Лабораторный практикум. Составители: Белкина Р.М., Славкина

Факультет электротермических
технологий
Кафедра общей и аналитической химии
ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
ЧАСТЬ 2
Лабораторный практикум
Новокузнецк
2007
Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Сибирский государственный индустриальный университет»
Кафедра общей и аналитической химии
ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
ЧАСТЬ 2
Лабораторный практикум
по дисциплинам «Неорганическая химия»,
«Общая и неорганическая химия».
Для студентов первого курса металлургических специальностей и
специальности 240301 – Химическая технология неорганических
веществ
Новокузнецк
2007
1
УДК 54.076(07)
О 62
Рецензент:
кандидат химических наук, доцент, зав. кафедрой физхимии и ТМП
СибГИУ А.И. Пошевнева
Под общей редакцией зав. кафедрой О и АХ проф. Горюшкина В.Ф.
О62 Общая и неорганическая химия. Часть 2: Лаб. практ. / Сост.
Белкина Р.М., Славкина Р.И., Горюшкина Ю.В.: СибГИУ. –
Новокузнецк, 2007 – 35 с.
Даны подробные рекомендации к выполнению опытов и
контрольные вопросы для более глубокого усвоения учебного
материала.
Назначение лабораторного практикума – изучение темы
"Элементы и соединения".
Предназначен для студентов первого курса металлургических
специальностей и специальности 240301 – Химическая технология
неорганических веществ.
2
СОДЕРЖАНИЕ
ВВЕДЕНИЕ
Лабораторная работа 1. ВОДОРОД………………………………….....4
Лабораторная работа 2. ГАЛОГЕНЫ………………………………......5
Лабораторная работа 3. СЕРА………………………………………......6
Лабораторная работа 4. АЗОТ……………………………………….....11
Лабораторная работа 5. УГЛЕРОД, КРЕМНИЙ……………………...13
Лабораторная работа 6. ОЛОВО, СВИНЕЦ…………………………..15
Лабораторная работа 7. АЛЮМИНИЙ………………………………17
Лабораторная работа 8. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ………………………..19
Лабораторная работа 9. ЖЕЛЕЗО……………………………………...21
Лабораторная работа 10. КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ……………………….23
Лабораторная работа 11. МАРГАНЕЦ………………………………...25
Лабораторная работа 12. ХРОМ……………………………………….27
Лабораторная работа 13. ДЕЙСТВИЕ КИСЛОТ И ЩЕЛОЧЕЙ НА
МЕТАЛЛЫ………………………………………………………………28
Лабораторная работа 14. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ……….30
Лабораторная работа 15. ЦИНК………………………………………..32
Приложение…………………………………………………………...34
3
Введение
Представленные ниже лабораторные работы по изучению
свойств простых веществ и их соединений расположены в порядке
следования А и В подгрупп элементов в длиннопериодном варианте
периодической системы элементов Д.И. Менделеева справа налево,
т.е. начиная с водорода и галогенов. Постепенный переход от
активных неметаллов к металлам дает картину изменения свойств
элементов в связи с их положением в периодической системе. В
конце каждой лабораторной работы приведены контрольные вопросы
для самостоятельной подготовке к защите отчета.
В практикуме используется номенклатура для неорганических
соединений, рекомендуемая ИЮПАК.
4
Лабораторная работа 1
ВОДОРОД
ОПЫТ 1. Получение водорода и его горение.
1.1 Получение водорода при взаимодействии цинка и кислоты.
Работа с водородом требует большой осторожности. Водород
горюч в смеси с кислородом и воздухом образует взрывчатую смесь.
Опыт необходимо выполнять в вытяжном шкафу!
Внесите в пробирку пять капель 2н раствора соляной кислоты и
небольшой кусочек цинка. Закройте пробирку пробкой с отводной
трубкой (конец трубки должен быть оттянут) и, когда реакция пойдет
бурно, подожгите выделяющийся из отводной трубки газ. Подержите
над пламенем водорода холодную стеклянную воронку или часовое
стекло. Что наблюдаете? Напишите уравнения окислительновосстановительных реакций получения водорода и его горения.
Можно ли получить водород действием соляной кислоты на любой
другой металл? Сделайте общий вывод.
1.2 Получение водорода при взаимодействии алюминия и
щелочи.
Налейте в пробирку раствора едкого калия, внесите кусочек
алюминия. Подожгите спичкой выделяющийся газ.
Напишите уравнения реакций: взаимодействия алюминия с
водой, оксида алюминия со щелочью с образованием
тетрагидроксоалюмината калия K[Al(OH)4]. Почему алюминий не
взаимодействует с водой в отсутствие щелочи?
ОПЫТ 2. Разложение пероксида водорода.
Внесите в пробирку несколько капель 3 %-ного раствора
пероксида водорода и несколько кристаллов диоксида марганца,
являющегося катализатором в данной реакции. Внесите в пробирку
тлеющую лучинку. Какой газ выделяется? Напишите уравнение
реакции разложения пероксида водорода.
ОПЫТ 3. Окислительные свойства пероксида водорода.
Поместите в пробирку несколько капель раствора иодида калия.
Подкислите раствор 2н Н2SO4. Добавьте 3 %-ного раствора пероксида
водорода. Образование, какого вещества изменило окраску раствора?
Напишите уравнение реакции.
ОПЫТ 4. Восстановительные свойства пероксида водорода.
Поместите в пробирку несколько капель раствора перманганата
5
калия и такой же объем 0,2н раствора серной кислоты. Затем
прилейте раствор пероксида водорода. Наблюдайте за исчезновением
фиолетовой окраски перманганата и выделением пузырьков газа.
Напишите уравнение соответствующей реакции.
Контрольные вопросы
1. Сколько граммов водорода можно получить из 21 г гидрида
кальция?
2. Запишите уравнения реакции в цепи превращений:
Na → NaОН → Аl(ОН)3 → Аl2О3 → Аl
3. Расставьте коэффициенты в уравнениях методом ионноэлектронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель:
а) КМnО4 + Н2О2+ Н2SО4 → К2SО4 + МnSО4 + О2 + Н2О;
б) Сl2 + Н2О2 → НСl + О2;
в) Н2О2 + НI → I2 + Н2О;
г) Н2О2 + СrСl3 + КОН → К2СrО4 + КСl + Н2О;
д) Н2О2 + Н2S → Н2SО4 + Н2О;
е) Н2О2 + НIО3 → I2 + О2 + Н2О.
4. Как повлияет увеличение давления и температуры на
химическое равновесие в обратимой системе:
FeO3 (кр) + 3Н2 (г) = 2Fe (кр) + 3Н2О (г)
∆Н > 0
5. Сколько литров водорода выделится при действии соляной
кислоты на 112 г железа?
Лабораторная работа 2
ГАЛОГЕНЫ
ОПЫТ 1. Исследование состава и свойств хлорной воды.
Налейте в пробирку хлорной воды.
Хлорная вода получается при растворении хлора в воде.
Отметьте запах свободного хлора. При растворении хлор частично
реагирует с водой по уравнению:
Сl2 + Н2О ↔ НСlО + НСl
(1)
При этом равновесие сильно смещено влево. Поэтому хлорной
водой можно пользоваться для всех реакций, если по ходу реакции
необходим свободный хлор. Под влиянием света скорость реакции
разложения непрочной хлорноватистой кислоты увеличивается:
6
НСlО = НСl + О
(2)
Реакция (2) вызывает постепенное смещение равновесия
реакции (1) вправо. Поэтому хлорную воду необходимо хранить в
темном месте.
В чистую пробирку налейте несколько капель хлорной воды.
Испытайте ее универсальным индикатором. Что происходит с
окраской индикатора? На что это указывает?
Присутствие в хлорной воде ионов Сl¯ докажите, добавив в
пробирку с несколькими каплями хлорной воды 2 – 3 капли нитрата
серебра. Выпадает ли белый творожный осадок АgСl?
В третью пробирку внесите 4 – 5 капель раствора индиго и
добавьте по каплям хлорной воды. Обесцвечивание раствора
происходит вследствие окисления индиго хлорноватистой кислотой.
ОПЫТ 2. Восстановительные свойства галид-ионов.
В две пробирки внесите по 3 – 4 капли растворов: в одну –
бромида калия (или натрия), в другую – иодида калия (или натрия).
