
В пробирку внести 2-3 капли раствора йодида калия и такое же количество 2н серной кислоты, затем прибавить 2-3 капли раствора нитрита калия KNO2. Отметить изменение окраски раствора. Записать схему молекулярного уравнения реакции, подобрать коэффициенты методом электронного баланса.
KI + KNO2 + H2SO4 → I2 + NO + K2SO4 + H2O
Опыт 4. Восстановительные свойства азотистой кислоты и ее солей.
Взаимодействие нитрита калия и перманганата калия
В пробирку внести 2-3 капли раствора перманганата калия и 2 капли 2н серной кислоты, затем прибавить 2-3 капли раствора нитрита калия. Отметить изменение окраски раствора. Написать молекулярное уравнение реакции. Подобрать коэффициенты методом электронного баланса.
KNO2 + KMnO4 + H2SO4 → KNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
На основании опытов 3, 4 сделать вывод об окислительно-восстановительной двойственности нитритов. С чем это связано?
Опыт 5. Взаимодействие азотной кислоты с металлами
Все работы с концентрированной азотной кислотой, а также опыты, сопровождающиеся выделением оксидов азота, следует проводить только в вытяжном шкафу с соблюдением всех мер предосторожности.
Внести в пробирку 3-4 капли концентрированной азотной кислоты и кусочек меди. В другую пробирку внести 3-4 капли разбавленной азотной кислоты и также кусочек меди. Пробирку с разбавленной кислотой слегка подогреть. Обе пробирки держать на белом фоне, сравнивая окраску выделяющихся оксидов азота.
Аналогично провести реакции с цинком.
Составить уравнения всех четырех реакций согласно приведенным схемам, уравнять с помощью метода электронного баланса. Сделать вывод об окислительной способности азотной кислоты в зависимости от ее концентрации и положения металла в электрохимическом ряду напряжений.
Cu + HNO3 (разб.) → Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O
Cu + HNO3 (конц.) → Cu(NO3)2 + NO2 ↑ + H2O
Zn + HNO3 (разб.) → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
Zn + HNO3 (конц.) → Zn(NO3)2 + N2O↑ + H2O
РАБОТА 11. ЭЛЕМЕНТЫ VIA ГРУППЫ.
СЕРА И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ
Опыт 1. Восстановительные свойства сероводорода
В пробирку налить 5 капель раствора перманганата калия и 2 капли 2н раствора серной кислоты и затем по каплям добавить сероводородную воду или раствор сульфида натрия до помутнения раствора и изменения его окраски вследствие образования серы по схеме:
KMnO4 + H2S + H2SO4 → MnSO4 + S + K2SO4 + H2O
Написать молекулярное уравнение реакции с составлением электронно-ионного баланса. Сделать вывод о восстановительной способности сероводорода. Выписать значения стандартных электродных потенциалов окисленных и восстановленных пар.
Опыт 2. Окислительные и восстановительные свойства сернистой кислоты и ее солей
2. 1. Окислительные свойства сернистой кислоты и ее солей Взаимодействие сернистой и сероводородной кислот
В пробирку с сероводородной кислотой (3-5 капель) добавить несколько капель сернистой кислоты до образования осадка серы.
H2SO3 + H2S → S + H2O
Написать молекулярное уравнение реакции с составлением электронно-ионного баланса.
2. 2. Восстановительные свойства сернистой кислоты и ее солей
Взаимодействие сернистой кислоты с йодом (открытие иона SO32─)
В пробирку с йодной водой (3-5 капель) добавить несколько капель сернистой кислоты до обесцвечивания раствора.
H2SO3 + I2 + H2O → H2SO4 + HI
Написать молекулярное уравнение реакции с составлением электронно-ионного баланса. На основании опытов 2.1 и 2.2 сделать вывод об окислительно-восстановительной способности H2SO3 и ее солей.
Опыт 3. Взаимодействие серной кислоты с металлами
3. 1. Взаимодействие разбавленной серной кислоты с металлами
В две пробирки внести по 5-8 капель 2н раствора серной кислоты и по кусочку металла: в первую – железо, во вторую – медь. Отметить наблюдаемое. Написать уравнение реакции с составлением электронного баланса.
