Лаборат практ III В ОДНОМ - Кабардино

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
КАБАРДИНО-БАЛКАРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ
ПО КУРСУ ОБЩЕЙ И
НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Для студентов специальности: ХИМИЯ
НАЛЬЧИК 2010
2
УДК 542.1(076.5)
ББК 24:15.13
СОСТАВИТЕЛИ:
КОЧКАРОВ ЖАМАЛ АХМАТОВИЧ
ВИНДИЖЕВА МАДЗЕРА КАДЫРОВНА
РЕЦЕНЗЕНТ: к.х.н., доцент кафедры химии КБГСХА
Кумыков Р.М.
Лабораторные работы составлены в соответствии с типовой программой
по общей и неорганической химии для студентов первого курса
специальности «Химия» и охватывают все важнейшие разделы курса общей
и неорганической химии.
Даны методические рекомендации по выполнению 36 лабораторных
работ. К каждой работе прилагается теоретическая часть, после освоения
которой студент приступает к выполнению экспериментальной части, и
контрольные задания для самостоятельной работы.
Ставит своей целью изучение фундаментальных законов химии, свойств
химических элементов и их соединений и научить студента сознательно, с
пониманием теоретического содержания, подойти к выполнению
эксперимента.
Содержание
Меры предосторожности при работе в химической лаборатории --------
3
Перечень лабораторных работ
Часть I. Общий курс химии
1. Определение относительной молекулярной массы оксида углерода (IV)
2. Определение молярной массы эквивалента цинка------------------------------3. Скорость химических реакций------------------------------------------------------4. Химическое равновесие---------------------------------------------------------------5. Катализ------------------------------------------------------------------------------------6. Очистка твердых веществ от примесей--------------------------------------------7. Растворы. Растворимость солей-----------------------------------------------------8. Приготовление растворов----------------------------------------------------------9. Электролитическая диссоциация (протолиз)
10. Протолиз (гидролиз) солей-----------------------------------------------------------11. Окислительно-восстановительные реакции-------------------------------------12. Электрохимические свойства металлов, электролиз растворов солей----13. Коррозия металлов-------------------------------------------------------------------Часть П. Свойства неорганических соединений
14. Получение и свойства кислорода--------------------------------------------------15. Свойства водорода и пероксида водорода--------------------------------------16. Получение и свойства галогенов-------------------------------------------------17. Сера. Свойства серы и ее соединений--------------------------------------------18. Азот и его соединения, получение и свойства----------------------------------19. Фосфор и его соединения-----------------------------------------------------------20. Углерод и кремний, соединения углерода и кремния-------------------------21. Бор и его соединения. Получение и свойства------------------------------------22. Свойства щелочных металлов-------------------------------------------------------23. Бериллий, магний, кальций, стронций и барий-----------------------------------24. Алюминий и его соединения---------------------------------------------------------Часть IП. Свойства неорганических соединений
25. Редкоземельные элементы: Титан, цирконий и гафний -----------------------26. Ванадий, ниобий и тантал------------------------------------------------------------27. Хром, молибден, вольфрам---------------------------------------------------------28. Марганец, соединения марганца----------------------------------------------------29. Железо, кобальт, никель---------------------------------------------------------------30. Медь, серебро, золото-----------------------------------------------------------------31. Цинк, кадмий-----------------------------------------------------------------------------32. Олово, свинец--------------------------------------------------------------------------33. Мышьяк, сурьма, висмут------------------------------------------------------------34. Качественное определение ионов d-элементоа---------------------------------35. Синтез неорганических веществ----------------------------------------------------36. Получение и свойства комплексных соединений------------------------------Использованная литература---------------------------------------------------------МЕРЫ ПРЕДОСТОРОЖНОСТИ
ПРИ РАБОТЕ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ
4
На первом занятии студенты знакомятся с техникой безопасности, с
правилами обращения с реактивами и оказания первой помощи при
отравлениях.
I. ОБЩИЙ КУРС ХИМИИ
Лабораторная работа № 1
Определение относительной молекулярной массы оксида углерода (IV)
Теоретическая часть [11]
Закон Авогадро: В равных объемах различных газов при одинаковых
условиях (температуре и давлении) содержится равное число молекул.
Следствие первое: При одинаковых условиях 1 моль любого
газообразного вещества занимает один и тот же объем.
Объем, который занимает 6,02.1023 молекул любого газообразного
вещества при нормальных условиях, называется молярным объемом газа
(Vm). Vm – это отношение объема порции вещества V(х) к его количеству
вещества n(х) в этой порции (м3/моль; л/моль):
Vm = V(х) / n(х),
Vm = 22,4 л/моль
Объем, который занимает при н.у. 6,02.1023 молекул газа равен отношению
молярной массы газа M к плотности данного газа ρ (масса 1 л данного газа в
граммах):
V=M/ρ
Таким образом, плотность любого газа при н.у. можно рассчитать по
формуле:
ρ = M / Vm,
где М - молярная масса газа; Vm - молярный объем газа.
Второе следствие из закона Авогадро: Отношение масс (m1 и m2)
равных объемов различных газов (V1=V2) при одинаковых условиях равно
отношению их молярных или относительных молекулярных масс:
m1 / m2 = M1 / M2 или m1 / m2 = Mr1 / Mr2
Итак, относительная плотность одного газа по другому равна отношению
их молярных или относительных молекулярных масс:
ρ1 / ρ2 = D, D = M1 / M2 или D = Mr1 / Mr2
Относительную плотность газа по водороду рассчитывают по формуле:
5
D(Н2) = M1 / М(Н2) или D(Н2) = M1 / 2
M1 = молярная масса газа, М(Н2) = молярная масса водорода
Относительную плотность газа по воздуху рассчитывают по формуле:
D(в) = M1 / М(в) или D(в) = M1 / 29
M1 = молярная масса газа, М(в) = молярная масса воздуха
Количество вещества. Моль.
За единицу измерений количества вещества принимают порцию («пакет»)
из определенного и всегда одинакового числа частиц, достаточно большую,
чтобы ее легко можно было взвесить. Поэтому количество вещества измеряют
«пакетами» по 6,022.1023 частиц. Такой «пакет» представляет собой единицу
количество вещества, называемую «моль».
Физическая величина, показывающая, сколько частиц содержится в одном
моле вещества, называется постоянной Авогадро и обозначается NA. Таким
образом, моль – порция из {NA} частиц.
1кмоль = 1000 моль, 1ммоль = 0,001моль.
Количество вещества определяется выражением
n(х) = N(x) / NA, n(х) = m(x) / M(x) , n(х) = V(x) / Vm
где n(х) – количество вещества, х – частица вещества, N(x) – число
структурных единиц (частиц – атомов, молекул, ионов и т.д.) в данной
порции вещества, NA – число Авогадро, m(x) – масса вещества, M(x) – молярная
масса вещества, V(x) – объем вещества, Vm – молярный объем вещества,
л/моль.
Числу Авогадро приписывают размерность NA = 6,022.1023 моль-1.
Например, если масса одного атома углерода составляет 19,93.10-27 кг, тогда
число атомов в 0,012 кг (12 г.) углерода, определяемое из пропорции
1 атом (С) = 19,93.10-27 кг.
х атомов (С) 0,012 кг/моль,
равно: х = 6,02.1023 моль-1.
В общем виде можно записать
6
NA = М(х) / mа,
где М –молярная масса вещества (х) (г/моль, кг/моль), mа – масса одного
атома или одной молекулы (кг).
Исходя из М(х) и NA, можно рассчитать абсолютные массы атомов или
молекул:
mа = М(х) / NA
Аr - показывает, во сколько раз масса данного атома больше 1/12 части
массы атома углерода (С12): Аr (Э) = mа (Э) / (1/12) . mа (С), где (1/12) . mа (С) =
а.е.м., mа (С) = 19,93.10-27 кг, тогда 1а.е.м. = 1/12. 19,93.10-27 кг = 1,66.10-27 кг =
1,66.10-24 г.
Отсюда получим выражение:
Аr (Э) = mа (Э) / 1 а.е.м. или Аr (Э) = mа (Э) / 1,66.10-27 кг
Например, Аr (О) = mа (О) / 1,66.10-27 кг = 26,67.10-27 кг/1,66.10-27 кг = 16.
Из пропорции
1 а.е.м
1,66.10-27 кг
х, а.е.м =
1 кг
получим: х = 6,02.1026 а.е.м.
Если теперь массу выразить в граммах, то из пропорции
1 а.е.м
1,66.10-24 г
х, а.е.м =
1г
получим: х = 6,02.1023 а.е.м.
За атомную единицу массы (а. е. м.) принята 1/12 массы атома 12С. В
этих единицах выражены массы атомов химических элементов, приведенные
в таблице Д.И.Менделеева без указания единицы и названы «относительными атомными массами». «Относительными» по отношению к атомной
единице массы.
Экспериментальная часть работы
Ход работы. Вымытую и высушенную колбу емкостью 250 мл с
меткой и подобранной к ней пробкой взвесить на технических весах (m1).
Затем наполнить колбу оксидом углерода из аппарата Киппа, опустив
газоотводную трубку до дна колбы. Закрыть колбу пробкой до уровня метки
7
и вновь взвесить(m2). После этого определить объём колбы (V), наполнив её
водой до метки и затем перелив в мерный цилиндр.
Отметить и записать показания термометра и барометра.
Форма записи наблюдений
Масса колбы с пробкой – m1 (г)
Масса колбы с пробкой и оксидом углерода (IV) - m2 (г)
Объём колбы - V (мл)
Температура - Т, К
Давление - Р, кПа.
Обработка результатов
1. Привести объём воздуха в колбе (V) к нормальным условиям,
используя объединенное уравнение Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:
Ро Vо
То
=
PV ,
Т
(1)
где То = 273 К, Ро = 101,325 кПа, V - объём колбы, Р - атмосферное давление
(показание барометра), Т - комнатная температура (показание термометра).
2.Вычислить массу воздуха m3 в колбе, зная, что масса 1 л воздуха
при н.у. равна 1,29 г.
3. Вычислить массу оксида углерода (IV) m4 в колбе:
m4 = m2 - (m1 - m3)
(2)
4. Вычислить плотность оксида углерода (IV) по воздуху:
D(возд) = m4 / m3
(3)
5. Вычислить относительную молекулярную массу оксида углерод (IV) по
формуле:
М r (CO 2 ) =29 . D(возд)
(4)
6.Вычислить относительную ошибку опыта в процентах по формуле:
процент ошибки =
Мr* . Мr
Мr*
,
М r * = 44, молекулярная масса
8
Лабораторная работа №2
Определение молярной массы эквивалента цинка методом вытеснения
Теоретическая часть
Вещества реагируют друг с другом в эквивалентных соотношения, т.е.
один моль эквивалентов одного вещества реагирует с одним молем
эквивалентов другого вещества.
Масса элемента, которая соединяется с одной массовой частью (м. ч.)
водорода или с восемью массовыми частями кислорода, или замещает эти
массы водорода или кислорода в соединениях, называется химическим
эквивалентом элемента (Э(х)) или молярной массой эквивалента (М(Э(х)).
Например, в Н2О с одной м. ч. водорода соединяются восемь м. ч. кислорода (2 : 16 = 1 : 8), значит (М(Э(О)) = 8 г/моль); в НС1(1: 35,5), М(Э(Cl)) =
35,5 г/моль; в H2S (1: 16), М(Э(S)) = 16 г/моль.
Между относительной атомной массой (Ar), степенью окисления (n) и
эквивалентом данного элемента (Э) существует такая взаимосвязь:
Э = Ar / n
Эквивалент вещества (х) выражается в виде:
Э(х) = 1/z х,
где z- эквивалентное число. z показывает, сколько эквивалентов вещества х
содержится в одной формульной единице этого вещества.
Фактор эквивалентности (fэкв) – это число, обозначающее, какая доля
частицы вещества является эквивалентом. Так, для реакции полной
нейтрализации серной кислоты эквивалент выражается так:
Э(H2SO4) = 1/2 H2SO4 (z =2, fэкв = 1/2 ).
Запишем молекулярное уравнение реакции относительно одного иона
водорода и мы увидим факторы эквивалентности:
1
/2H2SO4 + NaОН = 1/2Na2SO4 + H2O,
Э(H2SO4) = 1/2H2SO4, М(Э(H2SO4)) = М(1/2H2SO4) = 98 / 2 = 49 г/моль,
Э(NaОН) = NaОН, М(Э(NaОН)) = М(NaОН) = 40г/моль,
Э(Na2SO4) = 1/2Na2SO4, М(Э(Na2SO4)) = М(1/2Na2SO4) = 142/2 = 71 г/моль
9
Или в реакции нейтрализации:
1)
H3РO4 + NaОН = NaН2РO4 + H2O
z =1, fэкв =1 z =1, fэкв =1
1 эквивалент
z =1, fэкв =1
1 эквивалент
z =1, fэкв =1
1 эквивалент
1 эквивалент
Э(H3РO4) = H3РO4, Э(NaОН) = NaОН, Э(NaН2РO4) = NaН2РO4.
2)
H3РO4 + 2NaОН = Na2НРO4 + 2H2O,
записав эту реакцию на 1 моль NaОН получим:
1/2H3РO4 + NaОН = 1/2Na2НРO4 + H2O
z=2, fэкв =1/2
z=1, fэкв =1
z=2, fэкв =1/2
1 эквивалент
1 эквивалент
1 эквивалент
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
Э(H3РO4) = 1/2H3РO4, Э(NaОН) = NaОН, Э(Na2НРO4) = 1/2Na2НРO4
3)
H3РO4 + 3NaОН = Na3РO4 + 3H2O,
записав эту реакцию на 1 моль NaОН получим:
1/3H3РO4 + NaОН = 1/3Na3РO4 + H2O
z=3, fэкв =1/3
z=1, fэкв =1
z=3, fэкв =1/3
1 эквивалент
1 эквивалент
1 эквивалент
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
Э(H3РO4) = 1/3H3РO4, Э(NaОН) = NaОН, Э(Na3РO4) = 1/3Na3РO4
Таким образом, для кислот эквивалентное число z равно числу
замещаемых в реакции ионов водорода.
Определим теперь эквивалент основания в реакции обмена:
1)
Fe(ОН)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
или на 1 моль HCl: 1/3Fe(ОН)3 + HCl = 1/3FeCl3 + H2O
z=3, fэкв =1/3
z=1, fэкв =1
z=3, fэкв =1/3
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
1 эквивалент
1 эквивалент
1 эквивалент
Таким образом, для оснований эквивалентное число z равно числу
замещаемых гидроксид-ионов.
Если взаимодействуют соли
FeCl3 + 3AgNO3 = 3AgCl + Fe(NO3)3 ,
то их эквиваленты можно определить, записав реакцию на 1 моль AgNO3
1/3FeCl3 + AgNO3 = AgCl + 1/3Fe(NO3)3
z=3, fэкв =1/3
1 эквивалент
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
z=3, fэкв =1/3
1 эквивалент
Отсюда следует:
Э(FeCl3) =1/3FeCl3, М(Э(FeCl3)) = М(1/3FeCl3) = 162,5/3 = 54,17 г/моль.
10
Э(AgNO3) = AgNO3, М(Э(AgNO3)) = М(AgNO3) = 170 г/моль.
Э(AgCl ) = AgCl, М(Э(AgCl )) = М(AgCl) = 143,5 г/моль
Э(Fe(NO3)3) = 1/3Fe(NO3)3, М(Э(Fe(NO3)3)) = М(1/3Fe(NO3)3) = 80,67 г/моль.
Таким образом, для соли эквивалентное число z равно произведению
количества замещаемых ионов металла на заряд катиона или произведению
количества замещаемых анионов кислотных остатков на их заряд.
Масса одного моля эквивалентов называется молярной массой
эквивалента (г/моль), или эквивалентной массой. Молярная масса
эквивалента вещества (х) обозначают так:
М(Э(х)) = М((1/z)х)
Таким образом, молярная масса эквивалента вещества всегда в z раз меньше
молярной массы этого вещества:
М(Э(Х)) = М((1/z)х) = М(х) / z
Объем одного моля эквивалентов газообразного вещества называют
эквивалентным объемом или молярным объемом эквивалента (V(1/z Х):
ν((1/z)х) = V(х) / V((1/z)х) или V((1/z)х) = V(х) / ν((1/z)х), л/моль, м3/моль.
Молярный объем (Vm) и эквивалентный объем (V((1/z)х)) связаны
соотношением: V((1/z)х) = Vm / z..
Эквивалентное число в окислительно-восстановительных реакциях
определяется числом переносимых от одной формульной единицы
восстановителя к одной формульной единице окислителя электронов:
3Cu + 2HNО3 + 6HNО3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
NО3- + 4H+ + 3ē = NO + 2H2O, M(Э(HNО3)) = 1/3 M(HNО3)
Cu – 2ē = Cu2+ , M(Э(Cu )) = 1/2 M(Cu)
В реакции восстановления водорода запишем полуреакцию
2Н+ + 2ē = Н20
на 1 моль ионов водорода
Н+ + 1ē = 1/2Н2
Тогда получим:
Э(Н+) = Н+, М(Э(Н+)) = М((Н+) = 1 г/моль, Э(Н2) =1/2Н2, М(Э(Н2)) =1/2М(Н2).
11
Поэтому 1 моль эквивалентов водорода при н.у. занимает объем:
Vm (Э(Н2)) = 22,4 : 2 = 11,2 (л/моль)
Аналогично для полуреакции
О2 + 4ē = 2О-2
получим:
Э(О2) = 1/4О2, М(Э(О2)) = 1/4М(О2) = 32/4 = 8 г/моль.
Поэтому 1 моль эквивалентов кислорода при н.у. занимает объем
Vm(Э(О2)) = 22,4 : 4 = 5,6 (л/моль).
И так, для любого газообразного вещества х при н.у. можно записать:
Vm (Э(х)) = Vm ((1/z)х) = Vm (х)/z
Эквивалентное число z оксида в реакции обмена равно произведению
числа молей атомных частиц на его степень окисления в оксиде. Например,
для реакции
СаО + 2НСl = CaCl2 + H2O
получим:
1/2 СаО + НСl = 1/2CaCl2 + 1/2H2O
z=2, fэкв =1/2
1 эквивалент
z=1, fэкв =1
1 эквивалент
z=2, fэкв =1/2
z=2, fэкв =1/2
1 эквивалент
1 эквивалент
Отсюда следует:
М(1/2 СаО) = 56 г/моль : 2 = 28 г/моль, М(НСl) = 36,5 г/моль : 1 = 36,5
г/моль, М(1/2 CaCl2) = 111 г/моль : 2 = 55,5 г/моль, М(1/2 H2O) = 9 г/моль,
М(1/2 Са+2) = 40 г/моль : 2 = 20 г/моль.
Закон эквивалентов
Массы веществ, вступающих в реакцию или образующихся в результате
реакции (m1 и m2), пропорциональны их молярным массам эквивалентов
(М(Э(х1)) и М(Э(х2))):
т1 / М(Э(х1)) = m2 / М(Э(х2))
Аналогично для газообразных веществ закон эквивалентов можно
записать так:
V1 / V((1/z)х1)= V2 / V((1/z)х2)
Экспериментальная часть
12
Ход работы. С помощью преподавателя собрать прибор, состоящий из
прикрепленных к штативу и соединенных между собой резиновой трубкой
бюретки и воронки. Бюретку заполнить водой. Воду в бюретке и воронке
установить на одинаковом уровне. Отмерить в пробирку 2 мл разбавленной
серной или соляной кислоты. Затем взвешенный кусочек цинка (m1)
расположить на внутренней стенке пробирки с кислотой, после чего
пробирку плотно закрыть пробкой с газоотводной трубкой. Конец
газоотводной трубки соединить с бюреткой.
Отметить и записать в тетрадь уровень воды в бюретке ( h1). Затем
встряхнуть кусочек цинка в кислоту. По окончании реакции и после
остывания пробирки снова привести воду в бюретке и воронке к
одинаковому уровню. Затем отметить и записать уровень воды в бюретке
(h2), показания термометра (T, K ) и барометра (Р, кПа).
Форма записи наблюдений
Масса цинка - m1, г
Температура - T, K, (показание термометра)
Атмосферное давление - Р, кПа (показание барометра)
Давление насыщенного водяного пара – Р(H2O), кПа (табл.)
Уровень воды в бюретке до реакции – h 1 , мл
Уровень воды в бюретке после окончания реакции - h2, мл
Обработка результатов
1. Вычислить объем водорода, вытесненного цинком по формуле:
V(H2) = h2 – h 1
2. Привести объем водорода V(H2) к н.у., выразив V о из объединенного
уравнение Бойля-Мариотта и Гей-Люссака
Р о V о = PV ,
То
Т
в котором вместо Р следует использовать:
Р' = Р – Р(H2O)
3. Вычислить массу выделившегося водорода (m2) при н.у. по формулам:
n = V о / Vm , m2 = n.M(H2)
4. Рассчитать молярную массу эквивалента цинка по формуле:
M(Э(zn)) = m1 / m2
5. Вычислить процент ошибки опыта по формуле:
процент ошибки =
M(Э*(zn)) – M(Э(zn)) ,
13
M(Э*(zn))
где M(Э*(zn )) = молярная масса эквивалента цинка, рассчитанная по формуле
M(Э*(zn)) = Ar(zn) / 2 = 65,4 / 2 =32,7 г/моль
Давление насыщенного водяного пара при различных температурах
Темп.,
°С
14
15
16
17
18
Давл.,кПа
Р(H2O)
1,598
1,705
1,817
1,935
2,061
Темп.,
°С
19
20
21
22
23
Давл., кПа
Р(H2O)
2,189
2,339
2,486
2,643
2,841
Темп., Давл., кПа
°С
Р(H2O)
24
2,902
25
3,170
26
3,362
27
3,561
28
3,779
Лабораторная работа № 3
Скорость химических реакций
Теоретическая часть
Скоростью реакции называется изменение концентрации вещества за
единицу времени при неизменном объёме системы:
υгом = ± Δn / V . Δτ
или
(моль /(л . сек)
(1)
υгом = ± ΔС / Δτ , (моль /(л . сек)
(2)
Скорость гетерогенной реакции:
υгет = ± Δn / S .Δτ (моль /(см2 . сек) (3)
Отношение предельно малой величины изменения концентрации (dC) к
предельно малому промежутку времени (dτ) определяет истинную скорость
реакции в момент времени τ: υгом = ± dC / dτ
(4)
Скорость химической реакции можно определить либо по изменению
концентрации исходного вещества:
υгом = - dC / dτ,
либо по изменению концентрации получаемого в результате реакции
вещества:
υгом = dC / dτ
(5)
Закон действующих масс
При постоянной температуре скорость химической реакции в гомогенной
среде прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих
веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.
Так для реакции А + В = С можно записать:
υ = κ .[A] .[B] или υ = k .CA .CB
(6)
14
Константа скорости химической реакции (k) при постоянной температуре
будет величиной постоянной для каждой реакции. Температура влияет на
скорость реакции, увеличивая константу скорости реакции. k зависит от
природы реагирующих веществ, температуры и присутствия катализатора, но
не зависит от концентрации последних.
Когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1
моль/л, k равна скорости реакции υ = k. В этом и заключается физический
смысл k.
Константа скорости реакции нулевого порядка:
k = (1/ τ) . (C0 – C)
Константа скорости реакции первого порядка:
(7)
k = (1/ τ) . ln (C0 / C) или k = 2,303. (1/ τ) . lg (C0 / C) (8)
Константа скорости реакции второго порядка:
k = 1/ τ. (1/С - 1/C0)
(9)
Закон действующих масс применим только к простейшим реакциям, когда
уравнение реакции точно отражает ее ход, т.е. все атомы (молекулы)
исходных веществ сталкиваются одновременно и участвуют в элементарном
акте химического превращения.
Скорость сложных химических реакций определяется скоростью наиболее
медленно протекающей. Для газовых реакций этот закон является строгим
только в пределах применимости законов идеальных газов. Он также
применим и к реакциям в растворах, но только при большом разбавлении.
В случае гетерогенных реакций в уравнения закона действующих масс
вводят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или
жидкой фазе.
В грубом приближении зависимость скорости реакции от температуры
определяется правилом Вант-Гоффа:
При повышении температуры на каждые 10С скорость большинства
реакций увеличивается в 2–4 раза.
υt2 = υt1. (t2 – t1) /10 или υt2/υt1 = (t2 – t1) /10
(10)
15
Возрастание
скорости
реакции
с
ростом
температуры
принято
характеризовать температурным коэффициентом скорости реакции (),
показывающим, во сколько
раз увечилась константа скорости при
увеличение температуры на 10С
 = kt+10 / kt
(11)
Зависимость скорости реакции от температуры более точно выражается
уравнением Аррениуса для константы скорости реакции: k = А. е-Е/RT (12),
где k- константа скорости реакции; А – предэкспоненциальный множитель,
постоянная, независящая (слабозависящая) от температуры; е – основание
натурального логарифма; Еа – энергия активации; е-Е/RT -экспоненциальный
множитель, показывающий долю активных молекул.
Чем выше значение Еа, тем меньше активных молекул и тем ниже
константа и скорость химической реакции.
Для двух констант и двух температур энергия активации имеет следующее
выражение:
Еа = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (k2/k1)
или
(13)
Еа = 2,303R (T2T1 / (T2-T1)). lg(k2/k1), T2 >T1
Запишем выражение (13) для прямой и обратной реакции:
Еа.пр = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (k2пр/k1пр)
(14)
Еа.обр = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (k2обр/k1обр)
(15)
Тогда получим:
-∆Н = Еа.обр - Еа.пр = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (К1 / К2)
или
∆Н = R (T2T1 / (T2-T1)). ln (К2 / К1)
(16)
Соотношение (16) позволяет по двум константам равновесия К1 и К2 при
двух температурах T1 и T2 вычислить изменение энтальпии реакции или
константу равновесия.
Уравнение (16) можно записать также в виде:
ln (К2 / К1) = (∆Н / R ) . (1/ T2 - 1/ T1)
(17)
16
Зависимость скорости реакции от температуры Т, энергии активации Еа и
энтропии активации ΔSа определяется выражением для константы скорости
реакции:
k = z . e -Е/RT . e ΔS/R,
(18)
где z –общее число столкновений между молекулами в секунду или
коэффициент пропорциональности; e ΔS/R - стерически множитель или фактор
вероятности надлежащей ориентации сталкивающихся молекул.
Экспериментальная часть
Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость
химической реакции при постоянной температуре
1. Взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. В три
пронумерованные пробирки налить раствор тиосульфата натрия (Na2SO3S): в
первую – 1 мл, во вторую – 2 мл, в третью – 3 мл. Затем в первую добавить 2
мл воды, во вторую - 1 мл воды, в третью воду не добавлять. После этого в
каждую пробирку добавить по 1 мл 2 н. раствора H2SO4. Определить время с
момента добавления кислоты до появления едва заметного помутнения
раствора в каждой пробирке.
Реакция протекает относительно медленно и сопровождается выделением в
осадок серы. Скорость внутримолекулярной окислительно-восстановительной
реакции:
Na2S+6O3S-2 + H2SO4 = SO2 + S + Na2SO4 + H2O
S+6 +6е = S0
1
-2
+4
S -6е =
S
1
условно можно выразить как величину, обратную времени протекания реакции
от момента смешения до появления едва заметного помутнения полученного
раствора.
Результаты занести в таблицу:
№ Объём раствора Объём
Объём раств.
Опыта Na2SO3S, мл
воды, мл H2SO4, мл
1
2
3
1
2
3
2
1
-
1
1
1
Общий объём Время Скорость,
раствора, мл (, сек)
ύ =1/
4
4
4
17
Изобразите эту зависимость графически, отложив на оси абсцисс условные
концентрации Na2SO3S , а на оси ординат – ύ .
2. Взаимодействия йодата калия с сульфитом натрия в сернокислой
среде. Отмерить в одну пробирку 3 мл раствора йодата калия, в другую –3 мл
сульфита натрия, подкисленного серной кислотой и содержащего несколько
капель крахмала. Быстро прилить второй раствор к первому. Отметить время
сливания растворов и момент появления окраски. Повторить опыт, уменьшив
концентрацию второго раствора в два раза. Полученные результаты занести в
таблицу:
№
Объем раствора Объем раствора
опыта KIO3
Na2SO3 , мл
Общий объем, мл Время, , сек Скорость
ύ =1/
1
3
3
6
2
3
3 + 3 мл воды
9
2NaIO3(р) + 5Na2SO3(р) + Н2SO4(р) = I2↓ + 6Na2SO4 + 3H2O
Протекают колебательные реакции:
NaIO3(р) + 3Na2SO3(р) = NaI + 3Na2SO4 (в присутствии Н2SO4)
NaIO3(р) + 5NaI(р) + 3Н2SO4(р) = 3I2↓ + 3Na2SO4 + 3H2O (ММК)
3I2 + 3Na2SO3(р) + 3H2O = 6NaI + 3Н2SO4
Влияние температуры на скорость химической реакции
Взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. В три
нумерованные пробирки налить по 1 мл раствора тиосульфата натрия
Na2SO3S. Отметить температуру воздуха в лаборатории. В первую пробирку
добавить 1 мл 2 н. раствора H2SO4, встряхнуть и определить время с момента
добавления кислоты до появления едва заметного помутнения раствора.
Вторую пробирку поместить в стакан с водой и нагреть до температуры,
превышающую комнатную на 10 С (следить по термометру). В эту же воду
опустить пробирку с 1 мл 2 н. раствора H2SO4. Затем содержимое пробирок
слить, встряхнуть и отметить время с момента добавления кислоты до
появления едва заметного помутнения раствора.
Аналогично нагреть третью пробирку до температуры, превышающую
комнатную на 20 С и проделать тот же самый опыт. Полученные данные
занести в таблицу:
18
№
Объём раствора Объём раствора Температура, С
опыта Na2SO3S (мл) H2SO4 (мл)
1
2
3
10
10
10
10
10
10
Время, Скорость

ύ=1/
комнатная
комнат.+ 10
комнат. + 20
Скорость внутримолекулярной окислительно-восстановительной реакции
Na2S+6O3S-2 + H2SO4  SO2 + S + Na2SO4 + H2O
условно выразить как величину, обратную времени протекания реакции от
момента смешения до помутнения полученного раствора ( ύ =1/) и занести
также в таблицу.
Построить график зависимости ύ от температуры и определить характер
этой зависимости.
Скорость гетерогенных химических реакций
Влияние степени смешения реагентов на скорость реакции. Положить
в сухую фарфоровую ступку около 0,01 г порошка безводного сульфата меди
и несколько кристаллов йодида калия. Перемешать пестиком эти вещества, а
затем растереть их. Что наблюдается? Прилить к полученной смеси
несколько капель воды. Объяснить наблюдаемые явления. Написать
уравнение реакции.
Лабораторная работа №4
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Теоретическая часть
Скорость обратимой реакции равна разности между скоростями прямой и
обратной реакций: υ = υпр - υобр. Когда υпр = υобр, υпр - υобр = 0,
концентрации всех веществ постоянны и не изменяются со временем,
наступает динамичес-кое химическое равновесие. Количественной
характеристикой химического равновесия служит константа химического
равновесия (К).
При υпр = υобр для реакции aA + bB = cAB получим
19
kпр. [А] a . [В] b = kобр. [AB]c
или
kпр / kобр = [AB]c / [А] a . [В]b ,
К = [AB]c / [А]a . [В]b
Численное значение константы (К) характеризует выход данной реакции.
Константа химического равновесия не зависит от энергии активации и
концентрации. Катализаторы не влияют на константу равновесия, а, снижая
энергию активации и повышая энтропию активации, ускоряют достижение
равновесия.
К зависит от температуры, от изменений энтальпии (теплового эффекта)
реакции и энтропии:
К = е ∆S/ R .е -∆H/RT = е (T∆S -∆H) /RT
или
lnK= (T∆S - ∆H) / RT.
Влияние изменения внешних условий на состояния химического
равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему,
находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие, равновесие
смещается в сторону той реакции, которая ослабляет воздействие.
Таким образом, при увеличении концентрации какого-либо из веществ,
участвующих в равновесии, равновесие сместится в сторону расхода этого
вещества.
При
уменьшении
концентрации
какого-либо
из
веществ
равновесие сместится в сторону образования этого вещества. Системы,
содержащие только жидкие или твердые реагенты, на изменение давления
практически не реагируют.
При увеличении давления в системе равновесие сдвигается в сторону
реакции, которая сопровождается уменьшением числа молей газообразных
веществ, т.е. – в сторону меньших мольных объемов.
Для реакций, проходящих без изменения объема, изменение давления
практически не сказывается на смещении равновесия.
Скорость экзотермических реакций увеличивается по мере понижения
температуры процесса до определенного значения, так как при этом
20
облегчается отвод тепла. А при повышении температуры равновесие
смещается в сторону эндотермической химической реакции.
Так как катализаторы в одинаковой мере ускоряют и прямую, и обратную
реакции, сдвигать химическое равновесие они не могут.
Экспериментальная часть
1. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое
равновесие. Налить в пробирку по 1 мл раствора FeCl3 и раствора роданида
аммония NH4SCN. Полученный раствор окрашивается в красный цвет.
Написать уравнение реакции
Fe3+ + 3SCN- ↔ Fe(SCN)3
Изменение концентрации Fe(SCN)3 сказывается на изменении окраски
раствора. Это позволяет наблюдать, в каком направлении смещается
равновесие при изменении концентрации реагирующих веществ и продуктов
реакции.
Полученный раствор разлить в четыре пробирки. В первую прилить 1 мл
раствора FeCl3, во вторую – 1 мл раствора NH4SCN, в третью –
1микрошпатель соли NH4Cl, четвертую пробирку оставить в качестве
эталона. В каждом случае после тщательного встряхивания пробирок
отметить изменение интенсивности окраски раствора.
На основании закона действующих масс и константы химического
равновесия объяснить происходящие явления. Результаты опытов свести в
таблицу:
Добавленный
раствор соли
пробирки
№
Изменение интенсивности
окраски (ослабл./усил.)
Направление смещения
равновесия (вправо /
влево)
1
FeCl3
2
NH4SCN
3
NH4Cl(ТВ)
2. Обратимость смещения химического равновесия. В пробирку
налить 1 мл раствора K2Cr2O7 (оранжевый) и добавить по каплям
концентрированный раствор щелочи. Наблюдать за изменение окраски
раствора. Когда раствор пожелтеет, добавить по каплям концентрированную
серную кислоту до появления оранжевой окраски. После чего снова
прибавить несколько капель щелочи до появления желтой окраски раствора.
21
В растворе имет место равновесие:
Cr2O72- + ОН- ↔ 2CrO42- + Н+
(оранжевый)
(желтый)
Изменение концентрации ионов Н+ и ОН- приводит к смещению этого
равновесия. Отсюда следует, что дихромат-ионы Cr2O72- усточивы в кислой
среде, а хромат-ионы CrO42- - в щелочной среде.
3. Влияние температуры на химическое равновесие. Термическая
диссоциация двуокиси азота. Использовать для опыта два сообщающихся
сосуда, заполненных двуокисью азота. Колбу 1 опустить в стакан, заполненный снегом или толченым льдом, колбу 2 поместить в стакан с водой.