В обе пробирки добавьте по 3 – 4 капли бензина и по 1 – 2 капли
хлорида железа (III). Выдержите пробирки в течение 5 минут.
Наблюдаете ли изменение окраски бензинового слоя?
В каком случае произошло восстановление хлорида железа (III)?
Напишите
уравнение
соответствующей
окислительновосстановительной реакции. Пойдет ли аналогичная реакция с
хлоридом калия? Ответ на этот вопрос дайте в выводе, используя
величины стандартных электродных потенциалов окислительновосстановительных систем и ЭДС реакций.
ОПЫТ 3. Обнаружение хлорид-иона.
Получите хлорид серебра реакцией ионного обмена.
Необходимые для этого растворы соответствующих солей возьмите в
количестве 4 – 5 капель. К полученному осадку добавьте 2 – 3 капли
2н раствора азотной кислоты. Наблюдаете ли растворение осадка?
Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения протекающей
реакции, отметив цвет полученного осадка и результат действия на
него азотной кислоты. Можно ли считать протекающую
ионообменную реакцию качественной на хлорид-ион? Ответ на этот
вопрос дайте в выводе.
7
Контрольные вопросы
1. На каких уровнях и подуровнях находятся валентные
электроны в атомах галогенов. Напишите их электронные формулы.
Окислителями или восстановителями являются галогены в свободном
состоянии?
2. При какой степени окисления хлор может быть только
окислителем? Только восстановителем? Напишите формулы
соответствующих соединений.
3. Напишите уравнение реакции получения и структурную
формулу хлорной извести. Чем объясняются ее окислительные
свойства?
4. Как изменяются степени диссоциации кислот и
окислительные свойства хлора в ряду: НСlО, НСlО2, НСlО3, НСlО4?
Укажите причину этой закономерности.
5. Напишите уравнения реакций вытеснения брома из бромида
калия и из КВrО3 йодом. В результате окисления или восстановления
выделяется бром в этих реакциях?
6. Какой ион йода может проявлять только восстановительные
свойства? Приведите пример, написав соответствующее уравнение
реакции.
7. В какой степени окисления йод может проявлять и
окислительные и восстановительные свойства? Напишите формулы
соответствующих соединений.
8. Напишите уравнения реакций взаимодействия хлорида,
бромида и иодида калия с избытком концентрированной серной
кислоты.
9. В каких из указанных реакций можно получить свободный
йод:
а) КI + SО2 + Н2О → ; б) КI + Br2 → ;
в) КIО3 + КI + Н2О → ?
10. В каких случаях хлор окисляется:
а) 2Сl¯ → Сl2 ; б) 2СlО¯ → Сl2 ; в) СlО3¯ → СlО¯;
г) Сl2 → 2Сl¯;
д) Сl2 → 2СlО3¯?
Лабораторная работа 3
СЕРА
ОПЫТ 1. Получение оксида серы (IV) и сернистой кислоты.
8
Нагрейте в металлической ложечке кусочек серы до полного
расплавления и воспламенения. Опустите ложечку с горящей серой в
колбу, на дно которой предварительно налейте немного
дистиллированной воды, и прикройте стеклом. Когда сера сгорит,
взболтайте и испытайте полученный раствор универсальным
индикатором. Какие ионы вызывают изменение окраски индикатора?
Составьте уравнения реакций получения оксида серы (IV) и
сернистой кислоты и ее диссоциации по стадиям. Напишите
выражения констант диссоциации кислоты и подставьте их значения
(КI(Н2SO3) = 1,7·10-2; КII(Н2SO3) = 6,8·10-8). Сильная или слабая эта
кислота? Ответ дайте в выводе.
ОПЫТ 2. Окислительно-восстановительные свойства серы
(IV) (опыт выполняется в 415 аудитории).
2.1 В пробирку с сероводородной водой (3 – 5 капель) добавьте
несколько кристалликов сульфита натрия (или калия). Отметьте
происходящее изменение в растворе. Напишите соответствующее
данной окислительно-восстановительной реакции уравнение.
2.2 В пробирку внесите 5 – 6 капель раствора дихромата калия, 3
– 4 капли 2н раствора серной кислоты и несколько кристалликов
сульфита натрия. Отметьте переход оранжевой окраски раствора,
характерной для иона Сr2О72-, в зеленую окраску, характерную для
иона Сr3+. Напишите уравнение окислительно-восстановительной
реакции. Сделайте вывод об окислительно-восстановительных
свойствах серы (IV).
ОПЫТ 3. Обнаружение сульфид- и сульфат-ионов.
3.1 Получите сульфид свинца ионообменной реакцией между
сульфидом натрия и нитратом свинца. Для этого возьмите по 3 – 4
капли растворов указанных солей. К полученному осадку добавьте 2
– 3 капли 2н раствора азотной кислоты. Наблюдается ли его
растворение? Напишите в молекулярном и ионном виде уравнение
реакции образования сульфида свинца. Отметьте цвет осадка и
результат действия на него азотной кислоты.
3.2 Получите сульфат бария взаимодействием между сульфатом
натрия (3 – 4 капли) и хлоридом бария (такой же объем). Испытайте
осадок на растворение его в 2н азотной кислоте. Напишите в
молекулярном и ионном виде уравнения ионообменных реакции,
отметив цвет осадка и результат действия на него азотной кислоты.
9
Можно ли считать ионообменную реакцию образования черного
осадка сульфида свинца качественной на сульфид-ион, а
ионообменную реакцию образования белого осадка сульфата бария –
качественной на сульфат-ион? Ответ дайте в выводе.
ОПЫТ 4. Дегидратирующие свойства серной кислоты.
На листочке фильтровальной бумаги с помощью стеклянной
палочки сделайте надпись 2н раствором серной кислоты. Бумагу
просушите, держа высоко над пламенем горелки. Отметьте и
объясните почернение бумаги. Какое свойство проявляет серная
кислота в этом опыте? Ответ на этот вопрос дайте в выводе.
Контрольные вопросы
1. Напишите электронную формулу атома серы и сульфид-иона.
Со структурой атома, какого инертного газа сходна структура этого
иона?
2. Напишите электронную формулу атома серы в
невозбужденном и возбужденном состояниях.
3. В какой степени окисления сера может быть:
а) только окислителем;
б) только восстановителем;
в) и окислителем, и восстановителем?
Приведите примеры реакций.
4. Какие вещества будут получаться при взаимодействии
сульфида железа (II): с соляной кислотой; с концентрированной
азотной кислотой? Напишите соответствующие уравнения реакций.
5.
Напишите
уравнения
ступенчатой
диссоциации
сероводородной кислоты. Как будут смещаться равновесия при
прибавлении: соляной кислоты; нитрата свинца; щелочи?
6. Напишите уравнение реакции гидролиза сульфида натрия в
ионном и молекулярном виде.
7. Почему нельзя применять серную кислоту: для получения
диоксида углерода из карбоната кальция; для осушения
сероводорода? Напишите соответствующие уравнения реакций.
8. Почему в железных цистернах нельзя перевозить
разбавленную
серную
кислоту,
но
можно
перевозить
концентрированную?
10
9. Напишите уравнение окислительно-восстановительной
реакции взаимодействия концентрированной серной кислоты с
цинком.
11
Лабораторная работа 4
АЗОТ
ОПЫТ 1. Смещение равновесия в водном растворе аммиака.
В водном растворе аммиака имеет место сложное равновесие:
NН3 + Н2О ↔ NН4ОН ↔ NН4+ + ОН¯.
Проследите смещение этого равновесия под влиянием
изменения концентрации компонентов данной системы. Для этого в
две пробирки внесите по 5 – 6 капель 2н раствора аммиака. В одну из
них добавьте каплю фенолфталеина. Отметьте окрасу раствора. На
присутствие, каких ионов она указывает? В эту же пробирку добавьте
несколько кристалликов хлорида аммония и размешайте раствор. Как
изменилась интенсивность окраски вследствие смещения равновесия
после увеличения концентрации ионов NН4+, образующихся при
диссоциации хлорида аммония?