3. 2. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами
В две пробирки внести по 5-8 капель концентрированного раствора серной кислоты и по кусочку металла: в первую – цинк, во вторую – медь. Нагреть пробирки небольшим пламенем горелки. Отметить наблюдаемое (изменение окраски раствора, появление характерного запаха серосодержащих соединений и т.д.). Согласно приведенным схемам написать молекулярные уравнения реакций с составлением электронного баланса.
Cu + H2SO4 (конц.) →CuSO4 + SO2 ↑+ H2O
Zn + H2SO4 (конц.) → ZnSO4 + H2S↑ + H2O
Сделать общий вывод об окислительной способности серной кислоты в зависимости от ее концентрации и активности металла.
Опыт 4. Образование малорастворимого сульфата бария
Налить в пробирку 3-4 капли раствора сульфата натрия и добавить 3-4 капли раствора хлорида бария.
Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2NaCl
Наблюдать образование белого осадка сульфата бария (качественная реакция на ион SO42─). Проверить растворимость осадка в соляной и азотной кислотах. Рассчитать растворимость сульфата бария (ПР = 1, 1 ∙ 10-10). Написать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.
Опыт 5. Восстановительные свойства тиосульфата натрия
5. 1. Взаимодействие тиосульфата натрия с хлором
В пробирку налить 5-8 капель тиосульфата натрия и прилить небольшое количество хлорной воды. Написать уравнение реакции в молекулярном виде с составлением электронно-ионного баланса, используя ниже приведенную схему. Учесть, что в результате реакции образуется H2SO4, а выделяющаяся через некоторое время сера является результатом побочной реакции между образующейся соляной и серной кислотами. При добавлении AgNO3 выпадает белый осадок. Чем это можно объяснить?
Na2S2O3 + Cl2 + H2O → H2SO4 + NaCl + HCl
5. 2. Взаимодействие тиосульфата натрия с йодом
В пробирку налить 5-8 капель раствора тиосульфата натрия и прилить небольшое количество йодной воды. Отметить наблюдаемое. Согласно схеме написать уравнение реакции в молекулярном виде с составлением электронно-ионного баланса.
Na2S2O3 + I2 → Na2S4O6 + NaI
Опыт 6. Образование комплексных соединений.
Взаимодействие тиосульфата натрия и нитрата серебра
В пробирку налить 5-8 капель нитрата серебра и добавить по каплям до образования осадка раствор тиосульфата натрия. Какое соединение при этом образовалось? Далее добавить избыточное количество тиосульфата натрия до растворения осадка тиосульфата серебра. Согласно приведенным схемам составить уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
AgNO3 + Na2S2O3 → Ag2S2O3↓ + NaNO3
Ag2S2O3 + Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2]
Написать выражение для константы нестойкости образующегося комплексного иона.
РАБОТА 12. ЭЛЕМЕНТЫ VIIА ГРУППЫ.
ГАЛОГЕНЫ
Опыт 1. Получение хлора (опыт проводить под тягой!)
Внести в пробирку несколько кристаллов перманганата калия и прибавить немного концентрированной соляной кислоты. Наблюдать выделение хлора.
2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O
MnO4─ + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O 2 реакция восстановления
2Cl─ ─ 2e- = Cl20 5 реакция окисления
2MnO4─ + 16H+ + 10Cl─ = 2Mn2+ + 8H2O + 5Cl20
Ионы хлора окисляются до свободного хлора.
Опыт 2. Сравнение окислительных свойств галогенов
Взять три пробирки, в первую внести 3-4 капли бромида калия, а в две другие – по 3-4 капли йодида калия. Во все пробирки добавить по 2-3 капли органического растворителя (бензол, толуол). В пробирки с раствором бромида и йодида внести по 3-4 капли хлорной воды, в последнюю пробирку с раствором йодида – столько же бромной воды. Содержимое пробирок перемешать стеклянной палочкой и по окраске слоя органического растворителя установить, какой галоген выделяется в свободном виде в каждой пробирке.
Написать уравнения реакций. В каждом случае указать окислитель и восстановитель. Расположить галогены по убыванию их окислительной активности. Объяснить последовательность расположения галогенов в этом ряду.
Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl
Cl20+ 2e- = 2Cl─ 1 окислитель
2Br─ ─ 2e- = Br20 1 восстановитель
Cl20 + 2Br─ = 2Cl─ + Br20
Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl
Cl20 + 2e- = 2Cl─ 1 окислитель
2I─ ─2e- = I20 1 восстановитель
Cl20 + 2I─ = 2Cl─ +I20
Br2 + 2KI = I2 + 2KBr
Br20 + 2e- = 2Br─ 1 окислитель
2I─ ─2e- = I20 1 восстановитель
Br20 + 2I─ = 2Br─ + I20
Из опыта видно, что каждый предыдущий галоген вытесняет каждый последующий из раствора его солей.
Опыт 3. Сравнение восстановительных свойств галогенид - ионов
В одну пробирку внести кристалл бромида калия, в другую – йодида калия и добавить к ним по 2-3 капли концентрированной серной кислоты
( = 1, 84 г/см3). Наблюдать выделение дыма в обеих пробирках в первый момент. Отметить окраску выделяющихся паров брома и йода и появление запаха сернистого газа в первой пробирке и сероводорода во второй.
Написать уравнения реакций получения бромистого и йодистого водорода и последующего окисления их серной кислотой. Бромистый водород восстанавливает серную кислоту до сернистого газа, йодистый водород – до сернистого газа, свободной серы и сероводорода. Для простоты в последней реакции можно взять только один продукт восстановления – H2S как наиболее характерный. Чем можно объяснить различную восстановительную способность галогеноводородов?
Получение HBr и HI:
1) KBr + H2SO4 = KHSO4 + HBr
2) 2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2↑ + 2H2O
2Br─ -2e- = Br20 1 восcтановитель
SO42─ + 4H+ + 2e- = SO2 + 2H2O 1 окислитель
2Br-─ + SO42─ + 4H+ = Br20 + SO2 + 2H2O
2I─ - 2e- = I20 1 восстановитель
SO42─ + 8H+ = S2─ + 4H2O 1 окислитель
8I─ + SO42─ + 8H+ = I20 + S2─ + 4H2O
Из опыта можно сделать вывод: ион I─ является более сильным восстановителем, чем ион Br─.
Реакция между NaCl и концентрированной H2SO4 идет по обменному типу, так как ион Cl─ является еще более слабым восстановителем, чем ион Br─.
Опыт 4. Кислородные соединения галогенов
В пробирку налить 2-3 капли раствора хлората калия и несколько капель йодида калия. Изменяется ли цвет раствора? Затем в пробирку добавить по каплям разбавленную H2SO4; наблюдается окрашивание раствора вследствие выделения свободного йода.
KClO3 + 6KI + 3H2SO4 = 3K2SO4 + 3I2 + KCl + 3H2O
Электронно-ионный баланс:
ClO3 ─ + 6H+ + 6e- = Cl─ + 3H2O 1 окислитель
2I─ - 2e- = I20 3 восстановитель
ClO3─ + 6H+ + 6I─ = Cl─ + 3H2O + 3I20
Опыт 5. Открытие аниона хлора
К 3-4 каплям испытуемого раствора хлорида калия, подкисленного 1-2 каплями разбавленной азотной кислоты, добавить по каплям раствор нитрата серебра. В присутствии хлорид - ионов выпадает малорастворимый хлорид серебра, который в азотнокислой среде коагулирует, образуя белый творожистый осадок, хорошо растворимый в водных растворах аммиака и тиосульфата натрия (Na2S2O3). Раствор из пробирки слить, а к осадку AgCl добавить по каплям разбавленный раствор аммиака, при этом осадок хлорида серебра растворяется:
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]+ + Cl─ + 2H2O
При добавлении азотной кислоты к образовавшемуся раствору комплексной соли серебра вновь образуется осадок AgCl.
[Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 = AgCl↓ + 2NH4NO3
Уравнение реакции в ионно-молекулярной форме:
[Ag(NH3)2]+ + Cl─ + 2H+ = AgCl↓ + 2NH4+
РАБОТА 13. ЭЛЕМЕНТЫ VIВ ГРУППЫ.
ХРОМ, МОЛИБДЕН, ВОЛЬФРАМ
Опыт 1. Получение и свойства тригидроксида хрома
В две пробирки с 3-4 каплями раствора хрома (III) прибавить по 1-2 капли 2н раствора щелочи. Затем прибавить по каплям в первую пробирку 2н раствор соляной или серной кислоты, а во вторую – 2н раствор щелочи до растворения осадка.
