Неорганическая химия - Уфимский государственный нефтяной

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
УФА 2009
1
Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение высшего
профессионального образования
«УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ
ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Учебное пособие
Под общей редакцией профессора А.М. Сыркина
УФА 2009
2
УДК 541
ББК 24.1
Н 52
Утверждено Редакционно-издательским советом УГНТУ
в качестве учебного пособия
Авторы: Л.Н. Зорина; Ф.Н. Латыпова; М.А. Молявко; М.Н. Назаров;
Л.З. Рольник; Л.Е. Салова; Л.Г. Сергеева; А.М.Сыркин, О.Б. Чалова.
Рецензенты:
Заведующий кафедрой «Общая химия» Башкирского государственного
медицинского
университета,
доктор
химических
наук,
профессор
Е.В.Пастушенко
Заведующий кафедрой «Общая химия» Уфимской государственной
академии экономики и сервиса, кандидат химических наук, доцент
И.П.Журкина
Неорганическая химия: учеб. пособие / Л.Н.Зорина и др.; под общ. ред.
Н 52 А М. Сыркина. – Уфа: Изд-во УГНТУ, 2008 – 128с.
ISBN 978-5-98755-063-2
Настоящее учебное пособие является лабораторным практикумом по
химии элементов; включает краткое изложение теории и описание
лабораторных опытов, посвященных изучению химических свойств металлов и
неметаллов; в конце каждого раздела приведены контрольные вопросы по
изучаемой теме.
Предназначено для студентов нехимических специальностей вузов;
может быть использовано преподавателями техникумов и школ как
руководство к практическим занятиям по химии.
УДК 541
ББК 24.1
Уфимский государственный нефтяной
технический университет, 2009
Зорина Л.Н., Латыпова Ф.Н., Молявко М.А.,
Назаров М.Н., Рольник Л.З., Салова Л.Е.,
Сергеева Л.Г., Сыркин А.М., Чалова О.Б., 2009
ISBN 978-5-98755-063-2
3
ВВЕДЕНИЕ
Общие рекомендации для подготовки к лабораторным занятиям
Выполнение лабораторных работ призвано способствовать более
глубокому усвоению студентами теоретического курса, приобретению навыков
в проведении химических экспериментов, умению обобщать полученные
данные и кратко излагать их в виде отчета.
Необходимым условием успешного качественного усвоения пройденного
материала является самостоятельное и сознательное выполнение лабораторных
работ. При этом важной и существенной частью работы является домашняя
подготовка по учебникам, методическим пособиям и руководствам.
При изучении химии элементов и их соединений следует обратить
внимание на следующие вопросы.
1.Положение элемента в периодической системе; электронная
конфигурация атома; валентные электроны; характерные степени окисления
элемента.
2.Простые вещества:
а) физические свойства модификаций простых веществ;
б) химическая активность, положение в ряду стандартных окислительновосстановительных потенциалов;
в) взаимодействие с кислородом и другими
неметаллами;
взаимодействие с металлами;
г) отношение к воде, к водным растворам кислот (НСl, НNО3 , Н2SO4) и
щелочей;
д) нахождение в природе и получение простых веществ.
3. Характеристичные соединения: оксиды и гидроксисоединения
(гидроксиды или кислоты):
а) растворимость в воде, взаимодействие с водой, кислотно-основная
диссоциация, константы диссоциации;
б) взаимодействие с кислотами;
в) взаимодействие со щелочами в водном растворе и при сплавлении;
г) растворимость и гидролиз солей рассматриваемых гидроксидов или
кислот.
4. Комплексные соединения элемента.
5. Окислительно-восстановительные свойства соединений элемента:
а) диаграмма Латимера (диаграмма с указанием стандартных
окислительно-восстановительных потенциалов электрохимических систем,
образуемых элементом);
б) окислительные свойства соединений;
в) восстановительные свойства соединений;
г) свойства соединений с двойственной окислительно-восстановительной
способностью;
д) диспропорционирование;
4
е) влияние образования осадков и комплексов на окислительновосстановительные свойства.
6. Термическая устойчивость соединений элемента.
7. Качественные реакции на характеристичные ионы.
8. Применение соединений элемента.
С первых дней работы в лаборатории студент должен приучать себя к
аккуратности и вниманию, отсутствие которых бывает причиной искажения
результатов эксперимента, а также может привести к несчастным случаям.
При выполнении практических работ все наблюдения следует записывать
в специальную тетрадь – лабораторный журнал – непосредственно после
каждого опыта. Не следует делать записи в черновиках и на отдельных
листочках бумаги, так как они могут легко затеряться. По окончании опытов
необходимо составить отчет о выполненной работе. Отчет должен содержать:
- титульный лист (образец оформления титульного листа отчета см. в
приложении);
- цель работы;
- краткое изложение теории;
- приборы и реактивы;
- номер и название опыта;
- условия и особенности протекания реакции;
- схемы, иллюстрирующие проводимый эксперимент;
- полученные результаты, наблюдаемые эффекты;
- уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионной формах;
- объяснения и выводы.
Отчет может быть оформлен либо в описательной форме, либо в форме
таблицы на двух развернутых страницах:
Лабораторная работа № _____
Тема: ________________________________________________________
Опыт: ________________________________________________________
Условия
опыта
1
Наблюдения
2
Уравнения реакций
в молекулярном и
ионном виде
3
Выводы
4
5
Основные правила безопасной работы в химической лаборатории
- соблюдение порядка, чистоты, тишины, дисциплины;
- выполнение только порученных преподавателем работ;
- перед выполнением работы необходимо ознакомиться с заданием,
оборудованием, реактивами;
- работа выполняется на отведенном рабочем месте в спецодежде –
халате;
- в лаборатории запрещается работать одному, принимать пищу, курить,
загромождать рабочее место, оставлять работающие приборы без присмотра,
включать приборы, не относящиеся к данной работе;
- реактивы, предназначенные для общего пользования, нельзя уносить
на свое рабочее место; пипетки после отбора необходимого количества
реактива следует немедленно возвращать в реактивную склянку;
- остатки реактивов и продуктов реакции сливать только в специальный
слив; категорически запрещается сливать их в раковину и общую канализацию;
- следует экономно расходовать реактивы, электричество, воду;
аккуратно и осторожно обращаться с химической посудой и приборами;
- при нагревании растворов в пробирке необходимо пользоваться
держателем, отверстие пробирки должно быть обращено внутрь вытяжного
шкафа;
- все опыты, связанные с применением или образованием ядовитых
веществ, вредных паров и газов, а также концентрированных кислот и щелочей
разрешается проводить только в вытяжном шкафу;
- по окончании работы необходимо вымыть посуду, убрать рабочее
место, выключить электронагревательные приборы, воду и вымыть руки с
мылом;
- ВНИМАНИЕ! О любых происшествиях следует немедленно
сообщить преподавателю или лаборанту, которые ликвидируют опасность
и окажут первую помощь;
- при воспламенении горючей жидкости на одежде работающего
необходимо немедленно погасить пламя, завернув пострадавшего в одеяло;
- при ожогах концентрированными растворами кислот пораженное
место промывают сильной струей воды в течение 2-3 минут, затем 2-3 %-ным
раствором чайной соды, после чего
накладывают марлевую повязку,
смоченную 1-2%-ным раствором перманганата калия; при сильных ожогах
после оказания первой помощи следует обратиться к врачу;
- при ожогах концентрированными растворами щелочей обожженное
место промывают обильным количеством воды, затем 1-2%-ным раствором
борной или уксусной кислоты, после чего накладывают марлевую повязку,
смоченную 1-2%-ным раствором перманганата калия;
- при попадании кислоты, щелочи или какого-либо другого реактива в
глаза следует промыть их обильным количеством воды и немедленно
обратиться к врачу.