К раствору аммиака во второй пробирке добавьте 5 – 6 капель
раствора сульфата алюминия. Отметьте исчезновение запаха
аммиака. Куда сместится равновесие реакции диссоциации NН4ОН в
этом случае? Напишите молекулярное и ионное уравнение реакции
взаимодействия сульфата алюминия с водным раствором аммиака.
Сделайте вывод о том, как влияет изменение концентрации
ионов NН4+ и ОН¯ на равновесие данной системы.
ОПЫТ 2. Восстановительные свойства аммиака.
В пробирку внесите 3 – 4 капли перманганата калия и 3 – 5
капель 25 % раствора аммиака. Смесь слегка подогрейте на пламени
горелки. Что произошло с раствором?
Напишите
уравнение
соответствующей
окислительновосстановительной реакции, учитывая, что аммиак окисляется до
молекулярного азота, а осадок представляет собой диоксид марганца.
Сделайте вывод о том, какие свойства проявляет аммиак в
окислительно-восстановительных реакциях.
КМnО4 + NН4ОН → N2 + МnО2 + КОН + Н2О
ОПЫТ 3. Гидролиз соли аммония.
В пробирку внесите 5 – 6 капель раствора сульфата аммония. В
раствор опустите универсальный индикатор. Как изменился цвет
индикатора? На присутствие, каких ионов указывает это изменение?
12
Напишите уравнения реакции гидролиза сульфата аммония в
ионном и молекулярном виде. Отметьте в выводе, почему соли
аммония подвергаются гидролизу.
ОПЫТ 4. Окислительно-восстановительные свойства
нитритов.
4.1 Внесите в пробирку 2 – 3 капли раствора иодида калия и
столько же 2н серной кислоты. Добавьте 2 – 4 капли нитрита калия
или натрия. Чем вызвано изменение окраски раствора? Напишите
уравнение окислительно-восстановительной реакции, учитывая, что
нитрит восстанавливается до оксида азота (II), а иодид-ион
окисляется до молекулярного йода.
4.2 Подкислите 2 – 3 капли раствора дихромата калия 2н серной
кислотой (3 – 4 капли) и добавьте 4 – 6 капель раствора нитрита калия
или натрия. Отметьте изменение окраски раствора вследствие
перехода дихромат-иона Сr2О72- в ион хрома (III). Как изменилась
степень окисления азота? Напишите соответствующее уравнение
окислительно-восстановительной реакции. Почему нитриты могут
проявлять окислительные и восстановительные свойства? Отметьте
это в выводе.
Контрольные вопросы
1. Напишите уравнения реакций получения аммиака при
условии, что одним из исходных веществ является: азот; соль
аммония; азотная кислота; нитрид алюминия.
2. Напишите уравнения реакций взаимодействия газообразного
аммиака с сероводородом; с серной кислотой; с хлором.
3.
Напишите
уравнения
реакций
термической
и
электролитической диссоциации: хлорида аммония; карбоната
аммония; гидроксида аммония.
4. Напишите уравнения реакций гидролиза в ионном и
молекулярном виде: хлорида аммония; карбоната аммония.
5. Напишите формулы оксидов азота в степени окисления: +1,
+2, +3, +4, +5. Какие из этих оксидов будут взаимодействовать с
КОН? Напишите соответствующие уравнения реакций.
6. Напишите уравнения реакций получения диоксида азота:
а) взаимодействием газов;
б) из азотной кислоты.
13
7. Сколько литров оксида азота (IV) выделится при
взаимодействии 32 г меди с концентрированной азотной кислотой.
8. Напишите уравнение окислительно-восстановительной
реакции взаимодействия концентрированной азотной кислоты с
серебром.
9. Напишите уравнения окислительно-восстановительных
реакций взаимодействия разбавленной азотной кислоты с медью и
магнием.
10. Используя ионно-электронный метод, напишите уравнения
полуреакций окислительно-восстановительной реакции:
Вi2S3 + НNО3 → Вi2(SО4)3 + NО2 + Н2О
Укажите окислитель и восстановитель.
Лабораторная работа 5
УГЛЕРОД, КРЕМНИЙ
ОПЫТ 1. Адсорбционные свойства угля.
Поместите в пробирку (на ¼ ее объема) измельченный уголь и
прилейте разбавленный раствор индиго до ⅓ объема пробирки.
Закройте пробирку пробкой и энергично встряхивайте ее содержимое
в течение 1 – 2 мин. Дайте частичкам угля осесть и отметьте
изменение окраски. Сделайте вывод.
ОПЫТ 2. Получение оксида углерода (IV) и растворение его в
воде.
В пробирку, заполненную водой до ⅓ ее объема, опустите
универсальный индикатор и пропустите оксид углерода (IV),
полученный в аппарате Киппа. Отметьте степень кислотности
раствора.
Напишите уравнения реакций: получения оксида углерода (IV)
(взаимодействием карбоната кальция и соляной кислоты);
растворения оксида в воде. Приведите схему равновесия в водном
растворе оксида углерода (IV). Как сместится это равновесие при
добавлении в раствор щелочи; кислоты? Объясните, почему
происходит смещение равновесия в каждом случае.
ОПЫТ 3. Получение нерастворимых карбонатов и изучение
их свойств.
В три пробирки внесите по 4 – 6 капель карбоната натрия и
добавьте по 4 – 6 капель растворов: в первую – соли бария, во вторую
14
– соли стронция, в третью – соли серебра. Отметьте выпадение
осадков и их цвет. Напишите уравнения соответствующих реакций в
молекулярном и ионном виде.
Пробирку с осадком карбоната серебра слегка нагрейте в пламени
горелки. Наблюдайте потемнение осадка вследствие разложения
карбоната. Напишите уравнение соответствующей реакции.
К осадкам карбонатов бария и стронция добавьте по несколько
капель 2н уксусной кислоты. Что наблюдаете? Какой газ выделяется?
Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном и
ионном виде. В выводе дайте ответы на вопросы: что происходит с
осадками при нагревании; почему возможно их растворение в
уксусной кислоте?
ОПЫТ 4. Сравнение кислотных свойств угольной и
кремниевой кислот.
В пробирку с раствором силиката натрия пропустите из аппарата
Киппа ток оксида углерода (IV). Отметьте получение геля
кремниевой кислоты. Напишите уравнение реакции получения
кремниевой кислоты в молекулярном и ионном виде. Сравните
константы
диссоциации
угольной
и
кремниевой
кислот
I
-1
I
-10
(К (Н2СО3) = 4,31·10 ; К (Н2SiО3) = 2·10 ). Какая кислота сильнее?
Ответ на этот вопрос дайте в выводе.
ОПЫТ 5. Гидролиз силиката натрия.
В пробирку с 5 – 6 каплями силиката натрия добавьте 1 – 2 капли
раствора фенолфталеина. Что наблюдаете? На присутствие, какого
иона в растворе указывает окраска фенолфталеина? Напишите
уравнение реакции гидролиза силиката натрия в молекулярном и
ионном виде. На основании опыта сделайте вывод о способности
некоторых силикатов гидролизоваться и о силе кремниевой кислоты.
Контрольные вопросы
1. Напишите уравнения реакций получения оксида углерода (IV)
тремя различными способами.
2. Почему карбонат кальция растворяется в воде, насыщенной
оксидом углерода (IV)? Напишите соответствующее уравнение
реакции в молекулярном и ионном виде.
3. Больше или меньше семи значение рН в водном растворе
карбонатов щелочных металлов? Ответ аргументируйте написанием
15
соответствующих уравнений реакций в молекулярном и ионном виде.
4. Как будет протекать в водном растворе реакция
взаимодействия карбоната натрия: с хлоридом кальция; с хлоридом
меди; с хлоридом алюминия? Напишите уравнения реакций в
молекулярном и ионном виде.
5. Получите известными вам способами угольную кислоту и
покажите её ступенчатую диссоциацию.
6. Напишите уравнения последовательных реакций:
Si → SiO2 → K2SiO3 → H2SiО3.
7. Напишите уравнение реакции взаимодействия кремния с
раствором щелочи. Сколько водорода при нормальных условиях
выделяется при растворении 1 кг кремния в щелочи?
8. В чём можно растворить оксид кремния (IV)? Приведите
примеры и напишите соответствующие уравнения реакций.