Описать наблюдаемые явления. Записать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций получения тригидроксида хрома; взаимодействия тригидроксида хрома с кислотой и щелочью. Сделать вывод о характере тригидроксида хрома.
Cr2(SO4)3 + 6NaOH = 2Cr(OH)3↓ + 3Na2SO4
Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O
ионно - молекулярные уравнения:
Cr3+ + 3OH- = Cr(OH)3
Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O
При добавлении избытка щелочи осадок тригидроксида хрома растворяется с образованием изумрудно-зеленого раствора гексагидроксо(III)хромит натрия.
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
Cr(OH)3 + 3OH- = [Cr(OH)6]3-
Вывод: Cr(OH)3 обладает амфотерными свойствами.
Опыт 2. Окисление хрома (III) до хрома (VI)
Получить гексагидроксо(III)хромит щелочного металла (см. опыт 1). К полученному раствору добавить бромную воду. Смесь нагреть до перехода зеленой окраски в желтую, что указывает на образование в растворе хромата.
Уравнения реакций:
а) получение тригидроксида хрома:
CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3↓ + 3NaCl
Cr3+ + 3OH- = Cr(OH)3
б) получение гексагидроксо(III)хромита натрия
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
Cr(OH)3 + 3OH- = [Cr(OH)6]3-
в) окисление гексагидроксо(III)хромита натрия в хромат натрия
2Na3 [Cr(OH)6] + 3Br2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O
Cr3+ – 3е- = Cr6+ 2 окисление
Br20+ 2e- = 2Br- 3 восстановление
Cr3++Br2 = Cr6+ + 2Br-
Какие свойства проявляют соединения хрома (III) при действии окислителей?
Опыт 3. Хроматы и дихроматы
а) Переход хромат - иона в дихромат - ион
К раствору хромата калия (3-4 капли) прибавить по каплям раствор серной кислоты. Отметить окраску взятого и полученного раствора, указать, какими ионами эти краски обуславливаются. Записать уравнение реакций в молекулярной и ионной форме.
2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
2CrO42- + 2H+ = Cr2O72- + H2O
Наблюдается изменение окраски с жёлтой на оранжевую.
Вывод: в кислой среде устойчивы соли двухромовой кислоты –дихроматы.
б) Переход дихромат - иона в хромат- ион
К раствору дихромата калия (3-4 капли) прибавлять по каплям раствор щелочи до изменения окраски. Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной форме.
K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O
Ионное уравнение:
Cr2O72- + 2OH- = 2CrO42- + H2O
Наблюдается изменение окраски с оранжевой на жёлтую.
Вывод: в щелочной среде устойчивы соли хромовой кислоты –хроматы.
Опыт 4. Окислительные свойства хрома (VI). Окисление сульфита натрия
В раствор дихромата калия K2Cr2O7, подкисленного 2н раствором серной кислоты, внести один микрошпатель сульфита натрия до изменения окраски.
Записать уравнения реакций. Указать, какое соединение хрома получено. Какова степень окисления хрома в полученном соединении? По каким данным можно судить об этом?
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3Na2SO3 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3Na2SO4 + 4H2O
Cr2O72─ + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O 1 окислитель
SO32─ + H2O – 2e- = SO42─ + 2H+ 3 восстановитель
Cr2O72─ + 14H+ + 3SO32─ + 3H2O = 2Cr3+ + 7H2O + 3SO42─ + 6H+
Происходит изменение окраски раствора с оранжевой (ионы Cr2O72-) на изумрудную (ионы Cr3+).
Вывод: соединения хрома (VI) в кислой среде являются сильными окислителями.
РАБОТА 14. ЭЛЕМЕНТЫ VIIВ ГРУППЫ. МАРГАНЕЦ
Опыт 1. Получение и свойства дигидроксида марганца
Внести в пробирку 3-4 капли раствора соли двухвалентного марганца и 2-3 капли 2н раствора щелочи. Отметить цвет полученного осадка дигидроксида марганца. Размешать осадок и отметить изменение цвета вследствие окисления двухвалентного марганца до четырехвалентного состояния.