6
1. ХИМИЯ МЕТАЛЛОВ
Лабораторная работа № 1
Тема: Химические свойства металлов IA подгруппы
Цель работы: изучение химических свойств металлов IA подгруппы и их
соединений
Краткая теория: Щелочные металлы и их соединения
Щелочными металлами называют элементы главной
подгруппы первой группы периодической системы Д. И.
3
Менделеева. К ним относятся литий Li, натрий Na, калий
К, рубидий Rb, цезий Сs и франций Fr. Щелочными их
называют потому, что их гидроксиды хорошо
растворяются в воде и представляют собой сильные
литий
щелочи.
Все щелочные металлы серебристого цвета, за исключением цезия,
который имеет золотисто-желтую окраску. Они очень мягки и легко режутся
ножом; самый твердый из них литий. От лития к францию число электронных
уровней в атоме возрастает от 2 до 7, в связи с чем увеличиваются радиусы
атомов и уменьшаются энергии ионизации, а следовательно, возрастает
восстановительная активность. На внешнем уровне всех атомов находится по
одному s- электрону (ns1), который слабо связан с ядром, легко отторгается, и
всем этим элементам характерна степень окисления +1. Щелочные металлы
имеют небольшую плотность (литий почти в два раза легче воды), низкие
температуры плавления и высокую электропроводность. В ряду стандартных
окислительно-восстановительных потенциалов щелочные металлы по своим
значениям электродных потенциалов расположены в начале ряда.
В природе из-за высокой реакционной способности щелочные металлы
могут находиться исключительно в виде соединений, главным образом солей:
хлоридов,
сульфатов,
карбонатов,
нитратов,
силикатов.
Наиболее
распространены в природе натрий и калий; содержание каждого из них в
земной коре около 2,5 %, а на долю всех остальных приходится
приблизительно 0,014%.
В свободном виде щелочные металлы получают, главным образом,
электролизом расплавленных солей или гидроксидов. Используются также
методы замещения:
KCl + Na
K + NaCl
KOH + Na
K + NaOH
2 RbCl + Ca
2Rb + CaCl2
2 CsCl + Ca
2Cs + CaCl2
Щелочные металлы легко вступают в химические реакции со всеми
элементарными окислителями: галогенами, кислородом, серой, азотом и даже
водородом.
2 Na + Cl2
2 NaCl
Литий при взаимодействии с кислородом образует оксид Li2O:
Li
7
4 Li + О2 2 Li2O
Натрий - пероксид Na2O2:
2 Na + О2
Na2O2
Калий, рубидий и цезий - супероксиды:
Me + О2
MeO2
2 Na + S
Na2S (Na2S2, Na2S5)
6 Li + N2
2 Li3N
2 Na + H2
2NaH
Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой с выделением тепла:
2Me + 2H2O
2 MeOH + H2 + Q
Характеристичные соединения – оксиды (Ме2О) и гидроксиды (МеОН)
хорошо растворяются в воде и являются сильными основаниями.
Ме2О + Н2О
= 2МеОН
Их водные растворы имеют сильнощелочную среду в результате полной
диссоциации:
МеОН
Ме+ +
ОНСоли щелочных металлов практически все хорошо растворимы в воде.
Они не гидролизуются по катиону, поэтому их растворы нейтральны (соли
сильных кислот) или щелочные (соли слабых кислот).
Щелочные металлы широко используются в технике. Изотоп лития 73 Li теплоноситель в атомных реакторах.
Металлический литий и некоторые его соединения служат топливом для
ракет. Кроме того, литий используют как исходный продукт для получения
трития 31Н в ядерной реакции:
6
1
3
4
3 Li + 0 n = 1 H + 2 He
Рубидий и цезий широко используют в фотоэлементах, преобразующих
лучистую энергию в электрическую.
Наибольшее практическое применение во всех областях нашли
соединения натрия и калия.
Вопросы для подготовки к занятию
1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени
окисления.
2. Свойства простых веществ – щелочных металлов:
- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительновосстановительных (электродных) потенциалов металлов»;
- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими
неметаллами;
- взаимодействие с водой, водными растворами кислот, окисляющими H+
(HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4, H3PO4, RCOOH и другими);
- взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и
концентрированной HNO3.
3. Свойства оксидов и гидроксидов щелочных металлов:
8
- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном
растворе;
- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами.
4. Нахождение в природе и получение простых веществ - щелочных
металлов.
5. Получение и применение соединений щелочных металлов:
каустической соды, кальцинированной соды, пищевой соды.
Экспериментальная часть
Все опыты со щелочными металлами следует проводить осторожно,
не роняя кусочков металла на пол, одежду, и строго соблюдать методику
проведения опыта. Категорически запрещается наклонять лицо над
сосудом, в котором происходит реакция! Все опыты проводить в
вытяжном шкафу!
Опыт 1.Взаимодействие натрия (калия) с кислородом
(демонстрационный)
Достать небольшой кусочек натрия (калия) (с горошину) пинцетом из
сосуда, где он хранился под керосином, осушить фильтровальной бумагой и
разрезать скальпелем на две части. Свежий срез имеет блестящий серебристобелый цвет, однако через некоторое время поверхность среза тускнеет. Что
происходит? Написать уравнение реакции. Кусочек металла поместить в
металлическую ложечку или тигель для сжигания и нагреть над пламенем
горелки. Написать уравнение реакции, учитывая, что натрий, сгорая, образует
перекись натрия Na2O2.
Опыт 2. Окислительные свойства Na2O2 (демонстрационный)
Полученную в опыте 1 перекись натрия перенести в пробирку и налить в
неё немного разбавленного раствора H2SO4 и несколько капель КI. В пробирке
образуется свободный йод. Убедитесь в этом по цвету и запаху раствора или с
помощью крахмального клейстера. Протекающая реакция выражается схемой:
Na2O2 + H2SO4 + KI I2 + ...
Составить уравнение реакции, имея в виду, что ион О 22- является
окислителем в кислой среде и реагирует следующим образом:
О22- + 4Н+ + 2 е
2 Н2О
Опыт 3. Действие натрия на воду (демонстрационный)
Налить в широкий стакан (фарфоровую чашку) до половины объёма
воды, опустить в него кусочек натрия, быстро прикрыть стакан часовым
стеклом и наблюдать за протеканием реакции. Почему кусочек металла
“бегает”? После окончания опыта убедитесь в щелочной реакции содержимого
стакана действием двух-трех капель фенолфталеина. Написать уравнение
9
реакции. Какую интенсивность реакции с водой можно ожидать от калия и
других щелочных металлов?
Опыт 4. Открытие ионов щелочных металлов по окрашиванию
пламени (демонстрационный)
Нихромовую проволоку подержать некоторое время в соляной кислоте и
прокалить в пламени горелки. Затем опустить проволоку в раствор соли лития и
внести в бесцветное пламя горелки. В какой цвет окрасилось пламя? Так же
поступить с солями калия и натрия (натрий - в последнюю очередь), каждый
раз предварительно очищая проволоку в кислоте. В какой цвет окрашивают
пламя ионы калия и натрия?
Контрольные вопросы
1. Чем объяснить высокую активность щелочных металлов?
2. Какова электронная структура атомов щелочных металлов?
3. Как изменяются радиусы атомов, потенциалы ионизации,
окислительно-восстановительные свойства элементов I А подгруппы по группе
периодической системы Д.И. Менделеева?
4. Каковы физические свойства щелочных металлов?