Подогреть стакан с водой и наблюдать изменение цвета газа в обеих колбах.
2NO2(г,бурый) ↔ N2O4(г,бесцветный)
В какую сторону смещается равновесие при охлаждении?
Упражнения
В задачах (1-10) по известным экспериментальным данным,
приведенным в таблице (n  порядок реакции; Ea  энергия активации; k0 
предэкспоненциальный множитель в уравнении Аррениуса kT = k0 exp(Ea/RT); Т1 и Т2  начальная и конечная температура; С  исходная
концентрация вещества), рассчитайте константы скорости реакции при
температуре Т1 и Т2 и определите скорость реакции в некоторый момент
времени, когда прореагировало некоторая доля исходного вещества .
№ Реакция
п/п
n C,
Ea,
моль /л кДж/
моль
1 C2H5Cl  C2H4 + HCl 1 2
247,5
2 HI + CH3I  CH4 + I2 2 2
140
3 2NO + Br2  2NOBr 3 1
5,44
4 N2O4  2NO2
1 2
54,4
5 2NO2  2NO + O2
2 1
113
6 2N2O5  2N2O4 + O2 1 2
103,5
7 H2 + C2H4  C2H6
2 1
180,5
8 H2 + I2  2HI
2 1
165,5
9 2HI  H2 + I2
2 1
186,4
10 C2H5Br  C2H4 + HBr 1 2
218
k0
T1, T2, ,
К К %
4104
21014
2,71010
1016
91012
4,61013
41013
1,61014
9,21013
7,21012
400
400
300
400
200
300
300
400
500
300
500
700
350
500
300
500
600
600
300
400
50
60
70
40
60
70
50
60
80
40
22
Лабораторная работа № 5
III. КАТАЛИЗ
Теоретическая часть
Вещества, не расходующиеся в результате реакции, но влияющие на её
скорость, называются катализаторами. Явление изменения скорости реакции
под действием катализаторов называется катализом (разрушение). Такие
реакции называются каталитическими. При гомогенном катализе
реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему.
Механизм гомогенного катализа объясняют на основе теории
промежуточных соединений, согласно которому катализатор (К) образует с
одним из исходных веществ промежуточное соединение (АК). Затем
последнее реагирует с другим исходным веществом с восстановлением
катализатора.
Причина возрастания скорости реакции сводится к уменьшению энергии
активации этой реакции. Катализатор может способствовать достижению
необходимой для взаимодействия молекул ориентации, повышая энтропию
активации.
Установлено что скорость реакции пропорциональна концентрации
катализатора.
Действие катализатора на состояние химического равновесия не
сказывается, т.к. он ускоряет как прямую, так и обратную реакцию (ускоряет
достижение химического равновесия).
При гетерогенном катализе между катализатором (К) и веществом
существует поверхность раздела фаз. Реакции при гомогенном катализе
протекают на поверхности катализатора. Поэтому активность катализатора
(К) зависит от свойств его поверхности: её величины, химического состава,
строения и состояния.
Полагают, что на поверхности катализатора -адсорбента имеются
активные центры. Вещества адсорбируются на этих центрах, в результате
чего увеличивается концентрация их на поверхности катализатора. Под
23
действием катализатора у адсорбированных молекул ослабляются связи
между атомами и они делаются более реакционноспособными.
Увеличение скорости реакции в присутствии катализатора определяется
формулой
ln (k′/k) = 2,3 lg (k′/k) = Еа - Еа′ / RT,
где k′ и Еа′ - константа скорости и энергия активации каталитической
реакции соответственно.
Автокаталитическими называются реакции, в которых катализатором
является одно из исходных веществ или один из продуктов реакции.
Экспериментальная часть
Гомогенный катализ. В пробирку влить 1 мл раствора хлорида железа
FeCl3 и добавить 1 мл раствора родонида калия КСNS. Полученный красного
цвета раствор родонида железа Fe(CNS)3 разлить в три пробирки.
В одну прибавить 5-6 капель раствора тиосульфата натрия Na2S+6O3S-2 и
отметить время обесцвечивания раствора по реакции
2Fe(SCN)3 + 2Na2S+6O3S-2 = 2Fe(SCN)2 + 2NaSCN + Na2S4O6
В другую пробирку прилить 5-6 капель раствора сульфата меди CuSO4 и
добавить столько же раствора тиосульфата натрия Na2S2O3. Отметить время
течения реакции.
Каково влияние CuSO4 (катализатора) на скорость реакции?
2. Автокатализ. В три пробирки налить по 1 мл: воды – в первую, 2 н.
раствора HNO3 – во вторую и в третью. В первую прилить 1 мл раствора
NaNO2 и 1 мл 1 н. раствора H2SO4, во вторую – 2 мл воды, в третью – 1 мл 1 н.
раствора NaNО2 и 1 мл 1н. раствора H2SO4.
В первой пробирке содержатся HNO2 и продукты её распада NO и NO2, во
второй – HNO3, в третей - HNO3 и NO2.
Затем в каждую пробирку добавить по кусочку меди. Сравнить результаты
опытов.
Реакция окисления меди азотной кислотой является типичным
автокаталитическим процессом (NO2 – катализатор).
24
Приведите примеры гомогенного и гетерогенного катализа. Поясните
значение терминов катализатор, ингибитор, фермент, каталитический яд. Как
современная теория объясняет механизм действия катализаторов?
Лабораторная работа № 6
Очистка твердых веществ от примесей
Теоретическая часть
Наиболее употребительными методами очистки являются: для твердых
веществ - перекристаллизация и возгонка, для жидкостей- фильтрование и
перегонка, для газов - отделение примесей путем поглощения их различными
химическими реагентами.
Сущность перекристаллизации заключается в том, что при охлаждении
раствор оказывается перенасыщенным только по отношению к основному веществу, в то время как примеси остаются в маточном растворе. Если
перекристаллизацию можно повторить несколько раз, то можно достичь
глубокой очистки вещества.
Существует несколько видов перекристаллизации: политермическая,
изотермическая, перекристаллизация с введением в концентрированный раствор
других веществ. Сущность политермической кристаллизации заключается в том,
что готовят концентрированный раствор при повышенной температуре, затем его
охлаждают до комнатной или до более низкой температуры. Выпадают кристаллы.
Чем больше перепад температуры, тем больше образуется кристаллов.
Изотермическая кристаллизация заключается в том, что вещества кристаллизуются при неизменной температуре. Между жидкой фазой и
газообразной при данной температуре устанавливается равновесие. Если
уменьшить концентрацию паров над раствором, то растворитель будет
испаряться, при этом концентрация раствора увеличивается и растворенное
вещество кристаллизуется.
Некоторые соли кристаллизуются из концентрированных растворов при
введении веществ, которые снижают их растворимость. Этот процесс
называется высаливанием. Например, при добавлении спирта к
25
концентрированному на холоде раствору сульфата железа (П) получается
обильный осадок чистого FeSО4.7H2О. После кристаллизации остается
маточный раствор.
Кроме классического метода очистки веществ перекристаллиизацией, используются также более современные методы: возгонка, зонная плавка (кристаллизация из расплава), транспортные реакции (реакции переноса
веществ), дистилляция и ректификация, экстракция, хроматография,
электролиз.
Экспериментальная часть
Очистка твердых веществ от примесей перекристаллизацией
1. Очистка дихромата калия. Пользуясь таблицей растворимости,
рассчитать, какое количество дихромата калия необходимо взять, чтобы
получить насыщенный при 60° раствор исходя из объема воды 50 мл
(использовать при этом таблицу растворимости).
Отвесить на технохимических весах рассчитанное количество растертого
в ступке дихромата калия. Высыпать навеску соли в химический стакан,
отмерить цилиндром 50 мл воды и перелить в стакан с бихроматом калия.
Стакан с содержимым поставить на асбестовую сетку и нагреть пламенем
газовой горелки почти до кипения, помешивая раствор стеклянной палочкой.
Раствор нагревают почти до кипения и лишь тогда фильтруют.
Для отделения нерастворимых примесей следует профильтровать горячий
раствор сквозь складчатый фильтр в другой стакан, пользуясь воронкой для
горячего фильтрования. Непрерывно помешивая, охладить фильтрат до
комнатной температуры, а затем в бане со льдом —до 0°.
Выпавшие кристаллы отфильтровать на воронке Бюхнера. Исследовать
маточный раствор на наличие в нем примеси сульфата калия. Для этого к 2-3
мл маточного раствора, разбавленного 5—10 мл дистиллированной воды,
прибавить 1-2 капли концентрированной соляной кислоты и раствора
хлорида бария. Аналогичным образом определить, присутствует ли примесь
сульфата калия в выделенном твердом дихромате калия. Сравнитъ
полученные результаты.
26
Перенести дихромат калия в фарфоровую чашку и поставить ее на 30-40
мин в сушильный шкаф (100°). После охлаждения взвесить на технохимических весах.
Высушивание производить до постоянного веса. Определить выход в
процентах по отношению к исходной навеске. Вещество сохранить.
2. Очистка хлорида аммония (натрия, калия). Приготовить насыщенный
раствор хлорида аммония при 60°, взяв для этого 50 мл воды и рассчитанное
количество соли (использовать при этом таблицу растворимости).
Нагретый почти до кипени раствор профильтровать через воронку для
горячего фильтрования, фильтрат перелить в фарфоровую чашку, поставить
на баню и упарить до половины начального объема. Перенести содержимое
чашки в стакан и охладить в ванне со льдом. Выпавшие кристаллы
отфильтровать на воронке Бюхнера, высушить на воздухе. Вычислить выход
в процентах.
Очистка возгонкой
Очитка йода. На дно низкого стакана без носика положить 5 г
кристаллического йода и 0,2 г йодида калия. Вставить в этот стакан колбочку, имеющую внизу отросток. Наполнить колбочку холодной проточной
водой. Поместить прибор на асбестовую сетку и осторожно нагревать дно
стакана пламенем газовой горелки. Следить за тем, чтобы вода в колбочке
была во время опыта холодной. Что наблюдается? Кристаллы возогнанного
йода собрать в бюкс или на часовое стекло и взвесить. Определить выход
йода в процентах.
Лабораторная работа № 7
Растворы. Растворимость солей. Произведение растворимости
Теоретическая часть
Процесс химического растворения твердого вещества в воде (и не только
в воде) в случае равновесия в растворе малорастворимого (или практически
нерастворимого вещества) можно выразить уравнением.
CaSO4 + (n+m)H2O
[Ca(H2O)n]2+ + [SO4 (H2O)m]2-
27
Это уравнение в явном виде показывает, что важнейшей причиной
растворения хлорида натрия является гидратация ионов Ca 2+ и SO42-.
В случае равновесия в растворе малорастворимого (или практически
нерастворимого вещества) выражение для константы равновесия в
насыщенном растворе можно записать с использованием равновесных
концентраций
Kc = [[Ca(H2O)n]2+] [[SO4 (H2O)m]2-] / [[H2O]n+m
Так как равновесная концентрация воды в разбавленном растворе
практически постоянна, можно записать
KГ(CaSO4) = Kc .[H2O]n+m =[[Ca(H2O)n]2+] [[SO4 (H2O)m]2-]
То же самое упрощенно
KГ(CaSO4) = [Ca 2+aq][ SO42-aq] или KГ(CaSO4) =[Ca 2+][ SO42-]
Получившаяся величина (KГ) носит название константы гидратации.
В рамках теории электролитической диссоциации равновесие в растворе
CaSO4 записывается так:
CaSO4
Ca 2+ + SO42-
Соответствующая константа называется произведением растворимости и
обозначается буквами ПР:
ПР(CaSO4) = [Ca 2+][ SO42-]
Определение растворимости дихромата калия. Приготовить
насыщенный при комнатной температуре раствор дихромата калия.
Пользуясь таблицей растворимости, рассчитать количество дихромата,
требуемое для насыщения 50 мл воды (взять 10% избытка дихромата),
перенести в колбу объемом 100 мл и прилить 50 мл воды. Перемешать
содержимое колбы 2-3 мин. и измерить температуру раствора. Затем
отфильтровать нерастворившуюся соль, собирая фильтрат в сухую колбу.
Взвесить фарфоровую чашку на технохимических весах, от полученного
фильтрата отобрать 20 мл раствора и перенести в чашку, взвесить чашку с
раствором. Поставить чашку на водяную баню и упарить досуха, затем чашку
28
поместить в сушильный шкаф. После высушивания и охлаждения, взвесить
чашку с веществом и определить растворимость. Полученные результаты
занести в таблицу:
Данные опытов
Опыты
1.Температура насыщения раствора, оС
2. Объем раствора, взятого для выпаривания, мл
3. Масса фарфоровой чашки, г
4. Масса чашки с раствором, г
5. Масса раствора, г
6. Масса чашки с сухой солью, г
7. Масса сухой соли, г
8. Растворимость, г в 100 г воды
Влияние температуры на растворимость солей
1. Алюмокалиевые квасцы (KAl(SO4)2.12H2O). В пробирку с 3 мл воды
положить около 2 г алюмокалиевых квасцов. Наблюдать, растворяются ли
квасцы в этом количестве воды на холоду? Если нет, то нагреть содержимое
пробирки почти до кипения. Что наблюдается? Дать раствору остыть. Что
происходит при этом? Как меняется растворимость квасцов с изменением
температуры?
2. Хлорид натрия. Растворить при нагревании около 2 г хлорида натрия в
3 мл воды. Слить прозрачный горячий раствор в сухую пробирку. Что
наблюдается при охлаждении раствора?
3. Ацетат кальция. В сухую пробирку налить немного насыщенного
раствора ацетата кальция и нагреть его, а затем охладить струей воды из
водопроводного крана. Что наблюдается?
Используя таблицу растворимости, начертить кривые растворимости
квасцов, хлорида натрия и ацетата кальция, отложив по оси абсцисс
температуру, а по оси ординат — концентрацию насыщенного раствора.
Приготовление пересыщенных растворов
1. Пентагидрат сульфата меди (СuSO4.5H2O). Рассчитать, какое
количество кристаллогидрата сульфата меди (медного купороса) надо взять
на 10 мл воды, чтобы приготовить раствор, насыщенный при 60°.
29
Полученный при нагревании раствор довести почти до кипения и быстро
отфильтровать через складчатый фильтр на воронке для горячего
фильтрования (воронка должна быть горячей). Пробирку с фильтратом
закрыть кусочком ваты. Если в фильтрате образовались кристаллы, их
необходимо перевести в раствор осторожным нагреванием.
Раствор охладить и внести в него маленький кристаллик исходной соли.
Что наблюдается? Изменяется ли температура раствора?
Нагреть пробирку с содержимым, чтобы снова получить прозрачный
раствор, осторожно охладить его и потереть стеклянной палочкой внутреннюю стенку пробирки с раствором. Объяснить выпадение кристаллов.
2. Тиосульфат натрия (Na2SO3S). Положить несколько кристаллов соли в
сухую пробирку и очень медленно нагреть. Что происходит? Закрыв
пробирку ватой, дать ей охладиться. Охлажденную до комнатной
температуры пробирку резко встряхнуть. Что при этом наблюдается?
Нагреванием пробирки с солью снова получить прозрачный раствор.
Охладить и внести маленький кристаллик исходного вещества. Описать
наблюдаемое явление.
Тепловые явления при растворении солей
Наблюдать тепловые явления, происходящие при растворении в 50 мл
воды 0,1 моля следующих солей: нитрата аммония, безводного сульфата
натрия, декагидрата сульфата натрия. Для этого налить в стакан (емкостью
100 мл) 50 мл воды, измерить ее температуру и, всыпав соответствующее
количество соли, наблюдать за изменением температуры. Дать объяснение
происходящим явлениям.
Начертить кривые растворимости указанных солей (см. таблицу
растворимости). Какую зависимость можно отметить между теплотой
растворения вещества и изменением его растворимости с температурой?
Произведение растворимости.
Осаждение труднорастворимых солей. Налить в три пробирки по 2-3 мл
раствора хлоридов бария, стронция и кальция. В первую пробирку прилить
30
раствор сульфата натрия, во вторую - насыщенный раствор сульфата кальция
и в третью - насыщенный раствор сульфата стронция.
Написать уравнения химических реакций в молекулярной и сокращенноионной формах. Объяснить образование осадков, пользуясь понятием
произведения растворимости. В каких случаях при сливании растворов солей
не происходит образования осадка?
Растворение труднорастворимых солей. Получить в пробирках осадки
карбоната кальция и оксалата кальция действием соответствующих
растворов солей. Декантировать растворы и к влажным осадкам прилить раствор уксусной кислоты. Повторить опыт, заменив уксусную кислоту на
соляную. Что при этом происходит?
Написать уравнения химических реакций в молекулярной и ионной формах. Объяснить полученные результаты на основании величин констант
диссоциации кислот и произведения растворимости.
Упражнения
1.Зная произведение растворимости, рассчитать концентрацию вещества
в насыщенном растворе BaSO4к и Ca(OH)2кр.
1) BaSO4кр
Ba2+ + SO42ПР(BaSO4) = [Ba2+][SO42-] = 1,8.10–10 моль2/л2.
C(BaSO4) = [Ba2+] = [SO42-] =√ ПР(BaSO4) =√ 1,8.10–10 моль2/л2 = 1,34.10–5
моль/л.
2) Ca(OH)2кр
Ca2+ + 2OHПР[Ca(OH)2] = [Ca2+][OH-]2 = 6,3.10–6 моль3/л3.
[OH-] = 2[Ca2+] ПР[Ca(OH)2] = [Ca2+]{2[Ca2+]}2 = 4[Ca2+]3
c[Ca(OH)2] = [Ca2+] =
=
= 1,16.10–2 моль/л.
2. Выпадет ли осадок гидроксида меди при добавлении 100 мл 0,01 М
раствора гидроксида кальция к равному по объему 0,001 М раствору
сульфата меди?
Cu2+ + 2OHCu(OH)2
Осадок гидроксида меди образуется, если произведение концентраций
ионов Cu2+ и OH- будет больше произведения растворимости этого
малорастворимого гидроксида. После сливания равных по объему растворов
общий объем раствора станет в два раза больше, чем объем каждого из
исходных растворов, следовательно концентрация каждого из реагирующих
31
веществ (до начала реакции) уменьшится вдвое. Концентрация в полученном
растворе ионов меди составит
c(Cu2+) = (0,001 моль/л) : 2 = 0,0005 моль/л.
Концентрация гидроксид ионов составит
c(OH-) = (2.0,01 моль/л) : 2 = 0,01 моль/л.
Произведение растворимости гидроксида меди составит
ПР[Cu(OH)2] = [Cu2+][OH-]2 = 5,6.10–20 моль3/л3.
Произведение концентраций ионов в растворе составит
c(Cu2+).{ c(OH-)}2 = 0,0005 моль/л.(0,01 моль/л)2 = 5.10–8 моль3/л3.
Произведение концентраций больше произведения растворимости,
следовательно, осадок выпадет.
3. Выпадет ли осадок сульфата серебра при сливании равных объемов 0,02
М раствора сульфата натрия и 0,04 М раствора нитрата серебра?
2Ag+ + SO42Ag2SO4
Концентрация в полученном растворе ионов серебра равна
c(Ag+) = (0,04 моль/л) : 2 = 0,02 моль/л.
Концентрация в полученном растворе сульфат-ионов равна
c(SO42-) = (0,02 моль/л) : 2 = 0,01 моль/л.
Произведение растворимости сульфата серебра равно
ПР(Ag2SO4) = [Ag+]2.[SO42-] = 1,2.10–5 моль3/л3.
Произведение концентраций ионов в растворе равно
{c(Ag+)}2.c(SO42-) = (0,02 моль/л)2.0,01 моль/л = 4.10–6 моль3/л3.
Произведение концентраций меньше произведения растворимости,
следовательно, осадок не образуется.
4. Используя значения произведений растворимости, определите
концентрацию и массовую долю растворенных веществ в растворе а) хлорида
серебра, б) сульфата кальция, в) фосфата алюминия.
5. Определите объем воды, необходимой для растворения при 25 oС
сульфата бария массой 1 г.
6. Чему равна масса серебра, находящегося в виде ионов в 1 л насыщенного
при 25 oС раствора бромида серебра?
7. В каком объеме насыщенного при 25 oС раствора сульфида серебра
содержится 1 мг растворенного вещества?
8. Образуется ли осадок, если к 0,05 М раствору Pb(NO3)2 добавит равный
объем 0,4 М раствора KCl?
9. Определите, выпадет ли осадок после сливания 5 мл 0,004 М раствора
CdCl2 и 15 мл 0,003 М раствора KOH.
10. Смешали равные объемы 0,02 М раствора СаCl2 и 0,02 М раствора КОН.
Будет ли образовываться осадок, если произведение растворимости Са(ОН) 2
равно 5,5.10-6. Плотность всех растворов принять равными 1 г/мл.
32
Лабораторная работа № 8
Приготовление растворов
Теоретическая часть
Количество растворенного вещества, содержащееся в определенном
количестве раствора или растворителя, называют концентрацией раствора.
Применяют следующие выражения концентрации растворов: массовая доля,
мольная доля, моляльная, молярная и нормальная.
Массовую долю выражают числом единиц массы растворенного вещества,
содержащихся в 100 единицах массы раствора. Массовую долю выражают в
долях единицы или в процентах:
ω = m(x) / m(p) или ω = (m(x) / m(p)) .100%
m(x) – масса растворенного вещества, m(p) - масса раствора.
Приготовление раствора с заданной массовой долей. Сколько граммов
глауберовой соли Na2SО4 . 10Н2О и воды потребуется для приготовления 40 г
10%-ного раствора, рассчитанного на безводную соль?
Решение. Находим количество безводной соли, необходимое для
приготовления 40 г 10%-ного раствора:
m(Na2SО4 ) = 40 . 0,1 = 4 г
М(Na2SО4) = 142 г/моль и М(Na2SО4 . 10Н2О) = 322 г/моль.
Находим количество Na2SО4 . 10Н2О, содержащее 4 г Na2SО4:
322 г Na2SО4 . 10Н2О = 142 г Na2SО4
х
=
4 г,
х = 9,07 г
9,07 г Na2SО4 . 10Н2О растворить в воде массой:
m(Н2О) = 40 - 9,07 = 30,93 г = 30,93 мл
Моляльную концентрацию раствора выражают числом молей
растворенного вещества, приходящихся на 1000 г растворителя.
Пример. Определить моляльность насыщенного при 25° С раствора
хлорида натрия NaCl.
Решение. В таблице находим, что при 25°С в 100 г воды растворяется 36,0
г NaCl. Следовательно, в 1000 г воды растворяется 360 г. Находим число
33
молей NaCl в 1000 г воды: n(NaCl) = 360 / 58,5 = 6,15 моль. Это и есть
моляльность раствора (m).
Приготовление раствора моляльной концентрации. Приготовить 300 г
0,2 моляльного раствора медного купороса.
Решение. М(CuSО4 . 5Н2О) = 250г/моль. Находим массу медного купороса
на 1000 г воды: m(CuSО4 . 5Н2О) = 250 . 0,2 = 50 г. Находим массу раствора:
m(р) = 1000 + 50 = 1050 г.
Навеску CuSО4 . 5Н2О для приготовления 300 г 0,2 моляльного раствора
находим из пропорции:
1050
300
=
50
х ,
х = 14,286 г
Количество воды, в котором нужно растворить эту навеску, равно
m(Н2О) = 300 - 14,286 = 285,72 г = 285,72 мл.
Молярную концентрацию выражают числом молей растворенного
вещества в 1 л раствора. Раствор, в 1 л которого содержится 1 моль
растворенного вещества, называют одномолярным или молярным и обозначают 1 М. Если в 1 л раствора содержится 0,1 моль растворенного вещества,
то его называют децимолярным и обозначают 0,1 М. Если в 1 л раствора
содержится 0,01 моль растворенного вещества, то его называют
сантимолярными и обозначают 0,01 М и т. д.:
Сm = n / V (моль/л)
Пример. Определить молярность раствора, в 250 мл которого содержится
2,5 г едкого натра NaOH.
Решение. Число граммов NaOH, содержащегося в 1л раствора, находим из
пропорции:
250 = 2,5
1000
х,
х = 10 г
М(NaOH) = 40 г/моль. В 1 л данного раствора содержится количества
вещества NaOH: n = 10 : 40 = 0,25 моль. Тогда молярная концентрация
будет:
Сm = 0,25 : 1 = 0,25 моль/л
34
Отсюда следует, что для определения молярности раствора нужно массу
растворенного вещества, содержащееся в 1 л раствора, разделить на молярную
массу.
Приготовление молярных растворов. 1. Приготовить 500 мл 0,1 М
раствора дихромата калия К2Сг2О7.
Решение. М(К2Сг2О7) = 294 г/моль. Для приготовления 1 л 0,1 М раствора
нужно взять 0,1 моль К2Сг2О7 или m(К2Сг2О7) = 294 • 0,1 = 29,4 г. Массу
К2Сг2О7, необходимую для приготовления 500 мл раствора, находят из
пропорции:
1000 =
500
29,4 , х = 14,7 г К2Сг2О7
х
Навеску 14,7 г К2Сг2О7 поместить в мерную колбу емкостью 500 мл,
растворить соль в небольшом количестве воды, затем наполнить колбу водой
до метки и хорошо перемешать раствор.
2. Сколько граммов медного купороса CuSО4 . 5Н2О потребуется для
приготовления 200 мл 0,5 М раствора?
Решение. М(CuSО4 . 5Н2О) = 250 г/моль. Для приготовления 200 мл 0,5 М
раствора потребуется:
1000 =
200
0,5 , х = 0,1 моль CuSО4
х
Следовательно, для приготовления 200 мл 0,5 М раствора потребуется:
0,1 моль CuSО4 • 5Н2О
Находим массу кристаллогидрата:
m(CuSО4 . 5Н2О) = 0.1 . 250 = 25 г
Навеску 25 г CuSО4 . 5Н2О поместить в мерную колбу емкостью 200 мл,
растворить соль в небольшом количестве воды, затем наполнить колбу водой
до метки и хорошо перемешать раствор.
Применение молярных растворов при проведении химических реакций. При одинаковой концентрации равные объемы растворов содержат
одно и то же число молей растворенного вещества. Следовательно, легко
35
рассчитывать, какие объемы растворов необходимо смешать при проведении
указанной реакции, чтобы ни одно из веществ не осталось в избытке.
Пример 1. Какой объем 1 М раствора нитрата серебра AgNО3 нужно
добавить к 100 мл 1 М раствора хлорида железа (III) FeCl3, чтобы осадить
весь хлор в виде хлорида серебра?
Решение. Из уравнения реакции:
FeCl3 + 3AgNО3 = Fe (NО3)3 + 3AgCI
следует, что на один моль FeCl3 требуется три моль AgNО3. Так как
исходные растворы равномолярные, то в одинаковых объемах их содержится
равное число молей, поэтому к 100 мл раствора FeCl3 нужно добавить 300 мл
раствора AgNО3.
Пример. Какой объем 2 М раствора NaOH потребуется для осаждения в
виде Сu(ОН)2 меди, находящейся в 20 мл 0,5 М раствора сульфата меди (II)
CuSО4?
Решение. Из уравнения реакции:
CuSО4 + 2NaOH = Сu(ОН)2 + Na2SО4
следует, что на один моль CuSО4 требуется два моль NaOH. Значит, на 20 мл
0,5 М раствора CuSО4 нужно взять 40 мл раствора NaOH такой же
молярности. Рассчитаем объем 2М раствора NaOH:
V1С1 = V2C2 или 40. 0,5 = 2.V2 , V2 = 10 мл
Нормальную концентрацию выражают числом эквивалентов
растворенного вещества в 1 л раствора. Раствор, в 1 л которого содержится
один эквивалент растворенного вещества, называют однонормальным или
нормальным и обозначают 1 н. Раствор, содержащий в 1 л 0,1 эквивалент,
называют децинормальным и обозначают 0,1 н.
Пример 1. Определить нормальность раствора, содержащего в 200 мл 1,96
г серной кислоты.
Решение. Находим массу серной кислоты в 1000 мл раствора:
200
1000
=
1,96
х,
х = 9,8 г Н2SО4
36
Находим молярную массу эквивалента Н2SО4:
М(Э(Н2SО4)) = 98:2 = 49 г/моль.
Находим число эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора, т.е.нормальность раствора:
49
9,8 =
1
х , х = 0,2
В одинаковых объемах растворов одной и той же нормальности
содержатся эквивалентные количества веществ, которые реагируют между
собой без остатка. Поэтому, например, для нейтрализации 50 мл 1 н. раствора
любой кислоты нужно затратить 50 мл 1 н. раствора любой щелочи.
Если концентрации не равны, то объемы растворов веществ, вступающих
в реакцию, обратно пропорциональны их концентрациям:
V1С1н = V2C2н или V1 : V2 = C2н : С1н ,
где V1 и С1н - объем и нормальность первого раствора, V2 и C2н - объем и
нормальность второго раствора.
Пример 2. Какой объем 0,1 н. раствора NaOH потребуется для
нейтрализации 20 мл 0,15 н. раствора H2SО4?
Решение. На 20 мл 0,15 н. раствора H2SО4 пошло бы 20 мл раствора NaOH
той же нормальности, а объем 0,1 н. раствора NaOH находим из пропорции:
0,1 =
0,15
20
х,
х = 30 мл
Или, используя выражение V1 : V2 = C2н : С1н, находим:
20 : х = 0,1: 0,15 , х = 30 мл
Пример 3. Приготовить 250 мл 0,1 н. раствора H2SO4 из раствора кислоты
плотностью 1,84 г/мл.
Решение. Зная, что в 1 л раствора должно содержаться 0,1 эквивалент
H2SO4 , находим число эквивалентов в 250 мл раствора:
1000 мл
0,1 экв
250
х
, х = 0,025 моль
М(Э(H2SO4)) = ½ H2SO4 = 98/2 = 49 г/моль. Следовательно, для
приготовления 250 мл 0,1 н. раствора потребуется серная кислота массой
37
m(H2SO4) = 0,025 . 49 = 1,225 г
Далее по таблице плотностей растворов находим, что в растворе H2SO4,
плотностью 1,84 г/мл, содержится 96 % H2SO4. Зная массовую долю H2SO4 в
растворе, находим массу раствора H2SO4 из выражения ω = m(x) / m(p):
m(p) = m(x) / ω, mр(H2SO4) = 1,225 : 0,96 = 1,276 г
Затем из выражения для плотности раствора ρ = m(p)/ V(p) находим объем
96 % раствора H2SO4:
Vр(H2SO4) = m(p)/ ρ , Vр(H2SO4) = 1,276 : 1,84 = 0,7 мл
Теперь для приготовления раствора нужно в воду, находящуюся в колбе
емкостью 250 мл, влить 0,7 мл 96%-ного раствора H2SO4 и долить воду до
метки.
Переход от одного выражения концентрации к другому
Определить молярность 0,1 н. раствора сульфата натрия.
Решение. Находим молярную массу эквивалента Na2S04:
М(Э(Na2SО4)) = ½ Na2SО4, фактор эквивалентности равен f = ½ , а
эквивалентное число z = 2.
Молярность раствора равна нормальности, деленной на эквивалентное
число или умноженной на фактор эквивалентности:
Сm = Сн : z или Сm = Сн . ½ , Сm = 0,1 : 2 = 0,05 моль/л
И наоборот, нормальность раствора равна молярности, умноженной на
эквивалентное число z:
Сн = Сm . z
Экспериментальная часть
Приготовить 200 г 5%-ного раствора карбоната натрия из твердого
Na2CО3.10H2O и воды. Вычислить, какое количество Na2CО3.10H2O
требуется для приготовления 200 г 5%-ного раствора в расчете на безводную
соль Na2CО3. Отвесить это количество измельченной соды в предварительно
взвешенном стаканчике с точностью до 0,01 г. Рассчитать, какой объем воды
необходим для растворения взятой навески. Отмерить мерным цилиндром
этот объем воды. Вылить воду в стакан и растворить в ней отвешенную соль.
38
Измерить температуру приготовленного раствора и, если она не равна
температуре, которая указана в таблице плотностей растворов солей, довести
ее до указанной величины, нагревая или охлаждая раствор. Вылить раствор в
сухой (или ополоснутый этим раствором) высокий узкий цилиндр и опустить
в него ареометр так, чтобы он не касался стенок сосуда. Отметить то деление
шкалы, которое совпадает с уровнем жидкости в цилиндре, произведя отсчет
по шкале сверху вниз. Раствор вылить в приготовленную склянку.
По найденной плотности, пользуясь таблицей плотностей, определить
процентное содержание Na2CО3 в растворе. Сравнить полученную величину
с заданной концентрацией раствора. Рассчитать молярность и нормальность
приготовленного раствора.
Приготовить 250 г 10%-ного раствора кислоты из имеющегося в
лаборатории раствора. Определить ареометром плотность раствора серной
(или соляной) кислоты, имеющегося в лаборатории.
Найти в таблице плотностей кислот процентное содержание кислоты,
отвечающее найденной плотности. Рассчитать, какое количество этого
раствора кислоты нужно для приготовления 250 г 10%-ного раствора, и затем
пересчитать полученную величину навески на объем. Рассчитать нужный
объем воды, отмерить его мерным цилиндром и влить в стакан. Отмерить
мерным цилиндром рассчитанный объем раствора кислоты, влить его в воду
(в случае серной кислоты выливать тонкой струей при помешивании) и
тщательно перемешать раствор. Охладив его до температуры, указанной в
таблице, перелить в сухой высокий цилиндр и определить плотность
ареометром. Слить полученный раствор кислоты в приготовленную склянку.
Пользуясь таблицей, определить концентрацию полученного раствора и
проверить таким образом точность выполнения опыта. Вычислить
молярность и нормальность полученного раствора.
Приготовление молярных и нормальных растворов из твердого
вещества и воды. Приготовить 250 мл 0,5 н. раствора хлорида бария ВаС12
39
из ВаС12 . 2Н2О и воды. Рассчитать, какое количество ВаС12 . 2Н2О
требуется для приготовления 250 мл 0,5 н. раствора ВаС12.
Отвесить в предварительно взвешенном стаканчике это количество соли с
точностью до 0,01 г. Всыпать через воронку взятую навеску в мерную колбу
емкостью 250 мл и тщательно смыть дистиллированной водой с воронки
оставшуюся на ней соль. Навеску в колбе растворить в малом количестве
воды, долить колбу водой до черты, закрыть пробкой и хорошо перемешать.
Перелить полученный раствор в сухой высокий цилиндр и определить
ареометром его плотность. Затем вылить его в склянку.
Найти концентрацию раствора ВаС12 по таблице плотностей. Вычислить
молярность и нормальность полученного раствора. Установить расхождение
концентрации полученного раствора с заданной.
Приготовление растворов кислот одинаковой нормальности
Приготовить по 100 мл 1 н. растворов серной, хлороводородной и
уксусной кислот, исходя из концентрированных растворов кислот. Колба, в
которой приготовляют раствор, должна быть тщательно вымыта хромовой
смесью.
Налить в колбу 40—50 мл дистиллированной воды, затем внести
рассчитанное количество исходной концентрированной кислоты и после
перемешивания и охлаждения долить воду до метки. Закрыв колбу пробкой,
тщательно перемешать раствор, переворачивая колбу вверх дном и
взбалтывая.