Часть полученного опытом осадка разделить на две пробирки и добавить в одну из них разбавленную кислоту, в другую – избыток щелочи. В обоих ли случаях происходит растворение осадка? Описать наблюдаемые явления. Написать уравнения реакций (в молекулярной и ионной формах) получения дигидроксида марганца и его окисления до тетрагидроксида кислородом воздуха в присутствии воды. Написать электронные уравнения и указать окислитель и восстановитель.
MnSO4 + 2NaOH → Mn(OH)2 ↓ + Na2SO4
Ионное уравнение: Mn2+ + 2OH- → Mn(OH)2 ↓
Выпадает осадок бледно-розового цвета.
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O → 2Mn(OH)4
Mn2+ – 2e- → Mn+4 2 процесс окисления
O20 + 4e- → 2O-2 1 процесс восстановления
Опыт 2. Окисление солей марганца
К 2-3 каплям раствора сульфата марганца прибавить по каплям раствор гидроксида натрия и бромной воды. Нагреть. Объяснить изменение цвета осадка. Реакция в молекулярной форме:
MnSO4 + 4NaOH + Br2 = Mn(OH)4↓ + Na2SO4 + 2NaBr
Составьте электронные уравнения, укажите окислитель и восстановитель.
Опыт 3. Окислительные и восстановительные свойства диоксида марганца (демонстрационный)
3.1. Окислительные свойства
В пробирку поместить 1 микрошпатель диоксида марганца и 2-3 капли концентрированной соляной кислоты. По цвету и запаху определить, какой газ выделяется. Составить ионно – электронные уравнения с написанием уравнения реакции.
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
MnO2 + 4H+ + 2e- = Mn2+ + 2H2O 1 окислитель
2Cl- – 2e- = Cl20 1 восстановитель
MnO2 + 2Cl- + 4H+ = Mn2+ + Cl20 + 2H2O
3.2. Восстановительные свойства
В тигель положить кусочек твердого гидроксида натрия и столько же нитрата натрия. Нагреть пламенем горелки до плавления смеси. Не прекращая нагревания, добавить в расплав 1 микрошпатель диоксида марганца. Отметить окраску расплава. Написать реакцию и подобрать коэффициенты.
MnO2 + 2NaOH + NaNO3 = Na2MnO4 + NaNO2 + H2O
Mn4+ – 2e- = Mn6+ 1 восстановитель
N5+ + 2e- = N3+ 1 окислитель
Mn4+ + N5+ = Mn6+ + N3+
После охлаждения тигля залить содержимое дистиллированной водой, перемешать и использовать раствор манганата натрия для опыта 4.
Опыт 4. Окислительные и восстановительные свойства манганата
натрия
В три пробирки налить по 5-7 капель раствора Na2MnO4 (опыт 3. 2). В первую пробирку добавить по каплям подкисленный раствор сульфата железа (II), во вторую – 1 микрошпатель сульфита натрия, в третью – прилить по каплям хлорную воду. Наблюдать изменение окраски раствора.
Записать уравнения реакций.
Na2MnO4 + 4FeSO4 + 4H2SO4 = MnSO4 + 2Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 4H2O
Na2MnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnO2↓+ 2Na2SO4 + H2O
2Na2MnO4 + Cl2 = 2NaMnO4 + 2NaCl
В каких случаях проявляются окислительные, а в каких восстановительные свойства иона MnO42- ?
Опыт 5. Влияние среды на окислительные свойства перманганата калия
В зависимости от среды – кислой, нейтральной или щелочной – марганец в степени окисления +7 восстанавливается до различных продуктов. В кислой среде он переходит в Mn2+, в нейтральной, слабощелочной и слабокислой – в Mn4+, в сильнощелочной при недостатке восстановителя – в Mn6+.
В три пробирки внести по 3-4 капли раствора перманганата калия. В одну пробирку добавить 2 капли 2 н раствора серной кислоты, в другую – столько же воды, в третью – 2-3 капли 2 н раствора щелочи. Во все три пробирки прибавить по 1 микрошпателю кристаллического сульфита натрия или калия. Отметить изменение первоначальной окраски раствора перманганата в каждом случае. Чем это вызвано? Описать наблюдаемое. Написать молекулярные и электронные уравнения реакций. Указать окислитель и восстановитель.