5. Каковы химические свойства щелочных металлов? Взаимодействуют
ли непосредственно щелочные металлы с азотом, кислородом, хлором,
водородом, серой, водой? Написать соответствующие уравнения реакций.
6. Назвать важнейшие области применения щелочных металлов.
7. Назвать основные способы получения щелочных металлов.
8. Назвать важнейшие соединения щелочных металлов и области их
применения.
9. Как из хлорида калия получить металлический калий; гидроксид
калия? Написать соответствующие уравнения реакций.
10.Как можно получить нитриды щелочных металлов? Как нитриды
металлов взаимодействуют с водой?
11.Как получить гидриды калия и натрия? Каковы их химические
свойства?
12.Гидроксид калия применяется для осушки газов. Какие из указанных
газов: сероводород, аммиак, диоксид углерода – нельзя осушать гидроксидом
калия?
13.Составить уравнения реакций для следующих превращений:
Na
NaCl
NaOH
Na
NaH
NaCl
14.Составить уравнения реакций для следующих превращений:
Li2SO4
Li2CO3
LiHCO3
LiCl
Li
15.Составить уравнения реакций для следующих превращений:
NaCl
Na
Na2O2
Na2O
NaOH
10
16.Составить уравнения реакций для следующих превращений
Cs
CsCl
CsOH
CsNO3
CsNO2
17.Написать уравнения реакций:
t
t
а) NaHCO3
б) LiNO3
в) NaOH + Cl2
18.Написать уравнения реакций:
а) Li +
N2
б) NaOH +
CO2
в) KO2
+
CO2
19. Написать уравнения реакций, лежащих в основе промышленного
способа получения гидрокарбоната натрия. Как проводят очистку продукта?
20. Как получить калий из сильвинита? Какие промышленные отходы
возможны в этом производстве?
Лабораторная работа № 2
Тема: Химические свойства металлов IIA подгруппы
Цель работы: изучение химических свойств металлов IIA подгруппы и
их соединений
Краткая теория: металлы IIА подгруппы и их соединения
Во IIА подгруппу периодической системы
Д.И.Менделеева входят элементы бериллий Ве, магний
Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва, радий Ra.
Ca
Входящие в IIА подгруппу кальций, стронций, барий и
кальций
радий называют щелочноземельными металлами, так как
гидроксиды их обладают щелочными свойствами, а
оксиды сходны с оксидами алюминия и тяжелых металлов (так называемых
“земель”). Бериллий (и отчасти магний) существенно отличаются от остальных
элементов II А подгруппы. По ряду свойств бериллий похож на алюминий, а
магний - на цинк.
Все элементы II А подгруппы имеют по два валентных s-электрона, один
из которых при возбуждении переходит на р-подуровень. Поэтому они в своих
соединениях двухвалентны.
Бериллий имеет очень маленький радиус иона и, следовательно, большой
потенциал ионизации. Он образует, практически во всех соединениях,
ковалентные связи.
Элементы IIА подгруппы химически активны и встречаются в природе
только в виде соединений. Бериллий чаще всего встречается в виде минерала
берилла Be3Al2(SiO3)6. Окрашенные примесями разновидности берилла
известны как драгоценные камни - изумруд, аквамарин и т.д. Магний, кальций,
стронций и барий входят в состав природных сульфатов, карбонатов, фосфатов,
силикатов.
Основным способом получения металлов IIА подгруппы является
электролиз расплавов солей или гидроксидов. Реже используют для получения
этих металлов процессы восстановления кремнием, углем, алюминием.
20
11
В свободном состоянии элементы IIА подгруппы - легкие металлы с
различными формами кристаллической решетки.
Металлы IIA подгруппы очень сильные восстановители и активно
взаимодействуют с различными окислителями. С неметаллами образуют
бинарные соединения, например:
3Me
+ N2
= Me3N2;
обладают высоким сродством к кислороду:
2Ме +
О2
= 2МеО.
Химическая активность в подгруппе увеличивается с повышением
порядкового номера. Электродные потенциалы имеют низкие отрицательные
значения: от –1,85 В у бериллия до –2,9 В у бария. По отношению к воде
бериллий и магний устойчивы, так как покрыты защитной оксидной пленкой.
Щелочноземельные металлы (Са, Sr, Ba) реагируют с водой по реакции
Ме
+ 2Н2О
= Ме(ОН )2
+
Н2.
Все металлы активно взаимодействуют с различными кислотами:
Me
+
2H+
= Ме2+ +
H2
4Me + 5H2SO4(конц.) = 4MeSO4 + H2S + 4H2O
4Me + 10HNO3(разб.)
= 4Me(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Со щелочами с образованием комплексных солей способен
взаимодействовать только бериллий, что объясняется амфотерным характером
его оксида и гидроксида:
Be + 2H2O + 2NaOH
= Na2[Be(OH)4] + H2
Свойства характеристичных соединений –оксидов ( МеО) и гидроксидов
(Ме(ОН)2) – в подгруппе закономерно изменяются с увеличением порядкового
номера:возрастает растворимость в воде и усиливаются основные свойства.
Оксиды
BeO
MgO
CaO
SrO
BaO
Гидроксиды
Be(OH)2
Mg(OH)2
Ca(OH)2
Sr(OH)2
Ba(OH)2
Растворимость Кислотно-основные свойства
нерастворим
амфотерные
нерастворим
сред. основные
умеренно раств. сильн. основные
умеренно раств. сильн. основные
умеренно раств. сильн. основные
Большинство оксидов и гидроксидов металлов IIA подгруппы обладают
основными свойствами и диссоциируют в соответствии с уравнениями
Mg(OH)2
Mg2+
+
2OHMe(OH)2
Me2+ +
2OH(Me = Ca, Sr, Ba )
Они взаимодействуют только с кислотами:
Me(OH)2
+ 2HCl = MeCl2 + 2H2O
Исключением являются соединения бериллия, которые амфотерны.
Диссоциация его гидроксида протекает как по кислотному, так и по основному
типу:
[Be(OH)4]2- + 2H+
Be(OH)2 + 2H2O
Be2+ + 2OH-
12
Оксид и гидроксид бериллия взаимодействуют и с кислотами и со
щелочами, образуя соответствующие соли:
Be(OH)2 + 2HCl =
BeCl2
+ 2H2O
Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4]
Тетрагидроксобериллат натрия
сплав.
Be(OH)2
+
2NaOH
=
Na2BeO2
+
2H2O
бериллат натрия
Все соли бериллия сильно гидролизованы.
Наибольшее значение в промышленности имеют бериллий и магний.
Бериллий используют как замедлитель нейтронов в атомных реакторах. В
качестве легирующей добавки он сообщает сплавам твердость, прочность,
антикоррозионную устойчивость. Сплавы на основе магния широко применяют
как конструкционные материалы в ракетной технике, авиа- и автостроении.
Они содержат до 80% магния и различные добавки, отличаются малой
плотностью, высокой прочностью, хорошей электропроводностью.
Сплавы бария со свинцом используют в типографском деле.
Металлический кальций используют для восстановления из руд хрома,
рубидия и некоторых других металлов.
Из соединений элементов IIА подгруппы наибольший практический
интерес представляют соединения кальция:
СаО - оксид кальция (негашеная известь);
Са(ОН)2 - гидроксид кальция (гашеная известь; известковая вода);
СаСО3 - карбонат кальция (мел; мрамор);
СаSO4 2 Н2О - двуводный кристаллогидрат сульфата кальция (гипс);
СаSO4
1/2 H2O - полуводный кристаллогидрат сульфата кальция
(алебастр).
Вопросы для подготовки к занятию
1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени
окисления.