Определение концентрации приготовленных растворов кислот
методом титрования
Для точного определения концентрации растворов применяют метод
титрования: к исследуемому раствору кислоты добавляют раствор щелочи
точно известной концентрации (титрованный раствор) до нейтрализации,
момент нейтрализации устанавливают по изменению окраски индикатора
(фенолфталеин, метилрот, метилоранж).
40
Бюретка заполняется сначала титрованным раствором выше нулевого
деления, а затем жидкость спускается до деления, принятого за начало
отсчета.
В две конические колбы емкостью 100 мл отмерить пипеткой по 10 мл
приготовленных растворов кислот, прилить 2—3 капли фенолфталеина и
произвести титрование.
Приливать щелочь к кислоте следует небольшими порциями, непрерывно
помешивая раствор, для чего колбу нужно держать за горло пальцами
правой, а зажим бюретки открывать левой рукой. Конец титрования
определяется по появлению едва заметной, не исчезающей в течение 30 с,
малиновой окраски (фенолфталеин). Отметить показание бюретки с
точностью до 0,05 мл и добавить еще одну каплю раствора щелочи.
Появление вполне заметной окраски раствора указывает, что последняя
капля оказалась избыточной.
Снова заполнить бюретку раствором щелочи до нулевого деления и
повторить титрование кислоты, находящейся во второй колбе. Допустимое
расхождение между двумя измерениями — 0,05 мл.
По полученным данным рассчитать нормальность приготовленной
кислоты, зная, что
СнкисVкис = СнщелVщел.
Написать уравнение реакции нейтрализации в молекулярной и сокращенной
ионной формах.
Название Номер
кислоты опыта
Форма записи наблюдений:
Объем
Объем
Концентрация Концентрация
раствора
раствора
щелочи, н.
кислоты, н.
кислоты, мл щелочи, мл
Упражнение
Задача 1. Какие массы 96% и 10% серной кислоты необходимо взять для
получения 400 г 40% серной кислоты?
Задача 2. Какую массу 5% раствора сульфата меди и медного купороса
CuSO45H2O необходимо взять для получения 400 г 10% раствора сульфата
меди?
41
Задача 3. Найдите массовую долю этанола в водном растворе спирта, в
котором содержание кислорода как элемента составляет 50%.
Задача 4. Какие массы 96% и 10% серной кислоты необходимо взять для
получения 400 г 40% серной кислоты?
Лабораторная работа №9
Электролитическая диссоциация (протолиз) [3-6]
Теоретическая часть
Автопротолиз воды
Протонная теория
Теория Аррениуса
Автопротолиз воды:
H2O + H2O
H3O+ + OHКонстанта равновесия автопротолиза:
[H3O+][ОН-]
Кс =
[H2O]2
+
KS(H2O) = [H3O ][OH-]=10–14 моль2/л2,
[H2O] = 55,6 моль/л.
KC = (10–14 моль2/л2) / ( 55,6 моль/л)2 =
3,23.10–18
Диссоциации воды:
H2O
H+ + OH–
Константа равновесия диссоциации воды:
[Н+][ОН-]
Кс = [H2O]
Ионное произведение воды K(H2O) = Кс . [H2O]:
K(H2O) = Кw = [H+][OH–] =10–14 моль2/л2
[H2O] = 55,6 моль/л.
KC = (10–14 моль2/л2)/ 55,6 моль/л = 1,80.10–16
моль/л
Протолиз азотистой кислоты
Протонная теория
Протолиз азотистой кислоты:
HNO2 + H2O
H3O+ + NO2–
Константа протолиза:
[Н3О+][NO2-]
Кс = [HNO2][H2O]
Константа кислотности:
KK(HNO2) = KC.[H2O] =
[Н3О+][NO2-]
=
[HNO2]
Теория Аррениуса
Электролитическая диссоциация азотистой кислоты:
HNO2
H+ + NO2–
Константа диссоциации:
[Н+][NO2-]
К с = [HNO2]
Константа равновесия KC в этом случае называется
константой диссоциации Кд и равна константе
кислотности Кк в протолитической теории.
Kк = KC
42
Протолиз аммиака
Протонная теория
Протолиз аммиака:
NH3 + H2O NH4+ + OHКонстанта равновесия протолиза:
[H2O] const
Константа основности:
KO(NH3) = KC.[H2O] = [NH4+][OH-]
[NH3]
=
Теория Аррениуса
Электролитическая диссоциация:
NH3.H2O NH4+ + OH–
Константа электролитической
диссоциации:
Константа равновесия KC и в этом случае
называется константой диссоциации Кд и
равна константе основности: KC =Ко
Kс = 1,74.10–5 моль/л
1,74.10–5 моль/л
С позиции протолитической теории кислоты представляют собой
частицы (молекулы, ионы), способные выступать в качестве донора
протонов, основания – частицы (молекулы, ионы), способные выступать в
качестве акцептора протонов.
Молекула воды является амфолитом, т.е. может быть как акцептором, так
и донором протонов. Для таких веществ характерен процесс автопротолиза:
H2O + H2O ↔ H3O+ + ОНHCO3- + HCO3- ↔ CO32- + CO2 + H2O
Если же в воде растворить вещество, частицы которого проявляют более
сильные донорные свойства, чем молекулы воды, то ион гидроксония H3O+
образуется за счет присоединения молекулами воды протона от кислоты:
H2S + H2O ↔ HS- + H3O+
НSO4- + H2O ↔ SO42- + H3O+
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
HS- + H2O ↔ S2- + H3O+
HNO2 + H2O ↔ NO2- + H3O+
В этих реакциях вода выступает как основание.
Если же в воде растворить вещество, частицы которого проявляют более
сильные акцепторные свойства, чем молекулы воды, то гидроксид-ионы OHобразуются за счет присоединения частицами растворенного вещества
протона от молекул воды:
43
PO43- + H2O ↔ HPO42- + ОН[Al(H2O)5ОН]2+ + H2O ↔ [Al (H2O)6]3+ + ОНВо всех этих реакциях вода ведет себя как кислота.
Если в растворе находятся частицы, которые проявляют одновременно
более сильные донорные и акцепторные свойства, чем молекулы воды, то
доминирующей будет реакция между этими частицами:
H2S + NH3 ↔ NH4+ + HS-,
2NH4+ + S2- ↔ 2NH3 + H2S
Гидратированные ионы металлов, которым соответствуют слабые
основания (Fe(OН)2, Cu(OН)2) и т.д., проявляют свойства слабых кислот, т.е.
являются протолитами, например, [Fe(H2O)4]2+, [Cu(H2O)4]2+ и т.д. Видимо,
действие катиона в итоге сводится к усилению процесса автопротолиза воды
и прочному связыванию образующихся при этом гидроксид-ионов ОН-:
[Fe(H2O)4]2++ H2O ↔ [Fe(H2O)3ОН]+ + H3O+
Заметим, что чем меньше радиус и больше заряд иона металла, тем
сильнее акваион проявляет кислотные свойства.
Диссоциация также является частным случаем протолиза:
H3PO4 + H2O
H2PO4- + H2O
HPO42- + H2O
H3PO4+ 3H2O
↔
↔
↔
↔
H2PO4- + H3O+
HPO42- + H3O+
PO43- + H3O+
PO43- + 3H3O+
Приведенное суммарное уравнение реакции протолиза представляет не
действительное течение процесса, а лишь возможный ход протолиза.
Как видно, в первой стадии протолиза образуется сильная кислота H3O+,
которая смещает сильно состояние равновесия влево, в сторону образования
более слабой кислоты H3PO4. Реализация второй стадии связано с тем, что
частицы H2PO4- способны отдавать протоны, проявляя свойства кислоты. Но
это возможно только в нейтральной или щелочной средах. В данном случае
в результате протекании первой стадии протолиза среда становится кислой,
из-за образования сильной кислоты H3O+. В такой среде ионы H2PO4- могут
проявлять только свойства оснований, присоединяя протоны. Таким образом,
последующие стадии протолиза практически не реализуются.
44
Амфолитами являются частицы HPO42- :
HPO42- + H2O ↔ H2PO4- + ОН- (1)
HPO42- + H2O ↔ PO43- + H3O+ (2)
Реакция (2) подавлена (в продуктах реакции присутствуют сильные
кислота и основание) доминирующей реакцией (1). Но фосфат-ионы могут
образоваться в растворе по третьей реакции в щелочной среде при избытке
частиц HPO42- .
HPO42- + ОН- ↔ PO43- + H2O (3)
Амфолитами являются также частицы H2PO4- :
H2PO4- + H2O ↔
H3PO4 + ОН- ( 1)
H2PO4- + H2O
↔
НPO42- + H3O+ (2)
Здесь реакция (2) доминирует, так как HPO4 2- - слабая кислота, а H3PO4 –
кислота средней силы.
Экспериментальная часть
Электропроводность растворов. Налить в 4 стакана емкостью 100 мл по
50 мл 0,1 н водных и спиртовых растворов гидроксида калия и нитрата калия.
Используя стационарную установку для определения электропроводности,
проверить, являются ли взятые растворы проводниками электрического тока,
для чего опустить угольные электроды в стакан с раствором и наблюдать
показание амперметра. Необходимо следить, чтобы электроды всегда
спускались на одинаковую глубину. При перенесении электродов из одного
раствора в другой следует промывать их дистиллированной водой.
Чем объясняется различная электропроводность водного и спиртового
растворов одного и того же вещества при одинаковой их концентрации?
Электропроводность растворов кислот. Налить в три сухих стаканчика
приготовленные растворы кислот и проверить, проводят ли они электрический ток. Записать показания амперметра. На основании проведенных опытов
расположить кислоты в ряд по их активности.
Электропроводность водных растворов аммиака и щелочей.
Проверить электропроводность 1 н. растворов едкого натра, едкого кали и
аммиака. Записать показания амперметра. Расположить изученные щелочи в
ряд по их активности.
45
Сравнение силы кислот и оснований
Изменение окраски индикаторов в кислых и щелочных растворах.
Налить в пробирки по 2—3 мл 1 н. растворов хлористоводородной и
уксусной кислот, гидроксида натрия и водного раствора аммиака. Прилить в
каждую из пробирок по 1-2 капли раствора фенолфталеина и наблюдать,
меняется ли окраска раствора. Проделать аналогичные опыты с другими
индикаторами: лакмус, метилоранж Наблюдения записать в следующем
виде:
Испытуемое вещество
Название индикатора Цвет раствора или
индикатора
Действие кислот одинаковой нормальности на металл. Налить в
три пробирки по 10 мл 1 н. растворов хлороводородной, серной и уксусной
кислот. Взять три одинаковых кусочка магния массой не более 0,2 г или
одинаковое по массе количество основного карбоната меди (не более 0,2 г) и
одновременно внести в пробирки с кислотами. Заметить, в какой кислоте
магний растворяется быстрее. Объяснить, почему.
Изменение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов
1. Налить в пробирку 5 мл 1 н. раствора хлороводородной кислоты и
внести в него небольшой кусочек цинка. Когда выделение водорода станет
достаточно интенсивным, добавить 1—2 г ацетата натрия.
Объяснить изменение скорости выделения водорода. Написать уравнение
химической реакции взаимодействия хлороводородной кислоты с ацетатом
натрия в молекулярной и ионной формах. Уменьшится ли активность
уксусной кислоты при добавлении в ее раствор сухого ацетата натрия?
2. Налить в две пробирки по 3 мл 1 н. раствора щелочи. В одну из них
прибавить около 1 г твердого хлорида аммония и растворить его. В обе
пробирки прилить по 2 мл раствора хлорида магния. Почему в одном случае
не происходит образования осадка? Объяснить наблюдаемое явление на
основании изменения концентрации гидроксид-ионов.
46
3. Налить в два стакана по 3 мл 0,1 н. раствора аммиака. В один стакан
добавлять сухой хлорид аммония до насыщения раствора. В оба стакана
прилить по 2—3 мл раствора хлорида магния. Объяснить наблюдаемое
явление, используя эакон действующих масс.
Определение рН растворов. Пользуясь универсальным индикатором,
определить значение рН воды и 0,1 н. растворов хлороводородной, уксусной
и фосфорной кислот, а также оснований: едкого натра, аммиака.
Различаются ли величины рН растворов кислот одинаковой
нормальности?
Испытать, будут ли изменяться рН растворов фосфорной и уксусной
кислот и аммиака при внесении сухих солей: фосфата натрия, ацетата натрия
и хлоида аммония в соответствующие растворы. Объяснить наблюдаемое
явление.
Упражнения
1. Сколько воды нужно добавить к 300 мл 0,2 М раствора уксусной кислоты,
чтобы степень протолиза кислоты удвоилась?
2. Определите степень протолиза бромноватистой кислоты, если в ее
растворе pH = 6. Какова концентрация кислоты в этом растворе?
3. Водородный показатель раствора равен 3. Какова для этого должна быть
концентрация а) азотной, б) уксусной кислоты?
4. Как надо изменить концентрацию а) ионов оксония, б) гидроксид-ионов в
растворе, чтобы водородный показатель раствора увеличился на единицу? 5.
Сколько ионов оксония содержится в 1 мл раствора при pH = 12?
6. Как изменится водородный показатель воды, если к 10 л ее добавить 0,4 г
NaOH?
7. Рассчитайте концентрации ионов оксония и гидроксид-ионов, а также
значения водородного и гидроксидного показателей в следующих водных
растворах: а) 0,01 М раствор HCl; б) 0,01 М раствор CH3COOH; в) 0,001 М
раствор NaOH; г) 0,001 М раствор NH3.
8. Что называется кислотой, а что основанием? Какие теории имеются на этот
счет? Приведите примеры кислот и оснований по Бренстеду и Льюису. 9.
Почему в водных растворах речь идет о кислотно-основных равновесиях?
Приведите примеры сопряженной кислоты и сопряженного основания.
10. Докажите что этиламин является основанием. Какая реакция
способствует созданию щелочной реакции в его водном растворе?
11. В каких случаях возможно протекание ионных реакций в водных
растворах? Приведите соответствующие примеры таких реакций.
47
12.Что такое рН и рОН? Чему равен рН 0,1 молярных растворов уксусной
кислоты и гидроксида аммония, если степень их диссоциации, при данных
условиях равна 1,3%?
Лабораторная работа № 10
Протолиз (гидролиз) солей [3-6]
Теоретическая часть
Протолиз (гидролиз) по аниону соли, образованной сильным
основанием и слабой кислотой
Протонная теория
Протолиз по аниону:
СN- + H2O
HСN + OHРавновесие описывается константой
основности цианид-иона:
[ОН-][НСN]
Ко(СN ) =
[СN-]
и может быть выражено через
константу кислотности синильной
кислоты. Для этого умножим
числитель и знаменатель на [H3O+].
Тогда с учетом
KS(H2O) = [H3O+][OH-]
1/ Кк(HCN) = [НСN] / [СN-][H3O+]
окончательно получим:
KS(H2O)
Ко(СN ) = Кк(НСN)
Теория Аррениуса
Диссоциация соли в растворе:
KСN = K+ + СN- (1)
Диссоциация воды:
H2O H+ + OH- (2)
Кислотно-основная реакция:
H+ + СNHСN (3)
Суммарный процесс реакций (1-3):
СN-- + H2O
HСN + OHКонстанта равновесия реакции:
[ ОН-][НСN]
Кс = [СN-] [H2O] , [H2O] = const
Константа гидролиза Kh = [H2O] . Кс:
[ ОН-][НСN]
Kh =
[ СN-]
Константа гидролиза может быть выражена
через константу диссоциации HСN. Для
этого умножим числитель и знаменатель на
[H+]. Тогда с учетом K(H2O) = [H+][OH–],
1/ Кд(HCN) = [НСN] / [СN-][H+] получим:
Кн2о
Kh = Кд(НСN), Кд –константа диссоциации
Протолиз (гидролиз) по катиону соли слабого основания и
сильной кислоты
Протонная теория
Протолиз по катиону:
NH4+ + H2O NH3 + H3O+,
Константа кислотности
[NH3][ H3O+]
+
Кк (NH4 ) =
[NH4+]
может быть выражена через константу
Теория Аррениуса
NH4NO3 = NH4+ + NO3H2O H+ + OH- (1)
NH4+ + OH- NH3.H2O (2)
Из (1) и (2) получается суммарное ионное
уравнение реакции гидролиза:
NH4+ + H2O NH3.H2O + H+
48
основности аммиака. Для этого
умножим числитель и знаменатель на
[OH-]. Тогда с учетом
KS(H2O) = [H3O+][OH-]
1/ Ко(NH3.) = [NH3] /[NH4+][OH–]
получим:
Кs
Кк (NH4+) = Ко(NH3)
Константа гидролиза :
[NH3.H2O][ H+]
Кh =
[NH4+]
Константа гидролиза может быть выражена
через константу диссоциации NH3.H2O. Для
этого умножим числитель и знаменатель на
[OH-]. Тогда с учетом K(H2O) = [H+][OH–],
1/ Кд(NH3.H2O) = [NH3.H2O] / [NH4+][OH–]
получим:
Кн2о
Кh =
Кд(NH3.H2O)
Протолиз (гидролиз) по катиону и аниону соли слабого
основания и слабой кислоты
Протонная теория
Протолиз по катиону:
NH4+ + H2O
NH3 + H3O+, (1)
Протолиз по аниону:
NО2- + H2O
HNО2 + OH-, (2)
Внутримолекулярная кислотноосновная реакция:
NH4+ + NО2NH3 + HNО2. (3)
Реакция (3) предпочтительнее, так как
образуется и слабая кислота, и слабое
основание.
[H3O+][ NО2-]
Кк(HNО2) =
[HNО2]
(1)
+
[NH4 ][OH ]
Ко(NH3 ) =
[NH3]
(2)
[NH3 [HNО2]
К=
[NH4+][ NО2-]
(3)
Из (1), (2) и (3) можно получить:
Кs
К=
Ко(NH3) .Кк(HNО2)
Теория Аррениуса
Электролитическая диссоциация соли:
NH4NО2 = NH4+ + NО2Диссоциация воды:
H2O
H+ + OHКислотно-основные реакции:
NH4+ + OHNH3.H2O
H+ + NО2HNО2
Суммарное ионное уравнение реакции
гидролиза имеет вид:
NH4+ + NО2- + H2O
NH3.H2O + HNО2
Константа гидролиза:
[NH3.H2O] [HNО2]
Кh=
[NH4+][NО2-]
С учетом констант диссоциации HNО2
и NH3.H2O получим:
КH2O
Кh= Кд(NH3 .H2O) .Кд(HNО2)
Протолиз (гидролиз) соли Na2CO3 по аниону
Первая стадия протолиза состоит в протонизации аниона CO32- :
CO32- + H2O ↔ HCO3- + ОН(1)
Вторая стадия протолиза состоит в протонизации аниона HCO3-:
HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + ОН(2)
49
Реакция (2) при обычных условиях практически не протекает, так как
полностью подавлена доминирующей реакцией (1), вследствие образования
сильного основания ОН-.
Реакция
CO32- + 2H2O ↔ H2CO3 + 2ОНпри обычных условиях практически не протекает, из-за накопления в
растворе ионов ОН-.
Протолиз (гидролиз) соли AlCl3 по катиону:
[Al(H2O)6]3+ + H2O ↔ [AlОН(H2O)5]2+ + H3O+
[AlОН(H2O)5]2+ + H2O ↔ [Al(ОН)2(H2O)4]+ + H3O+
[Al(ОН)2(H2O)4]+ + H2O ↔ Al(ОН)3 ↓ + H3O+ + 3H2O
(1)
(2)
(3)
Протекание реакций (2) и (3) маловероятно, так как в кислотной среде
(накопление ионов H3O+) частицы [AlОН(H2O)5]2+ будут проявлять только
свойства основания. Поэтому равновесие реакции (1) сильно смещено влево.
Таким образом, реакции (2) и (3)
полностью подавлены частицами
оксония, их протекание возможно только в нейтральной или щелочной
средах.
Протолиз (гидролиз) карбоната аммония по катиону и аниону
(NH4)2CO3→ 2NH4+ + CO32NH4+- кислота, CO32- – основание. Протолиз протекает как по катиону, так и
по аниону:
-гидролиз по катиону:
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ (1)
-гидролиз по аниону:
CO32- + H2O ↔ HCO3- + ОН- (2 )
Необходимо отметить, что вторая стадия гидролиза по аниону:
HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + ОН- (3 )
практически реализуется и протекает до конца, так как частицы ОН-,
образуемые в реакции (2), нейтрализуются сильной кислотой H3O+,
образуемой по реакции (1):
H3O+ + HO- → H2O
В связи с этим, равновесия реакций (1) и (2) полностью смещаются вправо.
Таким образом, реакция протолиза (NH4)2CO3 идет до образования
углекислого газа:
50
(NH4)2CO3 + H2O ↔ 2NH3 .H2O + СО2↑
(4)
Следует отметить, что вместо реакций (1) и (2) более предпочтительна
реакция внутримолекулярного кислотно-основного взаимодействия:
2NH4+ + CO32- ↔ 2NH3 + H2O + СО2 ↑ , (5)
так как образуются слабая кислота и слабое основание одновременно, в
отличие от реакций (1) и (2), в которых образуются сильная кислота H3O+ и
сильное основание ОН- соответственно. Далее аммиак в водном растворе
гидратируется:
2NH3 + 2H2O ↔ 2NH3.H2O
Существование молекулярных частиц NH4ОН, а также NH4+ и ОН- в
водном растворе маловероятно. Мы исходим из того, что частицы, в состав
которых входят кислота и основание ((NH4)2CO3, (NH4)2S, NH4NO2 и т.д.), в
водных растворах (в твердой фазе тоже) будут разваливаться за счет
внутримолекулярного кислотно-основного взаимодействия:
NH4ОН → NH3 + H2O → NH3.H2O
(NH4)2S = 2NH3 + Н2S
Совместный протолиз (гидролиз) солей Na2S и AlCl3
1. Ионизация в растворе:
Na2S → 2Na+ + S2- ; AlCl3 → Al3++ 3Cl- (ионы Al3+ и S2- – протолиты).
2.Протолиз по катиону и аниону:
[Al(H2O)6]3+ + 3H2O ↔ Al(ОН)3 ↓ + 3H3O+ + 3H2O
S2- + 2H2O ↔ Н2S + 2HO-
2
3
(1)
(2)
Реакции (1) и (2) практически идут до конца, так как имеет место
процесс нейтрализации:
H3O+ + HO- → H2O
Составим суммарный процесс протолиза, балансируя протоны:
2Al3+ + 3S2- + 6H2O ↔ 2Al (ОН) 3↓ + 3Н2S↑
(4)
или
2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O ↔ 2Al (ОН) 3↓ + 3Н2S↑ + 3NaCl
Но следует отметить, что вместо реакций (1) и (2) более предпочтительна
реакция внутримолекулярного кислотно-основного взаимодействия:
[Al(H2O)6]3+ + S2- → [Al(H2O)5ОН]2+ + HS- (5)
51
[Al(H2O)5ОН]2+ + HS- → [Al (H2O)4(ОН)2 ]+ + Н2S↑
[Al (H2O)4(ОН)2 ]+ + HS- → Al (ОН)3↓ + Н2S↑ + 3H2O
Экспериментальная часть
1. Реакция среды водных растворов солей
Ход работы. Исследовать реакцию среды растворов Na2CO3, Na2S,
FeCl3, AlCl3, NH4Cl, NH4CH3COO, NH4NO2, NaCl, Na2SO4, нанося капли
раствора на лакмусовую бумажку стеклянной палочкой. Определить рН
растворов этих солей.
Написать молекулярные, ионные и сокращенные ионные уравнения
реакций протолиза (гидролиза) солей. В каком случае гидролиз протекает
до конца? Почему гидролиз солей в остальных случаях не идет до конца?
Для каждой реакции написать выражение для константы гидролиза.
Результаты испытаний растворов солей представить в виде таблицы:
Раствор соли
Цвет лакмуса
Реакция среды
Значение рН
(красный, синий,
не меняется)
(кислая, щелочная,
нейтральная)
( рН<7, рН>7, рН=7)
Влияние температуры на степень гидролиза. 1. Набрать в пробирку 1
мл раствора FeCl3 и определить индикатором реакцию среды. Затем нагреть
раствор до кипения. Наблюдается ли выпадения осадка? Написать
уравнения химических реакций.
2. Смешать в пробирке по 1 мл раствора FeCl3 и CH3COONa и добавить
несколько капель фенолфталеина. Заметно ли протекание химической
реакции? Затем нагреть раствор до кипения. Что наблюдается? Написать
уравнения химических реакций.
3. Налить в пробирку 1 мл раствора Na2CO3 и добавить 2-3 капли
фенолфталеина. Что наблюдается? Нагреть затем раствор до кипения. Как
изменяется окраска раствора? Написать уравнение реакции протолиза.
Влияние концентрации раствора на степень гидролиза. 1. Налить в
пробирку 1 мл 0,1 М раствора AlCl3 и с помощью лакмуса определить рН
раствора. Затем добавить 2мл дистиллированной воды и с помощью
52
лакмуса определить рН раствора. Сравните результаты опытов.
Написать уравнение реакции гидролиза, считая, что до разбавления
гидролиз практически протекает по первой ступени, а после разбавления
усиливается и вторая ступень гидролиза.
2. В одну пробирку внести 1 мл 1 М раствора Na2CO3, в другую – 1 мл 0,5
М раствора Na2CO3. В каждую из них добавить по 2 капли фенолфталеина и
перемешать. Объяснить различия интенсивности окраски растворов.
Обратимость гидролиза. 1. К раствору AlCl3 добавить по каплям
раствор щелочи до образования осадка гидроксида алюминия Al(ОН)3. К
осадку добавить раствор НСl до растворения осадка. После этого добавить
воду. Какие явления наблюдаете? Написать уравнения реакции в
молекулярной, ионной и сокращенной ионной форме.
2. К раствору Na2CO3 добавить 2-3 капли фенолфталеина. Отметить
окраску раствора. Часть раствора слить в другую пробирку и нагреть до
кипения. Отметить интенсивность окраски раствора. После охлаждения
раствора, сравнить с контрольным образцом. Объяснить наблюдаемые
явления. Написать уравнение реакции гидролиза в молекулярной, ионной и
сокращенной ионной форме.
Полный (необратимый) гидролиз солей. В пробирку налить 1 мл
раствора AlCl3 и добавить 1 мл раствора Na2CO3. После нагрева и
охлаждения раствора отфильтровать осадок, промыть его горячей водой.
Что из себя представляет осадок? Написать уравнение реакции
совместного гидролиза солей в молекулярной, ионной и сокращенной
ионной форме.
Лабораторная работа № 11
Окислительно-восстановительные реакций
Теоретическая часть
Представлена (схема 1) предлагаемая нами современная классификация
окислительно-восстановительных реакций [7,8].
53
Реакции с переносом электрона
Межчастичные окислительновосстановитель-ные реакции
Внутричастичные окислительно-восстановительные реакции
внутримолекулярные, внутриионные
межмолекулярные,
межионные, ионномолекулярные
дисмутация
(диспропорционирование)
межатомные
конмутация
(сопропорционирование)
атомно-молекулярные,
атомно-ионные
без дисмутации и конмутации
Схема 1. Предлагаемая классификация
окислительно-восстановительных реакций
Конмутация (сопропорционирование) – это окислительновосстановительная реакция, в ходе которой происходит выравнивание
степеней окисления атомных частиц одного и того же химического элемента.
Конмутация бывает внутримолекулярной и межмолекулярной ОВР [7,8]:
Ах
2Аz
(Ах +Аy → 2Аz)
Аy
Схема 2. Внутримолекулярная и межмолекулярная конмутация: (Ах , Аy ) – атомные
частицы химического элемента (А) в исходном (исходных) веществе (веществах); Аz –
атомные частицы химического элемента (А) в продукте реакции; x, y и z - степени
окисления атомных частиц [7,8] .
В реакциях внутримолекулярной конмутации (схема 1, 2) происходит
выравнивание степеней окисления атомных частиц, входящих в состав
молекулярной (ионной) частицы одного вещества:
NH4NO2 → N2 + 2H2O
восстановитель,
окислитель
NH4 - 3ē = N + 4H
NO2- + 3ē = N0 + 2O-2
+
0
+
1 (окисление)
или
1 (восстановление)
N-3 - 3ē = Nо
N+3 + 3ē = Nо
1
1
54
В реакциях межмолекулярной конмутации (схема 1, 2) происходит
выравнивание степеней окисления атомных частиц , входящих в состав
молекулярных (ионных) частиц различных веществ:
2H2S +
восстановитель
H2S - 2ē = Sо + 2H+
SO2 + 4ē = Sо + 2O-2
SO2 = 3S + 2H2O
окислитель
2
1
или
S-2 - 2ē = Sо
2
S+4 + 4ē = Sо
1
Дисмутация (диспропорционирование, самоокисление-самовосстановление) –это ОВР, в которых перенос электрона происходит между атомными
частицами химического элемента с промежуточной степенью окисления.
В соответствии с представленной нами классификацией (в отличие от
существующей) реакции с дисмутацией делятся на межмолекулярные и
внутримолекулярные и входят в соответствующие типы ОВР (схема 1,3):
Аy
2Ах
(2Ах → Аy + Аz)
Аz
Схема 3. Внутримолекулярная и межмолекулярная дисмутация: (Ах )– атомные частицы
химического элемента (А) в промежуточной степени окисления (х); (Аy, Аz ) – атомные
частицы (А) в продуктах; (z и y) – степени окисления атомных частиц.
В реакциях с внутримолекулярной дисмутацией (схема 1, 3) перенос
электрона происходит между одноименными атомными частицами с
промежуточной степенью окисления, входящими в состав молекулярной
частицы вещества:
Cl2 + 2KOHр = KCl + KClO + H2O (на холоду)
восстановитель ,
окислитель
Clо + 1ē = ClClо - 1ē = Cl+
1 восстановлени
1 окисление
В реакциях с межмолекулярной дисмутацией (схема 1, 3) перенос
электрона происходит между молекулярными частицами вещества:
NO2 + NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O
окислитель
восстановитель
NO20 + 1ē = NO2NO20 + O-2 - 1ē = NO3-
1 (восстановление) или N+4 + 1ē = N+3
1 (окисление)
N+4 - 1ē = N+5
1
1
Направление окислительно-восстановительных процессов
Мерой окислительно-восстановительной способности веществ в
водных растворах служат окислительно-восстановительные или стандартные
55
электродные потенциалы, которые позволяют вычислить электродвижущую
силу (ЭДС, 0) процесса. Она определяется как разность потенциалов
окислителя и восстановителя 0 = 0окисл.- 0восстан., В. Реакции протекают
при положительном значении 0:
Электронная пара
Сl2 + 2e- = 2Cl-
Br2 + 2e- = 2Br-
I2 + 2e- = 2I-
0окисл= Fe3+ + e- = Fe2+, В
0,77
0,77
0,77
0восстан., В
1,36
1,07
0,54
- 0,62
-0,30
+0,23
0 = 0окисл.- 0восстан., В
В приведенных системах возможна только реакция
2FeCl3 + 2KI= 2FeCl2 + I2 + 2KCl
Если записать одну под другой две полуреакции процесса так, чтобы
потенциал верхней реакции был меньше, чем нижней, то проведенная между
реакциями буква Z укажет своими концами направление разрешенного
процесса.
I2 + 2e- = 2I-
Е = 0,54
Fe3+ + e-= Fe2+ Е = 0,77
Влияние кислотности среды на направление окислительновосстановительного процесса
Из одних и тех же веществ, изменяя рН среды можно получить
различные продукты. Например, MnO4- в кислой среде восстанавливается до
катиона марганца Mn2+. В нейтральной среде образуется диоксид марганца
MnO2 . В щелочной среде восстанавливается до манганат-аниона MnO42- .
Практическая часть
Окислительные свойства HNO3 . В три пробирки внести по кусочку
цинка и добавить по 1 мл раствора HNO3. В первую добавить очень
разбавленный раствор НNO3, во вторую – разбавленный раствор HNO3, в
третью – концентрированный раствор HNO3. Что наблюдается? Какие газы
56
выделяются? Как можно это доказать? Укажите окислитель и
восстановитель, методами электронного баланса, нулевого заряда и
полуреакций подобрать коэффициенты и написать уравнения
соответствующих окислительно-восстановительных реакций.
Окислительные свойства серной кислоты. В четыре пробирки
поместить по 1 кусочку цинка. В одну добавить 1 мл разбавленного раствора
H2SO4, в остальные столько же раствора концентрированной Н2SO4. Две
последние пробирки нагреть: одну на слабом, а другую на сильном пламени
горелки. Указать, какие газы выделяются в пробирках? Образуется ли при
этом свободная сера? Укажите окислитель и восстановитель, методами
электронного баланса, нулевого заряда и полуреакций подобрать
коэффициенты и написать уравнения соответствующих окислительновосстановительных реакций.
Окислительные свойства перманганата калия. Внести в три пробирки
по 1 мл раствора KMnO4. В первую добавить 5-6 капель разбавленного
раствора Н2SO4; во вторую – столько же воды; в третью – столько же
разбавленного раствора КОН. Затем в каждую пробирку добавить по 1
микрошпателю кристаллов Na2SO3. Наблюдать происходящие явления.
Отметить окраску растворов и осадка, учитывая, что ионы имеют цвет:
MnO-4 - фиолетовый, MnO42- - зелённый, Мn2+ - бесцветный, а МnO2 –
представляет бурый осадок.
Укажите окислитель, восстановитель и солеобразователь, методами
электронного баланса, нулевого заряда и полуреакций подобрать
коэффициенты и написать уравнения соответствующих окислительновосстановительных реакций.
Окислительные свойства дихромата калия. В две пробирки налить по
1 мл раствора К2Cr2O7. Одну подкислить несколькими каплями
разбавленного раствора Н2SO4. Затем в обе пробирки добавить по 1
микрошпателю кристаллов КNO2. Отметить наблюдаемые явления. Укажите
окислитель и восстановитель, методами электронного баланса, нулевого
57
заряда и полуреакций подобрать коэффициенты и написать уравнения
соответствующих окислительно-восстановительных реакций.
Восстановление нитрита калия. Внести в пробирку 1 мл раствора
йодида калия КI. Добавить последовательно несколько капель разбавленного
раствора Н2SO4 и 1 микрошпатель кристаллов нитрита калия КNO2. Что
наблюдается при нагревании?
Отметить изменение цвета раствора. Укажите окислитель и
восстановитель, методами электронного баланса, нулевого заряда и полуреакций подобрать коэффициенты и написать уравнение соответствующей
окислительно-восстановительной реакции.
Восстановительные и окислительные свойства пероксида водорода.
1. В пробирку внести 1 мл 3% раствора Н2О2, подкислить 5-6 каплями
разбавленного раствора Н2SO4 и затем добавить 1 мл раствора КМnO4. Что
наблюдается? Какой газ выделяется?
Укажите окислитель и восстановитель, методами электронного баланса,
нулевого заряда и полуреакций подобрать коэффициенты и написать
уравнение соответствующей окислительно-восстановительной реакции.
2. В пробирку налить 1 мл раствора КI, подкислить разбавленным
раствором Н2SO4 (3-4 капли) и затем добавить 1 мл 3% раствора Н2О2. Что
наблюдается?