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O 2
SO32- + H2O – 2e- = SO42- + 2H+ 5
2MnO4- + 16H+ + 5SO32- + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+
Раствор обесцвечивается вследствие перехода иона MnO4- в Mn2+.
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2MnO2↓ + 3Na2SO4 + 2KOH
MnO4- + 2 H2O + 3e- = MnO2 + 4OH- 2
SO32- +2OH- – 2e- = SO42- + H2O 3
2MnO4- + 4 H2O + 3SO32- + 6OH- = 2MnO2 + 8OH- + 3SO42- + 3 H2O
Наблюдается выпадение черно-бурого осадка вследствие восстановления MnO4- в MnO2.
2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
MnO4- + 1e- = MnO42- 2
SO32- + 2OH- – 2e- = SO42- + H2O 1
2MnO4- + SO32- + 2OH- = 2MnO42- + SO42- + H2O
Наблюдается изменеие окраски с фиолетовой на зелёную вследствие восстановления иона MnO4- в MnO42-.
Опыт 6. Реакция открытия Mn2+
При действии перекиси водорода в щелочной среде бесцветные ионы Mn2+ окисляются в нерастворимые соединения марганца (IV) H2MnO3 или MnO2, окрашенные в бурый цвет. Поместить в пробирку 3 – 5 капель раствора соли марганца (II) и прилить несколько капель раствора NaOH. Образуется белый осадок Mn(OH)2, который под действием нескольких капель H2O2 моментально становится буро-чёрным вследствие быстрого окисления ионов марганца (II).
Mn(OH)2 + H2O2 = H2MnO3↓ + H2O
Mn(OH)2 – 2℮- + 2OH─ = H2MnO3 +H2O │1 восстановитель
H2O2 + 2℮- = 2OH─ │1 окислитель
или в ионной форме:
Mn2+ + H2O2 + 2OH─ = H2MnO3↓ + H2O
а) основная литература
1. Глинка Н.Л. Общая химия - М: Кнорус, 2010
2. Коровин Н.В. Общая химия - М: Высшая школа, 2007.
3. Некрасов Ю.В., Чернова Н.С., Неделькин В.И. Химия: Учебн. пособие для вузов – М.: «Информ - Знание», 2007
б) дополнительная литература
4. Голик. Е.М., Кочергина З.И., Роева Н.Н. Неорганическая химия, Журнал лабораторных работ, ч.1 и ч.2 – М.: изд. МГУТУ, 2008
5. Кочергина З.И., Роева Н.Н. и др. УПП Неорганическая химия – М.: изд.
МГУТУ, 2005
6. Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии - М.: Химия, 1988
7. Хаускрофт. К., Э. Констебл Современный курс общей химии (в 2 томах) - М.: Мир, 2009
8. Электронные версии учебников, пособий, методических разработок, указаний и рекомендаций по всем видам учебной работы, предусмотренных вузовской рабочей программой, находящихся в свободном доступе для студентов.
МАТЕРИАЛЬНО-ТЕХНИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ
|
№ п/п |
Рекомендуемое материально-техническое обеспечение дисциплины |
|
1 |
Химическая посуда: колбы, пипетки, бюретки, химические стаканы, цилиндры |
|
2 |
Реактивы: набор неорганических кислот, щелочей, солей, спирт, натриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты |
|
3 |
Дистиллятор |
|
4 |
рН-метр |
|
5 |
Набор ариометров |
|
6 |
Секундомер |
|
7 |
Спиртовка |
|
8 |
Набор индикаторов, в том числе и эриохром черный-Т |
|
9 |
Штативы для пробирок на 20 гнезд |
|
10 |
Сушильный шкаф |
|
11 |
Доска интерактивная |
|
12 |
Программа 1С «Химия для всех XXI. Химические опыты» |
|