2. Свойства простых веществ – металлов:
- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительновосстановительных (электродных) потенциалов металлов»;
- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими
неметаллами;
- взаимодействие с водой, с водными растворами щелочей, водными
растворами кислот, окисляющими H+ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4,
H3PO4, RCOOH и другими);
- взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и
концентрированной HNO3.
3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов IIA подгруппы:
13
- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном
растворе;
- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;
- взаимодействие соединений Be с основаниями при сплавлении и
растворами щелочей.
4. Свойства солей металлов IIA подгруппы:
- растворимость в воде, гидролиз;
- растворимость в кислотах, в щелочах.
5. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.
6. Получение и применение соединений металлов IIA подгруппы.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Взаимодействие магния и кальция с кислородом
(демонстрационный)
Небольшой кусочек стружки магния пинцетом внести в пламя горелки и
после воспламенения сжечь его над фарфоровым тиглем. К собранному в тигле
оксиду магния прилить 1 ... 2 мл воды и добавить 1 каплю фенолфталеина.
Аналогичный опыт провести с кальцием.
Объяснить происходящие явления и написать уравнения реакций.
Опыт 2. Взаимодействие магния и кальция с водой
(демонстрационный)
В химический стакан с водой добавить 1 ... 2 капли фенолфталеина и
внести пинцетом небольшую стружечку (лучше немного порошка) магния и
наблюдать за протеканием реакции.
Аналогичный опыт провести с кальцием.
Объяснить происходящие явления и написать уравнения реакций.
Сопоставить активность металлов по отношению к воде.
Опыт3. Свойства гидроксидов бериллия и магния
а) В две пробирки налить по 3 ... 5 капель раствора хлорида бериллия и
добавить в каждую пробирку раствор гидроксида натрия по каплям до
образования осадка. Отметить цвет осадка. Затем в одну пробирку добавить
HCl, а в другую - NaOH до растворения осадков. Описать наблюдения, дать
объяснения. Написать уравнения реакций. Какими свойствами обладает
Ве(ОН)2 ?
б) В две пробирки налить по 3 ... 5 капель раствора хлорида магния и
раствора NaOH до образования осадка. Отметить цвет осадка. Затем в одну
пробирку добавить 3 ... 5 капель (избыток) NaOH, а в другую - столько же HCl.
В обеих ли пробирках растворяется осадок? Какими свойствами обладает
Mg(OH)2? Дать объяснения наблюдениям. Написать уравнения реакций.
14
Опыт 4. Сравнение способности к гидролизу растворов
солей Be, Mg, Ca
На три бумажки универсального индикатора нанести по капле растворов
BeCl2, MgCl2, CaCl2 (отдельно!). Сравнить полученные цвета индикаторных
бумажек с цветной шкалой универсального индикатора. Записать рН растворов.
Написать уравнения реакций гидролиза. Гидролиз какой соли идет в большей
степени?
Опыт 5. Получение осадков солей металлов IIА подгруппы
а) В три пробирки налить (отдельно!) по 2 ... 3 капли растворов солей
кальция, стронция, бария и прилить в каждую пробирку по 2 ... 3 капли
раствора сульфата натрия (Na2SO4). Отметить внешний вид, цвет и количество
выпавших осадков. Все ли осадки выпадают с одинаковой скоростью? Чем это
объяснить? Написать уравнения реакций.
б) Налить в пробирку 2 ... 3 капли раствора соли бария и добавить столько
же раствора хромата калия K2CrO4. Отметить внешний вид и цвет выпавшего
осадка. Написать уравнение реакции. Объяснить, почему выпал осадок.
в) Налить в пробирку 2 … 3 капли раствора соли кальция и добавить
столько же раствора щавелевокислого аммония (NH4)2C2O4. Отметить цвет,
внешний вид и количество выпавшего осадка. Почему выпал осадок? Написать
уравнение реакции.
Опыт 6. Окрашивание пламени солями элементов IIА подгруппы
(демонстрационный)
Обработать нихромовую проволоку концентрированной HCl и прокалить
в пламени спиртовой горелки, затем опустить её в раствор соли
щелочноземельного металла (Са, Sr, Ba) и вновь внести в пламя спиртовой
горелки. В какие цвета окрашивают пламя соли испытуемых металлов?
Контрольные вопросы
1. Составить электронную формулу атома бериллия, иона бериллия в
характерной степени окисления.
2. Написать уравнения реакций горения бериллия в кислороде; хлоре;
парах серы.
3. Какие кислотно-основные свойства характерны для оксида и
гидроксида бериллия? Составить уравнения соответствующих реакций.
4. Какие вещества и в какой последовательности образуются при
постепенном прибавлении избытка раствора гидроксида натрия к раствору
хлорида бериллия? Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной
форме.
5. Почему нельзя пользоваться сосудами из бериллия для хранения
щелочных растворов? Привести уравнения реакций.
15
6. Почему бериллий, находясь в ряду электродных потенциалов левее
водорода, не вытесняет его из воды, но легко вытесняет водород из водного
раствора щелочи?
7. Какие вещества и в какой последовательности образуются при
постепенном добавлении избытка раствора соляной кислоты на раствор
бериллата натрия?
8. Как бериллий реагирует с разбавленными и концентрированными
соляной и серной кислотами? Составить уравнения реакций.
9. Как бериллий реагирует с разбавленной и концентрированной азотной
кислотой? Составить уравнения реакций.
10.Чем объясняется высокая коррозионная устойчивость бериллия? Как
влияют ионы ртути на коррозию бериллия? Составить уравнения реакций.
11.Написать уравнения реакций для следующих превращений:
а) BeO
BeCl2
Be(OH)2
K2BeO2 ;
б) K2BeO2
Be(OH)2
BeO
Be .
12. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
а) Be
BeCl2
Be(OH)Cl
Be(OH)2 ;
б) K2BeO2
BeSO4
Be(HSO4)2
Be(OH)2 .
13. Написать уравнения реакций гидролиза следующих солей : а) хлорида
бериллия; б) сульфида бериллия; в) бериллата натрия. Какая реакция среды в
водных растворах этих солей?
14. Охарактеризовать кислотно-основные свойства гидроксида бериллия
как координационно насыщенного соединения состава [Be(OH)2(OH2)2].
15. Чем объясняется различный характер продуктов взаимодействия соды
с солями Be2+ и Mg2+ и с солями Ca2+, Sr2+, Ba2+? Написать уравнения реакций.
16. При добавлении (NH4)2CO3 к раствору BeCl2 или BeSO4
образующийся вначале осадок (какой?) растворяется при действии избытка
реактива с образованием малоустойчивого комплексного соединения (в
комплексных соединениях CO32- дидентатный лиганд). Последнее разлагается
при кипячении с образованием гидроксосоли. Написать уравнения реакций.
17. Можно ли использовать карбонат аммония для разделения смесей:
а) Be(OH)2 и Mg(OH)2; б) Be(OH)2 и Al(OH)3? Написать уравнения
реакций.
18. При взаимодействии солей Ве 2+ с избытком NaF образуются
тетрафторобериллаты. Написать уравнение реакции. Чем объясняется несколько
большая склонность Ве2+ к комплексообразованию по сравнению с ионами
других элементов той же подгруппы?
19. Какими физическими и химическими свойствами обладают
щелочноземельные металлы?
20. Магний сожгли на воздухе. Продукты реакции обработали водой.
Какие соединения при этом образовались? Написать уравнения реакций.
21. Как изменит окраску лакмус в растворах солей: а) хлорида магния;
б) хлорида бария?