Укажите окислитель и восстановитель, методами электронного баланса,
нулевого заряда и полуреакций подобрать коэффициенты и написать
уравнение соответствующей окислительно-восстановительной реакции.
Внутримолекулярная дисмутация пероксида водорода. В пробирку
налить 1 мл раствора Н2О2, добавить 1 микрошпатель кристаллов МnO2 и
нагреть. Какой газ выделится? Написать уравнение реакции каталитического
разложения Н2О2.
Упражнения
Составит уравнения реакций методом протонно-кислородного баланса [8]:
58
С2Н4 + KMnO4 + H2O = С2Н4 (ОН)2 + ? + ?
С6Н12О6 + CuSO4 + NaOH = С6Н12О7 + Cu2O + ? +?
С6Н5NО2 + Fe + HCl(к) = С6Н5NH2 + FeCl2 + ?
С6Н10+ KMnO4 + H2O = С6Н10(OН)2 + ? + ?
С4Н6 + KMnO4 + H2SO4 = СН3СН2СООН + CO2 + ? + ? + ?
(C2H5)3N + HNO3 = CO2 + NO2 + N2 +?
P2I4 + P4 + P4 + H2O → PH4I + H3PO4
Mo3N + О2 = MoO3 + NO2
FeS8 + Cl2 + H2O = Fe2(SO4)3 + H2SO4 + HCl
W3C + O3 = WO3 + CO2 + О2
Al3Ag5 + NaOH + H2O =Na[Al(OH)4] + H2
Fe4C + HNO3 + HNO3 = Fe(NO3)3 + CO2 + NO2 + H2O
FeS8 + Cl2 + H2O = Fe2(SO4)3 + H2SO4 + 2HCl
Лабораторная работа № 12
Электрохимические свойства металлов. Электролиз растворов солей
Теоретическая часть [12,13]
Руководствуйтесь следующими правилами и помните, что:
Металл, расположенный впереди в ряду СЭП, обладает большей
восстановительной, а его ионы – меньшей окислительной способностью по
сравнению с металлами, следующими за ним. Каждый металл, стоящий
впереди, способен вытеснять из соединений металлы, стоящие за ним.
Водород из разбавленных кислот вытесняется лишь впереди стоящими
металлами. Металлы, расположенные между магнием и кадмием, обычно не
вытесняют водород из воды вследствие образования защитной оксидной
пленки (пассивация). Активные металлы от лития до магния вытесняют
водород не только из воды, но и из любого водного раствора. Поэтому
взаимное вытеснение металлов из растворов их солей практически
происходит лишь в случае металлов, расположенных после магния.
Электролиз. Катодные процессы
При электролизе водных растворов солей металлов, расположенных в
ряду стандартных электродных потенциалов (СЭП) после водорода (Cu2+,
Hg2+, Ag+, Au3+), на катоде восстанавливается и выделяется металл:
Au3+ + 3е- = Auo; Ag+ + 1е- = Ago
59
При электролизе водных растворов солей металлов, расположенных в
ряду стандартных электродных потенциалов от Li+ до Al3+ включительно, на
катоде выделяется водород:
2Н+ + 2е- = Н2 , при рН <7
или
2Н2О + 2е- = Н2 + 2ОН- , при рН ≥ 7
Связано это, прежде всего, с тем, что эти металлы (магний и алюминий
без защиты оксидной пленкой) реагируют с водой. Это отнюдь не означает,
что электродных процессов типа (Na+ + e- = Na) в водных растворах не
происходит. Один из способов получения металлического натрия
заключается в получении его электролизом из водного раствора NaCl
(рассола). Секрет метода состоит в использовании ртутного катода.
Восстановившиеся атомы натрия, поглощаются слоем ртути, предохраняющим от реакции с водой.
При электролизе водных растворов солей металлов, расположенных в
ряду стандартных электродных потенциалов между алюминием и водородом,
на катоде одновременно выделяется металл и водород:
Men+ + nе- = Me
1) при рН <7: 2Н+ + 2е- = Н2
2) при рН ≥ 7: 2Н2О + 2е- = Н2 + 2ОНСоотношение продуктов (металла и водорода) определяется
концентрацией раствора, его кислотностью и некоторыми другими
факторами (наличием других, особенно комплексных солей в растворе,
материалом, из которого изготовлен электрод). Чем выше концентрация
соли, тем больше доля выделившегося металла. Чем более кислая среда, тем
более вероятно выделение водорода.
Если в растворе одновременно находятся катионы нескольких металлов,
то при электролизе первыми восстанавливаются катионы металла с большим
значением электродного потенциала.
Процессы, протекающие на аноде
Аноды бывают нерастворимые (уголь, платина, графит) и растворимые
(Zn, Cu, Ni, Ag и др.).
60
Запомните! При электролизе водных растворов бескислородных
(простых) кислот и их солей (кроме HF и фторидов) с нерастворимым анодом
на нем происходит окисление анионов кислот:
2Cl – 2ē = Cl2o
Фтор нельзя получить электролизом водных растворов, так как он
реагирует с водой (F2 + H2O = 2HF + ½O2).
При электролизе водных растворов щелочей, солей кислородосодержащих
кислот (HNO3, Н2SO4, Н3PO4 и др.), а также HF и фторидов, у нерастворимого
анода выделяется кислород. В зависимости от рН раствора этот процесс
протекает по разному:
1) в кислой или нейтральной средах:
2Н2О – 4ē = О2 + 4Н+
2) в щелочной среде:
4ОН- – 4ē = О2 + 2Н2О
Также источником кислорода может служить окисление атомных частиц
кислорода, входящего в сложный анион (SO42- - 2e- = SO3 + 1/2O2).
Образовавшийся ангидрид кислоты тут же прореагирует с водой (SO3 + H2O
= H2SO4).
Анионы, содержащие неметалл (не кислород) в промежуточной степени
окисления (SO32-, NO2- и др.), сами окисляются на аноде:
SO32- + 2Н2О -2ē = SO42- + 2Н+, NO2- + 2Н2О -2ē = NO3- +2Н+,
ClO3- + H2O -2ē = ClO4- + 2H+, BrO3- + H2O -2ē = BrO4- + 2H+ ,
IO3- + 4ОН- -2ē = H2IO63- + H2O, IO3- + H2O -2ē = IO4- + 2H+ .
Однако эти процессы можно представить еще так, например:
SO32- - 2e- = SO3,
далее образовавшийся серный ангидрид SO3 тут же реагирует с водой
SO3 + Н2О = Н2SO4
Суммарный процесс отвечает вышеприведенной реакции
SO32- + 2Н2О -2ē = SO42- + 2Н+
61
Анионы карбоновых кислот в результате электролиза
декарбоксилируются, образуя углеводороды:
2R-COO- - 2e- = R-R + 2CO2 ,
2СН3СОО- - 2e- = СН3 - СН3 + 2CO2,
2СН3СН2СОО- - 2e- = СН3 - СН2 -СН2 - СН3 + 2CO2.
При электролизе водных растворов солей с растворимым анодом
последний сам окисляется, если металл, из которого сделан анод, расположен
в ряду Е° раньше других электрохимических систем.
Ионы Меn+ при этом переходят в раствор (анод растворяется) и
восстанавливаются на катоде. Например, при электролизе водного раствора
CuSO4 с медным анодом последний сам растворяется и на катоде выделяется
чистая медь.
Запомните, что на аноде будут окисляться прежде всего те ионы, Е°
которых ниже, чем Е° воды или ОН-- ионов. Ионы, расположенные правее
ОН-, окисляться не будут. Вместо них будут окисляться ионы ОН- или
молекулы Н2О.
При электролизе расплавов на катоде восстанавливаются ионы металлов
до чистого металла. На аноде простые анионы окисляются до простого
вещества (2Cl- + 2e- = Cl2 , S2- + 2e- = S). Если анион имеет сложное строение,
то в этом случае протекает процесс, требующий наименьших затрат энергии.
Если соль, устойчива к нагреванию и элемент находится в наивысшей
степени окисления, то обычно окисляется кислород до простого вещества
(SO42- -2e- = SO3 + ½O2). Если элемент находится в промежуточной степени
окисления, то наиболее вероятно, что в этих условиях будет окисляться не
кислород, а элемент, например (NO2- - e- = NO2).
Экспериментальная часть
Взаимодействие металлов с солями. 1. Налить в две пробирки
небольшое количество раствора сульфата меди. В одну из них
опустить железную пластинку или гвоздь, а в другую — кусочек
свинца.
62
2. В пробирку с раствором ацетата свинца погрузить железную пластинку.
Отметить наблюдаемые явления. Написать в молекулярной, ионной и
электронной формах уравнения реакций, происходящих между металлами и
солями. Расположить металлы в ряд по их активности, выписав значения их
нормальных электродных потенциалов.
Электролиз растворов солей
1. Электролиз раствора хлорида олова (П) SnCl2. В электролизер (Uобразную трубку) налить раствор SnCl2, добавить 3-4 капли нейтрального
раствора лакмуса и перемешать, опустить электроды в раствор и соединить
последние с источником постоянного тока.
Учесть, что соль подвергается гидролизу- среда кислая. Что наблюдается
на электродах? Напишите суммарное уравнение окислительновосстановительных реакций, протекающих на электродах.
После окончания электролиза в раствор с анодом внести по 5-6 капель
растворов KI и крахмала. Что наблюдается? Объясните наблюдаемые
явления. Напишите уравнение окислительно - восстановительной реакции.
2. Электролиз раствора йодида калия KI. В стакан налить раствора KI
и добавить 5-6 капель фенолфталеина и столько же раствора крахмала.
Раствор перемешать и перелить в электролизер. Опустить в раствор
электроды. При необходимости в электролизер долить раствор KI. Соединив
электроды с источником тока, наблюдать происходящие явления на
электродах. Чем объясняется изменение цвета раствора в катодном и
анодном пространствах? Написать уравнение реакции электролиза.
3. Электролиз раствора сульфата натрия Na2SO4. В стакан налить
раствор сульфата натрия (в соответствии с объемом U-образной трубки).
Добавить 5-6 капель нейтрального раствора лакмуса и перемешать. Влить
раствор в электролизер и провести электролиз. Отметить наблюдаемые на
электродах явления. Учесть, что соль гидролизу не подвергается – среда
нейтральная.
63
Какие газы выделяются и как изменяется цвет раствора в анодном и
катодном пространствах и почему? Написать уравнения полуреакций
восстановления и окисления, протекающих на электродах, а также
суммарный процесс электролиза.
4. Электролиз раствора хлорида меди CuCl2. В электролизер налить
раствор CuCl2 и провести электролиз. В колено с анодом опустить
фильтровальную бумажку, смоченную растворами KI и крахмала. Что
наблюдается и какой газ выделяется?
Через 2-3 минуты отключить электролизер, вынуть катод и отметить
выделение на нем красной металлической меди. Составить полуреакции
окисления и восстановления, протекающие на электродах, а также
суммарный процесс электролиза.
Электролитическое рафинирование меди. В качестве анода берут
полоску металлической меди, а катодом является угольный стержень. В
электролизер налить 20% раствор серной кислоты, опустить туда электроды
и провести электролиз. Объяснить процессы, идущие на электродах.
Лабораторная работа № 13
Коррозия металлов [13]
Теоретическая часть
Коррозия – процесс разрушения металлов под действием окружающей
среды. Различают химическую и электрохимическую коррозии. Химическая
-это непосредственное взаимодействие металла с токонепроводящей средой
(O2 , СО, SO2 , H2S) при высокой температуре:
Мео – 2ē = Ме2+ 2
O2о + 4ē = 2О-2
1
о
о
2Ме + O2 = 2МеО
Электрохимическая коррозия – процесс разрушения металла в растворе
электролита (атмосферная, почвенная, в растворе электролита, контактная).
Она аналогична работе гальванического элемента.
64
В воде обычно содержится растворенный кислород –окислитель, также
ионы водорода – окислители – результат растворения в воде газообразных
веществ.
В нейтральной среде атомы железа под действием кислорода и воды
окисляются (полное окисление):
Feo + nH2O – 3ē = Fe3+ . nH2O 4 анодный процесс
O2о + 2H2O + 4ē = 4ОН3 катодный процесс
4Feo + (4n + 6)H2O + 3O2о = 4Fe3+ . nH2O + 12ОН4Feo + 6H2O + 3O2о = 4Fe(OH)3
В кислой среде атомы железа под действием ионов водорода окисляются
(полное окисление):
Feo + nH2O – 3ē = Fe3+ . nH2O 2 анодный процесс
2H+ + 2ē = H2
3 катодный процесс
2Feo + 2nH2O + 6H+ = 2Fe3+ . nH2O + 3H2
Кислород, растворенный в воде или нейтральном водном растворе,
может окислить металлы от начала ряда стандартных электродных
потенциалов до серебра (РСЭП).
Ионы водорода, находящиеся в воде, могут окислить металлы от начала
РСЭП до кадмия.
Коррозия оцинкованного железа (Zn = анод, Fe = катод):
Zno – 2ē = Zn2+
2H+ + 2ē = H2
1 анодный процесс
1 катодный процесс
Коррозия луженного железа (полное окисление, Fe = анод, Sn = катод):
Feo – 3ē = Fe3+
1 анодный процесс
+
2H + 2ē = H2
1 катодный процесс
Экспериментальная часть
1. Коррозия оцинкованного и луженого железа. В пробирку внести 1
мл дистиллированной воды, добавить 5-6 капель раствора концентрированной H2SO4 и столько же раствора гексациано-феррата (Ш) калия K3[Fe(CN)6].
Полученный раствор размешать и разделить на две части, перелив в две
пробирки. В первую пробирку опустить цинковую пластинку, обвитую
железной проволокой. Во вторую пробирку опустить пластинку из олова,
65
обвитую железной проволокой. Что наблюдается в пробирках через 5 минут
после погружения? Написать уравнения полуреакций окисления и
восстановления в каждом случае. Почему в первой пробирке изменение цвета
не наблюдается, а во второй пробирке раствор окрашивается в синий цвет?
Написать уравнения соответствующих реакций:
Fe + H2SO4 →; FeSO4 + K3[ Fe(CN)6] →,
Zu + H2SO4 →; ZuSO4 + K3[Fe(CH)6] →
В последнем случае образуется малорастворимое комплексное соединение
бледно-желтого цвета.
2. Коррозия металлов в нейтральной среде. 1. В U- образную трубку
внести раствор NaCl и в оба колена добавить 2-3 капли фенолфталеина.
Приготовить цинковую, медную пластинки и медную проволоку. Одним
концом медной проволоки обмотать цинковую пластинку, другим концом медную пластинку. Пластинки опустить в колена U-образной трубки и
оставить на несколько минут. Наблюдать появление малиновой окраски в
растворе возле медной пластинки. Написать уравнения полуреакций
окисления и восстановления, протекающих на электродах:
Zn + nH2O - 2e- = Zn2+ . nH2O
O2 + 2H2O + 4e- = 4OH2. В три пробирки внести разбавленный раствор NaCl и добавить по 3-4
капли раствора фенолфталеина. В первую пробирку опустить медную
проволоку, обвитую цинковой проволокой. Во вторую - железный гвоздь с
плотно накрученной цинковой проволокой. В третью - медный стержень,
обвитый железной проволокой. Через 5 минут отметить изменение цвета
растворов с медной проволокой, железным гвоздем и медным стержнем. Чем
это объясняется? Написать полуреакций окисления и восстановления.
Затем в каждую пробирку добавить по 5-6 капель раствора K3[Fe(CN)6].
Что наблюдается? Написать уравнения реакций:
Zn2+ + K3[Fe(CN)6] →,
Fe2+ + K3[Fe(CN)6] →.
Щелочная среда на катоде создается за счет восстановления кислорода:
66
O2 + 2H2O + 4e- = 4OH3. Ингибирование процесса коррозии металла. В две пробирки внести
по 1 мл раствора HCl. В одну добавить 5-6 капель уротропина. Затем обе
пробирки нагреть и опустить в каждую железный гвоздь. Наблюдать
происходящие явления через 3-4 мин.
Часть II. Неорганическая химия
Лабораторная работа № 14
Получение и свойства кислорода [14]
1. Получение кислорода при разложении перманганата калия.
Поместить в пробирку около 0,5 г перманганата калия и укрепить в штативе
вертикально. Нагреть пробирку с перманганатом калия на спиртовке. Внести
в пробирку тлеющую лучинку и убедиться в выделении кислорода. После
окончания опыта и охлаждения пробирки налить в нее несколько мл. воды и
взболтать. Наблюдать цвет образовавшихся веществ( K2MnO4 – раствор
зеленого цвета, MnO2 – темно-бурый осадок.
Написать уравнение реакции разложения перманганата калия. В каких
условиях может быть получен кислород из перекиси бария и бертолетовой
соли? Напишите уравнения реакций.
2. Получение кислорода при каталитическом разложении хлората
калия (бертолетовой соли- KClO3). Поместить в пробирку около 0,5 г
хлората калия и укрепить в штативе вертикально. Нагреть пробирку с
хлоратом калия на спиртовке до плавления соли. Как только соль начнет
плавиться, прекратить нагревание и тотчас же всыпать в пробирку с кончика
микрошпателя немного диоксида марганца. Внести в пробирку тлеющую
лучинку и убедиться в выделении кислорода.
Написать уравнение реакции разложения хлората калия.
Свойства кислорода
Взаимодействие кислорода с неметаллами (под тягой). Положить в
ложечку для сжигания кусочек серы величиной с горошину, поджечь ее на
пламени горелки. Обратить внимание на цвет и размер пламени горящей
67
серы. Внести горящую серу в банку с кислородом. Какие изменения в
горении серы наблюдаются?
Положить в ложечку для сжигания небольшой кусочек древесного угля,
накалить и внести в банку с кислородом. Как меняется интенсивность
горения угля в кислороде?
Взаимодействие кислорода с металлами. Свернуть спиралью отрезок
стальной проволоки и прищепить его к концу ложечки для сжигания.
Присоединить к проволоке кусочек корковой пробки. Поджечь пробку и
быстро внести проволоку в банку с кислородом. Что происходит? Написать
уравнение реакции.
Какой вывод о свойствах кислорода можно сделать на основании
проведенных опытов? Как влияет на интенсивность горения веществ замена
воздуха кислородом? Чем это объясняется?
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного или
протонно-кислородного баланса:
KClO3(т) → ? + O2 (150-200 0С, кат: MnO2)
KMnO4(т) = ? + MnO2 + O2↑
(210-240 оС)
CaOCl2 (т) хлорная известь = ? + O2↑
(t)
CaOCl2 (т)72% + Na2O2(т) 28% + 2Н2О = Ca(OH)2 + ? + O2↑ (самопроизвольно)
BaO2(т) = ? + O2↑
(t)
H2O2(ж) → ? + O2↑
(t, кат: MnO2, или на свету)
NaOH(р) + Н2О → ? + О2↑+? + ? (электролиз раствора)
H2O2(р) + KMnO4(р) + H2SO4(р) = O2↑ + ? + ? + ?
К2O2(т) + CO2(г) = ? + O2↑
(регенерация O2 из CO2)
МnSO4(p) + О3(г) + KОН = KМnО4 + ? + ? + О2
МnSO4(p) + О3(г) + H2O = МnО(OH)2↓ + H2SO4 + О2↑
CrCl3(p) + О3(г) + КОН = К2CrO4 + ? + ? + О2↑
KI(р) + O3 + H2O = KOH + I2 + O2↑
H2O2(р) + KMnO4(р) + H2SO4(р) = O2↑ + ? + ? + ?
Лабораторная работа № 15
Свойства водорода [14]
68
Внимание! Водород горюч и в смеси с кислородом или воздухом
образует взрывчатую смесь.
Получение водорода.
Действие металла на кислоту. Поместить в пробирку несколько
кусочков цинка, при 5 мл 20% раствора серной кислоты и закрыть пробкой с
газоотводной трубкой. Поджечь его горящей лучинкой у отверстия
газоотводной трубки, предварительно проверив на чистоту. Опрокинуть над
пламенем водорода холодную стеклянную воронку. Что наблюдается?
Написать уравнение реакции.
Действие алюминия и кремния на щелочь (Опыт проводить в
вытяжном шкафу). 1. Положить в пробирку несколько кусочков алюминия,
прилить к ним 2—3 мл 20%-ного раствора едкого натра. Если реакция идет
плохо, осторожно подогреть. Определить, какой газ выделяется! Написать
уравнение реакции.
2. Поместить в пробирку 0,2—0,3 г аморфного кремния и прилить к нему
2—3 мл 20%-го раствора едкого натра. Идет ли реакция на холоду? Собрать
выделяющийся газ и испытать его, поднося к отверстию пробирки
зажженную лучину. Написать уравнение реакции.
Действие металла на воду. 1. Заполнить пробирку до краев водой.
Закрыв отверстие большим пальцем, опрокинуть ее в ванну с водой и в таком
положений закрепить в лапке штатива. Завернуть несколько кусочков
металлического кальция в марлю и быстро, при помощи щипцов, подвести
металл под пробирку. Написать уравнение реакции в молекулярной и
электронно-ионной формах.
Активность водорода в момент выделения. В две пробирки налить по
2-3 мл раствора перманганата калия и пдкислить 1 мл раствора серной
кислоты. В одну поместить кусочек цинка, а через другую пропустить
водород из аппарата Киппа. Наблюдать изменение окраски раствора в
пробирках. Написать уравнение реакции в молекулярной и электронноионной формах.
69
Аналогичный опыт проделать с раствором дихромата калия. Наблюдать
изменение окраски раствора в пробирках. Написать уравнение реакции в
молекулярной и электронно-ионной формах.
Получение пероксида водорода Н2О2
Взаимодействие пероксида бария с серной кислотой. В колбу емкостью
50 мл налить 20 мл 5%-ного раствора серной кислоты и охладить ее до 0°.
Взбалтывая содержимое колбы в течение 5—10 мин, всыпать в нее
небольшими порциями около 1 г пероксида бария. Полученный раствор
пероксида водорода отфильтровать от осадка для дальнейшего изучения
свойства пероксида водорода. Написать уравнение реакции в молекулярной и
электронно-ионной формах.
Свойства пероксида водорода
1. Взаимодействие пероксида водорода с диоксидом марганца. В
пробирку с раствором пероксида водорода внести диоксид марганца.
Наблюдать выделение газа. Определите роль диоксида марганца. Написать
уравнение реакции. Какие свойства проявляет пероксид водорода?
2. Взаимодействие пероксида водорода с йодидом калия. К раствору
пероксида водорода прилить несколько капель раствора йодида калия.
Записать свои наблюдения. Разбавить раствор водой и внести в него 1—2
капли раствора крахмала. Что происходит? Какие свойства проявляет
пероксид водорода? Написать уравнение реакции в молекулярной и
электронно-ионной формах.
3. Взаимодействие пероксида водорода с сульфидом свинца. Получить
осадок сульфида свинца взаимодействием растворов соли свинца и сульфида
аммония. Небольшое количество осадка, промытого водой путем декантации,
обработать раствором пероксида водорода. Почему изменился цвет осадка?
Написать уравнения реакций. Какие свойства проявляет пероксид водорода?
4. Взаимодействие пероксида водорода с раствором перманганата
калия. К раствору перманганата калия, подкисленному серной кислотой,
прилить раствор пероксида водорода. Что наблюдается? Написать уравнение
70
реакции в молекулярной и электронно-ионной формах. Какие свойства
проявляет пероксид водорода?
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного или
протонно-кислородного баланса:
Zn + HCl(20%р) = ? + ?
Fe + H2SO4(р) = ?+ ?
Al(т) + NaOH + H2O = Na[Al(OH)4(H2O)2] + ?
Al(т) + NaOH + H2O = NaAlO2 + ?
(t, также с Be и Zn)
NaCl(р) + H2O = ?+ ? + ? (электролиз раствора с диафрагмой)
Si + NaOHрасплав = ? + H2↑
(t)
Si + NaOH(к) + H2O = Na2SiO3 + ? (t)
MeO(т) + H2(г) = ? + ?
(t, Me = Zn, Fe, Сo, Ni, Cu)
МеO (т) + H2 = ? + ?
(Ме = Ca, Sr, Ba)
R– CНО(альд) + H2(г) = ?
(кат: Ni, t)
R– CО –R(кетон) + H2(г) = ? (кат: Ni, восстановление)
Li3N + H2(г) = LiH(т) + N2↑
Лабораторная работа № 16
Получение и свойства галогенов [14]
Внимание! Все работы с хлором должны проводиться в вытяжном шкафу. В случае отравления хлором необходимо пострадавшего немедленно
вывести на свежий воздух и принять следующие меры: дать понюхать
разбавленный раствор аммиака, этиловый спирт и положить холодные
компрессы на грудь и горло. В случае серьезного отравления — вызвать
скорую помощь.
1. Получение хлора из соляной кислоты действием диоксида
марганца. Насыпать в пробирку небольшое количество диоксида марганца и
облить ее концентрированной соляной кислотой. Осторожно понюхать,
направляя к лицу струю хлора движением кисти руки. Написать уравнение
реакции.
2. Получение хлора из соляной кислоты действием перманганата
калия. Положить в пробирку 2-3 кристалла перманганата калия и поставить
ее в штатив. Осторожно прилить несколько капель концентрированной
соляной кислоты. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.
71
3. Получение хлора из соляной кислоты действием дихромата калия.
Положить в пробирку немного тонко измельченного дихромата калия и
облить его концентрированной соляной кислотой. Смесь слегка подогреть.
Что наблюдается? Написать уравнение реакции.
4. Получение хлора из соляной кислоты действием хлорной извести.
Положить в пробирку немного хлорной извести и облить ее 20 %-ным
раствором соляной кислотой. Написать уравнение реакции.
5. Получение хлора из хлорида натрия. 1. Поместить в пробирку
немного смеси хлорида натрия с двуокисью марганца и осторожно прилить
из пипетки несколько капель 96%-ного раствора серной кислоты. Смесь
слегка подогреть. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.
6. Получение хлора электролизом раствора хлорида натрия. Опыт
готовит один студент и демонстрирует "группе. Собрать прибор для
электролиза (готовит преподаватель). Налить в U-образ-ную трубку
насыщенный раствор хлорида натрия, подкрашенный нейтральным
раствором лакмуса. Опустить в раствор угольные электроды . Присоединить
концы проводов, к источнику постоянного тока (аккумулятор) и пропустить
электрический ток. Что наблюдается? Объяснить изменение окраски
раствора индикатора? Написать уравнения реакций, протекающих у
электродов.
Свойства хлора
Получить хлор путем взаимодействия соляной кислоты с двуокисью
марганца или перманганатом калия.
Взаимодействие хлора с металлами. 1. С сурьмой. Взять на листок бумаги немного порошка сурьмы, открыть пробирку с хлором и постепенно
всыпать в нее сурьму. Что происходит? Написать уравнение реакции.
2. С медью. Взять щипцами полоску медной фольги или пучок тонких
медных проволочек, нагреть на пламени горелки и быстро внести в пробирку
с хлором. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.
72
Взаимодействие хлора с неметаллами. 1. С фосфором. Положить в
ложечку для сжигания несколько крупинок красного фосфора, поджечь его и
внести в пробирку с хлором. Что происходит? Написать уравнение реакции.
В каких условиях при горении фосфора в хлоре могут образоваться
треххлористый и пятихлористый фосфор?
2. С водородом. Взять две пробирки. Одну из них наполнить хлором, другую водородом из аппарата Киппа. Предварительно закрыв отверстия
пробирок пальцами, соединить их таким образом, чтобы пробирка с хлором
находилась наверху. Разнять пробирки и быстро внести их отверстиями в
пламя. Что происходит? Написать уравнение реакции.
Взаимодействие хлора со сложными веществами. 1. Жидкими
углеводородами. Взять полоску фильтровальной бумаги, смочить ее
несколькими каплями свежеперегнанного скипидара и при помощи щипцов
внести в банку с хлором. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.
2. С твердыми углеводородами. Закрепить на ложечке для сжигания
огарок свечи, зажечь свечу и осторожно внести ее в банку с хлором. Что
наблюдается? Какие продукты образовались в результате реакции?
Получение и свойства хлорной воды
1. Растворение хлора в воде. Насытить 5-10 мл дистиллированной воды
хлором. Отметить цвет и запах (осторожно!) полученного раствора. Какие
вещества присутствуют в хлорной воде? Написать уравнение реакции и
выражение для константы равновесия.
Испытать действие полученной хлорной воды, на раствор индиго и
окрашенную ткань. Что наблюдается? Какое вещество производит белящее
действие?
2. Взаимодействие хлорной воды с раствором гидроксида натрия.
Налить в пробирку 2—3 мл хлорной воды и прибавить по каплям раствор
гидроксида натрия. Как объяснить исчезновение окраски и запаха хлорной
воды? Какое влияние оказывает щелочь на сдвиг равновесия в реакции
между хлором и водой? Добавить в эту же пробирку разбавленный раствор
73
серной кислоты до кислой реакции, изменился ли запах раствора? Написать
уравнения реакций. Объяснить полученные результаты.
Получение брома
Внимание! Все работы с бромом должны проводиться в вытяжном шкафу!
При попадании жидкого брома на кожу его следует удалить сухим ватным
тампоном и пораженный участок кожи тщательно промыть 10%-ным
раствором соды. В случае отравления парами брома необходимо выйти на
свежий воздух и понюхать этиловый спирт и разбавленный раствор аммиака.
1. Получение брома окислением бромоводородной кислоты диоксидом
марганца. В пробирку 1 насыпать около 1,5 г диоксида марганца и прилить 5
мл концентрированного раствора бромоводородной кислоты. Закрыть
пробирку 1 пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустить в
сухую пробирку 2, охлаждаемую льдом. Отверстие пробирки 2 закрыть ватой
и, слегка нагревая реакционную смесь, собрать выделяющийся бром.
Написать уравнение реакции. Полученный бром использовать для
последующих опытов.
2. Получение брома вытеснением его из солей. Налить в пробирку 2-3
мл насыщенного раствора бромида калия и пропустить через него сильный
ток хлора. Что происходит? Полученный бром отогнать в пробиркуприемник (см. рис.). Написать уравнение реакции. Можно ли этим способом
получить хлор и йод?
Свойства брома
1. Физические свойства. Налить в пробирку около 0,5 мл жидкого брома
(в присутствии преподавателя) и погрузить ее в охлаждающую смесь (лед и
хлорид натрия), температура которой должна быть не выше 10°. Что
происходит сбромом?
2. Взаимодействие брома с алюминием. В пробирку налить 3-5 капель
жидкого брома, закрепить в лапку штатива и бросить в нее несколько
кусочков металлического алюминия. Если через минуту реакция не начнется,
подвести под дно пробирки стакан с теплой водой (30-40°). Что происходит?
74
3. Взаимодействие брома с медью. В пробирку налить 3-5 капель
жидкого брома, опустить в стакан с теплой водой и внести в нее нагретую
медную фольгу. Что происходит? Написать уравнение реакции.
4. Взаимодействие брома с фосфором. В пробирку налить 3-5 капель
жидкого брома, поставить в штатив и внести шпателем небольшое
количество красного фосфора. Что происходит? Написать уравнение
реакции.
Бромная вода
Получение бромной воды. Налить в пробирку 2-3 мл воды, добавить в
нее 1-2 капли брома и перемешать стеклянной палочкой. Что наблюдается?
Велика ли растворимость брома в воде? Что называется бромной водой?
Прибавить к раствору несколько капель насыщенного раствора бромида
калия. Объяснить происходящее явление.
Свойства бромной воды
1. Взаимодействие бромной воды с раствором щелочи. Взять в
пробирку 2-3 мл бромной воды и прилить раствор едкого натра. Как можно
объяснить изменение окраски раствора? Написать уравнение реакции.
2.Растворимость брома в органических растворителях. Налить в
пробирку несколько капель бромной воды, разбавить ее 5 мл
дистиллированной воды и прибавить 5-10 капель хлороформа. Содержимое
пробирки тщательно перемешать. Объяснить наблюдаемое явление.
Проделать аналогичный опыт с другими органическими растворителями
(бензин, бензол, сероуглерод, четыреххлористый углерод).
Получение йода
1. Взаимодействие йодида калия и диоксида марганца в серной
кислоте. Отвесить по 0,5 г йодида калия и диоксида марганца, пересыпать в
тигель и перемешать стеклянной палочкой. Поставить тигель со смесью на
фарфоровый треугольник, налить 3-4 капли концентрированного раствора
серной кислоты и закрыть тигель маленькой колбой, наполненной холодной
75
водой. Колбу закрепить в лапке штатива. Тигель слабо нагреть в течение
нескольких минут. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.
Полученный йод собрать в бюкс и взвесить. Вычислить выход в
процентах.
2. Взаимодействие раствора йодида калия с хлором. Налить в пробирку 5
мл насыщенного раствора йодида калия. Пропустить через раствор ток хлора.
Какое вещество при этом выделяется? Полученное вещество отфильтровать
на гладком фильтре и высушить на воздухе.
Свойства йода
1. Взаимодействие йода с алюминием. В маленькую фарфоровую чашку
поместить несколько кристаллов полученного сухого йода и порошка
алюминия и осторожно перемешать (в вытяжном шкафу!). В приготовленную смесь внести каплю воды при помощи длинной трубки или
палочки. Что наблюдается? Какую роль играет вода в данном опыте?
Написать уравнение реакции.
2. Получение йодной воды. Налить в две пробирки воду и опустить в
них по одному кристаллу йода. Содержимое пробирок сильно взболтать.
Какова растворимость йода в воде? Какие молекулы и ионы содержатся в
йодной воде? Написать уравнение реакции взаимодействия йода с водой.
Оставить одну пробирку для сравнения, во вторую пробирку прилить
раствор йодида калия и сильно взболтать. Что происходит? Образованием
какого вещества объясняется увеличение растворимости йода? Написать
уравнение реакции.
3. Свойства йодной воды. Взаимодействие с раствором щелочи. К 2-3
мл йодной воды прилить 1 н. раствор щелочи до исчезновения окраски
раствора. Полученный раствор подкислить серной кислотой. Что при этом
наблюдается? Объяснить происходящие явления. Написать уравнения
реакций.
4. Растворимость йода в органических растворителях. Налить в ряд
пробирок по 2-3 мл йодной воды и добавить в них по 2-3 капли органических
76
растворителей (бензол, хлороформ, бензин, сероуглерод, четыреххлористый
углерод). Содержимое пробирок взболтать и отметить окраску слоя
органического растворителя. В чем заключается сущность закона распределе
ния?
Соединение галогенов с водородом
1. Взаимодействие хлорида натрия, бромида натрия и йодида калия с
концентрированным раствором серной кислоты. Взять три пробирки. В
одну из них положить немного хлорида натрия, в другую - бромида натрия и
в третью - йодйда калия. В каждую из пробирок прилить несколько капель
концентрированного раствора серной кислоты. Что наблюдается? Чем
загрязнен бромистый водород и йодистый водород, полученные этим
способом? Написать уравнения реакций.
Какой из галогеноводородов является наиболее сильным восстановителем? Какие галогеноводороды можно получать действием
концентрированного раствора серной кислоты на соответствующий
галогенид?