Компьютерное и программное обеспечение |
|
|
13 |
Компьютерный класс с выходом в интернет, оснащенный электронными учебно-методическими пособиями |
|
14 |
Кинопроектор |
|
15 |
Экран |
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1
Константы диссоциации и степени диссоциации некоторых слабых
электролитов
|
Электролит |
Формула |
Константа дис-социации Кд |
Степень диссоци-ации 0,1н р-ра % |
|
Азотистая кислота |
HNO2 |
K = 4,0·10-4 |
6,4 |
|
Аммиак (гидроксид) |
NH4OH |
K = 1,8·10-5 |
1,3 |
|
Ортоборная кислота |
H3BO3 |
K1 = 5,8·10-10 |
0,007 |
|
K2 = 1,8·10-13 |
|||
|
K3 = 1,6·10-14 |
|||
|
Муравьиная кислота |
HCOOH |
K = 1,8·10-4 |
4,2 |
|
Сернистая кислота |
H2SO3 |
K1 = 1,7·10-2 |
20,0 |
|
K2 = 6,2·10-8 |
|||
|
Сероводородная кислота |
H2S |
K1 = 5,7·10-8 |
0,07 |
|
K2 = 1,2·10-15 |
|||
|
Синильная кислота |
HCN |
K = 7,2·10-10 |
0,009 |
|
Угольная кислота |
H2CO3 |
K1 = 4,3·10-7 |
0,17 |
|
K2 = 5,6·10-11 |
|||
|
Уксусная кислота |
CH3COOH |
K = 1,8·10-5 |
1,3 |
|
Ортофосфорная кислота |
H3PO4 |
K1 = 7,5·10-3 |
27 |
|
K2 = 6,2·10-8 |
|||
|
K3 = 2,2·10-13 |
|||
|
Фтороводородная кислота |
HF |
K = 7,2·10-4 |
8,5 |
|
Хлорноватистая кислота |
HClO |
K = 3,0·10-8 |
0,05 |
Таблица 2
Растворимость солей и оснований в воде
|
Анионы |
Катионы |
||||||||||||||||||
|
Li + |
Na+, K+ |
NH4 + |
Cu 2+ |
Ag + |
Mg 2+ |
Ca 2+ |
Sr 2+ |
Ba 2+ |
Zn 2+ |
Hg 2+ |
Al 3+ |
Sn 2+ |
Pb 2+ |
Bi 3+ |
Cr 3+ |
Mn 2+ |
Fe 3+ |
Fe 2+ |
|
|
Cl - |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
М |
- |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
Br - |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
М |
Р |
Р |
М |
- |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
I - |
Р |
Р |
Р |
- |
Н |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Р |
Р |
Н |
- |
Р |
Н |
- |
Р |
|
NO3 - |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
- |
Р |
Р |
Р |
- |
Р |
Р |
|
CH3COO- |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
- |
Р |
- |
- |
Р |
- |
Р |
|
SO3 2- |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
- |
- |
Н |
Н |
- |
Н |
- |
Н |
|
SO4 2- |
Р |
Р |
Р |
Р |
М |
Р |
М |
Н |
Н |
Р |
- |
Р |
Р |
Н |
- |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
CO3 2- |
Р |
Р |
Р |
- |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
- |
- |
- |
Н |
Н |
- |
Н |
- |
Н |
|
SiO3 2- |
Р |
Р |
- |
- |
- |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
- |
Н |
- |
Н |
- |
- |
Н |
Н |
Н |
|
CrO4 2- |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
Р |
М |
М |
Н |
Н |
Н |
- |
- |
Н |
Н |
Р |
Н |
- |
- |
|
PO4 3- |
Н |
Р |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
|
OH - |
Р |
Р |
Р |
Н |
- |
Н |
М |
М |
Р |
Н |
- |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Р – растворимое вещество; М – малорастворимое вещество;
Н – практически нерастворимое вещество; черта означает, что вещество не существует или разлагается водой.
Таблица 3
Константы нестойкости некоторых ионов.