9. Напишите уравнения реакций получения силицида магния и
тетрахлорида кремния из простых веществ. Окислителем или
восстановителем является кремний в этих реакциях?
10. Закончите уравнения реакций:
SiF4 + H2O →;
SiO2 + HF → .
Лабораторная работа 6
ОЛОВО, СВИНЕЦ
ОПЫТ 1. Получение металлического свинца вытеснением из
растворов его солей более активными металлами.
В пробирку внесите 5 – 10 капель раствора соли свинца (II).
Опустите в пробирку кусочек металлического цинка. Отметьте
выделение металлического свинца на поверхности цинка.
Напишите в молекулярном и ионном виде уравнение реакции
вытеснения свинца из раствора соли. Укажите окислитель и
восстановитель в этом процессе. В выводе объясните протекание
данной реакции, используя электрохимический ряд напряжений
металлов.
ОПЫТ 2. Получение дигидроксидов олова и свинца и
изучение их свойств.
В две пробирки внесите 3 – 5 капель раствора соли олова (II), в
две другие – раствор соли свинца (II), добавьте во все четыре
пробирки по 3 – 5 капель 2н раствора щелочи до появления осадков.
16
Исследуйте свойства дигидроксидов олова и свинца. Для этого в две
пробирки (одна с осадком дигидроксида олова, другая –
дигидроксида свинца) добавьте 3 – 5 капель 2н раствора азотной
кислоты, в две другие – столько же 2н раствора щелочи. Пробирки
осторожно встряхните до растворения осадков. Отметьте
наблюдаемые явления. Напишите в молекулярном и ионном виде
уравнения реакций: получения дигидроксидов олова и свинца;
растворения их в кислоте и в щелочи, учитывая образование в
щелочной
среде
комплексных
ионов
[Sn(ОН)4]2–
4тетрагидроксостанната (II) и [Pb(ОН)6] – гексагидроксоплюмбата
(II). Сделайте вывод о кислотно-основных свойствах дигидроксидов
олова и свинца.
ОПЫТ 3. Окислительные свойства диоксида свинца.
В пробирку насыпьте немного порошка диоксида свинца,
добавьте 5 – 7 капель 2н раствора серной кислоты и 5 – 6 капель
раствора иодида калия. Нагрейте содержимое пробирки в пламени
спиртовой горелки. Отметьте изменение цвета раствора. Добавьте к
нему 8 – 10 капель раствора крахмала. Отметьте появление синей
окраски.
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции
взаимодействия диоксида свинца с иодидом калия в кислой среде.
Сделайте вывод о свойствах диоксида свинца в окислительновосстановительных реакциях.
ОПЫТ 4. Гидролиз растворимых солей свинца (II).
В пробирку внесите 3 – 4 капли раствора нитрата свинца (II).
Опустите в него универсальный индикатор. Что наблюдаете? Какая
среда в растворе этой соли?
Напишите уравнения гидролиза соли в ионном и молекулярном
виде. Отметьте в выводе, почему растворимые соли свинца
подвергаются гидролизу?
Контрольные вопросы
1. Напишите электронную формулу олова. К какому
электронному семейству относится этот элемент? Объясните, почему
олово имеет степень окисления +2 и +4.
2. Напишите электронную формулу свинца. Укажите возможные
степени окисления свинца.
17
3. В раствор нитрата свинца опущены пластинки цинка и
серебра, в раствор нитратов серебра и цинка опущены пластинки
свинца. Пользуясь рядом стандартных электродных потенциалов
металлов, напишите уравнения возможных процессов.
4. Как взаимодействует олово с соляной, серной и азотной
кислотами: разбавленными; концентрированными? Напишите
уравнения соответствующих реакций и покажите, что эти реакции
окислительно-восстановительные.
5. Напишите уравнения возможных реакций взаимодействия
свинца с соляной; серной и азотной кислотами: а) разбавленными; б)
концентрированными.
6. Какие процессы будут протекать в растворе, содержащем
ионы Sn2+ или Рb2+ при добавлении небольшого количества щелочи, а
затем избытка её?
7. Напишите схемы равновесия процесса диссоциации
амфотерных дигидроксидов олова и свинца.
8. Расставьте стехиометрические коэффициенты в уравнении
реакции методом ионно-электронного баланса:
SnСl2 + Вi(NО3)3 + NaOH → Na2[Sn(OH)6] + Вi + NaNО3 + NaСl
9. Запишите уравнения реакций в цепи превращений:
Рb → РbО → Рb(NО3)2 → Рb(ОН)2 → РbО → Рb
10. К данным ионным уравнениям запишите молекулярные:
Рb2+ + 2I¯ → РbI2;
Sn(ОН)2 + 2ОН¯ → Sn(ОН)42-.
Лабораторная работа 7
АЛЮМИНИЙ
ОПЫТ 1. Взаимодействие алюминия с водным раствором
щелочи.
Опустите в пробирку кусочек алюминия и внесите 3 – 5 капель
воды. Нагрейте пробирку на водяной бане. Наблюдается ли
выделение водорода? Добавьте в пробирку 5 – 8 капель 2н раствора
гидроксида натрия. Отметьте интенсивное выделение водорода. В
результате реакции образуется тетрагидроксоалюминат натрия.
Напишите уравнение соответствующей реакции. Объясните в
выводе, почему алюминий не взаимодействует с водой, а
взаимодействует с водным раствором щелочи?
18
ОПЫТ 2. Получение гидроксида алюминия и исследование
его свойств.
В две пробирки внесите по 2 – 3 капли раствора соли алюминия
и по 2 – 3 капли 2н раствора гидроксида натрия до образования
осадка гидроксида алюминия. В одну пробирку к полученному
осадку прибавьте 3 – 5 капель 2н раствора соляной кислоты, в другую
– столько же 2н раствора гидроксида натрия. Что происходит в обоих
случаях?
Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции
получения гидроксида алюминия; молекулярные и ионные уравнения
реакций взаимодействия гидроксида алюминия с соляной кислотой и
гидроксидом натрия, учитывая, что в щелочной среде образуется
комплексный ион [Al(ОН)4]¯. Назовите исходные и полученные
соединения алюминия. Сделайте вывод о кислотно-основных
свойствах гидроксида алюминия.
ОПЫТ 3. Гидролиз солей алюминия.
В пробирку внесите 5 – 6 капель раствора сульфата алюминия, в
раствор соли опустите универсальный индикатор. Отметьте
изменение окраски индикатора и объясните причину этого
изменения.
Напишите в молекулярном и ионном виде уравнение реакции
гидролиза, протекающего в обычных условиях по первой стадии. Как
можно уменьшить степень гидролиза этой соли? Почему
растворимые соли алюминия подвергаются гидролизу? Отметьте это
в выводе.
ОПЫТ 4. Коррозия алюминия в присутствии хлорид-иона.
Хлорид-ион является сильным активатором коррозии. Его
присутствие в растворе способствует разрушению защитной плёнки
оксида алюминия, вследствие чего коррозия усиливается.
В одну пробирку внесите 8 – 10 капель раствора хлорида меди
(II). Определите рН среды универсальным индикатором. На
присутствие, каких ионов в растворе указывает изменение окраски
индикатора? Напишите ионное и молекулярное уравнения гидролиза
хлорида меди (II), подчеркнув в ионном уравнении те ионы, которые
определяют среду. В эту же пробирку поместите гранулу алюминия.
Что наблюдаете на поверхности алюминия? Напишите уравнение
окислительно-восстановительной реакции взаимодействия хлорида
меди (II) с алюминием. Какие два металла пришли в соприкосновение
19
друг с другом? В какой среде находится в контакте эта пара
металлов? Пузырьки, какого газа образуются на поверхности меди?
За счет, какого процесса происходит выделение газа? Напишите
уравнения реакций анодного и катодного процессов коррозии.
В другую пробирку внесите 8 – 10 капель раствора сульфата
меди (II). Определите среду раствора соли. Опустите в эту пробирку
гранулу алюминия. Что наблюдаете?
Сделайте вывод о влиянии хлорид-иона на процесс коррозии
металлов.
Контрольные вопросы
1. Напишите электронную формулу алюминия. Объясните,
почему алюминий имеет степень окисления +3?
2. Назовите способы получения алюминия, напишите уравнения
соответствующих реакций.