2. Взаимодействие бромида натрия и йодида калия с концентрированным раствором ортофосфорной кислоты. В одну из пробирок поместить
небольшое количество бромида натрия, в другую - йодида калия. В обе
пробирки добавить 60%-ный раствор ортофосфорной кислоты. Какие газы
выделяются из пробирок? Написать уравнения реакций и объяснить их
течение.
Хлороводород
1. Получение хлороводорода. В реакционную колбу поместить 10-15 г
хлорида натрия и через воронку прилить в колбу 20-25 мл 70%-ного раствора
серной кислоты, Закрыть колбу пробкой с газоотводной трубкой. Наполнить
сухую толстостенную склянку емкостью 25—50 мл выделяющимся хлороводородом.
2. Растворение хлороводорода в воде. Закрыть склянку с хлороводородом пробкой с капилляром, обращенным внутрь. Перевернуть склянку
77
с газом вверх дном, догрузить ее горло в ванну с водой . Объяснить
происходящее явление.
Какова растворимость хлороводорода в воде? Каков состав азеотропной
смеси соляной кислоты с водой? Что называется азеотропной смесью
жидкостей и чем она отличается от чистых жидкостей? Почему при
получении хлороводорода берут сухой хлорид натрия и концентрированный
раствор серной кислоты? Как получают соляную кислоту в промышленности?
Свойства бромоводородной кислоты
1. Взаимодействия бромоводородной кислоты с металлами и
карбонатам кальция. Испытать действие бромоводородной кислоты на
металлы (магний, цинк, алюминий) и карбонат кальция. Написать уравнения
реакций.
2. Взаимодействия бромоводородной кислоты с раствором нитрата
серебра. К 1 мл раствора бромоводородной кислоты добавить 1-2 капли
раствора нитрата серебра. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.
Йодоводород
Получение йодоводорода гидролизом йодида фосфора (V) (Опыт
проводить в вытяжном шкафу!) Положить в пробирку 1 2 г йода и 0,5 г
красного фосфора (см. рис.). В капельную воронку 2 налить несколько
миллилитров воды. В пробирку 4 налить 3-5 мл воды. Отверстие отводной
трубки должно находиться возможно ближе к поверхности воды в
приемнике. Почему нельзя опустить его в воду?
Осторожно спустить из капельной воронки одну каплю воды и
наблюдать, что происходит. После того как закончится бурно протекающая
реакция, можно вновь спустить воду из капельной воронки. Когда в
пробирку 1 будет введена вся вода, пробирку следует подогреть. Какой газ
выделяется? Написать уравнения реакций.
Свойства йодоводородной кислоты
78
1. Взаимодействия йодоводородной кислоты с металлами. Полученный
раствор йодоводородной кислоты испытать на лакмус. Изучить его
отношение к металлам (цинк, магний). Написать уравнения реакций.
2. Взаимодействия йодоводородной кислоты со сложными
веществами. Налить в три пробирки раствор йодоводородной кислоты и
добавить в первую пробирку растворы ацетата натрия и ацетата
свинца, во вторую пробирку – 1-2 капли раствора нитрата серебра,
в третью положить небольшой кусочек мрамора. Написать уравнения
реакций.
Кислородные соединения галогенов
Белильная известь[Ca(ClO)2 + CaCl2] или CaOCl2
Получение белильной извести из гашеной извести и хлора (проводить
под тягой!). К 2 г чистой гашеной извести добавить 10-15 мл воды и хорошо
перемешать. Полученную смесь поместить в маленький стакан, охлаждаемый
льдом (почему необходимо охлаждение?), и пропускать хлор в течение 5
мин. Написать уравнение реакции. Полученный препарат сохранить.
Свойства белильной извести
1. Обесцвечивание растворов и тканей. Часть полученного препарата
обработать 10 мл воды и отфильтровать. Взять небольшое количество
полученного раствора и испытать действие его на индиго и окрашенную
ткань. Объяснить наблюдаемое явление.
Может ли угольная кислота вытеснить хлорноватистую кислоту из
раствора ее соли? Сравнить величины констант диссоциации угольной и
хлорноватистой кислот.
2. Взаимодействие белильной извести с серной кислотой. К части
полученного раствора белильной извести прилить раствор 1 н. серной
кислоты до кислой реакции и осторожно понюхать. Написать уравнение
реакции. Что происходит с белильной известью при нагревании
концентрированного раствора?
79
Как изменяется сила кислот в ряду: хлорноватистая- бромноватистаяйодноватистая кислота? Какие ионы находятся в растворах этих кислот? Как
изменяются в указанном ряду устойчивость и окислительное действие
кислот? Объяснить наблюдаемые закономерности.
Бертолетова соль (хлорат калия KClO3)
Получение бертолетовой соли. (Опыт проводить под тягой.). Налить в
стакан 5 мл насыщенного раствора 50%-ного едкого калия, осторожно
нагреть его (зачем?) и пропустить ток хлора, тщательно очищенного от
хлористого водорода. Как убедиться, что реакция закончена? Написать
уравнение реакции. Выделившиеся кристаллы отфильтровать на воронке с
фильтрующим дном, а затем перекристаллизовать соль из минимального
количества горячей воды. Рассмотреть форму кристаллов под микроскопом.
Как доказать, что полученное вещество является бертолетовой солью?
Свойства бертолетовой соли
1. Взаимодействие бертолетовой соли с кислотами (Опыты проводить в
вытяжном шкафу!). В маленькую фарфоровую чашку положить несколько
кристаллов бертолетовой соли и осторожно смочить их 3-4 каплями 96%ного раствора серной кислоты. Что наблюдается?
Проделать аналогичный опыт с концентрированной соляной кислотой. Что
наблюдается в этом случае? Написать уравнения реакций.
Какие продукты образуются при взаимодействии бертолетовой соли с
щавелевой кислотой?
2. Взаимодействие бертолетовой соли с сахарозой. Отвесить 0,5 г
мелкокристаллической бертолетовой соли и смешать палочкой (осторожно!)
с равным количеством сахарной пудры. Высыпать смесь на крышку от тигля
(под тягой!) и смочить ее двумя-тремя каплями концентрированной серной
кислоты. Что происходит? На какие свойства бертолетовой соли указывают
проделанные опыты?
80
Йодноватая кислота HIO3
Окислительно-восстановительные свойства. Приготовить раствор
йодноватой кислоты и разлить его в две пробирки. В одну пробирку прилить
раствор йодида калия. Какое вещество при этом выделяется? В другую
пробирку прилить раствор сульфата железа (II), Что наблюдается? Написать
уравнения реакций. На какие свойства йодноватой кислоты указывают
проведенные опыты? Написать формулы йодных кислот. Какие известны
кислородные соединения йода? Как они получаются?
Сравнение окислительных свойств галогенов
1. Взаимодействие бромной и йодной воды с хлорной водой. Налить в
две пробирки по 1 мл раствора бромной и йодной воды, разбавить 2-3 мл
воды, добавить по несколько капель органического растворителя (четыреххлористого углерода или хлороформа, или бензола) и сильно взболтать.
Приливая по каплям в обе пробирки хлорную воду и энергично взбалтывая,
следить за изменением окраски слоя органического растворителя. Написать
уравнения реакций.
2. Взаимодействие растворов йодида и бромида калия с хлорной
водой. Налить в пробирку по капле растворов йодида и бромида калия и 3-5
капель органического растворителя. Прибавляя по каплям хлорную воду и
сильно взбалтывая, следить за изменением окраски слоя растворителя.
Написать уравнения реакций.
3. Взаимодействие бромноватой кислоты с йодом. Приготовить
немного раствора бромноватой кислоты. Для этого 2-3 капли насыщенного
раствора бромата калия смешать с 1-2 мл разбавленного раствора серной
кислоты. Бросить в раствор маленький кристаллик йода, несколько раз
перемешать содержимое пробирки, декантировать раствор и прилить к нему
несколько капель органического растворителя. Что наблюдается? Написать
уравнения реакций.
Будет ли бром вытеснять йод из йодноватой кислоты?
81
Расположить галогены в ряд по их способности вытеснять друг друга из
растворов галогеноводородов и их солей, а также из кислородных
соединений и объяснить это явление исходя из величин стандартных
окислительно-восстановительных потенциалов.
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного или
протонно-кислородного баланса:
MnO2(т) + HCl(к) + HCl(к) = ? + MnCl2 + ?
KMnO4(р) + HCl(к)изб + HCl(к) = ? + MnCl2 + ? + Cl2
KMnO4(р) + HCl(к) + H2SO4(р) = ? + ? + Cl2 + ?
К2Cr2O7(р) + HCl(к) + HCl(к) = Cl2↑ + ? + ? +?
К2Cr2O7(р) + KCl(т) + H2SO4(k) = Cl2↑+ ? + ? +?
Cl2(г) + NaOH(р)холод = ?l + NaClO + ? (0 оС)
Cl2(г) + KOH(горячий р) = ? + KClO3 + ? (60-70 оС)
Cl2(г) + KI(р) = KCl + ? (при недостатке хлора)
Cl2(г) + KI(р) + H2O = KIO3 + ? (80 oC, в избытке хлора)
MeBr(р) + Cl2(г) = ? + Br2↑ (Ме = Na, K, из буровых и морской вод, рН =3,5)
HBr(г) + H2SO4(k) ↔ Br2↑+ ? + ? (t)
I2(т) + HNO3(ум.k) = HIO3 + ? + ?
I2(т) + HNO3(100%) = ? + NO2↑ + ?
Лабораторная работа № 17
Сера. Свойства серы и ее соединений [14]
Ромбическая сера. В сухую пробирку налить 4-5 мл хлороформа (под
тягой!) и небольшими порциями, встряхивая содержимое пробирки,
присыпать порошок серы до образования насыщенного раствора.
Полученный раствор профильтровать в фарфоровую чашку, покрыть ее
стеклом и оставить в вытяжном шкафу для медленного испарения. Каплю
раствора поместить на предметное стекло, закрыть покровным стеклом и
наблюдать под микроскопом, как растут кристаллы. Зарисовать кристаллы
серы.
Моноклинная сера. Заполнить небольшой фарфоровый или шамотовый
тигель серой и медленно расплавить ее. Расплав должен занимать не менее
половины тигля. Охладить тигель, следя за образованием кристаллической
корки. Когда кристаллы почти сомкнутся в центре, быстро вылить, не
82
успевшую застыть серу, в стакан с водой. Рассмотреть в лупу образовавшие в
тигле кристаллы.
Два-три полученных кристалла растворить в хлороформе на часовом
стекле и, после удаления растворителя, рассмотреть форму вновь образовавшихся кристаллов. Какое строение молекул отвечает полученным
модификациям серы?
Изменение серы при нагревании. Наполнить пробирку наполовину
кусочками серы и, держа ее в руке при помощи зажима, медленно нагреть в
пламени горелки. Наблюдать плавление и последующие изменения цвета и
вязкости серы. Объяснить происходящие явления.
Получение пластической серы. Нагреть серу до кипения и вылить ее
тонкой струей в кристаллизатор с холодной водой. Полученную массу
вынуть из воды и высушить между листами фильтровальной бумаги. Из
каких молекул состоит пластическая сера?
Соединения серы. Сероводород
Внимание! Все, опыты с сероводородом следует проводить в вытяжном
шкафу. Пострадавшего от сероводорода необходимо немедленно вывести на
свежий воздух.
1. Получение сероводорода. Положить в пробирку 1-2 г сульфида железа
и налить 5-8 мл 20%-ного раствора соляной кислоты. Закрыть пробирку
пробкой с газоотводной оттянутой трубкой.
Свойства сероводорода. 1. Поджечь лучинкой сероводород и, держа над
пламенем влажную лакмусовую бумажку, наблюдать за изменением ее
окраски. Написать уравнение реакции.
2. Внести в пламя сероводорода холодную крышку от тигля. Что
появляется на поверхности крышки? Написать уравнение реакции.
3. Налить в ряд пробирок бромную, хлорную воду и подкисленные
растворы перманганата и дихромата калия. Пропустить во все пробирки ток
сероводорода. Что происходит? Написать уравнения реакций. На какое
свойство сероводорода указывают происходящие явления?
Испытать водный раствор сероводорода на лакмус.
83
Получение сульфидов металлов из простых веществ
1.Получение сульфида меди. Наполнить на одну треть серой пробирку и
нагреть до кипения. Медную пластинку накалить и внести в пары серы.
Что наблюдается? Написать уравнение реакции. Испытать действие воды и
соляной кислоты на сульфид меди.
2.Получение сульфида алюминия. Взвесить 1 г порошка алюминия и
расчетное количество тонко растертой серы и тщательно перемещать.
Высыпать смесь горкой на металлическую пластинку, в середину поместить
ленту магния так, чтобы верхний ее конец выступал на 1-2 см над смесью.
Поджечь магний (под тягой!). Чем объяснить наличие запаха сероводорода
сульфида алюминия?
Небольшое количество сульфида алюминия бросить в пробирку с горячей
водой. Объяснить происходящее явление. Написать уравнения реакций.
3.Получение сульфида железа. Приготовить 5 г смеси серы и порошка
восстановленного железа, взятых в эквивалентных количествах, перенести в
пробирку и нагреть на сильном огне до начала реакции. Что наблюдается?
Написать уравнение реакции. Испытать отношение сульфида железа к
действию соляной кислоты.
4.Получение сульфида цинка. Приготовить около 5 г смеси
эквивалентных количеств цинка и серы, положить на металлическую
пластинку и нагреть (под тягой!).Что происходит? Написать уравнение
реакции. Изучить отношение, сульфида цинка к действию воды и соляной
кислоты.
Получение сульфидов металлов реакцией обменного разложения
Осаждение сульфидом аммония. В ряд пробирок налить по 2 мл
растворов солей железа (II), марганца (II), цинка, кадмия, свинца, сурьмы и
меди. В каждую пробирку прибавить по 2 мл раствора сульфида аммония.
Отметить цвет образующихся осадков. Написать уравнения реакций.
Объяснить, используя понятие «произведение растворимости», процесс
осаждения сульфидов в этих условиях.
84
Испытать действие 3%-ного раствора соляной кислоты на полученные
осадки. Объяснить различное действие соляной кислоты на сульфиды
металлов.
Осаждение сероводородом. В ряд пробирок налить по 2 мл растворов
солей железа (II), марганца (II), цинка, кадмия, свинца, сурьмы и меди. В
каждую пробирку прибавить по 2 мл сероводородной воды или пропустить
сероводород из аппарата Киппа. Написать уравнения реакций.
Объяснить, почему осадки выпадают не из всех растворов.
Свойства растворимых сульфидов
Сульфид натрия растворить в воде. Разлить раствор в две пробирки.
Испытать действие раствора сульфида натрия на индикаторы (фенолфталеин,
лакмус). Как объяснить происходящее явление? Через раствор, находящийся
во второй пробирке, пропустить ток угольного ангидрида. Отметить запах
выделяющегося при этом газа. Написать уравнение реакции.
Что произойдет с сульфидом натрия, если его оставить в открытой банке?
Объясните процессы, протекающие в растворе едкого натра при пропускании
через него сероводорода.
Сернистый ангидрид (оксид серы IV)
Получение сернистого ангидрида (проводить под тягой!). 1. Поджечь
кусочек серы на воздухе. Что образуется при горении серы на воздухе?
Написать уравнение реакции
2. Положить в пробирку несколько кристаллов сульфита натрия, добавить
2-3 капли 70%-ного раствора серной кислоты. Написать уравнение реакции.
Какой запах имеет выделяющийся газ?
3. Положить в пробирку 1-2 г медных стружек и залить их рассчитанным
количеством 96%-ного раствора серной кислоты. Сильно нагреть пробирку
до начала интенсивного выделения газа. Написать уравнение реакции.
Свойства сернистого ангидрида. 1. В ряд пробирок налить по 5 мл
хлорной воды, бромной воды и растворов перманганата и бихромата калия,
подкисленных серной кислотой. Пропустить поочередно в пробирки ток сер-
85
нистого газа или прилить немного раствора сернистой кислоты. Что
происходит? Написать уравнения происходящих реакций. Какие свойства
проявляет при этом сернистый газ?
2. Налить в пробирку 1-2 мл сероводородной воды и раствора сернистой
кислоты. Что происходит? Написать уравнение реакции. Какие свойства в
данном случае проявляет сернистая кислота? Какие вещества образуются при
взаимодействии сернистого ангидрида и сероводорода?
3.Налить в пробирку 2 мл раствора фуксина и пропустить через него ток
сернистого газа. Что происходит? Прокипятить раствор. Что наблюдается?
Чем объяснить происходящие явления?
Серная кислота и ее свойства
Отношение концентрированной серной кислоты к воде. Налить в
стакан 10-15 мл воды, измерить ее температуру и, не вынимая термометра,
добавить 2 мл 96%-ного раствора серной кислоты. Записать показания
термометра. В каком порядке следует приливать воду и концентрированную
серную кислоту для приготовления растворов различной концентрации?
Действие серной кислоты на органические вещества. 1. В пробирку с
небольшим количеством концентрированной серной кислоты опустить
лучинку. Что происходит?
2. Приготовить 2-3 мл раствора серной кислоты (1:1). Смочив конец
стеклянной палочки этим раствором, сделать надпись на листке белой
бумаги. Осторожно нагревая, высушить бумагу. Что происходит? На какие
свойства серной кислоты указывают проделанные опыты?
3. В стакан емкостью 50 мл поместить 10 г сахарной пудры, смочить ее
водой до состояния густой кашицы и затем прилить 3-5 мл концентрированной серной кислоты. Быстро перемешать массу стеклянной палочкой и
наблюдать происходящее явление. Какие газообразные вещества при этом
получаются? Написать уравнение реакции.
Действие серной кислоты на неметаллы. В две пробирки налить 2-3 мл
96%-ного раствора серной кислоты, внести в одну из них небольшой кусочек
86
серы, в другую - угля и осторожно нагреть (под тягой!). Что происходит?
Написать уравнение реакции.
Действие серной кислоты на металлы. Налить в пробирку 2-3 мл
концентрированного раствора серной кислоты и опустить в нее несколько
кусочков железной проволоки. Что наблюдается? Осторожно нагреть
пробирку. Происходит ли теперь какое-либо изменение? Какие свойства
проявляет серная кислота в этом случае? В чем различие действия
концентрированной и разбавленной серной кислоты на металлы?
Термическая устойчивость сульфатов. 1. На крышку фарфорового
тигля положить несколько кристаллов сульфата железа (II), сначала нагреть
их, затем сильно прокалить.
Подержать над кристаллами лакмусовую бумажку, смоченную водой. Что
происходит? Написать уравнение реакции.
2. Проделать аналогичный опыт с гипсом и глауберовой солью.
От чего зависит различная термическая устойчивость кислородсодержащих
солей серы и соответствующих кислот?
Тиосульфат натрия Na2SO3S
Получение тиосульфата натрия. Поместить в небольшую коническую
колбу 3,5 г сульфита натрия и 50 мл воды. Взвесить серного цвета и, смочив
серу спиртом (зачем?), перенести ее в колбу с раствором сульфита натрия.
Смесь нагреть до кипения.
Признаком конца процесса является нейтральная реакция раствора на
лакмус.
Полученный горячий раствор отфильтровать и упарить на водяной бане до
начала кристаллизации. Выпавшие после охлаждения кристаллы отсосать на
воронке Бюхнера. Написать уравнение реакции.
Свойства тиосульфата натрия. 1. Растворить несколько кристаллов
тиосульфата натрия в небольшом количестве воды и добавить 1-2 мл
раствора соляной кислоты. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.
87
2. Положить на крышку тигля несколько кристаллов тиосульфата натрия и
сначала осторожно, а затем сильно нагреть. Что наблюдается? Написать
равнение реакции.
3. Налить в пробирку 3-4 мл хлорной воды и прибавить по
каплям раствор тиосульфата натрия до исчезновения запаха хлора. Написать
уравнение реакции.
4. Проделать аналогичный опыт с йодной водой. Написать уравнение
реакции.
Почему при взаимодействии хлорной и йодной воды с тиосульфатом
натрия получаются различные продукты окисления серы? Что образуется при
действии бромной воды на тиосульфат натрия?
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного или
протонно-кислородного баланса:
S(т) + NaOH(р) = ? + Na2SO3 + ?
(t, ЩМ и ЩЗМ)
S(т)избыток + NaOH(р) = ? + Na2SO3(S) + ? (до 100 оС)
S(т) + H2SO4(к) = SO2↑ + ?
(t)
S(т) + HNO3(р) = ? + NO↑
(t)
S(т) + HNO3(к) = H2SO4 + ? + ? (t)
H2S(р) + H2SO4(к) = S↓ + ?↑ + ?
H2S(р) + H2SO4(к) = SO2(г) + ?
H2S (г) + HIO3(р) = S↓ + ?↓ + ?
H2S(г) + HNO2(р) = ?↓ + NO↑ + ?
Na2SO3(р) + КMnO4(р) + H2SO4(р) = ? + ? + ? + H2O
Na2SO3(р)+ Na2Cr2O7(р)+ H2SO4(р) = ? + ? + ? + H2O
МеSO3(т) = МеО + ?
(t, Ме = ЩЗМ)
Ме2SO3 = ? + Ме2S
(600 оС, Ме = ЩМ)
NaНSO3(т) = ? + SO2 + ?
(tt)
SO3(ж) + HCl(г) = SO2 + ? + ?
(t)
Zn (Mg) + H2SO4(к) + H2SO4(к) = ? + SO2↑ + ?
Zn (Mg) + H2SO4(к) + H2SO4(к) = ? + S↓ + ?
Zn (Mg) + H2SO4(к) + H2SO4(к) = ? + H2S↑ + ?
С(т) + H2SO4(к) = SO2↑ + ? + ?
HBr(р) + H2SO4(к) = ? + SO2↑ + ?
HI(р) + H2SO4(к) = ? + H2S↑ + ?
Лабораторная работа № 18 [14]
Азот и его соединения, получение и свойства
88
Получение и свойства азота. 1. Собрать прибор (рис.1). Насыпать в
пробирку 1-2 г измельченного нитрита натрия, прилить по каплям 2-3 мл
концентрированного раствора хлорида аммония и осторожно нагреть.
Собрать выделяющийся газ и проверить, поддерживает ли он горение.
Написать уравнение реакций получения азота.
2. В пробирку 1 положить немного хлорной извести, в капельную воронку
2 налить концентрированный раствор аммиака. Приливая к хлорной извести
по каплям раствор аммиака, собрать выделяющийся азот в пробирку 3.
Написать уравнение реакции. Проверить, поддерживает ли азот горение. Как
отличить азот от углекислого газа?
Рис. 1. Приборы для получения азота и аммиака.
Получение и свойства аммиака. 1. Приготовить смесь из 1-2 г
хлорида аммония и 1-2 г гашеной извести. Обнаруживается ли при этом
образование аммиака? Перенести смесь в пробирку, закрыть пробкой с
изогнутой газоотводной трубкой (рис. 1) и подогреть. Поднести к концу
газоотводной трубки лакмусовую бумажку, смоченную водой (что
наблюдается?), затем - стеклянную палочку, смоченную концентрированной
соляной кислотой (что происходит?). Написать уравнения реакций.
2. Налить в пробирку 2 мл разбавленного раствора аммиака и нагреть. Как
сдвигается равновесие в системе аммиак – вода при изменении температуры?
3. Налить в пробирку 2 мл 25%-ного раствора аммиака и бросить в него
небольшой кусочек едкого натра. Что происходит? Объяснить наблюдаемое
явление на основании закона действующих масс.
Какими способами получают аммиак в промышленности?
Термическая диссоциация солей аммония
89
Хлорид аммония. Положить в стеклянную трубку длиной 20 см и
диаметром 1 см хлорид аммония. Пользуясь двумя стеклянными палочками,
спрессовать его посередине трубки слоем в 3 см. На расстоянии 2-3 см от
полученной таким образом пробки насыпать еще немного хлорида аммония.
Положить синюю и красную лакмусовые бумажки у отверстия трубки.
Закрепить трубку наклонно в лапке штатива и нагреть слой хлорида
аммония ниже пробки. Чем объясняется изменение окраски лакмуса? Какому
закону подчиняется скорость диффузии газов? Какой из газов,
получающихся в результате термической диссоциации хлорида аммония,
быстрее диффундирует и во сколько раз? Написать уравнение термической
диссоциации хлорида аммония.
Аммонийные соли фосфорной кислоты
Положить на крышку тигля несколько кристаллов одной из аммонийных
солей фосфорной кислоты и нагреть. Какое вещество остается на крышке
тигля после нагревания? Написать уравнение реакции.
Сульфат аммония. Положить на крышку тигля несколько кристаллов
сульфата аммония и прокалить. Написать уравнение реакции термической
диссоциации сульфата аммония.
Нитрат аммония. Положить на крышку тигля несколько кристаллов
нитрата аммония и осторожно нагреть (под тягой). Написать уравнение
реакции.
Чем объясняется различный характер разложения аммонийных солей при
нагревании? Какие соли аммония возгоняются? Как доказать
экспериментально, что использованные соли являются солями аммония?
Гидразин N2H4 и гидроксиламин N-1H2OH
Свойства гидразина и гидроксиламина. 1. В две пробирки налить по 5
мл воды и внести в них 2-3 капли гидразина или несколько кристаллов
сульфата гидразина. В одну пробирку прибавить несколько капель йодной
йоды. Что наблюдается? Написать уравнение реакции. В другую пробирку
90
добавить растворы хлорида меди (II) и щелочи. Осторожно нагреть
содержимое пробирки. Что происходит? Написать уравнение реакции.
Какими свойствами обладают соединения гидразина?
2. Растворить несколько кристаллов солянокислого гидроксиламина в 4-5
мл воды. Испытать раствор на лакмус. Прилить несколько капель йодной
воды. Что происходит? На какие свойства гидроксиламина указывает данная
реакция?
Оксиды азота
Оксида азота N2O или оксонитрид азота(V). Поместить в пробирку 1-2 г
нитрата аммония и осторожно нагреть. Собрать над водой выделяющийся газ
в две баночки. В одну баночку внести ложечку с горящим фосфором, в
другую — тлеющую лучинку. Что наблюдается? Написать уравнения
реакций.
Оксид азота (+2) NO. 1. Собрать прибор (рис. 1). Положить в пробирку
2-3 г медных стружек и прилить 3-4 мл 33%-ного раствора азотной кислоты.
Если реакция будет идти слабо, следует немного подогреть колбу. Чем
объяснить появление окраски газов в колбе? Растворяется ли NO в воде и
щелочи?
Собрать NO в две небольшие баночки. Испытать, горят ли лучинка и
красный фосфор в оксиде. Что происходит при соприкосновении NO с воздухом? Написать уравнения реакций.
2. Пропустить ток NO через слегка подогретый раствор концентрированной азотной кислоты. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.
3. Налить в пробирку 3-5 мл свежеприготовленного насыщенного раствора
сульфата железа (II). Пропустить через раствор ток NO. Как изменяется
окраска раствора? Написать уравнение реакции. Раствор подогреть. Что
наблюдается? Как получается NO в промышленности?
Диоксид азота NO2 (оксид азота +4). 1. Положить в колбу Вюрца 1-2 г
медных стружек и закрыть ее пробкой, снабженной воронкой с длинной
91
трубкой. Налить 5-10 мл концентрированной азотной кислоты. Какой газ
выделяется? Написать уравнение реакции.
Собрать NO2 в две небольшие баночки и испытать, горят ли в ней
тлеющая лучинка и зажженный красный фосфор? Написать уравнения
реакций.
Кислоты
Получение и свойства азотистой кислоты HNO2. 1. Растворить
небольшое количество нитрита калия в 1-2 мл воды, охладить раствор снегом
и прибавить к нему 2-3 капли чистой концентрированной серной кислоты.
Что наблюдается? Написать уравнения реакций. Чем объясняется различная
прочность азотной и азотистой кислот?
2. Налить в пробирку раствор нитрита калия, подкислить его
разбавленной серной кислотой и добавить несколько капель перманганата
калия. Что происходит? Написать уравнение реакции. Сделать аналогичный
опыт с бихроматом. На какие свойства азотистой кислоты указывают эти
реакции?
3. К подкисленному раствору йодида калия добавить несколько капель
крахмала и раствора нитрита калия. Что наблюдается? Написать уравнение
реакции. Проделать аналогичный опыт с бромидом калия, заменив крахмал
органическим растворителем. Какую роль играет азотистая кислота в этих
реакциях?
Азотная кислота
Свойства азотной кислоты (под тягой!). 1. Налить в фарфоровую чашку
1-2 мл свежеприготовленного концентрированного раствора азотной
кислоты. Добавить 1-2 капли концентрированного раствора серной кислоты и
осторожно под тягой прибавить к ней при помощи пипетки 2-3 капли чистого
скипидара. Что наблюдается?
2. Налить в 5 пробирок по 2 мл концентрированного раствора азотной
кислоты.
92
Первую пробирку закрепить вертикально в лапке штатива и, подогревая
кислоту, опустить тлеющую лучинку. Что происходит?
Во вторую, закрепленную в лапке штатива, опустить кусочек серы и
подогреть. Когда пробирка охладится, вылить содержимое ее в воду и
обнаружить присутствие серной кислоты. Написать уравнения реакций.
Третью пробирку с азотной кислотой нагреть и внести в нее кусочек
шерсти. Что наблюдается?
Пропустить ток сероводорода через азотную кислоту, находящуюся в
четвертой пробирке. Написать уравнение реакций. В пятую пробирку с
азотной кислотой внести небольшое количество сульфида меди. Объяснить
растворение его в азотной кислоте. Написать уравнение реакции.
3. Испытать действие концентрированного раствора азотной кислоты на
цинк и олово. Реакцию провести в маленьких фарфоровых чашках при
слабом нагревании (под тягой!). Написать уравнения происходящих реакций.
Взять две пробирки, в одну из них поместить 2 - 3 кусочка цинка, в
другую- такое же количество олова. Прилить в обе пробирки по 5 мл 2%ного раствора азотной кислоты и оставить до следующего занятия. Как
определить, что в данных условиях образовались соли аммония? Написать
уравнения реакций. На какие свойства азотной кислоты указывают
проведенные опыты?
4. Приготовить 9-12 мл «царской водки». В каких объемных отношениях
необходимо смешивать соляную и азотную кислоты для приготовления
«царской водки»? Небольшие количества киновари (сульфида ртути)
поместить в две фарфоровые чашечки, одну порцию киновари облить
свежеприготовленным раствором «царской водки» (осторожно!), другую —
концентрированной азотной кислотой. Поставить обе чашки на песчаную
баню и нагреть. Что происходит? Удалить нагреванием избыток «царской
водки» и азотной кислоты. Написать уравнения реакций.
Почему «царская водка» является более сильным окислителем, чем
азотная кислота. Объяснить, пользуясь произведение растворимости, почему
93
сульфид ртути не растворяется в кислоте, но растворяется в «царской
водке»?
Соли азотной кислоты. Какие продукты образуются при прокаливании
нитратов калия, меди, свинца и серебра? Чем объясняется различный
характер их распада?
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного или
протонно-кислородного баланса:
NH3(г) + Cl2(г) = N2 + ?
NH3(г) + O2(г) = NO + ?
NH3(ж) + Na(т) = NaNH2 амид + ?↑ (Ме = ЩМ)
H2S(г) + N2H4(ж) = ? + NH3↑
N2H4(ж) + KIO3(р) = ?+ N2↑ + ?
N2H4(ж) + Cu(OH)2 = Cu2O + N2↑ + ?
N2H4(ж) + 2Г2 = ? + N2↑
(Г= Br2, Cl2 , I)
NH2OH(р) + Cu(OH)2 = Cu2O + N2↑ + ?
NH2OH(р) + KOH(p) + I2 = N2↑ + ? + ?
NH2OH(р) + KМnO4(р) + KOH(р) = N2↑ + ? + ?
N2O(г) + KMnO4(р) + H2SO4(р)  ? + ? + NO↑ + ?
NO(г) + К2Сr2О7 + H2SO4 = HNO3 + ? + ? + ?
NO(г) + KMnO4 + H2SO4 = HNO3 + ? + ? + ?
NO2(г) + NaOH(р) = ? + ? + ?
Ni + HNО3(к) = ? + NO2↑ + ?
Na + HNO3(к) = ? + N2O↑ + ?
Hg +HNО3(30% р) = ? + NO↑ +?
Fe(т) + HNО3(рр) = ? + NH4NO3 + ?
Au + 3HCl(к) + HNО3(к) = ? + NO↑ + ?
Лабораторная работа № 19
Фосфор и его соединения [14]
Внимание! Все опыты с белым и красным фосфором производить под
тягой. Белый фосфор ядовит и легко воспламеняется. Работа с ним требует
особой осторожности. Ожоги, вызываемые фосфором, очень опасны. В случае
попадания белого фосфора на кожу, необходимо удалить его и промыть
обожженное место 2%-ным раствором нитрата серебра, сульфата меди или
перманганата калия.
94
Свойства фосфора
Воспламеняемость фосфора (под тягой!) Положить на край железной
пластинки, помещенной на кольце штатива, немного сухого красного
фосфора, а на другой конец - маленький кусочек белого фосфора. Нагреть
пластинку ближе к тому краю, где находится красный фосфор. Что
происходит? Написать уравнение реакции.
Налить в три стаканчика 2-3 мл растворов сульфата меди, нитрата серебра,
перманганата калия. В каждый из них опустить по кусочку белого фосфора.
Через час вынуть фосфор из растворов, просушить фильтровальной бумагой
и поместить на край железной пластинки. Как изменился внешний вид
фосфора?
Нагреть противоположный край пластинки. Почему изменилась
способность препарата к воспламенению? Написать уравнения проведенных
реакций.
Фосфорные кислоты
1. Метафосфорная кислота HPO3 (слабая)
Реакции на метафосфорную кислоту и ее соли. 1. Налить в пробирку 1
мл водного раствора белка и прибавить к нему 1 мл раствора метафосфата
натрия, подкисленного уксусной кислотой. Что наблюдается? Испытать, оказывают ли такое же действие на раствор белка растворы метафосфата натрия
и уксусной кислоты, взятые в отдельности.
2. К раствору метафосфата натрия прилить несколько капель нитрата
серебра. Отметить цвет выпавшего осадка. Испытать отношение его к
разбавленной азотной кислоте. Написать уравнения реакций. В какой среде
может быть осажден метафосфат серебра?
Получение метафосфорной кислоты. 1. Растворить 0,1 г фосфорного
ангидрида в воде, испытать полученный раствор водным раствором белка.
Что наблюдается?
95
2. Поместить в фарфоровую чашечку 1-2 мл 95%-ного раствора
ортофосфорной кислоты. Нагреванием на песчаной бане довести ее до
сиропообразной консистенции, после чего прокалить при температуре 350°.
Как убедиться в том, что получилась метафосфорная кислота? Написать
уравнение реакции.
2. Ортофосфорная кислота H3PO4 (средней силы)
Реакции на ортофосфорную кислоту и ее соли. 1. К раствору гидрофосфата натрия или фосфорной кислоты прилить «молибденовую жидкость»
Какой состав выпавшего осадка? Написать уравнение реакции. Растворяется
ли полученный осадок в азотной кислоте?