Для равновесия MLn⇄ M + nL Кнест= [M][L]n /[M(L)n]
|
Комплекс |
Кнест |
Комплекс |
Кнест |
Комплекс |
Кнест |
|
[Ag(NH3)2]+ |
9·10-8 |
[Ag(S2O3)2]3- |
1·10-13 |
[Hg(CNS)4]2- |
1·10-22 |
|
[Cd(NH3)4]2+ |
8·10-8 |
[Cd(CN)4]2- |
1·10-17 |
[Ni(CN)4]2- |
3·10-16 |
|
[Co(NH3)6]2+ |
8·10-6 |
[Co(SCN)4]2- |
5,5·10-3 |
[Zn(CN)4]2- |
2·10-17 |
|
[Co(NH3)4]2+ |
3·10-6 |
[Cu(CN)4]3- |
5·10-28 |
[CdCl4]2- |
9·10-3 |
|
[Cu(NH3)4]2+ |
5·10-14 |
[Fe(CN)6]4- |
1·10-27 |
[CdI4]2- |
5·10-7 |
|
[Ni(NH3)6]2+ |
2·10-9 |
[Fe(CN)6]3- |
1·10-44 |
[HgBr4]2- |
2·10-22 |
|
Zn(NH3)4]2+ |
4·10-10 |
[Fe(CNS)]2+ |
5·10-3 |
[HgCl4]2- |
5·10-17 |
|
[Ag(CN)2]- |
1·10-21 |
[Hg(CN)4]2- |
4·10-41 |
[HgI4]2- |
5·10-31 |
Таблица 4
Стандартные потенциалы электродов (ряд напряжений металлов)
|
Электрод |
Ео, В |
Электрод |
Ео, В |
Электрод |
Ео, В |
|
Li / Li + |
- 3,02 |
Mn / Mn 2+ |
- 1,05 |
Fe 2+ / Fe 3+ |
- 0,04 |
|
K / K + |
- 2,92 |
V / V 2+ |
- 1,18 |
H2 / 2 H + |
0,00 |
|
Ba / Ba 2+ |
- 2,90 |
Zn / Zn 2+ |
- 0,76 |
Sb / Sb 3+ |
+ 0,20 |
|
Ca / Ca 2+ |
- 2,87 |
Cr / Cr 3+ |
- 0,74 |
Bi / Bi 3+ |
+ 0,30 |
|
Na / Na + |
- 2,71 |
Fe / Fe 3+ |
- 0,44 |
Cu / Cu 2+ |
+ 0,34 |
|
Mg / Mg 2+ |
- 2,37 |
Cd / Cd 2+ |
- 0,40 |
2 Hg/Hg2 2+ |
+ 0,79 |
|
Be / Be 2+ |
- 1,85 |
Co / Co 2+ |
- 0,28 |
Ag / Ag + |
+ 0,80 |
|
Al / Al 3+ |
- 1,66 |
Ni / Ni 2+ |
- 0,25 |
Hg / Hg 2+ |
+ 0,85 |
|
Ti / Ti 2+ |
- 1,60 |
Sn / Sn 2+ |
- 0,14 |
Pt / Pt 2+ |
+ 1,19 |
|
Zr / Zr 4+ |
- 1,58 |
Pb / Pb 2+ |
- 0,13 |
Au / Au 3+ |
+ 1,50 |
Таблица 5
Аналитическая кислотно-основная классификация катионов
|
Группа |
Групповой реагент |
Катионы |
|
I |
HCl |
Ag+, Hg22+, Pb2+ и другие катионы, хлориды которых мало растворимы в воде |
|
II |
H2SO4 |
Ca2+, Ba2+, Sr2+ и другие катионы, сульфаты которых мало растворимы в воде |
|
Ш |
NaOH |
Al+3, Cr3+, Zn2+, Sn2+, Sn4+, As3+,As5+ и другие катионы, гидроксиды которых растворимы в щелочах |
|
IV |
NaOH NH4OH |
Fe2+, Fe3+, Mn2+, Mg2+, Bi3+, Sb3+, Sb5+ и другие катионы, гидроксиды которых растворимы в избытке NaOH и NH4OH |
|
V |
NH4OH |
Cu2+, Hg2+, Cd2+, Co2+, Ni2++ и другие катионы, гидроксиды которых растворимы в избытке аммиака с образованием комплексных соединений |
|
VI |
Отсутствует |
Li+, Na+, K+, NH4+ и другие катионы, соли которых хорошо растворимы в воде |
Таблица 5
Аналитическая классификация анионов
|
Группа |
Групповой реагент |
Анионы |
|
I |
BaCl2 |
SO42-, CO32-, SO32-, PO43-, SiO32- и другие анионы, бариевые соли которых нерастворимы в воде |
|
II |
AgNO3 |
Cl-, Br-, I-, S2- и другие анионы, серебряные соли которых нерастворимы в воде |
|
III |
Отсутствует |
NO3-, NO2-, CH3COO- и другие анионы, бариевые и серебряные соли которых растворимы в воде |