3. Напишите уравнение реакции взаимодействия алюминия с
разбавленной азотной кислотой, используя ионно-электронный
метод.
4. Как взаимодействует алюминий с разбавленной и
концентрированной серной кислотой? Составьте уравнения
окислительно-восстановительных реакций. Укажите окислитель и
восстановитель.
5. Почему алюминий является устойчивым к коррозии?
6. Почему алюминий растворяется в водном растворе карбоната
натрия? Напишите уравнения соответствующих реакций.
7. Действием, какого реактива можно перевести ионы Аl3+ в
ионы [Al(ОН)4]¯? Напишите соответствующие молекулярные и
ионные уравнения реакций.
8. Что происходит при постепенном добавлении избытка
соляной кислоты к раствору К[Al(ОН)4]? Какое соединение
алюминия при этом образуется? Напишите соответствующие
уравнения реакции в молекулярном и ионном виде.
9. Какая реакция протекает в водном растворе, содержащем
одновременно ионы Al3+ и ионы S2-? Напишите соответствующее
уравнение реакции.
10. Как практически убедиться в амфотерных свойствах
гидроксида алюминия? Напишите уравнения соответствующих
реакций в молекулярном и ионном виде.
20
Лабораторная работа 8
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ
ОПЫТ 1. Определение временной (карбонатной жёсткости).
Временная жёсткость зависит от растворенных гидрокарбонатов
кальция и магния.
В основе определения временной жёсткости лежит реакция
между соляной кислотой и гидрокарбонатами кальция и магния:
Са(НСО3)2 + 2НСl = СаСl2 + 2Н2О + 2СО2 ;
Мg(НСО3)2 + 2НСl = МgСl2 + 2Н2О + 2СО2 .
Отберите в две конические колбы по 50 мл исследуемой воды.
Внесите в каждую колбу по 2 – 3 капли метилового оранжевого (в
щелочном растворе он имеет жёлтую окраску). Из бюретки по каплям
приливайте в одну из колб 0,1н раствор соляной кислоты до тех пор,
пока окраска перейдёт в оранжевую. Титрование жёсткой воды
повторите. Определите средний объём кислоты (в мл), затраченный
на титрование, и рассчитайте временную жёсткость по формуле:
Жвр =
ср
С(Э(НСl)) · VHCl
·1000
50
ср
= С(Э(HCl)) · VHCl
· 20 (мэкв / л)
ОПЫТ 2. Определение общей жёсткости воды.
Общая жёсткость обусловлена присутствием растворимых солей
кальция и магния, таких как сульфаты, хлориды, нитраты и др.
Определяют общую жёсткость трилонометрическим методом. Он
основан на способности реактива "Трилона Б" образовывать
комплексные соединения с ионами кальция и магния. В точке
эквивалентности красная окраска раствора в присутствии индикатора
переходит в синюю:
СаJnd + Н2Тр ↔ СаТр + 2Н+ + Jnd2красная бесцветная бесцветная
синяя
Отмерьте цилиндром в коническую колбу 25 мл исследуемой
воды и добавьте к ней 75 мл дистиллированной воды. Прилейте 5 мл
буферной смеси (NН4Cl + NH4OH) и 5 – 7 капель индикатора
хромогена темно-синего. Проведите титрование. Для этого к
полученному красному раствору прилейте из бюретки по каплям 0,1н
раствор "Трилона Б" до появления синей окраски. Титрование
повторите. Определите средний объём "Трилона Б", пошедший на
титрование, и рассчитайте общую жёсткость воды по формуле:
21
Жобщ =
С(Э(HCl)) · Vтрср ·1000
VH 2O
(мэкв/л),
где Vн2о = 25 мл.
Постоянную (некарбонатную) жёсткость воды найдите по
разности между общей и временной жёсткостью
Ж пост = Ж общ – Ж вр .
По
полученным
данным
охарактеризуйте
жёсткость
исследуемой воды.
Контрольные вопросы
1. Какие из приведенных ниже солей придают воде временную
жёсткость: сульфат магния; гидрокарбонат кальция; карбонат магния;
фосфат кальция?
2. Какие соединения пригодны для смягчения воды с временной
жёсткостью: углекислый газ; сода; известковая вода; соляная
кислота?
3. В 1 л воды содержится 5 мэкв гидрокарбоната магния и
1 мэкв сульфата кальция. Какова будет общая жёсткость воды после
кипячения?
4. Можно ли добиться смягчения воды с постоянной
жёсткостью:
кипячением;
добавлением
известковой
воды;
добавлением фосфата натрия; добавлением соды?
5. 20 л воды содержат 0,8 мэкв Са2+. Какова жёсткость воды?
6. Минеральная вода "Нарзан" содержит 0,3894 г/л ионов Са2+ и
0,0884 г/л ионов Мg2+. Рассчитайте общую жёсткость воды.
7. На титрование 100 мл воды, содержащей гидрокарбонат
кальция, израсходовано 45 мл 0,12н раствора соляной кислоты.
Рассчитайте временную жёсткость воды.
8. Присутствие, каких солей в природной воде обусловливает её
постоянную жёсткость: гидрокарбоната магния; сульфата магния;
хлорида магния; гидрокарбоната кальция?
9. Напишите уравнения реакций, протекающих при
"известковании" воды.
10. Вычислите массу 60 % извести, необходимую для смягчения
500 м3 воды с исходной карбонатной жёсткостью 4 мэкв/л (1 м3 =
1000 л).
22
Лабораторная работа 9
ЖЕЛЕЗО
ОПЫТ 1. Качественные реакции на ионы железа.
1.1 Открытие ионов Fe2+.
Приготовьте в пробирке раствор железного купороса FeSO4 и
добавьте каплю раствора K3[Fe(CN)6]. Отметьте цвет осадка
полученной турнбулевой сини. Напишите уравнение реакции в
молекулярном и ионном виде.
1.2 Открытие ионов Fe3+.
1.2.1 Поместите в пробирку несколько капель раствора
трихлорида железа и добавьте каплю раствора K4[Fe(CN)6]. Отметьте
цвет осадка полученной берлинской лазури. Напишите уравнение
реакции в молекулярном и ионном виде.
1.2.2 Поместите в пробирку несколько капель раствора
трихлорида железа и добавьте каплю раствора роданида аммония
NH4СNS. Отметьте появление окраски. Напишите уравнение реакции
в молекулярном и ионном виде.
ОПЫТ 2. Восстановительные свойства железа (II).
Поместите в пробирку несколько капель раствора перманганата
калия, прилейте 2н раствор серной кислоты. Внесите несколько
кристаллов сульфата железа (II). Обесцвечивание раствора
происходит вследствие восстановления фиолетового иона МnО4¯ в
кислой среде до практически бесцветного в разбавленных растворах
иона марганца (II).
Напишите уравнение реакции.
ОПЫТ 3. Окислительные свойства железа (III).
В пробирку поместите несколько капель раствора FeСl3,
добавьте раствор КI. Как окрашивается раствор? Почему?
Haпишите уравнение реакции.
ОПЫТ 4. Гидролиз солей железа (II) и железа (III).
4.1 Гидролиз сульфата железа (II).
Приготовьте раствор соли железа (II), в раствор положите
универсальный индикатор. Отметьте окраску индикатора. Установите
степень кислотности среды. Напишите уравнение гидролиза.
4.2 Гидролиз трихлорида железа.
23
Поместите в пробирку несколько капель раствора FeCl3 и
универсальный индикатор. Установите степень кислотности среды в
растворе. Напишите уравнение гидролиза FeCl3.
Контрольные вопросы
1. Напишите электронную формулу железа. К какому
электронному семейству элементов принадлежит железо.
2. Дате характеристику окислительно-восстановительной
способности Fe(II) и Fe(III). Приведите примеры уравнений реакций.
3. Запишите уравнения реакций в цепи превращений:
Fe → FeSО4 → Fe(ОН)2 → Fe(ОН)3
4. Как можно обнаружить в растворе ионы Fe(II) и Fe(III)?
Составьте соответствующие уравнения реакций.
5. Уравняйте окислительно-восстановительные реакции ионноэлектронным методом. Укажите окислитель и восстановитель.