2. Испытать отношение нитрата серебра к раствору натриевой соли
ортофосфорной кислоты. Отметить цвет выделившегося осадка. Написать
уравнение реакции. Растворяется ли полученное вещество в 1 н. растворе
азотной кислоты?
Получение ортофосфорной кислоты. 1. Растворить в дистиллированной
воде немного фосфорного ангидрида, добавить несколько капель разбавленной серной кислоты и раствор прокипятить. Испытать полученный раствор
«молибденовой жидкостью». Объяснить происходящие явления.
2. В маленькую колбу положить 0,2 г красного фосфора и небольшими
порциями прилить к нему 10-15 мл концентрированно раствора азотной
кислоты (под тягой!). Поставить колбу на водяную баню и нагреть до
окончания реакции. Перелить раствор в фарфоровую чашку и удалить
выпариванием на водяной бане избыток азотной кислоты. Как убедиться в
том, что остаток представляет собой ортофосфорную кислоту?
Соли фосфорных кислот
Гидролиз солей орто- и пирофосфорной (Н4P2O7) кислот. С помощью
универсального индикатора определить рН раствора одно-, двух- и
трехзамещенных натриевых солей ортофосфорной кислоты, а также двух- и
четырехзамещенных натриевых солей пирофосфорной кислоты. Написать
96
уравнения реакций и объяснить, почему получается разная среда при
растворении данных солей в воде.
Кальциевые соли ортофосфорной кислоты. В три пробирки налить
раствор хлорида кальция, в одну из них добавить аммиак и раствор
двухзамещенной натриевой соли ортофосфорной кислоты, в другую -только
раствор двухзамещенной натриевой соли ортофосфорной кислоты, в третьюраствор однозамещенной натриевой соли ортофосфорной кислоты. Что
происходит? Написать уравнения реакций и объяснить влияние среды на ход
процесса.
Испытать отношение полученных осадков к уксусной и соляной кислотам.
Объяснить наблюдаемые явления.
Отношение солей ортофосфорной кислоты к нагреванию. Прокалить
на крышке тигля немного однозамещенной натриевой соли ортофосфорной
кислоты. Реакцию разложения необходимо довести до конца. Продукт
прокаливания охладить, растворить в воде и определить, соль какой
фосфорной кислоты находится в растворе. Написать уравнение реакции.
Какие продукты образуются при прокаливании двухзамещенных натриевой и
аммонийнатриевой солей ортофосфорной кислоты?
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного или
протонно-кислородного баланса:
Pк(т) + KMnO4 + H2O(гор) = К2H2P2O6 гипофосфат + MnO2 + КOH
P(т) + KMnO4 + H2O(гор) = К2HPO4 + КH2PO4 + MnO2
P4 (т)+ KMnO4 +H2SO4(p) = КH2PO4 + ?
P4 + AuCl3 + H2O = H3PO4 + Au + HCl
P4 (т) + H2SO4(к) = SO2↑ + H2(НPO3)
P4 (т) + H2SO4(к) = H3PO4 + SO2↑ + S + H2O
H2(НPO3) (р) + AgNO3 (р) + H2O = Ag↓ + H3PO4 + HNO3
Лабораторная работа № 20
Углерод и кремний, соединения углерода и кремния
97
Получение диоксида углерода и его свойства. Наполнить три сухие
банки углекислым газом из аппарата Киппа. Вылить содержимое одной из
банок на слабое пламя горелки. Что наблюдается?
Во вторую банку при помощи пинцета или щипцов быстро внести ленту
горящего магния. Что происходит? Написать уравнение реакции.
В третью банку внести ложечку с зажженным на воздухе красным
фосфором (под тягой!). Объяснить наблюдаемые явления.
Пропустить ток углекислого газа через дистиллированную воду в течение
3-5 мин. Испытать раствор индикаторами. Какие процессы происходят при
взаимодействии двуокиси углерода с водой? Какие ионы присутствуют в
полученном растворе? Написать уравнения реакций.
Соли угольной кислоты. 1. Налить в пробирку 2-3 мл 1 н. раствора
гидроксида натрия и пропускать через него диоксид углерода до тех пор,
пока раствор не сделается почти нейтральным. Нагреть полученный раствор.
Какой газ выделяется? Испытать после этого действие раствора на
индикаторы. Написать уравнения реакций и объяснить различие в действии
полученных растворов на индикаторы.
Какая соль сильнее гидролизуется: карбонат или гидрокарбонат натрия?
Почему?
2. Испытать отношение карбонатов различных металлов к нагреванию,
для этого прокалить в пробирках следующие соли: основной карбонат меди,
карбонаты магния, кальция, натрия, гидрокарбонат натрия. Выделяющийся
газ пропустить в известковую воду. Написать уравнения реакций. Объяснить
причины различия термической устойчивости изученных карбонатов.
Карбиды
Свойства карбида кальция (под тягой!). Собрать прибор (рис.1). В
сухую пробирку Вюрца положить 1-2 кусочка карбида кальция, в капельную
воронку налить воды. Приливая к карбиду кальция воду, пропустить через
прибор ток газа (для чего?), а затем собрать газ в пробирку над водой и
98
испытать его горящей лучинкой. Что происходит? Написать уравнение
реакции.
По окончании реакции профильтровать раствор через бумажный фильтр и
добавить к нему несколько капель фенолфталеина. Что наблюдается?
СОЕДИНЕНИЯ КРЕМНИЯ
Гидролиз силиката натрия. Растворить в горячей воде несколько
кристаллов силиката натрия и, в случае необходимости, профильтровать
раствор. Испытать действие раствора на фенолфталеин. Объяснить
изменение окраски индикатора.
Разлить раствор в три пробирки. В первую пробирку прилить разбавленную соляную кислоту. Что происходит? Написать уравнение гидролиза
силиката натрия.
Во вторую пробирку добавить немного сухого хлорида аммония.
Содержимое пробирки хорошо перемешать. Каков состав выпавшего осадка?
Написать уравнение реакции.
Через раствор в третьей пробирке пропустить ток углекислого газа. Что
наблюдается? Написать уравнение реакции.
Получение нерастворимых силикатов. Прилить к раствору силиката
натрия в отдельных пробирках растворы солей кальция, железа (II) и
кобальта. Что происходит? Написать уравнения реакций.
Получение «неорганического сада». Для этого прилить в
стакан 30-50 мл раствора жидкого стекла и опустить в раствор кристаллы
солей кобальта, железа (II), алюминия, никеля и кальция. Что наблюдается?
Гидролиз стекла. Нагреть часть стеклянной трубки до размягчения и
быстро опустить конец в стакан с водой. Операцию повторить несколько раз.
Слить воду, перенести мелкие осколки стекла в фарфоровую ступку и
растереть их в порошок. Прилить 2-3 капли раствора фенолфталеина.
Объяснить появление окраски.
99
Как получают стекло в промышленности? Какие существуют
сорта стекла? Каково агрегатное состояние стекла? Какой состав
имеет техническое растворимое стекло?
Кремниевые кислоты
Гидрогель кремниевой кислоты. Налить в пробирку 5 мл
концентрированного раствора растворимого стекла, быстро прилить 3 мл
24%-ного раствора соляной кислоты и перемешать стеклянной палочкой. Что
наблюдается? Написать уравнение реакции. Как объяснить образование геля?
Гидрозоль кремниевой кислоты. К 6 мл 37%-ного раствора соляной
кислоты прилить 1 мл растворимого стекла. Нагреть раствор до кипения, а
затем охладить. Что происходит? Как можно отделить золь кремниевой
кислоты от электролитов, находящихся в растворе?
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного или
протонно-кислородного баланса:
Al2O3 + C(т) = Al4C3 + CO↑
C(т) + HNО3(умер.к) = ?↑ + NO↑ + ?
C + 2HNO3(k) = CO2↑ + ?↑ + ?
C + 18HNO3(k, гор) = C6(COOH)6 + NO2 + ?
C + H2SO4(к) = ?↑ + SO2↑ + ?
CO(г) + [Ag(NH3)2]OH (р) = Ag↓ + NH3 + (NH4)2CO3
CO(г)+ KMnO4(р)+ H2SO4(p) = ? + ? + CO2↑+ ?
CO(г)+ K2Cr2O7(р)+ H2SO4(p) = ?+ ? + CO2↑+ ?
HCN(р) + O2(г) = CO2↑ + N2↑ + ?
KSCN(р) + H2O2 (р) = KHSO4 + HCN + ?
НSCN(р) + KMnO4(р) + KOH = НCN + KHSO4 + ? + ?
НSCN(р)+ KMnO4(р) = HCN + ? + MnO2↓
Лабораторная работа № 21
Бор и его соединения. Получение и свойства
Получение аморфного бора из буры. Взвесить 15 г буры Na2B4O7 .10H2O.
Третью часть ее перенести в железный тигель и нагревать до полного
удаления влаги. После того как масса перестанет вспучиваться, всыпать в тот
же тигель небольшими порциями остальную буру и снова прокалить.
100
Раскаленный тигель охладить снаружи в холодной воде, извлечь
стекловидную массу и быстро растереть ее в порошок. Приготовить 8 г смеси
из обезвоженной буры и порошка магния в отношениях 2:1. Тщательно
перемешав, внести смесь в тигель и засыпать сверху порошком сплавленной
буры. Тигель закрыть крышкой и сильно прокалить на газовой горелке.
Написать уравнения реакций.
Свойства бора. Поместить в тигель небольшое количество бора.
Опустить тигель в раскаленную тигельную печь. Что происходит? Написать
уравнения реакций. Испытать бор к действию кислот и щелочей.
Борная (ортоборная) кислота Н3ВО3(т) или Н[Н2ВО3]
Получение борной кислоты из буры. Растворить при нагревании в
стакане 12 г буры в 25 мл воды. Какова реакция раствора на лакмус и чем
она обусловлена? Написать уравнение реакции гидролиза буры в молекулярной и ионной формах. Как можно усилить гидролиз буры?
Рассчитать, какое количество 25%-ного раствора соляной кислоты
необходимо взять для получения борной кислоты из 12 г буры. Отмерить
объем кислоты, взяв небольшой избыток (10%), и прилить к горячему
раствору буры. Дать раствору медленно остыть. Выделившиеся кристаллы
отфильтровать на воронке Бюхнера, отжать между листами фильтровальной
бумаги и перекристаллизовать из горячей воды, руководствуясь таблицей
растворимости. Определить выход продукта в процентах.
Свойства борной кислоты Н[Н2ВО3]. 1. Рассмотреть под микроскопом и
зарисовать форму кристаллов борной кислоты.
2. Приготовить 2-3 мл насыщенного раствора борной кислоты,
определить рН раствора, пользуясь универсальным индикатором.
3. Поместить раствор борной кислоты в фарфоровую чашку, упарить на
водяной бане почти досуха, добавить немного метилового спирта и поджечь
выделяющиеся пары. Чем обусловлена окраска пламени?
4. На часовое стекло налить каплю концентрированного раствора серной
кислоты, каплю глицерина и присыпать немного буры. Осторожно
101
перемешать смесь ушком платиновой проволоки и внести в пламя горелки.
Как окрашивается пламя? Написать уравнение реакции.
5. Небольшое количество борной кислоты поместить на железную
пластину и нагреть пламенем горелки. Что происходит при нагревании
борной кислоты? Написать уравнение реакции. Когда масса начнет
вспучиваться, прикоснуться к ней стеклянной палочкой и потянуть. Что
происходит?
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного или
протонно-кислородного баланса:
В(т) + H3РO4(к,гор) = В2О3 + Р + ?
В(т) + HNO3(к, гор) = Н3ВО3 + ?↑
В(т) + HNO3(к, гор) + HF(к, гор) = Н[BF4]3ВО3 + NО2↑ + ?
В(т) + H2SO4(к,гор) = Н3ВО3 + ?↑
В(т) + HCl(к)+ HNO3(к) = Н3ВО3 + Cl2↑+ NO↑+ ?
В(т)+ NaOH(расплав)+ NaClO3(т) = NaBO2 + NaCl + ?
В(т)+ КOH(расплав) + O2 (г) = КBO2 + ?
Лабораторная работа № 22
Свойства щелочных металлов
Внимание! При работе с щелочными металлами необходимо
остерегаться воды. Из керосина металлы вынимать только пинцетом, ни в
коем случае не брать руками! Не бросать обрезки металлов в банки с
мусором и в раковины!
Взаимодействие щелочных металлов с водой (под тягой!). Наполнить
кристаллизатор водой и поставить его под тягу. В коробочку из фильтровальной бумаги положить кусочек сухого лития. При полуспущенном окне тяги
осторожно поместить коробочку с литием в кристаллизатор с водой.
Наблюдать происходящее явление. Испытать действие образовавшегося
раствора на фенолфталеин.
Аналогичные опыты проделать с натрием и калием. Написать уравнения
реакций.
102
Сопоставить химическую активность изученных щелочных металлов. От
чего она зависит? Почему литий возглавляет ряд напряжений металлов?
Указать положение щелочных металлов в периодической системе
элементов Менделеева, электронные конфигурации и размеры их атомов,
проявляемые степени окисления. Какой из щелочных металлов образует
более прочные двухатомные молекулы в парах? В виде каких соединений
встречаются щелочные металлы в природе? Как их получают в свободном
состоянии?
Соединения щелочных металлов
Оксиды щелочных металлов
Получение оксидов лития, натрия и калия ( под тягой). На крышку
тигля положить маленький кусочек натрия или калия, нагреть крышку снизу
и, когда металл расплавится, поджечь его сверху пламенем горелки. Когда
весь металл сгорит, охладить полученное вещество и растворить его в 2-3 мл
дистиллированной воды. К полученному раствору прилить раствор йодида
калия, подкисленный разбавленным раствором серной кислоты, и 2-3 капли
крахмального клейстера. Что наблюдается? Какие вещества образуются при
горении натрия на воздухе? Как получить оксиды этих элементов?
Проделать аналогичный опыт с металлическим литием. Что образуется в
этом случае? Как получить перекись лития? Какие продукты образуются при
взаимодействии рубидия и цезия с кислородом воздуха?
Почему при горении щелочных металлов на воздухе одни образуют
оксиды, а другие пероксиды? Как изменяется устойчивость оксидов и
пероксидов щелочных металлов при нагревании? Почему образование
пероксидов, а также озонидов наиболее характерно для щелочных металлов?
Гидроксиды щелочных металлов. Как изменяется растворимость
гидроксидов щелочных металлов в ряду литий—цезий? Каким образом
получают гидроксиды щелочных металлов в промышленности?
103
Соли щелочных металлов
Получение карбоната натрия. На дно фарфорового тигля поместит 0,5 г
гидрокарбоната натрия и прокалить его на газовой горелке в течение 20-30
мин. Полученное после прокаливания вещество (каков его состав?),
растворить в воде и испытать отношение этого раствора к индикаторам. Что
наблюдается? Какая соль сильнее гидролизуется: карбонат или
гидрокарбонат натрия? Почему? Написать формулы веществ, известных под
названиями: сода кристаллическая, сода кальцинированная, сода
двууглекислая, сода каустическая.
Карбонат лития. К 2-З мл насыщенного раствора сульфата или хлорида
лития прилить насыщенный раствор карбоната натрия. Что наблюдается?
Написать уравнение реакции. Ознакомиться с растворимостью в воде
карбонатов щелочных металлов.
Малорастворимые соли натрия и калия. 1. К 1 мл насыщенного
нейтрального раствора какой-либо соли калия прилить раствор гидротартрата
натрия NaHC4H4O6 или перхлората натрия. Написать уравнение реакции.
Окраска пламени солями лития, натрия и калия. В бесцветное пламя
горелки внести платиновую или нихромовую проволоку. Если пламя при
этом окрашивается, то следует промыть проволоку соляной кислотой и
прокалить в пламени горелки до получения бесцветного пламени. Опустить
платиновую проволоку в раствор хлорида калия и внести в бесцветное пламя
горелки. Что наблюдается?
Проделать аналогичные опыты с растворами хлоридов натрия и лития.
Окрашивание пламени солями калия наблюдать через индиговую призму.
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного или
протонно-кислородного баланса:
Na(т) + H2SO4(безвод) = ? + H2↑
Na(т) + HNO3(к) = ? + N2↑ + ?
Na(т) + HNO3(р) = ? + NH4NO3 + ?
Me2O2 (т) + H2SO4 (pр) = ? + ? + O2
Me2O2(т)+ KMnO4 + H2SO4 (p) = ? + ? + ? + ? + O2
Me2O2 (т) + CO2(г) = ? + O2(г)
104
Na2O2 (т) + Mn (т) = MnO + Na2O
Na2O2 (т) + NaI(p) + H2SO4 (p) = ? + ? + ?
КО2 (т) + H2O = ? + H2O2 + О2↑
KOH(т) + О3(г) = КО3 + ? + O2↑
MeO3(т) + HCl(pр) = ? + ? + O2↑ ( Me = K, Rb, Cs)
MeO3(т) + HCl(pр) = ? + ? + O2↑+ Cl2 ( Me = K, Rb, Cs)
MeOH(т) + NO(г) = MeNO2 + N2O + ?
MeOH(т) + NO(г) = MeNO2 + N2 + ?
MeOH (p) + NO(г) + NO2(г) = MeNO2 + ?
Лабораторная работа № 23
Бериллий, магний, кальций, стронций и барий
Гидроксиды бериллия и магния [14]
Получение и свойства гидроксида бериллия. К 4-5 мл 2%-ной раствора
сульфата бериллия прилить по каплям."10%-ный раствор аммиака до
полного выпадения осадка. Испытать отношение гидроксида бериллия к
10.%.-ным растворам щелочей и кислот. Прокипятить полученный щелочной
раствор гидроксида бериллия. Что при этом выпадает в осадок? Почему при
охлаждении осадок не исчезает?
Как можно объяснить, что при нагревании водного раствора бериллата
щелочного металла выпадает гидроксид бериллия, а при нагревании водного
раствора хлорида или сульфата бериллия осадка гидроксида бериллия не
образуется? Написать уравнения реакций и объяснить происходящие
npoцессы. Чему равно координационное число бериллия в бериллате.
Получение и свойства гидроксида магния. Получить в пробирке
гидроксид магния действием раствора щелочи на раствор какой -либо соли
магния. Разлить содержимое пробирки на три части и испытать отношение
гидроксида магния к 10%-ным растворам кислот, щелочи и хлорида
аммония. Написать уравнения реакций. Можно ли полностью осадить
гидроксид магния, если вместо щелочи использовать раствор аммиака? К
какому типу гидроксидов относятся гидроксиды бериллия и магния?
Написать уравнения реакций диссоциации гидроксидов бериллия и
магния.
105
Карбонаты бериллия и магния
Основной карбонат магния (белая магнезия). К нагретому до 50° С
раствору сульфата или хлорида магния прилить раствор карбоната натрия до
полного осаждения. Каков состав полученного вещества? Отфильтровать
выпавший осадок, промыть водой и высушить в сушильном шкафу при
температуре 100-150°.
Нагреть фильтрат до кипения. Что наблюдается? Написать уравнения
реакций.
Какие реакции последовательно протекают в растворах солей бериллия и
магния при действии на них карбонат-ионов? В результате каких процессов
образуются гидроксо-ионы бериллия и магния? Как можно получить
нормальный карбонат магния?
Магнийаммонийфосфат. К 3-4 мл раствора хлорида магния прилить
раствор аммиака. Что наблюдается? Затем прилить по каплям насыщенный
раствор хлорида аммония до растворения осадка. Как это объяснить? Затем
внести в пробирку 1 мл раствора фосфата натрия. Что наблюдается?
Прилить к образовавшимся кристаллам соляную кислоту. Объяснить
растворение осадка. Написать уравнения реакций.
Определение общей жесткости воды. За единицу жесткости принята
величина, показывающая суммарное содержание кальция и магния в
количестве 1 мг-экв на 1 л воды. Вода с жесткостью менее 4 мг-экв/л
называют мягкой, от 4 до 8 – средней, от 8 до 12 – жесткой
Используют комплексонометрический метод определения жесткости воды
с помощью «трилона-Б». Метод основан на способности двузамещенной
натриевой соли этилендиаминтетрауксусной кислоты (технические названия«трилон-Б», комплексон») образовывать с ионами магния и кальция
малодиссоциированные комплексы.
НООСН2С
CH2COONa
N—СН2—СН2—N
NaOOCН2C
CH2COOH
106
В качестве индикатора используются оксинитрокрасители, например,
хромоген-черный.
Ход определения. В коническую колбу емкостью 200 мл отмеривают
необходимый объем исследуемой воды, добавляют мензуркой
дистиллированную воду до общего объема в 100 мл, 5 мл буферного
раствора (20 г NH4Cl растворить в воде, добавить 100 мл 25% раствора
аммиака и, добавляя дистиллированную воду, довести объем раствора до 1 л,
для поддержания рН~ 10) и 4-7 капель индикатора хромоген-черного.
Жидкость перемешивают, после чего титруют 0,02 н. раствором трилона
до перехода окраски из фиолетово-красной в голубую. Конец титрования
становится наиболее заметным, если рядом поставить оттитрованную пробу,
до цвета которой следует титровать исследуемую пробу. При дальнейшем
добавлении трилона цвет и его интенсивность не изменяются.
Обоаботка результатов. Вычисление содержания суммы ионов кальция
и магния х (в мг-экв на 1 л исследуемой воды) производится по следующей
формуле:
х = (Vтр .Nтр .1000) / VH2O
Пример. При титровании 50 мл исследуемой воды (плюс 50 мл
дистиллированной) израсходовано 12,55 мл раствора трилона с
нормальностью 0,0203. Отсюда суммарное содержание ионов кальция и
магния будет соответствовать:
х = (12,55. 0,0203 .1000) / 50 = 5,10 мг-экв/л
Определение карбонатной жесткости воды. Определить карбонатную
жесткость можно титрованием определенного объема воды раствором
соляной кислоты известной концентрации в присутствии индикатора.
Ход работы. В коническую колбу объемом 100 мл налить 50 мл
исследуемой воды и добавить 5-6 капель раствора метилового оранжевого.
Отметить, как изменяется цвет раствора. После этого титровать из бюретки
0,1 н. раствором HCl до тех пор, пока окраска индикатора не изменится от
желтой до оранжевой.
107
Отметить объем раствора HCl (VHCl), израсходованного на титрование.
Опыт повторить три раза и найти среднее значение трех опытов.
Рассчитать карбонатную жесткость по формуле:
Ж = (NHCl  V HCl  1000) / V H2O
Лабораторная работа № 24
Алюминий и его соединения [14]
1.Отношение алюминия к кислороду и воде (опыт демонстрирует один
студент группе). Две алюминиевые пластинки очистить от оксида алюминия
наждачной бумагой, а затем от жира кипячением в небольшом количестве
спирта. Очистку можно осуществить также раствором щелочи.
Пластинки поместить в фарфоровую чашку и налить на них несколько
капель раствора нитрата ртути (II). Через 5 мин промыть пластинки водой,
одну из них положить на часовое стекло и оставить на воздухе, другую
опустить в стакан с водой. Наблюдать происходящие явления и объяснить
их. Написать уравнения реакций.
2.Взаимодействие алюминия с растворами кислот. В три пробирки
налить по 1 мл разбавленных растворов соляной, серной и азотной кислот, в
каждую добавить по кусочку алюминия. Что наблюдается? Затем осторожно
нагреть пробирки с растворами и отметить влияние температуры на скорость
реакций.
В три пробирки налить по 1 мл концентрированных растворов H2SO4 и
HNO3, в каждую добавить по кусочку алюминия. Что наблюдается? Во всех
ли пробирках протекает химическая реакция на холоде? Какие газообразные
вещества при этом выделяются? В пробирке с H2SO4 раствор мутнеет.
Почему? Пробирку с HNO3 осторожно нагреть. Что наблюдается?
Написать уравнения соответствующих реакций.
3. Взаимодействие алюминия с растворами щелочей. В пробирку
налить 1 мл разбавленного раствора щелочи NaOH и внести кусочек
108
алюминия. Что наблюдается? Какой газ выделяется? Написать уравнения
реакций, с учетом того, что в реакции принимает участие вода и образуется
диаквотетрагидроксоалюминат натрия.
Проделать тот же опыт с концентрированным раствором щелочи. Учесть,
что при этом образуется гексагидроксоалюминат натрия.
Соединения алюминия
Гидроксид алюминия. В две пробирки налить по 1 мл раствора AlCl3, в
каждую добавить по каплям раствор NaOH до образования осадка. После
этого в одну из них продолжать добавлять раствор NaOH, а в другую раствор HCl до растворения осадков. Сделать вывод о кислотно-основных
свойствах Al(OH)3.
К 1 мл раствора AlCl3 прибавить раствора NaOH до растворения
первоначально образовавшегося осадка Al(OH)3. Затем к полученному
раствору прибавить 1 мл раствора NH4Cl и нагреть. Что при этом
наблюдается? Учесть, что NH4Cl реагирует с избытком щелочи, а алюминат
натрия гидролизуется, образуя Al(OH)3.
Написать уравнения соответствующих химических реакций.
Алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2 .12H2O. Приготовить горячие
насыщенные растворы сульфатов алюминия и калия. Для этого 6,66 г
кристаллогидрата сульфата алюминия растворить в 5 мл горячей (~70°) воды.
Рассчитать, какое количество сульфата калия эквимолекулярно 6,66 г
кристаллогидрата сульфата алюминия. Взвесить это Количество сульфата
калия и растворить в 10 мл горячей воды. Раствор сульфата калия прилить к
раствору сульфата алюминия. Полученный раствор охладить, выделившиеся
кристаллы отфильтровать, просушить между листами фильтровальной
бумаги. Взвесить и определить выход вещества в процентах.
Как можно получить кристаллогидраты сульфата алюминия и хлорида
алюминия? Как изменяется окраска индикаторов (метилрот, лакмус) в
растворах сульфата алюминия и алюмината натрия? Какая из этих солей
сильнее гидролизуется и почему? Какое соединение алюминия выпадает в
109
осадок, если а) к раствору соли алюминия прилить раствор карбоната натрия,
б) через раствор соли алюминия пропустить ток сероводорода.
Объясните уменьшение основных и усиление кислотных свойств
гидроксидов от Al до Ga. Объясните различное действие избытка NaOH и
NH4OH на растворы солей алюминия.
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного или
протонно-кислородного баланса:
Al(т) + H2SO4(к) = ? + H2S↑ + ?
Al(т) + H2SO4(к) = ? + SO2↑ + ?
Al(т) + HNO3(ум.р) = ? + NO↑ + ?
Al(т) + HNO3(к) = ? + NO2↑ + ?
Al(т) + HNO3(рр) = ? + NH4NO3 + ?
Al(т) + NaOH(р) +H2O = Na[Al(OH)4] + ?
Al(т) + NaOH(к) + H2O = Na3[Al(OH)6] + ?
Al(т) + NaOH(р) + H2O = NaAlO2 + ?
Al(т) + KNO3(р) + KOH(р) + H2O = K[Al(OH)4] + ?
Al(т) + KNO3(р) + KOH(р) + H2O = KAlO2 + NH3
AlH3(т) + 3H2O = ? + 3H2↑
Li[AlH4](т) + H2O = ? + LiOH + H2↑
ЧАСТЬ III
Лабораторная работа № 25
Редкоземельные элементы
Титан, цирконий и гафний
Соединения титана (IV). Титановая кислота. К 10 мл солянокислого
раствора тетрахлорида титана приливать при постоянном перемешивании
10%-ный раствор аммиака до полноты осаждения титановой кислоты. Дать
осадку отстояться, слить с него раствор и промыть несколько раз водой
методом декантации.
Испытать отношение титановой кислоты к 10%-ным растворам кислот и
щелочей.
Небольшое количество титановой кислоты взболтать в пробирке с водой и
прокипятить. Слить воду и снова испытать отношение титановой кислоты к
110
кислотам и щелочам. Как и почему изменилась реакционная способность
титановой кислота?
Часть титановой кислоты поместить на крышку тигля, высушить в
сушильном шкафу, а затем прокалить. Что получается? Написать уравнение
реакции.
Как изменяется цвет препарата при прокаливании? Восстанавливается ли
прежняя окраска после охлаждения?
Гидролиз тетрахлорида титана (под тягой!). Налить в чашку 4-5 мл воды
и добавить несколько капель тетрахлорида титана. Что при этом
наблюдается? Написать уравнение реакции.
Пероксидные соединения титана. К солянокислому раствору тетрахлорида титана прибавить несколько капель 3%-ного раствора пероксида
водорода. Что наблюдается? Каков состав пероксидных соединений титана?
Соединения титана (III)
Получение раствора сульфата титана (Ш). Налить в пробирку 7-10 мл
подкисленного раствора титанилсульфата, прилить 3-5 мл 10%-ного раствора
серной кислоты и положить 2-3 кусочка цинка. Как меняется окраска
раствора? Написать уравнение реакции.
Изучение свойств соединений титана (Ш). В две пробирки налить по 2
мл раствора сульфата титана (III), полученного в предыдущем опыте. Одну
пробирку оставить на воздухе. Что наблюдается? В другую пробирку
добавить несколько капель раствора перманганата калия. Что происходит?
Написать уравнения реакций.
Оставшийся раствор сульфата титана (III) слить с цинка в третью пробирку
и быстро прилить к нему 10%-ный раствор гидроксида натрия. Испытать
отношение гидроксида титана (III) к кислороду воздуха, а также к 10%-ным
растворам кислоты и щелочи. Написать уравнения реакций.
Какими свойствами обладают соединения титана (III)? Почему соли
титана (III) гидролизуются в меньшей степени, чем соли титана (IV)?
111
Используя теорию кристаллического поля, объясните почему соединения
титана (III) окрашены, а соединения титана (IV) бесцветны.
Лабораторная работа № 26
Ванадий, ниобий и тантал
Соединения ванадия
Получение оксида ванадия (V). Положить на крышку тигля немного
ванадата аммония. Нагреть крышку через асбестовую сетку пламенем
горелки. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.
Свойства оксида ванадия (V). Положить в пpoбирки немного оксида
ванадия (V). Испытать действие на него воды, 10%-ных растворов соляной,
серной и азотной кислот, а также щелочи на холоду и при нагревании.
Написать уравнения реакций.
Какова растворимость оксида ванадия (V) в воде? Какие ионы находятся в
водном растворе оксида ванадия (V). В чем проявляются окислительные
свойства оксида ванадия (V)?
Соли ванадиевой кислоты. Налить в две пробирки по 3-4 мл раствора
ванадата натрия и прилить в одну из них раствор нитрата серебра, в другую хлорида аммония. Написать уравнения реакций.
К раствору ванадата натрия прилить по каплям при перемешивании 1 н.
раствор серной кислоты. Чем обусловлено изменение окраски раствора?
Написать уравнения реакций в ионной форме, протекающих в водном
растворе ванадатов при понижении или повышении значения рН.
Пероксидные соединения ванадия. К 2-3 мл раствора ванадата натрия,
подкисленного разбавленным раствором серной кислоты, прибавить
несколько капель 3%-ного раствора пероксида водорода. Что при этом
наблюдается? Написать уравнение реакции.
Соединения ванадия низших степеней окисления. В колбочку
емкостью 50 мл налить 10 мл раствора ванадата натрия, подкислить 10%-ным
раствором серной кислоты, положить 3-4 кусочка гранулированного цинка.
112
Как изменяется окраска раствора?
По мере появления новой окраски отливать по 1-2 мл раствора в три
пробирки. В одной из них залить расплавленным парафином каждый слой
жидкости новой окраски. Две другие пробирки с раствором закрыть пробкой.
Какие соединения ванадия получились при действии цинка в кислой среде на
раствор ванадата натрия? Написать уравнения реакций.
К одной серии растворов, содержащих соединения ванадия различных
степеней окисления, быстро прилить 10%-ный раствор гидроксида натрия.
Что при этом наблюдается? Исследовать отношение полученных
гидроксидов к кислотам и щелочам.
К другой серии растворов, имеющих соответствующую окраску, прилить
по каплям раствор перманганата калия. Что наблюдается? Оставшийся в
колбочке раствор оставить открытым на воздухе и наблюдать изменение
окраски раствора. Написать уравнения реакций.
Лабораторная работа № 27
Хром, молибден, вольфрам [14]
Соединения хрома (II).
Получение хлорида хрома (II). В небольшую колбочку положить
несколько кусочков цинка, прилить 2-3 мл раствора хлорида хрома (III),
подкисленного соляной кислотой, и 0,5 мл бензина. Колбочку закрыть
пробкой с отводной трубкой, конец которой опустить в воду. Каково назначение бензина? Как изменяется цвет раствора во время опыта? Написать
уравнение реакции.
Свойства хлорида хрома (II) (все опыты с хлоридом хрома следует
проводить быстро). 1. Налить в пробирку несколько миллилитров
полученного раствора хлорида хрома (II) и оставить на воздухе. Как
изменяется цвет раствора? Какие свойства проявляет при этом хлорид хрома
(П)? Написать уравнение реакции.
113
2. Положить в пробирку несколько кристаллов ацетата натрия и прилить к
ним раствор хлорида хрома (II). Что наблюдается? Написать уравнение
реакции.
3. В пробирку с раствором хлорида хрома (II) прилить избыток 10%-ного
раствора гидроксида натрия. Что получается? Какими свойствами обладает
гидроксид хрома (II)? Написать уравнение реакции.
Соединения хрома (III)
Получение и свойства оксида хрома (III). Взять 2,5 г измельченного
дихромата калия, смешать с 0,5 г серы, поместить смесь в фарфоровый
тигель и нагреть пламенем горелки (в вытяжном шкафу!). Когда будет заметно самораскаливание смеси, горелку отнять. Спекшуюся массу растереть в
ступке с водой, оксид хрома отфильтровать, промыть и высушить в
сушильном шкафу. Написать уравнение реакции.
2. В маленький фарфоровый тигель насыпать небольшое количество
измельченного дихромата аммония и поставить тигель в фарфоровый
треугольник на кольце штатива. Внизу расстелить лист бумаги. Нагреть
тигель пламенем горелки. Как только начнется разложение дихромата
аммония, горелку отнять. Написать уравнение реакции.
Как относится оксид хрома к воде, растворам кислот и щелочей? С какими
реагентами следует сплавить оксид хрома, чтобы получить хромит натрия и
сульфат хрома (III)?
Получение и свойства гидроксида хрома (III). Получить гидроксид
хрома и испытать его отношение к разбавленным растворам кислот и
щелочей. Написать уравнения проведенных реакций. К какому типу
гидроксидов относится гидроксид хрома (III)?
Получение хромокалиевых квасцов KCr(SO4)2 . 12H2O. В стакан
ёмкостью 50 мл налить 25 мл воды и растворить в ней 2,5 г дихромата
калия. К смеси прилить раствор концентрированной серной кислоты (в
полуторном избытке по сравнению с теоретическим расчетом). Смесь
охладить сначала до комнатной температуры, а затем поставить в воду со
114
льдом и по каплям из капельной воронки прилить этиловый спирт до тех пор,
пока раствор не примет фиолетовую окраску (в качестве восстановителя
можно использовать сернистый газ). Следить за тем, чтобы температура не
доходило до 40°. Почему?
По окончании приливания спирта раствор оставить до следующего
занятия. Написать уравнение реакции.