22. Осуществить превращения, назвать соединения:
16
Са
СаО
Са(ОН)2
СаСО3
Са(НСО3)2
СаСl2
23. Составить схему электролиза а) расплава хлорида магния; б) водного
раствора хлорида магния.
24. Какая вода называется жесткой? Химические способы умягчения
воды.
25. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Mg
Mg(NO3)2
MgO
MgSO4
Mg(HSO4)2
26. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
CaCl2
Ca
CaO
Ca(OH)2
СaOCl2
27. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
t
Sr
Sr(OH)2
SrCO3
Sr(NO3)2
Х
28. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
BaCl2
BaSO4
BaCO3
BaO
Ba(OH)2
29. Написать уравнения реакций:
а)BaO + NO2
б) Ca + HNO3
в)Be(OH)2 + KOH
30. Написать уравнения реакций:
а) BaSO4 + C
б) BeF2 + NaF
в) CaH2 + H2O
31. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Ca3(PO4)2
Ca(HSO4)2
CaSO4
CaS
CaCl2
32. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
ВaCl2
BaCrO4
Ba(NO3)2
BaCO3
BaO.
33. Написать уравнения реакций:
а) Mg + N2
б) CaC2 + H2O
в) Mg(OH)2 + NH4Cl
Лабораторная работа № 3
Тема: Химические свойства металлов IIIA подгруппы (Al)
Цель работы: изучение химических свойств металлов IIIA подгруппы и
их соединений на примере алюминия.
Краткая теория: металлы IIIА подгруппы и их соединения
Алюминий
Алюминий входит в главную подгруппу III
13
группы периодической системы Д.И.Менделеева. На
Al
внешнем электронном слое атома три электрона: Al
..3s23p1; при возбуждении: Al*….3s13p2 . Поэтому в
алюминий
соединениях алюминий проявляет степень окисления
+3.По своим свойствам он резко отличается от бора и
обладает ярко выраженными металлическими свойствами. Из-за устойчивой
оксидной пленки алюминий не растворяется в воде, несмотря на высокое
значение электродного потенциала (-1,66 В). Оксидная пленка растворяется в
кислотах (с трудом) и в щелочах. Оксид алюминия амфотерный.
Al2O3 + 6 H+
2 Al+3 + 3 H2O
Al2O3 + 2OH- + 3H2O 2[Al(OH)4] -
17
Алюминий, лишенный защитной пленки, взаимодействует с водой:
2Al + 6 H2O
2 Al(OH)3 + 3 H2 .
Алюминий активно реагирует с кислотами
2 Al + 6 H+ 2 Al+3 + 3 H2
и с водными растворами щелочей:
2Al + 2OH- + 6 H2O
2[Al(OH)4]- + 3H2.
Гидроксид алюминия Al(OH)3 - типичное амфотерное соединение:
свежеприготовленный легко растворяется в кислотах и в щелочах.
OH+3
Al
H+
OH-
Al(OH)3
H+
[Al(OH)4] -
Для получения осадка Al(OH)3 щелочь обычно не используют из-за
легкости перехода осадка в раствор, а действуют на соли алюминия
гидроксидом аммония, причем при комнатной температуре образуется Al(OH) 3
(ортоалюминиевая кислота H3AlO3), а при кипячении - AlO(OH)
(метаалюминиевая кислота HAlO2):
AlCl3 + 3 NH4OH = Al(OH)3 + 3NH4Cl
t
AlCl3 + 3 NH4OH = HAlO2 + 3NH4Cl + H2O
Соли алюминия и сильных кислот хорошо растворимы в воде и
подвергаются в значительной степени гидролизу по катиону, создавая
сильнокислотную среду, в которой возможно растворение металлов, например
Mg или Zn:
Al+3 + H2O
AlOH2+ + H+ ( рН <<7) (I ступень)
При определенных условиях (нагревание, подщелачивание) гидролиз
протекает и по следующим ступеням
( AlOH) 2+ + H2O
[Al(OH)2]+ + H +
(II ступень)
+
+
[Al(OH)2] + H2O
Al(OH)3 + H
(III ступень)
В растворах метаалюминатов (NaAlO2) среда щелочная из-за гидролиза
по аниону:
AlO2- + H2O
HAlO2 + -OH
(pH >7)
Алюминий - важнейший конструкционный металл, основа легких
коррозионно-стойких сплавов (с магнием - дюралюмин или дюраль, с медью бронза). Чистый алюминий в больших количествах идет на изготовление
посуды и электрических проводов.
Вопросы для подготовки к занятию
1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени
окисления.
2. Свойства простых веществ – металлов:
- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительновосстановительных (электродных) потенциалов металлов»;
- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими
неметаллами;
18
- взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными
растворами кислот, окисляющими H+ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4,
H3PO4, RCOOH и другими);
- взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и
концентрированной HNO3.
3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов IIIA подгруппы:
- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном
растворе;
- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;
- взаимодействие с основаниями при сплавлении и растворами щелочей, с
основными оксидами.
4. Свойства солей металлов IIIA подгруппы:
- растворимость в воде, гидролиз;
- растворимость в кислотах, в щелочах.
5. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.
6. Получение и применение металлов IIIA подгруппы их соединений.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Взаимодействие металлического алюминия со щелочью
Поместить в пробирку немного алюминиевых стружек и добавить 5-10
капель раствора щелочи. Легко ли алюминий растворяется в щелочи?
Объяснить механизм реакции алюминия со щелочами. Написать уравнения
реакций.
Опыт 2. Получение гидроксида алюминия и исследование его свойств
В две пробирки поместить по 2-3 капли раствора соли алюминия и
осторожно добавить в каждую по 1-3 капли 2н раствора едкого натра до
образования осадка гидроксида алюминия. К полученному осадку прибавить в
одну пробирку 3-4 капли раствора соляной кислоты, в другую - такое же
количество раствора едкого натра. Что наблюдается в обоих случаях? Какой
вывод о свойствах гидроксида алюминия можно сделать? Написать в
молекулярном и ионном виде уравнения: а) реакции получения гидроксида
алюминия; б) реакции взаимодействия гидроксида алюминия с кислотой и
щелочью; в) схему равновесия диссоциации гидроксида алюминия. Как
смещается равновесие диссоциации гидроксида алюминия при добавлении
избытка кислоты? При добавлении избытка щелочи?
Опыт 3. Гидролиз растворов солей алюминия
Определить рН водного раствора соли алюминия. Для этого нанести 1
каплю раствора соли на полоску универсального индикатора.
Написать молекулярное и ионное уравнения первой ступени гидролиза.
Почему гидролиз данной соли не идет до конца? Какие продукты получаются в
результате реакции? Как можно уменьшить или усилить гидролиз соли
алюминия?
19
Контрольные вопросы
1. Составить электронную формулу атома алюминия, иона алюминия в
характерной степени окисления.
2. Написать уравнения реакций горения алюминия в кислороде; в хлоре; в
парах серы.
3. Какие кислотно-основные свойства характерны для оксида и
гидроксида алюминия? Составить уравнения соответствующих реакций.
4. Какие вещества и в какой последовательности образуются при
постепенном прибавлении избытка раствора гидроксида натрия к раствору
хлорида алюминия? Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной
форме.
5. Почему нельзя пользоваться алюминиевыми сосудами для хранения
щелочных растворов? Привести уравнения реакций.
6. Почему алюминий, находясь в ряду электродных потенциалов левее
водорода, не вытесняет его из воды, но легко вытесняет водород из водного
раствора щелочи?
7. Какие вещества и в какой последовательности образуются при
постепенном добавлении избытка раствора соляной кислоты в раствор
алюмината натрия?
8. Как алюминий реагирует с разбавленными и концентрированными
соляной и серной кислотами? Составить уравнения реакций.