а) Fe(NО3)2 + МnО2 + НNО3 → Fe(NО3)3 + Мn(NО3)2 + Н2О;
б) КМnО4 + FeSО4 + Н2SО4→Fe2(SО4)3 + МnSО4 + К2SО4 + Н2О;
в) FeSО4 + К2Сr2О7 +Н2SО4→Fe2(SО4)3 + Сr2(SО4)3+К2SО4+Н2О;
г) Fe(ОН)2 + О2 + Н2О → Fe(ОН)3;
д) Fe + Н2SО4 (разб.) → FeSО4 + Н2.
6. Какие реакции протекают при нарушении целостности
оцинкованного железа в кислой среде?
Лабораторная работа 10
КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ
Свойства кобальта и никеля изучаются в сравнении со
свойствами железа. Все три элемента принадлежат к одному
семейству.
ОПЫТ 1. Получение дигидроксида железа и его окисление
кислородом воздуха.
В пробирку поместите несколько кристалликов сульфата железа
(II) и добавьте по каплям 2н раствор щелочи до выпадения осадка
дигидроксида железа. Осадок перемешайте стеклянной палочкой и
наблюдайте изменение цвета вследствие образования тригидроксида
железа под действием кислорода воздуха и воды.
Напишите молекулярное и сокращенное ионное уравнения
24
реакции образования дигидроксида железа. Используя ионноэлектронный
метод,
составьте
уравнение
окислительновосстановительной реакции превращения дигидроксида железа в
тригидроксид. Рассчитайте ЭДС реакции (см. таблицу стандартных
электродных потенциалов). Сделайте вывод о свойстве дигидроксида
железа в окислительно-восстановительной реакции.
ОПЫТ 2. Получение дигидроксида кобальта и изучение его
свойств.
Внесите в две пробирки по 5 – 7 капель раствора соли кобальта
(II) и добавьте по каплям раствор щёлочи. Сначала появляется синий
осадок основной соли кобальта, который затем меняет цвет на
розовый вследствие образования дигидроксида кобальта. Напишите
молекулярные и ионные уравнения реакций образования
соответствующей основной соли и дигидроксида кобальта.
Осадок дигидроксида кобальта разделите на две пробирки. В
одной пробирке размешайте осадок стеклянной палочкой для
обеспечения лучшего соприкосновения его с кислородом воздуха.
Окисляется ли дигидроксид кобальта кислородом воздуха? Докажите
это, рассчитав ЭДС возможной реакции превращения дигидроксида в
тригидроксид под действием кислорода воздуха и воды. Обратите
внимание на то, как изменилась восстановительная активность
дигидроксида кобальта по сравнению с дигидроксидом железа.
К осадку во второй пробирке прилейте 3 % раствор пероксида
водорода (Н2О2). Что наблюдаете? Напишите окислительновосстановительную реакцию взаимодействия дигидроксида кобальта
с пероксидом водорода. Рассчитайте ЭДС этой реакции. Сравните по
значению стандартных потенциалов окислительную активность
кислорода и пероксида водорода. Сделайте вывод, какой гидроксид
(железа или кобальта) является более сильным восстановителем?
ОПЫТ 3. Получение дигидроксида никеля и изучение его
свойств.
Внесите в три пробирки по 5 – 7 капель раствора соли никеля
(II) и добавьте по каплям 2н раствор щелочи до выпадения осадка
дигидроксида никеля. Для окисления используйте следующие
окислители: кислород (см. опыты 1, 2); пероксид водорода (см. опыт
2); бромную воду.
В каком случае наблюдаете окисление и связанное с ним
изменение цвета осадка? Сравните, используя значения стандартных
25
электродных потенциалов, силу окислителей: O2, Н2O2 и Вr2.
Напишите уравнение протекающей окислительно-восстановительной
реакции. Сделайте вывод об изменении восстановительной
активности в ряду: Fe(OH)2, Со(OН)2, Ni(OН)2.
Контрольные вопросы
1. Напишите электронные формулы кобальта и никеля. К какому
электронному семейству элементов они принадлежат?
2. Как изменяется восстановительная активность в ряду: железо,
кобальт,
никель?
Аргументируйте
ответ,
используя
электрохимический ряд напряжений металлов.
3. Составьте уравнения реакций:
а) Ni2О3 → NiСl2 → Ni(ОН)Сl → Ni(ОН)2 → NiО;
б) Со → Со(NО 3)2 → Со(ОН)2 → Со(ОН)3.
4. Какие процессы будут происходить при электролизе водного
раствора нитрата никеля с никелевым анодом?
5. Какие процессы будут происходить при электролизе водного
раствора хлорида кобальта (II) с угольным анодом?
6. Сколько литров оксида азота (IV) выделится при действии
концентрированной азотной кислоты на 5,9 г никеля?
7. Сколько литров оксида азота (II) выделится при действии
разбавленной азотной кислоты на 5,9 г кобальта?
8. Запишите гидролиз соли Ni(NО3)2.
9. Запишите гидролиз соли СоСl2.
10. Определите процентное содержание никеля в оксидах Ni2О3
и NiО.
Лабораторная работа 11
МАРГАНЕЦ
ОПЫТ 1. Получение дигидроксида марганца и изучение его
свойств.
В две пробирки внесите по 5 – 7 капель раствора соли марганца
(II) и по каплям 2н раствор щелочи до образования осадка. Отметьте
цвет осадка. В одной пробирке размешайте осадок стеклянной
палочкой и оставьте стоять в штативе. Осадок, полученный во второй
пробирке, разделите на две части. К одной части прилейте немного 2н
26
раствора соляной кислоты, к другой – 2н раствора щёлочи. Что
наблюдаете? Напишите соответствующие реакции образования и
растворения дигидроксида марганца в молекулярном и ионном виде.
Посмотрите, как со временем под действием кислорода воздуха
и воды изменился цвет осадка в пробирке, оставленной в штативе?
Отметьте неустойчивость дигидроксида марганца в этих условиях.
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции
превращения дигидроксида марганца в метагидроксид марганца
МnО(ОН) под действием кислорода воздуха и воды. Сделайте вывод
о кислотно-основных свойствах дигидроксида марганца в реакциях
ионного обмена. Какие свойства дигидроксид марганца проявляет в
данной окислительно-восстановительной реакции? Отметьте это
также в выводе.
ОПЫТ 2. Гидролиз сульфата марганца (II).
В пробирку прилейте 5 – 7 капель раствора сульфата марганца
(II).
Установите
степень
кислотности
среды,
используя
универсальный индикатор. Напишите молекулярное и ионное
уравнения реакции гидролиза, протекающего по первой ступени.
Сделайте вывод, какие соли подвергаются гидролизу и как можно
повлиять на степень гидролиза соли.
ОПЫТ 3. Окислительные свойства перманганата калия.
В три пробирки внесите по 3 – 5 капель раствора перманганата
калия. В первую пробирку добавьте 2 – 4 капли 2н раствора серной
кислоты, во вторую пробирку столько же воды и в третью столько же
2н раствора щелочи. Во все три пробирки внесите несколько
кристалликов сульфита натрия. Наблюдайте изменение агрегатного
состояния, окраски раствора в каждой пробирке. Как изменились
степени окисления элементов? Напишите молекулярные и ионные
уравнения реакций, используя ионно-электронный метод. Сделайте
вывод о характере изменения окислительной активности
перманганата калия в зависимости от рН раствора.
Контрольные вопросы
1. Составьте электронную формулу атома марганца. Какие
степени окисления марганца характерны для него в соединениях?
2. Как и почему изменяются основные свойства в ряду
МnО → Мn2О3 → МnО2 → МnО3 → Мn2О7?
27
3. Как изменяются кислотные свойства в ряду
Мn(ОН)2 → Мn(ОН)3 → Мn(ОН)4 → Н2МnО4 → НМnО4?
4. Объясните устойчивость марганца на воздухе и в воде.
5. Дайте оценку окислительной активности перманганат-иона в
кислой, нейтральной и щелочной средах, используя значения
стандартных электродных потенциалов. В какой среде перманганатион является самым сильным окислителем?
6. Напишите уравнения следующих реакций:
а) Мn(ОН)2 + О2 + Н2О →;
б) Мn(ОН)2 + Вr2 + NаОН →;
в) КМnО4 + NаNО2 + Н2SО4 →; г) КМnО4 + NаNО2 + Н2О →;
д) КМnО4 + НСl →;
е) КМnО4 + FeSО4 + Н2SО4 →.