Выпавшие кристаллы отфильтровать и высушить на фильтровальной
бумаге. Выбрать хорошо образованный кристалл квасцов, прикрепить его
при помощи тонкой нити или волоса к стеклянной палочке и опустить в
маточный раствор. В течение нескольких дней наблюдать, как растет
кристалл. Рассмотреть форму кристаллов хромокалиевых квасцов под
микроскопом и сравнить с кристаллами алюмокалиевых квасцов. Что
произойдет, если кристаллы алюмокалиевых квасцов опустить в
насыщенный раствор хромокалиевых квасцов?
Свойства солей хрома (Ш). l. Несколько кристаллов соли хрома (III)
растворить в холодной воде и отметить цвет раствора. Нагреть раствор до
кипения. Как изменяется окраска раствора? Какой состав могут иметь ионы
хрома (III) в водном растворе в зависимости от условий? Какое значение рН
имеет раствор сульфата хрома (III)? Почему?
2. Приготовить раствор хромита, используя для этой цели возможно малое
количество раствора щелочи, и прокипятить его. Что происходит? Какая из
солей сильнее гидролизуется: хлорида хрома (III) или хромит натрия?
Почему? Как можно довести до конца гидролиз хлорида хрома (III)?
3. К раствору сульфата хрома (III) прилить раствор сульфида аммония.
Каков состав выпавшего осадка? Как можно получить сульфид хрома (III)?
4. К раствору сульфата хрома (III) прилить, избыток раствора щелочи и
бромной воды. Смесь подогреть. Как изменяется окраска раствора?
Написать уравнения реакций для всех опытов.
Соединения хрома (VI)
115
Получение хромата калия. Сплавить в железном тигле смесь 1 г
карбоната калия, 1г гидроксида калия в 1г нитрата калия, нагревая пламенем
горелки. Помешивая расплав железной проволокой, внести в тигель 1 г
тонкоизмельченного хромистого железняка или 0,8 г оксида хрома (Ш).
Смесь прокалить в течение 5-10 мин на паяльной горелке. Охлажденный
сплав обработать водой. Профильтровать раствор и упарить до появления
кристаллической пленки. Каков состав выделяющихся кристаллов? Зачем в
реакцию был введен карбонат калия? Написать уравнение реакции.
Свойства солей хромовых кислот. 1. Небольшое количество
полученного хромата калия растворить в воде и добавить разбавленной
серной кислоты. Чем обусловливается изменение окрски раствора? Как
изменяется состав солей хромовых кислот в зависимости от реакции среды?
Написать уравнения реакций.
2. К раствору хромата или дихромата калия прилить раствор сульфида
аммония и подогреть смесь. Как изменяется окраска раствора? Каков состав
выпавшего осадка? Написать уравнение реакции. Какие свойства хрома (VI)
проявляются в этой реакции? Как реагирует подкисленный раствор хромата
или дихромата калия с сероводородом, сернистым газом? Написать
уравнения реакций.
З. К растворам хромата и дихромата калия в отдельных пробирках
прилить раствор соли бария. Каков состав выпавших осадков. Испытать
отношение полученных солей к разбавленным растворам кислот.
Аналогичные опыты провести с солью свинца. Написать уравнения
реакций.
Свойства хромового ангидрида (под тягой!). Несколько кристаллов
полученного хромового ангидрида поместить на крышку тигля и из пипетки
налить на них 2-3 капли спирта. Что происходит? Написать уравнение
реакции.
116
2. Часть кристаллов хромового ангидрида растворить в воде. Отлить в
пробирку 2-3 мл полученного раствора и добавить раствор йодида калия. Что
наблюдается? Написать уравнение реакции.
Оставшийся раствор выпарить в фарфоровой чашке досуха. Что остается
на дне чашки после испарения воды?
Пероксидные соединения хрома. К 2-3 мл разбавленного раствора
перксида водорода прибавить немного разбавленного раствора кислоты, 1-2
мл этилового эфира и несколько капель раствора хромата или дихромата
калия. Осторожно перемешать смесь. Что находится в эфирном и водном
слое? Написать уравнение реакции.
Соединения молибдена и вольфрама
Молибденовый и вольфрамовый ангидриды. Несколько кристаллов
молибдата аммония поместить на крышку тигля и сначала осторожно
нагреть, а затем сильно прокалить. Что происходит? Сделать аналогичный
опыт с вольфраматом аммония или вольфрамовой кислотой. Написать
уравнения реакций.
Молибденовые и вольфрамовые кислоты. 1. К 2-3 мл 2%-ного
раствора молибдата аммония прилить 2-3 мл 10%-ного раствора азотной
кислоты. Какое вещество выпадает в осадок? Каков его цвет?
Полученный осадок промыть водой методом декантации и разделить на
две части. Подействовать на осадок избытком концентрированной соляной
кислоты и 20%-ным раствором гидроксида натрия. Объяснить полученные
результаты. Написать уравнения реакций.
2. Взвесить в фарфоровой чашке 0,5 г вольфрамата натрия, прилить 1,5 мл
концентрированной соляной и 1 мл азотной кислот. Нагреть содержимое
чашки до слабого кипения (под тягой!).
Когда температура немного понизится, прилить 8 мл воды. Пользуясь
методом декантации, отмыть полученное вещество от кислот, проверяя
индикатором. Каков состав полученного вещества?
117
3. Приготовить раствор вольфрамата натрия, содержащий 0,5 г сухой
соли, и прилить к нему равный объем 10%-ного раствора соляной кислоты.
Выделившееся вещество промыть методом декантации водой, слегка
подкисленной соляной кислотой.
Испытать отношение вольфрамовых кислот к 10%-ным растворам щелочей
и кислот. Как изменяются устойчивость и кислотно-основные свойства
хромовой, молибденовой и вольфрамовой кислот?
Сульфосоли и сульфиды молибдена и вольфрама. Налить в пробирку
2-3 мл раствора молибдата аммония, в другую пробирку 2-3 мл раствора
вольфрамата натрия. Добавить в оба раствора по 2-3 капли 25%-ного
раствора аммиака и пропустить в них ток сероводорода из аппарата Киппа.
Какие соединения образуются при этом?
Подкислить полученные растворы 10%-ным раствором соляной кислоты и
слегка подогреть. Каков состав выпавших осадков?
Написать уравнения реакций.
Восстановление соединений молибдена (VI) и вольфрама (VI). Налить
в четыре пробирки по 3 мл раствора молибдата аммония, подкислить 2 н.
раствором соляной кислоты, нагреть до кипения и прилить в три из них
соответственно растворы сернистой кислоты, сероводорода и хлорида_олова
(II), а в последнюю пробирку внести 1-2 кусочка цинка.
Такие же опыты провести, используя в качестве исходного реагента
вольфрамат натрия. Написать уравнения реакций.
Пероксидные соединения молибдена и вольфрама. К подкисленным
серной кислотой растворам молибдата аммония и вольфрамата натрия в
отдельных пробирках прилить по несколько капель 1%-ного раствора
пероксида водорода. Как изменяется цвет растворов? Написать уравнения
реакций.
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного
или протонно-кислородного баланса
118
Cr(т) + H2SO4(к) = ? + SO2↑ + ?
Cr(т) + HNО3(к) = ? + NO2↑ + ?
Мо + HNO3(30%) = MoO3 + NO↑ + ?
Ме + [HF(к) + HNО3(к)] = Н2МeF8 + NO + ?
( Ме = Мо, W)
Ме(т) + KClO3(т) + 2KOH(распл) = K2МеO4 + KСl + ? (Ме = Мо)
Ме(т) +KNO3 (пл) +KOH(пл) =K2МеO4 + KNO2 +? (Ме = Cr, Мо,W)
CrCl2(т) + H2SO4(k) = ? + SO2 + HCl + ?
CrCl2(т) + HNO3(k) = ? + NO2 + HCl + ?
Cr2О3(т)+ NaBrO3(p )+ H2SO4(р) +H2O = Н2Cr2O7 + Br2 + ?
Cr2О3(т) + KNO3(т) + KOH(т) = K2СrO4 + KNO2 + ?
Cr(OH)3(т) + H2O2 + NaOH(k) = Na2CrO4 + ?
Cr(OH)3(т) + Br2(p) + NaOH(k) = Na2CrO4 +6NaBr + ?
CrCl3(р)+KMnO4 +H2SO4(p)+H2O =H2Cr2O7+ ?+? +HCl
CrCl3(р) + H2O2 + KOH(k) = К2CrO4 + КCl + ?
Cr2S3(т)+ HNO3(k) = ? +NO2↑ + H2SO4 + ?
Cr(OH)3(т) + NaOH(р) + Br2(р) = Na2CrO4 + NaBr + ?
K2Cr2O7(р) + (NH4)2S(р) + H2O = Cr(OH)3 + S + NH3 + KOH
Лабораторная работа № 28
Марганец, соединения марганца [14]
Соединения марганца (II) и марганца (IV)
Гидроксид марганца (II). 1.Взять в качестве исходного вещества хлорид
марганца (II), получить гидроксид, изучить ее свойства: отношение к
кислороду воздуха, кислотам и щелочам.
2. К небольшому количеству осадка прилить бромную воду. Что при этом
образуется? Какими свойствами обладает гидроксид марганца (II)? Написать
уравнения реакций.
Свойства солей марганца (II). 1. K раствору соли марганца (II) прилить
раствор сульфида аммония. Какое вещество выпадает в осадок? Как
изменяется цвет осадка при стоянии на воздухе? Написать уравнения
соответствующих реакций.
2. K раствору сульфата марганца, подкисленному серной кислотой,
добавить 1 каплю раствора нитрата серебра и несколько кристаллов
персульфата аммония, а затем нагреть. Как изменяется окраска раствора?
Каково назначение нитрата серебра? Какими свойствами обладают соли
марганца (II)?
119
Диоксид марганца. Как можно получить диоксид марганца?
Какие вещества могут быть получены при его прокаливании в зависимости
от температуры? Что получается при его взаимодействии с
концентрированными растворами серной и соляной кислот? Написать
уравнения реакций.
Соединения марганца (VI) и марганца (VП)
Получение манганата калия K2MnO4. Сплавить в железном тигле на
газовой горелке смесь 1 г КОН, 2 г карбоната калия и 3 г нитрата калия.
Помешивая жидкую массу железной проволокой, внести небольшими
порциями 1,7 г диоксида марганца, растертой в порошок. Продолжать
нагревание, пока масса не станет густой. После охлаждения обработать сплав
в тигле небольшим количеством воды. Прозрачный раствор слить в колбочку
и закрыть пробкой, а остаток в тигле сохранить для следующего опыта.
Каков цвет раствора? Какое вещество сообщает ему окраску? Написать
уравнение проведенной реакции.
Свойства манганатов. 1. Налить в две пробирки по 1 мл полученного
раствора манганата калия, в одной пробирке раствор сильно разбавить водой,
в другую прилить 2-3 мл воды и пропустить ток углекислого газа. Как и
почему изменяется цвет раствора в обоих случаях? Написать уравнения
соответствующих реакций.
2. К раствору манганата калия прибавить несколько капель спирта и
осторожно нагреть. Что происходит? Написать уравнение реакции.
3. 1-2 мл раствора щавелевой кислоты нагреть до кипения, и прибавить
раствор манганата калия. Как изменяется цвет раствора? Написать уравнение
реакции.
4. Часть раствора манганата калия отлить в стаканчик и добавить к нему
насыщенный раствор хлорида бария до полноты; осаждения. Что выпадает в
осадок? Написать уравнение реакции.
120
Свойства перманганатов МеMnO4. 1. Положить в пробирку несколько
кристаллов перманганата калия.и нагреть. Какой газ выделяется при этом?
Написать уравнение реакции.
2. К нескольким каплям концентрированного раствора перманганата калия
добавить немного щелочи и раствора глюкозы. Как изменяется цвет
раствора? Написать уравнение реакции.
3. К небольшим количествам раствора перманганата калия в отдельных
пробирках прилить растворы сульфида и йодида калия. Растворы подогреть.
Как изменяется окраска растворов? Что выпадает в осадок? Написать
уравнения реакций.
4.Налить в три пробирки по 0,5-1 мл раствора перманганата калия,
подкислить серной кислотой и добавить соответственно растворы сульфата
железа (II), сероводорода и сернистой кислоты. Как изменяется окраска
раствора? Написать уравнения реакций. Как влияет среда на характер
восстановления перманганатов в водном растворе?
5. К раствору сульфата марганца в пробирке прилить по каплям раствор
перманганата калия. Что происходит? Написать уравнение реакции.
Одинаковые ли продукты получаются при пропускании сероводорода
через нейтральный, подкисленный и подщелоченный растворы перманганата
калия?
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного
или протонно-кислородного баланса
Mn + H2SO4(к) = ? + SO2 + ?
Mn + H2SO4(к) = ? + H2S↑ + ?
Mn(т) + HNO3(к) = ? + NO2↑ + ?
Mn(т) + HNO3(p) = ? + NO↑ + ?
Mn(т) + HNO3(рр) = ? + NH4NO3 ?
Mn(т) + KClO3(т) + KOH(т) = KMnO4 + KCl + ?
Mn(ОН)2(т) + Br2(р) + NaOH(р) = MnO2 + NaBr + ?
MnSO4(p) + KMnO4(p) + H2SO4(р) = ? + ?+ ?
KMnO4(р) + MnSO4(р) + H2O = MnO2 + ? + H2SO4
MnO2(т) + H2SO4(к) = ? + O2 + ?
MnO2(т) + Br2 + KOH(p) = K2MnO4 + KBr + ?
121
MnO2(т) + KI(p) + H2SO4(р) = MnSO4 + I2 + ? + ?
Mn2O7 (ж) + H2S (г) = SO2↑ + 2MnO2↓ + H2O
KMnO4(р) + H2O2(р) + H2SO4(р) = О2 + MnSO4 + ? + ?
Лабораторная работа № 29
Железо, кобальт, никель [14]
Свойства железа, кобальта и никеля. В три пробирки внести по 1мл
разбавленных растворов HCl, H2SO4 и HNO3 и добавить по кусочку железа.
Что наблюдается? Нагреть пробирки и наблюдать, изменяется ли скорость
реакции? Затем в пробирки внести по 1мл раствора роданида аммония. Что
наблюдается? Написать уравнения реакций.
Аналогично проделать опыты с концентрированными растворами этих же
кислот. Написать уравнения реакций в молекулярной, ионной и сокращенной
ионной форме. Взаимодействует ли железо с растворами щелочей?
Приготовить 6 пробирок. В три пробирки внести по кусочку кобальта, в
остальные три – по кусочку никеля. Внести по 1 мл разбавленных растворов
H2SO4, HCl и HNO3 и нагреть. Что наблюдается? Как окрашиваются
растворы? Аналогичные опыты провести с концентрированными растворами
кислот. Написать уравнения соответствующих реакций.
Взаимодействуют ли кобальт и никель с растворами щелочей?
Соединения железа, кобальта и никеля
1.Получение й свойства гидроксидов железа, кобальта и никеля.
Гидроксид железа (П). Приготовить 200 мл воды, не содержащей
растворенного кислорода. Для этого кипятить дистиллированную воду,
пропуская в нее углекислый газ. Закрыть отверстие колбы пробкой.
Пользуясь этой водой, в одной пробирке растворить несколько кристаллов
соли Мора, подкислить раствор серной кислотой и положить несколько
кусочке железа. Приливая раствор щелочи к раствору соли Мора получить
осадок гидроксида железа (II). Каков цвет осадка?
Затем осадок разделить на три части. В первую пробирку прилить
избыток раствора NaOH, а во вторую – несколько капель 2 н. раствора H2SO4.
122
В какой пробирке осадок растворяется? Какими свойствами обладает
Fe(OH)2? Что происходит с ним на воздухе? Написать уравнения
соответствующих реакций.
Третью пробирку с осадком нагреть и наблюдать изменение цвета в
результате окисления его кислородом. Написать уравнение реакции.
Проделать аналогичный опыт, пользуясь одним из имеющихся в
лаборатории раствором соли железа (II). Сравнить и объяснить полученные
результаты.
Гидроксид железа (III). В две пробирки внести по 1 мл из имеющихся в
лаборатории раствора соли Fe (Ш) и добавить по каплям 2 н. раствора KOH,
до образования осадка. Затем в одну пробирку добавить раствор HCl, в
другую - раствор KOH. Что происходит? Написать уравнения
соответствующих реакций. Какими свойствами обладает Fe(OH)3?
Гидроксид кобальта (II). К раствору соли кобальта (II) прилить немного
раствора щелочи. Отметить цвет образующегося осадка. Добавить еще
щелочи и нагреть. Как изменяется цвет осадка? Что происходит с
гидроокисью кобальта (II) при стоянии на воздухе? Написать уравнения
реакций. Растворяется ли осадок в растворах кислот и избытке щелочи.
Гидроксид кобальта (III). В две пробирки налить раствор соли кобальта
(II), в одну из них добавить немного бромной воды, в другую - пероксида
водорода, затем в обе прилить раствор щелочи. Что происходит? Написать
уравнения реакций. Растворяется ли осадок в растворах кислот и избытке
щелочи.
Гидроксид никеля (II). К раствору соли никеля (II) прилить немного
раствора щелочи. Отметить цвет образующегося осадка. Добавить еще
щелочи и нагреть. Изменяется ли цвет осадка при стоянии на воздухе?
Написать уравнения реакций. Растворяется ли осадок в растворах кислот и
избытке щелочи.
123
Гидроксид никеля (III). К осадку гидроксида никеля (II) прилить
бромную воду. Что происходит? Растворяется ли осадок в растворах кислот и
избытке щелочи. Написать уравнение реакции.
Чем объясняется различное отношение гидроксидов железа (II), кобальта
(II) и никеля (II) к кислороду воздуха? Почему способ получения
гидроксидов кобальта (III) и никеля (III) отличается от способа получения
гидроксида железа (III)? Как и почему изменяются кислотно-основные
свойства гидроксидов железа, кобальта и никеля в зависимости от степени их
окисления?
2.Соли железа, кобальта и никеля
Получение соли Мора ((NH4)2 [Fe(SO4)2] . 6H2O). Один грамм мелко
нарезанной железной проволоки поместить в колбу и растворить при
нагревании в рассчитанном количестве 2 н. серной кислоты. Объем раствора
поддерживать постоянным. После растворения металла профильтровать
полученный раствор и упарить его до начала образования кристаллической
пленки на поверхности. Какое вещество находится в растворе? Раствор
сохранить горячим.
Приготовить при нагревании насыщенный раствор сульфата аммония с
таким расчетом, чтобы на один атом железа приходилась одна молекула этой
соли.
Полученные растворы смешать горячими и оставит кристаллизоваться.
Отфильтровать выделившиеся кристаллы на воронке Бюхнера, промыть
небольшим количеством холодной воды и высушить на фильтровальной
бумаге. Взвесить соль и рассчитать выход в процентах.
Растворить несколько кристаллов соли в воде и определить, какие ионы
присутствуют в растворе. К какому классу соединений относится эта соль?
Написать уравнения реакций.
Свойства солей железа (II). 1. Раствор соли Мора испытать индикатором.
Написать уравнение реакции гидролиза сульфата железа (П).
124
Прилить раствор карбоната натрия. Что наблюдается? Написать уравнение
реакции.
2. К раствору соли Мора прилить раствор гексацианоферрата (Ш) калия
(красной кровяной соли).Что получается? Для чего используется эта
реакция? Написать уравнение реакции.
3. К подкисленному серной кислотой раствору соли железа (П) добавить
раствор перманганата калия. Что происходит? Написать уравнения реакций
взаимодействия раствора соли железа (II) с растворами пермангана и
дихромата калия. Будет ли окисляться соль железа (П) хлорной, бромной и
йодной водой (см. значения стандартных окислительно-восстановительных
потенциалов)? Как относятся соли железа (II) к сероводороду и сульфиду
аммония?
Свойства солей железа (III). 1. Определить рН раствора хлорида железа
(III). Написать уравнение реакции гидролиза.
Какая из солей - сульфат железа (II) или сульфат желеа (Ш) сильнее
гидролизуется в растворах?
2. К раствору хлорида железа (III) добавить раствор карбоната натрия.
Каков состав образовавшегося осадка? Написать уравнение реакции.
3. B две пробирки налить по 1-2 мл раствора хлорида железа. B одну
пробирку добавить несколько капель раствора роданида аммония, в другую раствора гексацианоферрата (II) калия (желтой кровяной соли). Что
происходит? Написать уравнения реакций. Для чего используются эти
реакции?
4. Как взаимодействует хлорид железа (III) с сульфидом натрия и йодидом
калия? Написать уравнения реакций. В каких условиях соли железа (III)
переходят в соли железа (II) и обратно?
5. Что происходит при взаимодействии хлорида железа (III) с сероводородом и сульфидом аммония? Провести соответствующие реакции и написать
их уравнения. Как можно получить феррит натрия? Какие соли гидролизуются сильнее: ферриты или соли железа (III)? От чего это зависит?
125
Получение и свойства ферратов. Положите в фарфоровую чашку около
0,5 г измельченного гидрооксида калия, добавить 3-5 капли раствора хлорида
железа (III) и затем 2-3 капли брома (под тягой). После непродолжительного
нагревания перенести реакционную смесь в небольшой стакан с 30 мл воды,
отлить часть раствора в пробирку, а к остальному добавить раствор хлорида
бария до полного осаждения. Какое вещество сообщает окраску раствору?
Каков состав осадка? Написать уравнения проведенных реакций.
Раствор феррата калия разлить в две пробирки, в одну из них добавить
сероводородную воду, в другую -2 н. раствор серной кислоты. Что
происходит? Написать уравнения соответствующих реакций. Какими
свойствами обладают соединения железа (VI)?
Свойства солей кобальта (II). 1.Положить в пробирку несколько
кристаллов безводного хлорида кобальта и смочить водой. Как изменяется
окраска? Добавить концентрированную соляную кислоту. Каков теперь цвет
раствора?
2. Налить в пробирку 1-2 мл абсолютированного спирта и добавить
несколько кристаллов хлорида кобальта. Объяснить изменение окраски.
3. К раствору сульфата кобальта (II) прилить в одной пробирке
сероводородную воду, в другой - раствор сульфида натрия. Написать
уравнения реакций.
4. Несколько кристаллов нитрата кобальта прокалить на пламени газовой
горелки. Как определить окончание реакции?
Небольшое количество полученного оксида кобальта (какой еще оксид
кобальта может образоваться в зависимости от температуры?) положить в
пробирку и обработать концентрированной соляной кислотой. Какой газ
выделяется? Как реагирует оксид, кобальта с азотной и серной кислотами?
Написать уравнения проведенных реакций.
Свойства солей никеля (II). Испытать отношение сероводорода и
сульфида натрия к раствору соли никеля (II). Написать уравнения
проведенных реакций.
126
Познакомиться с величинами произведений растворимости сульфидов
никеля и кобальта (см. учебник). Почему образование простых (не
комплексных) солей не характерно для кобальта (III) и в особенности для
никеля (III)?
Комплексные соединения железа, кобальта и никеля
Соединения с комплексными катионами
Аммиакаты кобальта и никеля. К растворам солей кобальта (II) и
никеля (II) прилить сначала немного, а затем избыток концентрированного
раствора аммиака. Что наблюдается? Прокипятить аммиачный раствор соли
кобальта, встряхивая пробирку. Объяснить изменение его окраски. Написать
уравнения проведенных реакций.
Как изменяется устойчивость аммиакатов в ряду железо (II), кобальт (II),
никель (II)?
Соединения с комплексными анионами
Гексанитритокобальтат (III) калия. К раствору соли кобальта (II)
прилить немного уксусной кислоты и избыток нитрита калия. Смесь
подогреть. Какой газ выделяется при этом? Что выпадает в осадок? Написать
уравнение реакции. Какое координационное число у кобальта в этом
соединении?
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного
или протонно-кислородного баланса
Fe(т) + HNО3(к) = ? + NO2 + ?
Fe(т) + HNО3(30%) = ? + NO + ?
Fe(т) + HNО3(р) = ? + N2O + ?
Fe(т) + HNО3(р) = ? + N2 + ?
Fe(т) + HNО3(3%рр) = ? + NH4NO3 + ?
Fe(т) + KClO3(пл) + KOH(пл) = K2FeO4 феррат + ? + ?
Fe(т) + KNО3(пл) + KOH(пл) = K2FeO4 феррат + KNO2 + ?
FeO(т) + HNO3(к) = NO2 + ? + ?
FeO(т) + HNO3(р) = ? + NO + ?
Fe(OH)2(т) + H2SO4(к) = ? + SO2 + ?
Fe(OH)2(т) + HNO3(р) = ? + NO + ?
Fe(OH)2(т) + HNO3(к) = NO2 + ? + ?
FeCl2 + H2SO4(к) = ? + FeCl3 + S↓ + ?
127
FeCl2 + H2SO4(к) = ? + FeCl3 + SO2↑ + ?
FeCl2(р) + HNO3 = ? + NOCl + Cl2 + ?
K4[Fe(CN)6]+KMnO4(р)+ H2SO4(р) = K3[Fe(CN)6] + ?+ ?+?
Лабораторная работа № 30
Медь, серебро, золото [14]
Получение меди из сульфата меди вытеснением металлическим
цинком. Приготовить 5 мл насыщенного на холоду раствора сульфата меди,
перелить его в фарфоровую чашку и небольшими порция вносить
рассчитанное количество цинковой пыли. Чашку с реакционной смесью
поставить на водяную баню и нагреть до температуры 80°. Когда
растворение закончится, раствор слить, выделившийся осадок меди
обработать 5%-ным раствором соляной кислоты, промыть водой путем
декантации и просушить между листами фильтровальной бумаги.
Написать уравнение реакции.
Соединения меди (I)
Получение оксида меди (I). Растворить 2,5 г медного купороса в 15 мл
теплой воды и добавить 1,5 г глюкозы. Нагреть раствор и быстро прилить к
нему 2,5 мл 20%-ного раствора гидроокиси натрия. Смесь перемешать и оставить стоять на час. Выделившийся осадок промыть дистиллированной водой.
Написать уравнения реакций.
Свойства оксида меди (1). Испытать отношение полученного оксида
меди (I) к растворам кислот и аммиака. Для этого оксид меди (I) поместить в
четыре пробирки. Вещество в первой пробирке обработать при нагревании
концентрированным раствором серной кислоты. Наблюдать происходящее
явление. Что получается в растворе и в осадке?
Во вторую пробирку прилить по каплям концентрированную соляную
кислоту до растворения появляющегося белого осадка. Каков его состав?
Объяснить растворение осадка в избытке этой кислоты. Раствор сохранить
для следующего опыта.
Оксид меди (I) в третьей и четвертой пробирках растворить в 25%-ном
растворе аммиака, одну из пробирок быстро плотно закрыть пробкой, другую
I
128
оставить открытой, обе сильно встряхнуть. Изменяется ли цвет раствора?
Объяснить наблюдаемые явления. Написать уравнения проделанных
реакций.
Получение и свойства гидроокиси меди (I). К солянокислому раствору
оксида меди (I) (см. предыдущий опыт) медленно, по каплям, приливать
20%-ный раствор щелочи. Что наблюдается? Каков состав и цвет
выделившегося осадка?
Слить раствор с осадка и добавить к осадку (по каплям) 1-2 мл 2%-ного
раствора аммиака. Что происходит? Чем объясняется растворение осадка?
Написать уравнения проделанных реакций.
Хлорид меди (I). 1. Растворить 1 г хлорида меди (II) в 12 мл воды. К
раствору прилить 2 мл концентрированной соляной кислоты и внести 1,5 г
меди в виде мелких кусков тонкой проволоки или стружек. Реакционную
смесь нагревать (добавляя воду, чтобы объем раствора был постоянным) до
тех пор, пока проба раствора, внесенная в пробирку с чистой водой,
перестанет окрашивать воду в голубой цвет. Когда реакция закончится,
перелить раствор в стакан с 50 мл холодной воды. Что наблюдается?
Выпавший хлорид меди (I) отфильтровать, промыть сначала водой, затем
2-3 раза спиртом и испытать отношение соли к концентрированной горячей
соляной кислоте и 25%-ному раствору аммиака. Солянокислый и аммиачный
растворы оставить стоять на воздухе. Объяснить происходящие явления.
2. Небольшое количество кристаллов хлорида меди (I) поместить на
часовое стекло и оставить на воздухе. Что наблюдается? Часть кристаллов
внести в пробирку, содержащую 2-3 мл насыщенного раствора хлорида
натрия или калия. Когда кристаллы растворятся, прилить в пробирку 1-2 мл
воды. Объяснить наблюдаемые явления. Написать уравнения проделанных
реакций.
Соединения меди (П)
Получение оксида меди (II). К небольшому количеству горячего
раствора гидроксида натрия приливать горячий раствор сульфата меди до
129
полного осаждения оксида меди (II). Реакционную смесь при помешивании
нагревать в течение 10—15 мин. Что наблюдается?
Каково отношение окиси меди (II) к разбавленным и концентрированным
растворам азотной, соляной, серной кислот, а также щелочам на холоду и при
нагревании. Написать уравнения проделанных реакций.
Получение и свойства гидроксида меди (II). 1. К раствору сульфата
меди добавить 0,5 мл глицерина, чтобы не произошло обезвоживание
гидроксида меди (II). Перемешивая раствор, медленно приливать 2%-ный
раствор щелочи до полного осаждения гидроксида меди (II). Осадок промыть
путем декантации холодной дистиллированной водой, содержащей 1 мл
глицерина на 1 л воды, до удаления сульфат-ионов, отфильтровать на
воронке Бюхнера и еще раз промыть водой.
2. Полученный гидроксид меди (II) разложить в ряд пробирок и испытать
отношение его к раствору 1 н. соляной кислоты, 30%-ному раствору щелочи
и избытку 25%-ного раствора аммиака.
Одну пробу гидроксида меди (II) подвергнуть нагреванию. Объяснить
наблюдаемые явления.
Написать уравнения реакций. Какими свойствами обладает гидроксид
меди (II)?
Получение комплексной аммиачной соли меди (II). Растворить 0,5 г
мелко растертого медного купороса в 12,5 мл 15%-ного раствора аммиака.
Медленно прилить 7,5 мл спирта и оставить на несколько часов в холодном
месте. Выпавшие кристаллы отфильтровать, промыть сначала смесью спирта
с концентрированным раствором аммиака (1 : 1), а затем спиртом и эфиром.
Высушить при комнатной температуре. На какие ионы диссоциирует в
растворе полученное вещество?
Несколько кристаллов полученной соли растворить в небольшом
количестве воды. Раствор разлить в две пробирки, в одну из них добавить 1-2
мл раствора щелочи, в другую - сероводородной воды. Что наблюдается? Как
130
можно объяснить различное действие раствора щелочи и сероводорода на
раствор полученной соли?
Получение сульфата аммония и меди (II). Растворить при нагревании 1 г
медного купороса в 2 мл воды, приготовить насыщенный при 60° раствор,
содержащий эквимолекулярное количество сульфата аммония. Оба горячих
раствора слить, перемешать и оставить кристаллизоваться. Каков состав
полученного вещества? На какие ионы диссоциирует эта соль в водном
растворе? Проверить, будет ли осаждаться гидроксид меди (II) из водного
раствора полученной соли при добавлении к нему раствора щелочи?
СЕРЕБРО
Свойства серебра. 1. Налить в пробирку 2-3 мл сероводородной воды,
опустить в нее серебряную проволоку. Что происходит? Почему серебряные
изделия на воздухе чернеют?
2.Медную пластинку или проволоку, очищенную наждачной бумагой,
погрузить в 0,01 н. раствор нитрата серебра. Что наблюдается? Какое место
занимает серебро в ряду напряжений металлов?
СОЕДИНЕНИЯ СЕРЕБРА
Оксиды серебра
Оксид серебра (I). Внести в пробирку 1 мл 0,1 н. раствора нитрата
серебра, прилить 1 мл 0,1 н. раствора щелочи. Промыть выпавший осадок
водой путем декантации и просушить на воздухе. Каков состав полученного
соединения?
Небольшую часть полученного вещества поместить в пробирку и
испытать его отношение к нагреванию. Оставшийся препарат серебра
обработать 25%-ным раствором аммиака. Что происходит?
Написать уравнения проделанных реакций.
Оксид серебра (II). К 1 мл 0,1 н. раствора нитрата серебра прилить
раствор соды и раствор персульфата калия. Какого состава осадок
выделяется из раствора? Написать уравнение реакции.
131
Соли серебра (I)
Нитрат серебра. Несколько кристаллов нитрата серебра растворить в
воде и определить рН раствора. Подвергается ли соль гидролизу? К сильным
или слабым основаниям можно отнести гидроксид серебра? Какие продукты
получаются при термическом разложении нитрата серебра? Написать
уравнения реакций.
Галогениды серебра. Получить из нитрата серебра хлорид, бромид и
йодид серебра. Промыть выделившиеся осадки водой путем декантации и
испытать действие на них света, раствора аммиака и раствора тиосульфата
натрия. Объяснить наблюдаемые явления. Написать уравнения реакций.
Объяснить, почему йодид серебра растворяется в тиосульфате натрия и не
растворяется в водном растворе аммиака? Как объяснить изменение окраски
галогенидов серебра с увеличением атомного номера галогена? Сравнить
величины произведений растворимости галогенидов и сульфида серебра.
Какой анион является наиболее чувствительным реагентом на ион серебра?
Серебрение
Приготовление аммиачного раствора серебра. Растворить 0,25 г
нитрата серебра в 4 мл воды, осторожно, по каплям, прибавить
концентрированный раствор аммиака до растворения выделяющегося осадка
(каков его состав?). Добавить 9 мл 3%-ного раствора щелочи, а затем снова
раствор аммиака до удаления мути. Перелить раствор в мерный цилиндр и
добавить воды до объема 20 мл.
Приготовление раствора глюкозы. Растворить 0,4 г глюкозы в 8 мл
воды, добавить одну каплю концентрированного раствора азотной кислоты и
кипятить смесь в течение двух минут. Раствор охладить и прибавить равный
объем спирта.
Покрытие стенок пробирки серебром. Смешать аммиачный раствор
серебра с раствором глюкозы в отношении 10:1. Налить в приготовленную
пробирку 4-5 мл реакционной смеси, опустить пробирку в стакан с теплой
водой (50-60°). Что наблюдается?
132
Написать уравнения проделанных реакций.
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного
или протонно-кислородного баланса
Au + NaCN(0,2%) + H2O + O2 = Na[Au(CN)2] + NaOH
Na[Au(CN)2] (р) + Zn = Na2[Zn(CN)4] + ?
Au(NО3)3(т) = Au + NO2 + O2
Na[AuCl2] (р) + SnCl2(р) = Au + SnCl4 + ?
Cu + NH3 + H2O + O2 = [Cu(NH3)4](OH)2
Cu + KCN(p) + H2O + O2 = K2[Cu(CN)4] + KOH
Cu + KCN(p) + H2O = K[Cu(CN)2] + KOH + H2
Cu + H2SO4(к) = ? + SO2↑+ ?
Ag + H2SO4(к) = Ag2SO4 + SO2↑ + ?
Cu + HNО3(к) = ? + NO2↑ + ?
Cu + HNО3(30%) = ? + NO↑ + ?
Ag + HNО3(30%) = ? + NO2↑ + ?