9. Как алюминий реагирует с разбавленной и концентрированной азотной
кислотой? Составить уравнения реакций.
10.Чем объясняется высокая коррозионная устойчивость алюминия? Как
влияют ионы ртути на коррозию алюминия? Составить уравнения реакций.
11.Написать уравнения реакций для следующих превращений:
а) Al2O3
AlCl3
Al(OH)3
K3AlO3 ;
б) K3AlO3
Al(OH)3
Al2O3
Al .
12. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
а) Al
AlCl3
Al(OH)Cl2
Al(OH)3 ;
б) K3AlO3
Al2(SO4)3
Al(HSO4)3
Al(OH)3 .
13. Написать уравнения реакций
гидролиза следующих солей : а)
хлорида алюминия; б) сульфида алюминия. Какая реакция среды в водных
растворах этих солей?
14. Как изменяется окраска лакмуса в водных растворах солей: нитрата
алюминия; метаалюмината натрия; алюмокалиевых квасцов? Составить
уравнения реакций.
15. Объяснить, почему при сливании растворов нитрата алюминия и
сульфида натрия не образуется осадка сульфида алюминия. Что образуется?
16. Почему при действии сульфида натрия и карбоната натрия на водный
раствор алюмокалиевых квасцов выпадает осадок одинакового состава?
Составить уравнения реакций.
17. Какой процесс называется алюмотермией? Для чего он используется?
20
18. Каков состав термитной смеси? Для чего она используется? Составить
уравнение реакции.
19.Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Al
Al2S3
Al(OH)3
AlCl3
K[Al(OH)4]
20.Как получают алюминий в промышленности?
Лабораторная работа № 4
Тема: Химические свойства металлов IVA подгруппы (Sn, Pb)
Цель работы: изучение химических свойств металлов IVA подгруппы и
их соединений на примере олова и свинца.
Краткая теория: металлы IVА подгруппы и их соединения
Олово. Свинец
Олово и свинец - металлы IV А подгруппы
50 периодической
системы
Д.И.Менделеева.
Sn
Электронные формулы валентных электронов этих
металлов:
Sn ... 5s25p2
олово
Pb ... 6s26p2
Степень окисления
элементов в нормальном состоянии +2, при
возбуждении +4, поэтому известны два ряда производных олова и свинца.
Отношение Sn и Pb к кислотам различно. Олово растворяется в соляной
кислоте ( в разбавленной медленно, а в концентрированной и при нагревании быстро) :
Sn + 2HCl = SnCl2 + H2
Свинец при взаимодействии с HCl покрывается слоем PbCl2,
препятствующим дальнейшему взаимодействию Pb с кислотой.
Аналогично происходит взаимодействие свинца с разбавленной серной
кислотой, но при концентрации кислоты выше 80% на поверхности металла
образуется растворимая кислая соль Pb(HSO4)2 . Разбавленная серная кислота
на олово не действует. Горячая концентрированная серная кислота растворяет
оба элемента по схеме
Э + 4H2SO4 = Э(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O
В сильно разбавленной азотной кислоте олово медленно растворяется с
образованием Sn(NO3)2. Концентрированная азотная кислота действует на Sn по
схеме
Sn + 4HNO3 = SnO2 + 4NO2 + 2H2O
При действии HNO3 на свинец реакция протекает по схеме
3Pb + 8HNO3 = 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Образующаяся соль Pb(NO3)2 нерастворима в концентрированной азотной
кислоте и, наоборот, хорошо растворима в воде, поэтому Pb хорошо
растворяется в разбавленной азотной кислоте.
Олово и свинец растворяются в щелочах с выделением водорода и
образованием комплексных солей:
21
Pb + 4KOH + 2H2O
K4[Pb(OH)6] + H2
Для олова и свинца известны оксиды типов ЭО и ЭО 2. В воде они почти
нерастворимы, поэтому отвечающие им гидроксиды получают действием
щелочей на растворы соответствующих солей:
SnCl4 + 4NaOH = 4NaCl + Sn(OH)4
Pb(NO3)2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Pb(OH)2
По химическим свойствам все эти гидроксиды - амфотерные соединения.
Изменения кислотных и основных свойств можно представить схемой:
Усиление основных свойств
Sn(OH)2
Pb(OH)2
Sn(OH)4
Pb(OH)4
Гидроксиды H2SnO2 и H2PbO2 называют оловянистой и свинцовистой
кислотами, а их соли - станнитами и плюмбитами. Гидроксиды H2SnO3
(H4SnO4) и H2PbO3 (H4PbO4) называют оловянной и свинцовой кислотами, а их
соли - станнатами и плюмбатами.
Ввиду слабости основных свойств гидроксидов - Э(ОН)4 их соли
подвергаются в растворах сильному гидролизу.
Наибольшее значение из соединений этих элементов имеют галиды ЭГ 4.
Самое характерное свойство для них - склонность к реакции присоединения.
Например, SnCl4 образует комплексы с HCl, H2O.
Галиды ЭГ2 имеют ярко выраженный характер солей, гидролизуются
значительно меньше, чем ЭГ4.
Диаграммы Латимера:
а) для олова;
-0,118
SnO2
+0,154
4+
-0,141
2+
Sn
Sn0
Sn
-0,96
2-
-0,79
4-
[Sn(OH)6]
[Sn(OH)6]
б) для свинца:
-0,956
PbS
1,685
-0,356
PbSO4
1,456
- 0,126
2+
PbO2
Pb0
Pb
0,305
2-
[Pb(ОН )6]
-0,538
2-
[Pb(OH)4]
22
Для Sn известны сульфиды SnS и SnS2, которые отличаются по своему
отношению к сернистому аммонию. В то время как сульфид олова(II) с ним не
взаимодействует, сульфид олова(IV) в растворе сульфида аммония образует
аммонийную соль тиооловянной кислоты: (NH4)2S + SnS2 = (NH4)SnS3
Для характеристики окислительно – восстановительных свойств
используют диаграммы Латимера.
Соединения олова и свинца характеризуются различными окислительновосстановительными свойствами (см. диаграмму Латимера). Для олова более
устойчивой является степень окисления (+4), соединения Sn+2 - восстановители,
легко окисляются кислородом воздуха и другими окислителями; для свинца более устойчива степень окисления (+2), соединения свинца (+4) - чрезвычайно
сильные окислители.
Например, возможно окисление диоксидом свинца соединений марганца
(II) до перманганат-иона:
5PbO2 + 2Mn(NO3)2 + 6HNO3 = 5Pb(NO3)2 + 2HMnO4 + 2H2O
Вопросы для подготовки к занятию
1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени
окисления.
2. Свойства простых веществ – металлов:
- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительновосстановительных (электродных) потенциалов металлов»;
- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими
неметаллами;
- взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными
растворами кислот, окисляющими H+ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4,
H3PO4, RCOOH и другими);
- взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и
концентрированной HNO3.
3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов IVA подгруппы:
- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном
растворе;
- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;
- взаимодействие соединений Be с основаниями при сплавлении и
растворами щелочей.
4. Свойства солей металлов IVA подгруппы:
- растворимость в воде, гидролиз;
- растворимость в кислотах, в щелочах.
5. Комплексные соединения металлов IVA подгруппы.
6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов IVA
подгруппы.
7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.
8. Получение и применение соединений металлов IVA подгруппы.
23
Экспериментальная часть
ВНИМАНИЕ! Все соединения свинца ядовиты! При работе с ними
соблюдать особую осторожность! По окончании опытов с кислотами
растворы слить в слив, а нерастворившиеся металлы положить в
специальную посуду!