Лабораторная работа 12
ХРОМ
ОПЫТ 1. Получение тригидроксида хрома и изучение его
свойств.
Получите
в
двух
пробирках
тригидроксид
хрома
взаимодействием растворов соответствующей соли хрома (III) и
гидроксида натрия. Отметьте цвет и характер осадка. В одну из
пробирок добавьте избыток раствора гидроксида натрия, в другую –
несколько капель раствора кислоты. Что происходит с осадком? Имея
ввиду,
что
при
растворении
в
щелочи
образуются
тетрагидроксохромат (III) натрия, напишите молекулярные и ионные
уравнения реакции образования и растворения тригидроксида хрома.
Сделайте вывод о кислотно-основных свойствах этого соединения.
ОПЫТ 2. Гидролиз сульфата хрома (III).
В пробирку с раствором сульфата хрома (III) опустите
универсальный индикатор и отметьте его цвет, определив степень
кислотности раствора соли. Напишите молекулярное и ионное
уравнения гидролиза, учитывая, что он идёт по первой ступени. Как
повлиять на степень гидролиза соли? Отметьте это в выводе.
ОПЫТ 3. Условия устойчивости хроматов и дихроматов.
В одну пробирку внесите несколько капель жёлтого раствора
хромата калия и добавьте к нему несколько капель раствора 2н
серной кислоты до изменения окраски раствора вследствие
превращения хромат-иона в дихромат-ион. Напишите молекулярное
и ионное уравнения этого превращения.
28
В другую пробирку возьмите несколько капель оранжевого
раствора дихромата калия и добавьте к нему несколько капель 2н
раствора щелочи до изменения окраски раствора. Напишите
молекулярное и ионное уравнения превращения дихромата в хромат в
щелочной среде.
Сделайте вывод, в какой среде устойчивы хроматы и
дихроматы.
ОПЫТ 4. Окислительные свойства дихромата калия.
В пробирку внесите 5 – 7 капель раствора дихромата калия,
добавьте несколько капель 2н раствора серной кислоты и 5 – 7 капель
раствора нитрата калия. Обратите внимание на изменение окраски
раствора вследствие перехода дихромат-иона в ион хрома (III).
Напишите молекулярное и ионное уравнения окислительновосстановительной реакции. В выводе укажите окислитель и
восстановитель. Какие свойства проявляет дихромат калия в
окислительно-восстановительных реакциях?
Контрольные вопросы
1. Составьте электронную формулу атома хрома. К какому
электронному семейству он относится? Какие степени окисления
хрома характерны для него в соединениях?
2. Дайте характеристику свойств хрома.
3. Какие свойства проявляет дихромат калия в окислительновосстановительных реакциях? Почему? Приведите пример.
4. Где больше окислительная способность соединений хрома
(VI) в кислой или щелочной среде? Докажите это, используя значения
стандартных электродных потенциалов.
5. Составьте уравнения реакций по схемам:
а) К2Сr2О7 + Nа2SО3 + Н2SО4 → Сr3+ + SО42- + … ;
б) Nа3[Сr(ОН)6] + Вr2 + NаОН → СrО42- + Вr¯ + … ;
в) К2Сr2О7 + Н2S + Н2SО4 → Сr3+ + S + … ;
г) К2Сr2О7 + NаNО2 + Н2SО4 → Сr3+ + NО3¯+ … ;
д) К2CrО4 + Ba(NO3)2 → ;
е) К2CrО4 → К2Сr2О7;
ж) К2Сr2О7 → К2CrО4.
6. Подтвердите амфотерные свойства Сr(ОН)3.
29
Лабораторная работа 13
ДЕЙСТВИЕ КИСЛОТ И ЩЕЛОЧЕЙ НА МЕТАЛЛЫ
ОПЫТ 1. Взаимодействие металлов с разбавленной серной
кислотой.
Возьмите три пробирки. В каждую из них поместите по грануле
цинка, железа, меди и прилейте 2н раствор серной кислоты.
Определите, какие металлы взаимодействуют с кислотой. Напишите
молекулярные и ионные уравнения протекающих окислительновосстановительных реакций. Сделайте вывод о характере
взаимодействия металлов с разбавленной серной кислотой. Что
является окислителем и восстановителем в этих реакциях?
Примечание. При растворении железа образуется сульфат
железа (II).
ОПЫТ 2. Взаимодействие металлов с концентрированной
серной кислотой.
Поместите в одну пробирку гранулу цинка, а во вторую – меди.
Осторожно (в вытяжном шкафу!) прилейте в каждую по 1 – 2 мл
концентрированной серной кислоты. Содержимое пробирок нагрейте.
Определите по запаху, какой газ выделяется. Напишите
молекулярные уравнения окислительно-восстановительных реакций.
Для нахождения стехиометрических коэффициентов в уравнениях
используйте ионно-электронный метод с написанием полуреакций и
суммарного сокращенного ионного уравнения. Рассчитайте ЭДС
реакций. Укажите ион-окислитель и ион-восстановитель. Сделайте
вывод о характере взаимодействия металлов с концентрированной
серной кислотой в зависимости от их активности (см. ряд
стандартных электродных потенциалов металлов).
ОПЫТ 3. Взаимодействие цинка с раствором гидроксида
калия или натрия.
В пробирку поместите гранулу цинка и прилейте 10 – 12 капель
2н раствора гидроксида калия или натрия. Содержимое пробирки
подогрейте. Определите, какой газ при растворении выделяется?
Имея ввиду, что при растворении образуется тетрагидроксоцинкат
натрия Nа2[Zn(ОН)4] напишите молекулярное и ионное уравнения,
используя ионно-электронный метод. Что в данной реакции является
окислителем и восстановителем? Сделайте вывод о том, какие
металлы могут взаимодействовать с растворами щелочей?
30
Контрольные вопросы
1. Напишите уравнения окислительно-восстановительных
реакций взаимодействия магния, железа и меди с соляной кислотой.
2. Какие продукты могут быть получены при восстановлении
металлами сульфат-иона концентрированной серной кислоты?
3. Какие продукты могут быть получены при восстановлении
нитрат-иона разбавленной азотной кислоты металлами различной
активности?
4. Составьте уравнения окислительно-восстановительных
реакций взаимодействия меди с разбавленной и концентрированной
азотной кислотой.
5. Какие металлы растворяются в разбавленной серной кислоте?
Приведите пример.
6. Напишите следующие уравнения реакций и расставьте
коэффициенты, используя ионно-электронный метод:
а) Мg + НNО3 разб. →;
б) Мg + НNО3 конц. →;
в) Мg + Н2SО4 разб. →;
г) Мg + Н2SО4 конц. →;
д) Рb + НNО3 разб. →;
е) Рb + NaOH + H2O →.
7. Составьте уравнения окислительно-восстановительных
реакций взаимодействия цинка, алюминия и свинца с раствором
щёлочи. Какие металлы растворяются в щелочах?
8. Расположите металлы Мn, Ва, Аl, Сu и Рb в порядке
возрастания их восстановительной активности.
9. Как изменяется окислительная активность ионов в ряду:
Fe2+, Co2+, Ni2+ ?
10. Почему при растворении цинка в концентрированной серной
кислоте образуется сероводород, а при растворении меди –
сернистый газ?
Лабораторная работа 14
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
ОПЫТ 1. Получение комплексных солей – аммиакатов.
К растворам солей меди (II) и никеля (II) в отдельных пробирках
добавьте по каплям 2н раствор гидроксида аммония. Объясните
образование осадков и их растворение в избытке раствора аммиака.
31
Составьте молекулярные и ионные уравнения этих реакций.
Координационные числа ионов меди (2+) и никеля (2+) равны 4 и 6
соответственно.
ОПЫТ 2. Получение гидроксосолей.
К растворам солей сульфата алюминия (III) и хлорида цинка (II)
в отдельных пробирках добавьте по каплям 2н раствор гидроксида
натрия. Объясните образование осадков и их последующее
растворение в избытке щелочи. Составьте молекулярные и ионные
уравнения этих реакций. Координационные числа ионов алюминия
(3+) и цинка (2+) равны 6 и 4 соответственно.