Au + H2SeO4(безвод) = Au2(SeO4)3 + SeO2 + ?
Au + HNО3(к) + HCl(k) = H[AuCl4] + NO↑ + ?
Au + HNO3(к) + HCl(к)  AuCl3 + NO↑ + ?
Лабораторная работа № 31
Цинк, кадмий [14]
Соединения цинка и кадмия
Оксиды цинка и кадмия. На крышку тигля положить несколько
кристаллов нитратов цинка и кадмия, нагреть их вначале осторожно, а затем
сильно прокалить. Что наблюдается? Какой цвет имеют получившиеся
ококсиды? Написать уравнения реакций.
Гидроксиды цинка и кадмия. К растворам солей цинка и кадмия
прилить вначале немного 1 н. раствора щелочи, а затем избыток. Что
наблюдается? Написать уравнения реакций.
Какие свойства гидроксидов цинка и кадмия характеризуют данные
реакции?
Провести аналогичный опыт с солями цинка и кадмия, заменив щелочь
водным раствором аммиака. Почему гидроксиды цинка и кадмия
растворяются в избытке аммиака? Написать уравнения реакций.
В каких условиях происходит наиболее полное осаждение гидроксидов.
цинка и кадмия?
133
Сульфиды цинка и кадмия. Получить сульфиды этих металлов из
растворов нитратов цинка и кадмия. Что следует брать в качестве осадителясероводород или сульфид аммония? Отметить цвет выделяющихся осадков,
испытать отношение их к 1 н. растворам серной и соляной кислот.
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного
или протонно-кислородного баланса
Э + H2SO4(к) = ЭSO4 + SO2 + 2H2O (Э = Zn, Cd, Hg)
Zn(т) + H2SO4(к) = ? + S↓ + ?
Zn(т) + H2SO4(к) = ? + H2S↑ + ?
Э(т) + HNO3(5%) = ? + NH4NO3 + ?
(Э = Zn, Cd)
↑
Э + HNO3(30%) = ? + NO + ?
(Э = Zn,Cd, Hg)
↑
Э + HNO3(к) = Э(NO3)2 + NO2 + ?
(Э = Zn, Cd, Hg)
Zn(т) + NaNO3(р) + NaOH(р)) + H2O = Na2 [Zn(OН)4] + NH3
Zn(т) + NaNO2(р) + NaOH(р)) + H2O = Na2 [Zn(OН)4] + NH3
Hgизб + HNO3(50%) = Hg2(NO3)2 + NO↑ + ?
Лабораторная работа № 32
Олово и свинец [14]
Свойства олова. Написать уравнения реакций, происходящих при
взаимодействии олова с азотной, серной и соляной кислотами.
Растворяется ли олово в растворах щелочей?
Крупнокристаллическое олово. Налить в стакан концентрированный
раствор хлорида олова (II), подкисленный соляной кислотой, и осторожно
(пипеткой) прилить дистиллированную воду таким образом, чтобы
образовалось два слоя. Погрузить в стакан оловянную пластинку, часть ее
должна выступать из раствора хлорида олова и находиться в воде. Объяснить
наблюдаемое явление.
Получение олова восстановлением цинком. В раствор хлори олов
опустить пластинку металлического цинка. Что происходит? Написать
уравнение реакции.
Гидроксиды олова (II) и (IV). В отдельных пробирках получить
гидроксиды олова (II) и (IV) из растворов хлоридов олова?
134
Проявляют ли гидроксиды олова (II) и (IV) амфотерные свойства?
Написать уравнения реакций.
Станнит натрия. К раствору хлорида олова (II) прилить небольшими
порциями избыток раствора щелочи. Объяснить наблюдаемые явления.
Осадить гидрат оксида висмута, внести его в раствор станнита натрия. Что
происходит? Написать уравнения реакций. На какие свойства соединений
олова (II) указывает эта реакция?
Свойства хлорида олова (II). 1. Налить в две пробирки по 1-2 мл
раствора хлорида олова (II). В первую пробирку прилить немного бромной
воды. Как меняется цвет раствора? Во вторую пробирку добавить сернистой
кислоты. Что наблюдается? Написать уравнения реакций. На какие свойства
соединений олова (II) указывают эти реакции?
Сульфиды олова (II) и (IV). В солянокислые растворы хлорида олова (II)
и (IV) в отдельных пробирках пропустить сероводород. Какой цвет имеют
выпадающие из раствора осадки сульфидов? Написать уравнения реакций.
Cвинец
Внимание! Соединения свинца ядовиты, поэтому после проведения
опытов соединениями свинца необходимо тщательно вымыть руки теплой
водой с мылом.
Получение свинца вытеснением цинком. Налить в пробирку несколько
миллилитров раствора ацетата свинца и опустить в него пластинку цинка.
Что наблюдается? Написать уравнение реакции.
Оксиды свинца
Свойства. 1.Взять три пробирки, в одну из них поместить немного PbO,
во вторую — PbO2, в третью - сурик (Pb3О4). В каждую из пробирок налить 35 мл концентрированной соляной кислоты. Перемешать содержимое
пробирок и нагреть. Что наблюдается? Какой газ выделяется? Написать
уравнения реакций. Какие свойства проявляют в этой реакции PbO2 и Pb3О4?
2. Опыт повторить, заменив соляную кислоту 10% раствором азотной
кислоты. Написать уравнения реакций.
135
3. В 0,1 н; раствор сульфата марганца, подкисленный 10% раствором
серной кислоты, внести 0,5 г PbO2 и нагреть. Чем обусловлено изменение
окраски раствора? Написать уравнение реакции. Будет ли происходить
аналогичная реакция с PbO и Pb3О4?
Гидроксиды свинца (II) и (IV). Испытать отношение гидроксидов к
кислотам и щелочам. Какими свойствами обладают гидроксиды (II) и (IV)?
Написать уравнения реакций.
Соли свинца и их свойства
Йоид свинца. К раствору ацетата свинца прилить раствор йодида калия.
Что наблюдается? Отлить часть раствора с осадком в стакан, добавить 10-15
мл воды и нагреть. Какой цвет имеет полученный раствор? Охладить
раствор. Объяснить наблюдаемые явления. Написать уравнение реакции.
Основной карбонат свинца (свинцовые белила). Растворить 1 г ацетата
свинца в 6 мл воды, в приготовленный раствор внести при помешивании
небольшими порциями 0,5 г PbO.Что происходит? В полученный раствор
основного ацетата свинца пропустить ток углекислого газа. Каков состав
вещества, выпадающего в осадок. Написать уравнения реакций.
Сульфид свинца. К раствору ацетата свинца прилить раствор сульфида
натрия. Часть полученный осадок обработать разбавленным раствором
азотной кислоты. Что получается? Написать уравнения реакций.
К другой части осадка прилить раствор пероксида водорода. Что
наблюдается? Написать уравнение реакции.
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного
или протонно-кислородного баланса
Sn + H2SO4(к) = SnSO4 + SO2↑ + ?
Sn + H2SO4(гор.к) = Sn(SO4)2 + SO2↑ + ?
Sn + H2SO4(к) + HCl(к) = ? + SO2↑ + Cl2↑ + ?
Sn + HNO3(3%) = ? + NH4NO3 + ?
Sn +HNO3(30%) = SnО2↓ + NO↑ + ?
Sn + HNO3(>60%) = SnО2↓ + NO2↑ + ?
Sn + HNO3(>60%) + Н2О = Н2[Sn(OH)6] + NO2↑
SnCl2(p) + K2CrO4(p) + HCl = CrCl3 + ?+ SnCl4 + ?
SnCl2(p) + KMnO4(p) + HCl (р) = SnCl4 + MnCl2 + ?+ ?
136
Pb + HNO3(30%) = ? + NO↑ + ?
PbО2 + HNO3(p) + Н2О2 = ? + O2↑ + ?
PbО2 + MnSO4(k) + H2SO4(p) = HMnO4 + ?↓ + ?
PbS(т) + HNO3(k) = ? + S↓ + ? + NO↑
PbS(т) + H2SO4(k) = ?↓+ SO2↑ + S↓ + ?
Лабораторная работа № 33
Мышьяк, сурьма, висмут [14]
Внимание! Соединения мышьяка очень ядовиты! Необходимо все работы
с мышьяковистыми соединениями проводить под тягой! Остатки растворов
сливать в специальные банки. При окончании работы руки вымыть с мылом.
сурьмянистого водорода. Написать уравнения всех протекающих в этом
опыте реакций и объяснить их.
Оксид сурьмы (Ш). 1. К 10 мл солянокислого раствора хлорида сурьмы
прилить раствор соды до слабощелочной реакции. Что наблюдается? Нагреть
реакционную смесь до удаления пузырьков углекислого газа. Дать осадку
осесть, промыть путем декантации несколько раз горячей водой.
2. Испытать отношение оксида сурьмы (Ш) к воде, к растворам кислот и
щелочей. Написать уравнения реакций. К какому классу оксидов относится
оксида сурьмы (Ш)?
З. Испытать раствор антимонита натрия Na[Sb(OH)6] нитратом серебра.
Что выпадает в осадок? Какие свойства проявляет сурьма (Ш) в этой
реакции?
Свойства оксида сурьмы (V). В две пробирки поместить немного оксида
сурьмы (V) и испытать отношение ее к 10%-ному раствору щелочи и
концентрированной соляной кислоте, Что наблюдается? Написать уравнения
реакций.
Висмут
Получение висмута. Из имеющихся в лаборатории растворов солей
висмута получить висмут, восстановлением из его соли цинком и испытать
отношение полученного висмута к кислотам.
В каких условиях можно получить висмут из его соединений, взяв в
качестве восстановителя соединения олова (П)? Написать уравнения реакций.
137
Свойства соединений висмута (III). 1. Испытать отношение солей
висмута к воде. Написать уравнения реакций.
2. Получить гидроксид и сульфид висмута, ознакомиться с их отношеним
к растворам кислот и щелочей. Написать уравнения реакций.
Получение и свойства соединений висмута (V). 1. Получить гидроксид
висмута (III) и обработать ее при нагревании раствором персульфата калия.
Что наблюдается? Написать уравнение реакции. Промыть осадок методом
декантации.
2. Приготовить в пробирке раствор, содержащий 1-2 капли раствора
нитрата марганца, 1-2 капли концентрированного раствора азотной кислоты,
2-3 капли воды. Охладить раствор и внести в него порошок висмутата калия.
Что наблюдается? На какие свойства соединений висмута (V) указывает
данная реакция? Написать уравнение реакции.
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакций, используя метод электронного
или протонно-кислородного баланса
Sb + HNO3(к) = Sb2O5.H2O↓+ NO2 + ?
Sb + HNO3(р) = Sb2O3.H2O↓+ NO
Bi + HNO3(р) = Bi(NO3)3 + NO + ?
Э + HNO3(k) + HCl(k) = ЭCl3 + NO + ?
(Э = Bi, As)
Sb + HNO3(k) +HCl(k) = H[SbCl6] + NO +?
As + H2SO4(к, гор) = As2O3↓ + SO2 + ?
Э + H2SO4(к, холод) = Э2(SO4)3 + SO2 + ?
Sb2O3(т) + HNO3(к) = Sb2O5 + NO2 + ?
Sb2O5(т) + HCl(k) = SbCl3 + Cl2 + ?
КaBiO3(р) + MnSO4(р) + H2SO4(р) = Bi2(SO4)3 + KMnO4+ ?+ ?
КaBiO3(р) + Mn(NO3)3(р)+HNO3 (р) = Bi(NO3)3 + KMnO4 + KNO3 + ?
NaBiO3(р) + NH4Cl(р) + H2O = NaCl + Bi(OH)3↓ + N2 + NaOH
As + HNO3(к) = H3AsO4 + NO2↑ + H2O
AsH3 + HNO3(к) = H3AsO4 + NO2↑ + ?
Э2O3 + HNO3(к) + H2O = H3ЭO4 + NO2↑
(Э = As, Sb)
As2O3 + HNO3(60-70%) + H2O = H3AsO4 + NO2↑ + NO↑
H3AsO4 + NH3(г) + H2O = (NH4)3AsO4 .3H2O↓
H3AsO4 + HI(к) = As2O3↓ + I2 + ?
H3AsO4 + HI(к) = HAsO2↓ + I2 + ?
Bi(OH)3 + KMnO4 + КOH(k) = KBiO3↓+ K2MnO4 + ?
Bi(OH)3 + K2S2O8 + КOH(k) = KBiO3↓+ K2SO4 + ?
138
Bi(OH)3 + Na2[Sn(OH)4] (р) = Bi↓+ Na2[Sn(OH)6]
Лабораторная работа № 34
Качественное определение ионов d-элементоа[14]
Реакции на ион Cu2+. В пробирку внести 1 мл раствора соли меди (II) и
добавить по каплям раствор щелочи до выделения осадка. Отметить цвет
осадка. Растворяется ли осадок Cu(OH)2 в разбавленных растворах кислот и
концентрированных растворах щелочей? Учесть, что ион [Cu(OH)4]2малоустойчив и может разрушиться с образованием Cu(OH)2 при
разбавлении водой.
В две пробирки внести по 1 мл раствора соли меди (II). В первую добавить
раствор аммиака до образования осадка основной соли CuOH)2SO4.
Отметить цвет осадка. Затем добавить раствор аммиака до растворения
осадка и окрашивания раствора в интенсивно – синий цвет:
(CuOH)2SO4+8NH4OH=2[Cu(NH3)4]2++ SO 24 +2OH- + 8H2O
Во вторую пробирку добавить по каплям раствор соли (NH4)2CO3 до
образования осадка основной соли зеленовато-голубого цвета, который
растворяется в избытке (NH4)2CO3:
2CuCl+2(NH4)2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3  + 4NH4Cl+CO2,
(CuOH)2CO3 + 4(NH4)2CO3  2[Cu(NH3)4]CO3 + 3CO2 + 5H2O
Реакции на ион Zn2+. В две пробирки внести по 1 мл раствора соли
цинка. В первую добавить по каплям раствор щелочи до выпадения белого
аморфного осадка. Осадок разделить на три части. К первой части добавить
избыток раствора щелочи, ко второй части – 2 н. раствор HCl, к третьей
части - раствор аммиака. Что наблюдается?
По способности растворяться в растворе аммиака Zn(OH)2 отличается от
Cr(OH)3, Fe(OH)3 , Fe(OH)2, которые нерастворимы в избытке аммиака.
Zn(OH)2+4NH4OH=[Zn(NH3)4](OH)2+4H2O
Во вторую пробирку добавить 1 мл раствора Na2S. Наблюдать образование
белого осадка ZnS. Написать уравнение реакции.
139
Реакции на ион Cd2+. В две пробирки внести по 1 мл раствора соли
кадмия. В первую добавить по каплям раствор щелочи до выпадения белого
осадка Cd(OH). Осадок разделить на три части и испытать его на отношение
к растворам: кислоты, избытка щелочи и аммиака.
Cd(OH)2+2HClCdCl2+2H2O,
Cd(OH)2+4NH4OH=[Cd(NH3)4](OH)2+H2O
Осадок нерастворим в избытке раствора щелочи.
Во вторую пробирку добавить 1 мл раствора Na2S. Наблюдать выпадения
ярко-желтого или желто-оранжевого осадка, растворимого в разбавленной
HNO3 и концентрированной HCl при нагревании. Написать уравнения
реакций.
Реакция на ион Cr3+. В пробирку внести 1 мл раствора соли хрома (III) и
добавить по каплям раствор аммиака до выпадения осадка серо-зеленого
цвета:
CrCl3+3NH4OHCr(OH)3+3NH4Cl
Испытать отношение осадка к растворам кислот и щелочей. Отметить цвет
растворов:
Cr(OH)3+3HCl[Cr(H2O)6]Cl3 – сине-фиолетовый
Cr(OH)3+3NaOHNa3[Cr(OH)6] - зеленый
Реакции на ион Fe2+. В четыре пробирки внести по 1 мл раствора соли
Fe(II). В первую добавить по каплям раствор щелочи до выпадения осадка
белого цвета, быстро переходящий в зеленый а затем в красно-бурый
(Fe(OH)2Fe(OH)3).
FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2 + 2NaCl
4Fe(OH)2+O2+H2O=4Fe(OH)3
Во вторую пробирку добавить раствор Na2S. Наблюдать выпадения осадка
черного цвета FeS, растворимый в разбавленных растворах кислот.
В третью пробирку добавить раствор гексоцианоферрата (III) калия.
Наблюдать образования осадка синего цвета:
FeCl2 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + 2KCl
140
В четвертую пробирку добавить растворы H2SO4 и KMnO4. Наблюдать
обесцвечивание раствора:
5FeCl2 + KMnO4 + 4H2SO4 = 5FeCl3 + MnSO4 + 4H2O
Реакции на ион Fe3+. В четыре пробирки внести по 1 мл раствора соли
железа (III). В первую добавить по каплям раствор щелочи или раствор
аммиака до образования осадка красно-бурого цвета:
FeCl3 + 3NaOH =Fe(OH)3 + 3NaCl
или
FeCl3 + 3NH4OH = Fe(OH)3 + 3NH4Cl
Во вторую пробирку добавить раствор KSCN или NH4SCN. Наблюдать
окрашивание раствора в кроваво- красный цвет.
FeCl3 + 3NH4SCN = Fe(SCN)3 + 3NH4Cl
В третью добавить раствор гексацианоферрата (II) калия. Наблюдать
образование синего осадка:
FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + 3KCl
В четвертую добавить раствор KI. Наблюдать образование раствора желтокоричневого цвета:
2FeCl3 + 2KI2FeCl2 + 2KCl + I2
Добавить 2-3 капли раствора крахмала. Что наблюдается?
Реакция на ион Co2+. В две пробирки внести по 1 мл раствора соли
кобальта (II). В первую по каплям добавить раствор щелочи до появления
осадка розового цвета, переходящий в осадок синего цвета (Co(OH)2Co(OH)2). Затем к осадку добавить 3% раствор H2O2 и наблюдать
образование осадка темно-коричневого цвета:
CoCl2 + 2NaOH  Co(OH)2 + 2NaCl,
2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3
Во вторую пробирку добавить раствор уксусной кислоты и столько же
насыщенного раствора KNO2. Выпадает осадок желтого цвета:
CoCl2+2CH3COOH+7KNO2+K3[Co(NO2)6] +2CH3COOK+H2O+NO+2KCl
141
Реакция на ион Ni2+. В две пробирки внести по 1 мл раствора соли никеля
(II). В первую добавить раствор щелочи. Наблюдать выпадения осадка
зеленного цвета. К осадку добавить 3-4 капли бромной воды и нагреть.
Образуется осадок черного цвета:
2Ni(OH)2 + Br2 + 2H2O = 2Ni(OH)3 + 2HBr
Во вторую пробирку добавить по каплям аммиачный раствор
диметилглиоксима до образования осадка розово-красного цвета:
NiCl2 + 2NH3 + 2C4H8N2O2 = 2NH4Cl + Ni(C4H7N2O2)2
Контрольные вопросы
Написать уравнения реакции качественного определения катионов
SnCl2(p) + KOH(p+ Bi(NO3)3 = Bi↓+ К2SnO3 + ?+?+?
Na2[SnCl6] + Н2S(г) = SnS2↓желтый + ? + 4HCl
Pb(NO3)2(p) + K2CrO4(p) = PbCrO4↓желтый + ?
Pb(NO3)2(p) + KI = PbI2↓желтый + ?
KCl(р) + NaHC4H4O6(р) гидротартрат = КHC4H4O6↓белый + ?
KCl(р) + Na3[Co(NO2)6] (р) = К3[Co(NO2)6]↓желтый + ?
KCl(р) + Na2Pb[Cu(NO2)6] (р) = K2Pb[Cu(NO2)6]↓коричневый + ?
NaCl(к) + КH2SbO4(р) дигидроантимонат = ? + NaH2SbO4↓белый
CaCl2(р) + (NH4)2C2O4 = CaC2O4↓белый + ?
MgCl2 + Na2HPO4 + NH3 . H2O = MgNH4PO4↓белый + ? + ?
ZnCl2 + NH3(г) + H2O = Zn(OH)2↓белый + ?
Zn(OН)2(т) + NH3 .H2O(p) = [Zn(NH3)4](OН)2 + ?
ZnCl2 + Na2CO3 + H2O = (ZnOH)2CO3↓белый + CO2 +?
ZnCl2(р) + Н2S(г) = ZnS↓ белый + ?
ZnSO4 + K4[Fe(CN)6] = K2Zn[Fe(CN)6]↓белый + ?
Hg2(NO3)2(p) + NaCl = Hg2Cl2↓ + ?
Hg2(NO3)2(p) + NaOH(p) = Hg2O↓черный + ? + ?
Hg2Cl2(т) + 2NH3(p) + 2H2О = [Hg2NH2]Cl↓ + NH4Cl + 2H2O
Hg2(NO3)2(p) + K2CrO4(p) = Hg2CrO4↓красный + ?
Hg(NO3)2(p) + 2KI(p) = HgI2↓красный + 2KNO3
CdCl2(р) + Н2S(р) = CdS↓желтый + ?
CdCl2(р) + Na2SO3(S) (p) + H2О = CdS↓черный + H2SO4 + ?
Al2(SO4)3(p) + Co(NO3)2 = Co(AlO2)2 синий р. + SO3 + NО2 + О2
Cr(NO3)3(р) + NaBiO3 + HNO3(p) = Na2Cr2O7 + NaNO3 + Bi(NO3)3 + ?
зеленый или фиолетовый
орнжевый
Cr(OH)3 + H2O2(k) + NaOH(р) = Na2CrO4 + ?
серо-фиолетовый
желтый
142
Лабораторная работа № 35
Синтез неорганических веществ
1. Алюмокалиевые квасцы KAI(SO4)2 .12H2O
С в о й с т в а . Алюмокалиевые квасцы - прозрачные, бесцветные октаэдрические кристаллы сладкого, вяжущего вкуса, плохо растворимы в
холодной воде, на воздухе почти не выветриваются, при 120 °С теряют
кристаллизационную воду.
Х о д р а б о т ы . 20 г сульфата алюминия растворяют в 60 мл воды, раствор нагревают. По уравнению реакции
K2SO4 + А12(SO4)3 + 12Н2O = 2KA1(SO4)2 .12H2O
рассчитывают необходимое количество K2SO4, отвешивают и растворяют
также в 60 мл горячей воды. Горячие растворы фильтруют и смешивают.
Полученный раствор упаривают на водяной бане до начала кристаллизации и
оставляют кристаллизоваться. Выпавшие кристаллы отделяют от маточного
раствора, отсасывают, промывают холодной дистиллированной водой,
отжимают и сушат между листами фильтровальной бумаги и рассчитывают
процент выхода.
2.Хромокалиевые квасцы KCr(SО4)2 .12H2О
Р е а к т и в ы : K2Cr2О7, H2SО4 , d = 1,84г/см3, С2Н5ОН.
С в о й с т в а . Хромокалиевые квасцы - темно-фиолетовые октаэдрические кристаллы, растворимы в воде, образуют раствор сине-фиолетового
цвета, при 60-70 °С цвет раствора становится зеленым, при охлаждении
приобретает фиолетовую окраску. На воздухе квасцы выветриваются,
обезвоживаются при 350 оС.
Х о д р а б о т ы . Хромокалиевые квасцы могут быть получены восстановлением дихромата калия этиловым спиртом в присутствии серной
кислоты. При этом спирт окисляется до альдегида. 10 г К2Сг2О7 растворяют в
50 мл воды в фарфоровой чашке или стакане и добавляют к раствору при
охлаждении 10 мл серной кислоты.
Рассчитайте, сколько мл 96 % этилового спирта потребуется для восстановления 10 г К2Сг2О7 с избытком этилового спирта 1,5-2,0 мл. В
143
охлажденный раствор при помешивании приливают этиловый спирт.
Температура раствора не должна превышать 40 °С. Оставьте раствор
кристаллизоваться на 24 часа. Слейте маточный раствор с выделившегося
осадка, отфильтруйте квасцы на воронке Бюхнера. Промойте осадок 10 мл
холодной воды (кристаллы и жидкость окрасятся в фиолетовый цвет),
высушите кристаллы между листами фильтровальной бумаги, определите
процент выхода. Качественными реакциями докажите присутствие ионов в
растворе (растворите несколько кристаллов).
K2Cr2О7 + 4H2SО4 + ЗС2Н5ОН + 17Н2О = 2KCr(SО4)2 .12H2О + ЗСН3СООН
3. Сульфат аммония-железа(П) (соль Мора (NH4)2Fе(SО4)2.6H2О)
Р е а к т и в ы : FeSО4 .7H2О, (NH4)2SО4, H2SО4 (2н.).
При отсутствии готовых реактивов сульфат железа готовится при
растворении железной проволоки или железной стружки в 2н H2SО4 при
нагревании, затем фильтруют и упаривают до требуемого объема. Сульфат
аммония готовят нейтрализацией серной кислоты 25 %-ным раствором
аммиака.
С в о й с т в а . Соль Мора - прозрачные синевато-зеленые кристаллы, устойчивы на воздухе, при 100 °С теряют кристаллизационную воду,
растворяются в воде, не растворяются в спирте.
Х о д р а б о т ы . 20 г FeSО4 .7H2О растворяют в 10 мл воды, добавив 10 мл
2 н. серной кислоты для подавления гидролиза соли железа. По уравнению
реакции рассчитывают требуемое количество сульфата аммония.
Сульфат аммония растворяют в 10 мл воды. Оба раствора нагревают до
60-70 °С, фильтруют и сливают вместе в фарфоровую чашку, хорошо перемешав жидкость стеклянной палочкой. В раствор добавляют 1-2 мл кислоты и
оставляют смесь для кристаллизации на 24 часа.
FeSО4 + (NH4)2SО4 + 6Н2О = (NH4)2Fе(SО4)2.6H2О
После кристаллизации жидкость сливают, отфильтровывают кристаллы на
воронке Бюхнера, промывают объемом ледяной воды или раствором спирта
и сушат между листами фильтровальной бумаги. Отмечают форму
144
кристаллов определяют процент выхода, проделывают частные реакции на
ионы.
4. Парамолибдат аммония (NH4)6Mо7O24
С в о й с т в а . Бесцветные или слегка зеленоватые кристаллы в форме
призм. На воздухе соль выветривается, теряя часть NH3; при нагревании до
150 °С разлагается на МоО 3 , Н20 и NH3. Реактив растворим в воде, сильных
кислотах и растворах щелочей. Раствор молибдата аммония в азотной
кислоте называется молибденовой жидкостью.
П р и г о т о в л е н и е . 1-й способ. Препарат можно получить из
технического молибденового ангидрида;
7МоО3 + 6NН4OH = (NH4)6Mо7O24 + ЗН20
В фарфоровой ступке растирают 125 г МоО3 с 220 мл воды и 100 мл
NH4OH (пл.= 0,91). Полученный раствор фильтруют и остаток на фильтре
промывают водным раствором аммиака. К фильтрату добавляют 5 мл 2 н.
раствора (NH4)2S и подогревают. Затем раствор фильтруют и упаривают до
тех пор, пока плотность его не станет равной 1,41, после чего добавляют
NH4OH (пл.= 0,91) до появления сильного запаха аммиака и охлаждают при
частом перемешивании. Выпавшие кристаллы отсасывают на воронке
Бюхнера.
Выход 60 %. Полученный препарат обычно соответствует реактиву квалификации ч.д.а.
2-й способ. Для приготовления молибденовой жидкости растворяют 150 г
молибдата аммония (ч.д.а.) в 1 л воды и раствор вливают в 1 л HNO3 (пл. =
1,2). Выпадающий вначале белый осадок молибденовой кислоты
растворяется. Раствор оставляют на 48 ч. Если при этом выпал осадок, то раствор осторожно декантируют.
Лабораторная работа № 36
1. Получение свойства комплексных соединений
145
Получение комплексных соединений. 1.В три пробирки налить по 1 мл
растворов солей Cu2+, Zn2+, Ni2+, имеющихся в наличии в лаборатории.
Добавить в каждую пробирку по каплям водный раствор аммиака (раствор
NH4OH). Что наблюдается? Отметить характер и цвет осадков.
Продолжить добавление раствора NH4OH до полного растворения
осадков. При этом образуются комплексные соединения, содержащие ионы
[Cu(NH3)4]2+, [Ni(NH3)4]2+ и [Zn(NH3)4]2+. Затем к этим растворам добавить
раствор щелочи. Отметить свои наблюдения. Написать все уравнения
реакций.
2. В пробирку налить 1 мл раствора MgCl2 и добавить по каплям
концентрированный раствор (NH4)2CO3 до образования осадка. Затем
продолжить добавление раствора (NH4)2CO3. Что при этом наблюдается, если
учесть образование комплекса [Mg(CO3)2]2- ?
3. В пять пробирок налить по 1 мл растворов солей Zn2+, Al3+, Sn2+, Pb2+ и
Cr3+, имеющихся в лаборатории. Затем по каплям добавить
концентрированный раствор щелочи до образования осадков. Отметить цвет
осадков.
Какова природа осадков? Что происходит при дальнейшем добавлении
раствора щелочи? Учесть, что при этом образуются комплексные ионы
[Zn(OH)4]2-, [Al(OH)4]-, [Sn(OH)4]2-, [Pb(OH)4]2- и [Cr(OH)6]3-. Написать
уравнения соотвествующих реакций комплексообразования.
Получение гексафтороферрата (III) аммония. К 1 мл раствора хлорида
железа (Ш) FeCl3 добавить столько же раствора родонида аммония NH4SCN.
Отметить цвет полученного раствора.
К полученному красному раствору родонида железа (Ш) Fe(SCN)3
добавлять раствор NaF до обесцвечивания раствора. Написать уравнения
соответствующих реакций.
Получение гексацианоферрата (II) гексаамминникеля. К 1 мл раствора
гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] добавить столько же раствора
сульфата никеля (П) NiSO4. Отметить цвет образовавшегося осадка
146
гексацианоферрата (II) никеля (II). В полученный осадок добавить
концентрированный водный раствор аммиака (NH4OH) до его растворения.
Что наблюдается через 1-2 минуты? Каков цвет образовавшегося осадка
гексацианоферрата (II) гексаамминникеля (II)? Написать уравнения
соответствующих реакций.
2.Обменные реакции комплексных соединений
К 1 мл раствора хлорида железа (Ш) FeCl3 прилить столько же раствора
гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6]. Выпадает синий осадок
берлинский лазури. Написать уравнение реакции.
3. Окислительно-восстановительные реакции с участием
комплексных соединений
К 1мл раствора KMnO4 добавить 3-4 капли 2 н. раствора H2SO4 и 1 мл
раствора гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] до обесцвечивания
раствора. Написать уравнение реакции, учитывая, что при этом образуется
K3[Fe(CN)6]. Отметить цвет раствора.
Контрольные вопросы
Составить уравнения реакций
Na[Al(OH)4] (р) + СО2(г) = Al(OH)3↓ + ? + ?
Na3[Al(OH)6] (р) + SО2(г) = Al(OH)3↓ + ?
Na3[Al(OH)6] (р) + H2S(г) = ?↓ + NaHS + ?
Na3[Al(OH)6] (р) + HCl (р) = AlCl3 + ? + ?
K4[Fe(CN)6]жкс(р) = ? + Fe(CN)2
K4[Fe(CN)6](т) = Fe3C +C + N2 + ?
K4[Fe(CN)6]жкс(р) + HCl(р) = Н4[Fe(CN)6]↓ + ?
K4[Fe(CN)6]жкс(р) + Cl2(г) = K3[Fe(CN)6]ккс + ?
K4[Fe(CN)6]жкс(р) + ВаCl2(р) = Ва2[Fe(CN)6]↓ (белый) + ?
K4[Fe(CN)6]жкс(р) + FeCl2(р) = K2Fe[Fe(CN)6]↓(белый) + ?
K4[Fe(CN)6]+KMnO4(р)+ H2SO4(р) = K3[Fe(CN)6] + ? + ? +?
K2[Fe(NН3)6] + H2O = ?↓+ NН3.H2O + KNH4
KFe+2[Fe+3(CN)6] + KOH = FeO(OH)↓+ K4[Fe(CN)6] + ?
KFe+3[Fe+2(CN)6] + KOH = FeO(OH)↓+ K4[Fe(CN)6] + ?
K4[Co(CN)6] + H2O = K3[Co(CN)6] + H2 + KOH
Co(NО3)2 +KNO2 +CH3COOH =
K3[Co(NO2)6]↓+NO+CH3COOK+? + ?
K3[Co(CN)6] + FeCl2 = Fe3[Co(CN)6]↓турнбулева синь + ?
[Co(NH3)6]Cl2(р) + NH4Cl + O2 = [Co(NH3)6]Cl3 (оранж.р) + NH3 + ?
147
Основная использованная литература
1. Лабораторный практикум по химии. Учебное пособие. / под ред.
В.И.Спицына. М., Изд-во МГУ, 1976. 298с.
2.Бабич Л.В., Балезин С.А. и др. Практикум по неорганической химии. М.,
«Просвещение», 1973. 368с.
Дополнительная литература
3.Кочкаров Ж.А. Формирование знаний о реакциях ионного обмена в водных
растворах //Журн.Химия в Школе. 2005, №10. С.16-22
4.Кочкаров Ж.А. Реакции ионного обмена в водных растворах // Науч.-метод.
журн. «Химия в школе» 2007 г. №2. С. 35-37.
5. Кочкаров Ж.А. Реакции ионного обмена в водных растворах. Нальчик,
КБГУ, 2005, 60с.
6. Кочкаров Ж.А. Реакции кислот и оснований в неорганической химии с
позиции теории Бренстеда –Лоури. КБГУ, Нальчик, 2006, .50c.
7. Кочкаров Ж.А. Уравнения окислительно-восстановительных реакций:
Метод протонно-кислородного баланса и классификация ОВР// Науч-метод.
Журн. «Химия в Школе», 2007, №9. С.44-47
8. Кочкаров Ж.А. Протонно-ионный метод составления уравнений
окислительно-восстановительных реакций. Журн. Химия/ Методика
преподавания . 2005. №7. С.48-50
9. Кочкаров Ж.А.,Черкесов Б.Х. Р-элементы VIА-группы Периодической
системы Д.И.Менделеев, КБГУ, Нальчик, 2005 г ,46с.
10. Черкесов Б.Х., Кочкаров Ж.А. Р-элементы VIIА-группы Периодической
системы Д.И.Менделеева КБГУ, Нальчик, 2006 г, 35с.
11. Кочкаров Ж.А. Стехиометрические законы химии. Мет. указания. Изд.
КБГУ, Нальчик, 2009 г. 46с.
12. Кочкаров Ж.А. Электролиз растворов и расплавов солей и окислительновосстановительные реакции. Мет. указания. Изд. КБГУ, Нальчик, 2010 г. 50с.
148
13. Кочкаров Ж.А. Хакулов З.Л., Кяров А.А. Теоретические основы и
методические указания к теме: Электролиз растворов и расплавов.
Метод. указания. Изд. КБГУ, Нальчик, 1998, 50с.
14. Кочкаров Ж.А. Неорганическая химия в уравнениях реакций. Учебное
пособие. Изд-во «Полиграфия», Нальчик, 2009, 330с.