ОПЫТ 3. Комплексные соединения в реакциях обмена.
3.1 Получение турнбулевой сини. К свежеполученному раствору
сульфата железа (II) прилейте 2 – 3 капли раствора
гексацианоферрата (III) калия K3[Fе(СN)6]. Наблюдайте образование
синего осадка турнбулевой сини. Составьте молекулярное и ионное
уравнения качественной реакции на ион железа (II).
3.2 Получение берлинской лазури. К 5 – 6 каплям раствора соли
железа (III) прилейте 2 – 3 капли раствора гексацианоферрата (II)
калия К4[Fе(СN)6]. Наблюдайте образование осадка берлинской
лазури. Составьте молекулярное и ионное уравнения качественной
реакции на ион железа (III).
ОПЫТ 4. Прочность комплексных соединений.
4.1 Получение комплексных соединений. Получите в двух
пробирках хлорид серебра из равных объёмов растворов нитрата
серебра и хлорида натрия. В первую пробирку добавьте
концентрированный раствор аммиака до полного растворения осадка,
во вторую – раствор тиосульфата натрия (Nа2S2О3) также до полного
растворения осадка. Напишите молекулярные и ионные уравнения
реакций образования обоих комплексных соединений серебра
(координационное число иона серебра Ag+ равно 2) и уравнения их
электролитической диссоциации.
4.2 Исследование устойчивости комплексных соединений. В обе
пробирки с полученными выше комплексными соединениями
серебра, добавьте по две капли 2н раствора азотной кислоты. Из
какого раствора выпадает осадок хлорида серебра, не исчезающий
при встряхивании? Какое из полученных комплексных соединений
более прочно? Напишите молекулярные и ионные уравнения
реакций; выражения для констант нестойкости обоих комплексов и
32
решите по результатам опыта, какая константа имеет меньшее
значение. Сравните с данными, приведенными в приложении.
Заполните таблицу по нижеприведенной форме:
Комплексное Комплексный
соединение
ион
Ионкомплексообразователь
33
Координационное
число
Лиганды
Контрольные вопросы
1. Что называется донорно-акцепторной или координационной
связью? Приведите пример образования комплексного соединения.
2. Какой ион является донором в соединениях: NH4Cl; К[ВF4];
[Zn(NН3)4]Сl2?
3. Что называется константой нестойкости комплексного иона?
Напишите выражения для констант нестойкости следующих
комплексных ионов: [Сu(NН3)4]2+; [Аg(СN)2]¯; [Fe(СN)6]4-.
4. Определите величину и знак заряда (X) у перечисленных
ниже
комплексных
ионов,
имея
в
виду,
что
заряд
комплексообразователя везде равен 3+: [Сr(Н2О)4Сl2]х; [Со(СN)6]х;
[Fe(СN)6]х.
5. Напишите уравнения электролитической диссоциации
комплексных соединений: [Рt(NН3)2Сl2]Сl2; [Ni(NН3)6]SО4; К2[НgI4].
6. Напишите формулы комплексных соединений для следующих
двойных солей: АlF3·3KF; СоСl3·6NН3; СоСl3·5NН3·Н2О, зная, что
координационное число везде равно шести.
7.
Константы
нестойкости
комплексных
соединений
[Аg(NН3)2]Сl и К3[Fe(СN)6] равны 6·10-8 и 1·10-44 соответственно.
Запишите выражения для этих констант, укажите более устойчивый
комплексный ион.
8.
Определите
заряд
и
координационное
число
комплексообразователя в следующих комплексных соединениях:
К2[Со(СNS)4]; [Со(NН3)5(NО2)]Сl2; К2[РtСl6].
9. Определите степень окисления железа в комплексных
соединениях: К3[Fe(СN)6]; К4[Fe(СN)6]; Fe3[Fe(СN)6]2; Fe4[Fe(СN)6]3.
10. Напишите уравнения диссоциации в водном растворе
комплексных соединений кобальта в степени окисления +3 с
координационным числом 6:
а) СоВr3·4NН3·2Н2О; б) СoСl3·4NН3; в) СоСl3·4NН3·2Н2О.
Лабораторная работа 15
ЦИНК
ОПЫТ 1. Растворение цинка в кислотах и щелочах.
34
Налейте в пробирку 2н раствора серной кислоты. Поместите в
раствор кусочек цинка или немного цинковой пыли и подогрейте.
Какой газ выделяется?
То же проделайте с концентрированной серной кислотой
(плотность 1,84 г/см3). Определите по запаху, какой газ выделяется.
Почему разбавленная и концентрированная серная кислота поразному реагирует с цинком?
Проверьте растворимость цинка в 2н растворах соляной кислоты
и едкой щелочи. Напишите уравнения всех проделанных реакций.
ОПЫТ 2. Получение гидроксида цинка и исследование его
свойств.
Налейте в пробирку раствор соли цинка, добавьте по каплям 2н
раствор едкой щелочи. Проверьте, растворяется ли полученный
гидроксид в кислоте и в избытке щелочи. Напишите уравнения всех
протекающих реакций в молекулярной и ионной форме. Какие
свойства обнаруживает гидроксид цинка?
ОПЫТ 3. Получение комплексных соединений цинка.
Налейте в пробирку раствор соли цинка, добавьте 2н раствор
гидроксида аммония до выпадения осадка.
Какое вещество выпадает в осадок? Прибавляйте по каплям
раствор гидроксида аммония до полного растворения осадка.
Учитывая, что для цинка характерно координационное число 4,
напишите уравнения протекающих реакций, уравнение диссоциации
полученного комплексного соединения и выражение константы
нестойкости комплексного иона.
ОПЫТ 4. Гидролиз солей цинка.
Налейте в пробирку раствор соли цинка и опустите в него
универсальный индикатор. Какую окраску приобрел индикатор?
Какая степень кислотности раствора. Напишите уравнение реакции
гидролиза.
Контрольные вопросы
1. Напишите электронную формулу атома цинка.
2. Напишите уравнения реакции по цепочкам и схемам:
а) Zn → ZnО → ZnCl2 → Zn(ОН)2 → Na2[Zn(ОН)4];
б) Zn → ZnSО4 → Zn(ОН)2 → ZnО;
в) ZnО → Zn(NО3)2 → ZnОНNО3 → Zn(ОН)2;
35
г) Zn → Zn(NО3)2;
д) Zn → NО;
е) Zn → Н2 → Н2О.
3. Покажите амфотерные свойства Zn(ОН)2 и ZnO.
4. Запишите уравнение реакции: Zn + NаОН + Н2О →
36
Приложение
Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
Комплексный ион
Формула расчета
Кнест.
Кнест.
[Аg(NН 3 )2]
+
[Аg +][NН 3] 2
[[Аg(NН 3 )2] +]
9·10 -8
2+
[Сu 2+][NН 3] 4
[[Сu(NН 3 )4] 2+]
5·10 -14
2+
[Ni 2+][NН 3] 6
[[Ni(NН 3 )6] 2+]
2·10 -9
[Аg(S 2 О3 )2] 3-
[Аg +][S 2 О 3 )2-] 2
[[Аg(S 2 О3 )2] 3-]
1·10 -13
[Fe(СN) 6] 4-
[Fe 2+][СN¯] 6
[[Fe(СN) 6] 4-]
1·10 -27
[Fe(СN) 6]
[Fe 3+][СN¯] 6
[[Fe(СN) 6] 3-]
1·10 -44
[Сu(NН 3 )4]
[Ni(NН 3 )6]
3-
37
Учебное издание
Составители:
Римма Марковна Белкина
Раиса Ивановна Славкина
Юлия Владимировна Горюшкина
ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
ЧАСТЬ 2
Лабораторный практикум для студентов первого курса
металлургических специальностей и специальности
240301 – Химическая технология неорганических веществ
Напечатано в полном соответствии с авторским оригиналом
Подписано в печать 05.04.07.
Формат бумаги 60x84 1/16. Бумага писчая. Печать офсетная.
Усл. печ. л. 2,03. Уч.-изд. л. 2,28. Тираж 150 экз. Заказ
Сибирский государственный индустриальный университет
654007, г. Новокузнецк, ул. Кирова, 42.
Издательский центр СибГИУ
38