Опыт 1. Отношение олова и свинца к кислотам (проводить в
вытяжном шкафу!)
а) растворение олова в кислотах
В четыре пробирки положить по кусочку металлического олова и прилить
по 5 капель кислот, в первую - соляной, во вторую – концентрированной
серной, в третью – разбавленной азотной, в четвертую – концентрированной
азотной. Отметить наблюдения. Нагреть. Написать уравнения реакций в ионной
и молекулярной формах.
б) растворение свинца в кислотах
В четыре пробирки поместить по кусочку свинца и прилить по 5-8 капель
растворов кислот: в первую - соляной, во вторую - концентрированной серной,
в третью – разбавленной азотной, в четвертую – концентрированной азотной.
Нагреть пробирки на спиртовке. Во всех ли пробирках протекает реакция?
После охлаждения растворов в каждую пробирку добавить 1-2 капли раствора
Na2S. В какой из пробирок не выпал осадок?
Опыт 2. Амфотерные свойства гидроксидов олова(II) и свинца(II)
Налить в две пробирки по две капли раствора SnCl2, в другие две - по две
капли раствора Pb(NO3)2. Затем в каждую пробирку прибавить по несколько
капель раствора аммиака до выпадения осадка. К выпавшим осадкам добавить в
первую пробирку раствор HNO3 и во вторую - раствор NaOH. Отметить
наблюдения. Дать объяснения. Написать уравнения реакций.
Опыт 3. Галогениды свинца (II)
В две пробирки внести по 2-3 капли раствора соли свинца(II). Прилить в
первую пробирку 2-3 капли раствора KI, во вторую - 2-3 капли раствора HCl.
Наблюдать цвета полученных осадков. Добавить в каждую пробирку по 3-4
капли воды и слегка нагреть. Что происходит? Дать растворам охладиться. Что
происходит? Дать объяснения. Написать уравнения всех реакций.
Опыт 4. Окислительные свойства соединений свинца (IV)
В пробирку поместить одну ложечку порошка PbO2 и 10 капель
концентрированного раствора NaOH. Пробирку нагреть на спиртовке. В
горячий раствор внести 2 капли раствора Cr2(SO4)3 и снова нагреть пробирку.
Отметить появление желтой окраски раствора, характерной для иона CrО42- .
Написать уравнение реакции.
24
Опыт 5. Восстановительные свойства соединений олова (II)
К 1-2 каплям раствора хлорида олова SnCl2 прилить по каплям раствор
щелочи до растворения первоначально образовавшегося осадка. К полученному
раствору тетрагидроксостанната(II) натрия прилить 2-3 капли раствора соли
висмута (Bi(NO3)3), перемешать. Сначала образуется белый осадок Bi(OH) 3,
затем он чернеет, восстанавливаясь до металлического висмута.
Тетрагидроксостаннат(II)
натрия
при
этом
окисляется
в
гексагидроксостаннат(IV) натрия. Написать уравнения всех реакций.
Контрольные вопросы
1. Соответствующими уравнениями реакций доказать амфотерный
характер гидроксидов олова (II) и свинца (II).
2. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций
получения гидроксида олова (IV) и взаимодействия его с кислотами и щелочью.
3. Какой из указанных гидроксидов проявляет более основные свойства:
Sn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)4?
4. Как получить тиостаннат аммония из SnCl2? Написать уравнения
реакций.
5. Почему при приготовлении раствора SnCl2 воду подкисляют соляной
кислотой? Написать уравнение реакции гидролиза SnCl2 в молекулярной и
ионной формах. Как влияет на степень гидролиза: а) добавление воды; б)
добавление соляной кислоты?
6. Закончить уравнение реакции:
PbO2 + MnSO4 + H2SO4
HMnO4 + ...
Уравнять методом ионно-электронного баланса.
7. Закончить уравнения реакций и написать их в ионной форме:
а) Sn + HNO3 (конц.)
б) Zn + SnCl2
ZnCl2 + …
8. Соответствующими реакциями доказать, что соединения олова(II)
обладают восстановительными свойствами.
9. Составить уравнения реакций взаимодействия свинца с разбавленной
азотной кислотой.
10. Написать электронные формулы атомов олова и свинца. Какой из этих
элементов обладает более выраженными металлическими свойствами?
11. Какое сходство и различие наблюдается в строении электронных
оболочек атомов углерода, олова и свинца? Как это отражается на их
свойствах?
12. Почему разбавленная серная кислота не растворяет свинец, а
концентрированная – растворяет? Объяснить, написать уравнения реакций.
13. Написать электронные формулы ионов: Sn+2, Sn+4, Pb+2, Pb+4.
14. Как влияет заряд иона металла на кислотно-основной характер
соответствующих им оксидов и гидроксидов олова и свинца?
15. Привести уравнения реакций, подтверждающих восстановительный
характер ионов Sn2+, Pb2+ и окислительный характер ионов Sn4+, Pb4+.
25
16. Написать уравнения реакций: а) олова с концентрированным
раствором щелочи; б) свинца с концентрированным раствором щелочи.
17. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Sn
SnCl2
Sn(OH)2
Na2[Sn(OH)4]
Na2[Sn(OH)6]
18. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Sn
Sn(NO3)2
Na2SnO2
Sn(OH)2
SnCl2
19. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Pb
Pb(NO3)2
PbCrO4
Na2[Pb(OH)4]
Pb(OH)2
20. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
PbO2
PbCl2
Pb(OH)2
K2[Pb(OH)4]
PbCl2.
Лабораторная работа № 5
Тема: Химические свойства металлов IIБ подгруппы
Цель работы: изучение химических свойств металлов IIБ подгруппы и
их соединений
Краткая теория: металлы IIБ подгруппы и их соединения
Цинк, кадмий, ртуть
Элементы IIБ подгруппы имеют завершенную
30
конфигурацию валентных электронов ns2 (n-1)d10 и
Zn
проявляют постоянную валентность, равную 2.
В виде простых веществ цинк, кадмий и ртуть
цинк
представляют собой серебристо-белые металлы,
поверхность которых покрыта оксидной пленкой.
Ртуть является в нормальных условиях жидким металлом, так как имеет низкую
температуру плавления (- 39° С).
Химическая активность металлов этой группы от Zn к Hg уменьшается.
Об этом свидетельствуют значения их окислительно-восстановительных
потенциалов:
° Zn2+/ Zn = -0,76 в
°Cd2+ / Cd = -0,403 в
°Hg2+ /Hg = +0,789 в
Наиболее активным является цинк. В воде цинк не растворяется, так как
его поверхность покрыта нерастворимым в воде оксидом. Очищенный от
оксидной пленки цинк способен вытеснять водород из воды:
Zn + 2H2O
Zn(OH)2 + H2
Цинк легко растворяется в разбавленных кислотах (HCl, H2SO4):
Zn + 2H+
Zn2+ + H2
и при нагревании в щелочах, так как обладает амфотерностью, и его
оксид и гидроксид хорошо растворяются в щелочном растворе.
Zn + 2OH- + 2H2O H2 + [Zn(OH)4]2В азотной кислоте цинк способен восстановить N+5доN-3:
26
4 Zn + 10 HNO3 (разб.) 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
При взаимодействии цинка с концентрированной серной кислотой могут
образовываться разные продукты восстановления S+6: SO2, S, H2S.
Например:
4Zn + 5H2SO4 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Кадмий в щелочах практически не растворяется, а в кислотах - менее
энергично, чем цинк.
Ртуть способна растворяться в растворах концентрированных кислотокислителей (HNO3, H2SO4 конц.) и в разбавленной HNO3 :
Hg + 4HNO3 (конц.)
Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
6Hg + 8HNO3 (разб.)
3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4 H2O
Hg + H2SO4 (конц.)
SO2 + HgSO4 + H2O
Свойства однотипных соединений по группе закономерно изменяются.
Например, основные свойства оксидов (ЭО) и гидроксидов (Э(ОН)2) от цинка к
ртути усиливаются. Поэтому гидроксид кадмия Cd(OH) 2 кислотные свойства
проявляет в значительно меньшей степени, чем Zn(OH)2. Если Zn(OH)2 легко
растворяется в щелочах, то Cd(OH)2 взаимодействует с концентрированными
щелочами при длительном кипячении:
Cd(OH)2 + 4NaOH Na4[Cd(OH)6]
В отсутствие избытка щелочи гидроксокадматы легко разрушаются
водой:
Na4[Cd(OH)6]
Cd(OH)2 + 4NaOH
При действии на соли катионов подгруппы цинка раствором аммиака
образующиеся вначале гидроксиды растворяются с образованием аммиакатных
комплексов:
Zn2+ + 2NH4OH Zn(OH)2 + 2NH4+
Zn(OH)2 + 4NH4OH [Zn(NH3)4](OH)2 + 4H2O
Аммиакаты ртути (II), [Hg(NH3)4](NO3)2 образуются только при большом
избытке NH3 и в присутствии солей аммония. Взаимодействие HgCl2 c NH3 в
концентрированном растворе NH4Cl приводит к выпадению осадка
[Hg(NH3)2Cl2]:
HgCl2 + 2NH3 [Hg(NH3)2Cl2]
В разбавленных же растворах образуется нерастворимое в воде амидное
производное [HgNH2]Cl :
HgCl2 + 2NH3 [HgNH2]Cl + NH4Cl
Соединения цинка не проявляют в водных растворах активных
окислительных свойств, тогда как соединения ртути являются достаточно
сильными окислителями, о чем свидетельствует диаграмма Латимера для ртути.
Соли ртути (II) способны окислять даже такой неактивный металл, как медь:
Cu + Hg2+
Cu2+ + Hg
Проявляя постоянную валентность - два, ртуть способна к образованию
соединений со степенью окисления +1, в которых ртуть находится в виде
сложного катиона ( Hg - Hg)2+.
27
Соединения такой ртути весьма склонны к диспропорционированию:
Hg22+
Hg + Hg2+
Диаграмма Латимера для ртути:
+0,854
+0,920
+0,788
2+
2+
Hg
Hg2
Hg0
+0,53
+0,2676
HgCl2
Hg2Cl2
X=Br, +0,306
X=Br, + 0,1397
2НgX4]
Hg2X2
X=I, +0,116
X=I, -0,0405
X= Br, +0,223
X= I,
-0,038
В зависимости от условий соединения Hg22+ могут проявлять или
восстановительные или окислительные свойства:
Hg2Cl2 + Cl2
2HgCl2
Hg2Cl2 + SnCl2
2Hg + SnCl4
Соединения кадмия и ртути ядовиты, особенно соединения ртути.
Вопросы для подготовки к занятию
1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени
окисления.
2. Свойства простых веществ – металлов:
- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительновосстановительных (электродных) потенциалов металлов»;
- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими
неметаллами;
- взаимодействие с водой, с водными растворами щелочей, водными
растворами кислот, окисляющими H+ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4,
H3PO4, RCOOH и другими);
- взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и
концентрированной HNO3.
3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов IIБ подгруппы:
- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном
растворе;
- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;
- взаимодействие соединений Zn с основаниями при сплавлении и
растворами щелочей, основными оксидами.
4. Свойства солей металлов IIБ подгруппы:
- растворимость в воде, гидролиз;
28
- растворимость в кислотах, щелочах
5. Комплексные соединения металлов IIБ подгруппы
6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов IIБ
подгруппы.
7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.
8. Получение и применение металлов IIБ подгруппы и их соединений.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Образование сульфидов взаимодействием простых веществ
(демонстрационный опыт, проводить в вытяжном шкафу!)
При проведении данного опыта не наклоняйтесь над смесью серы и
цинка. Нельзя проводить опыт в пробирке!
Цинковую пыль и серный цвет (порошок серы), взятые в массовом
соотношении 2:1, тщательно перемешать. Смесь поместить на кусочек асбеста
и прикоснуться к ней горячей стеклянной палочкой. Объяснить яркую вспышку
и образование белого дыма. Составить уравнение реакции.
Опыт 2. Сравнение химической активности цинка и кадмия
В пробирку с 2-3 каплями раствора сульфата кадмия опустить пластинку
металлического цинка. Объяснить наблюдаемое. Записать уравнение реакции.
Опыт 3. Растворение цинка в кислотах и щелочах
Поместить в четыре пробирки по одной грануле металлического цинка.
В первую пробирку добавить несколько капель разбавленной серной
кислоты, во вторую — несколько капель концентрированной серной кислоты, в
третью — концентрированной азотной кислоты, в четвертую — несколько
капель концентрированного раствора гидроксида натрия, нагреть её. Что
происходит? В каждом случае написать уравнения реакций. Почему
разбавленная и концентрированная серная кислота по-разному реагирует с
цинком? Какой ион является окислителем в том и другом случае?
Опыт 4. Получение и свойства гидроксидов цинка и кадмия
а) Налить в три пробирки по 1-2 капли раствора соли цинка, добавить по
1-2 капли 2н раствора гидроксида натрия до появления осадка. К содержимому
первой пробирки добавить несколько капель разбавленного раствора
хлороводородной кислоты до растворения осадка, во вторую пробирку —
несколько капель 2н раствора гидроксида натрия, в третью пробирку несколько капель концентрированного раствора аммиака. Написать уравнения
реакций, учитывая, что с гидроксидом натрия и аммиаком образуются
соответственно гидроксо- и аммиакатный комплексы цинка.
б) Аналогично опыту 4а из соли кадмия в трех пробирках получить
гидроксид кадмия. Исследовать его отношение к хлороводородной кислоте,
29
гидроксиду натрия, раствору аммиака. Написать уравнения реакций и сравнить
свойства гидроксидов цинка и кадмия.
Опыт 5. Гидролиз солей цинка и кадмия
Поместить в одну пробирку несколько кристалликов соли цинка, в
другую — столько же соли кадмия и растворить их в 1-2 каплях воды.
Определить рН растворов с помощью универсальной индикаторной бумажки.
Соль какого металла подвергается гидролизу в большей степени? Записать
уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах.
Можно проделать этот опыт на предметном стекле, используя готовые
растворы солей. Для этого полоски индикатора поместить на стекло и
коснуться пипеткой с раствором соли. Определить pH среды.
Опыт 6. Получение малорастворимых солей цинка и кадмия
В две пробирки внести по 1-2 капли раствора сульфида натрия. В первую
пробирку добавить 1-2 капли соли цинка, во вторую — соли кадмия. Отметить
цвет образовавшихся осадков. Добавить в каждую пробирку по одной капле
разбавленного раствора хлороводородной кислоты. Какой из сульфидов лучше
растворим в кислоте? Объяснить различную растворимость сульфида цинка и
сульфида кадмия. Написать уравнения реакций.
Контрольные вопросы
1. Как изменяется химическая активность металлов в ряду: цинк - кадмий
- ртуть?
2. Какие степени окисления характерны для цинка, кадмия и ртути?
3. Как относятся цинк и кадмий к разбавленным и концентрированным
кислотам - соляной, серной и азотной?
4. Как взаимодействует ртуть с азотной кислотой: а) при избытке ртути;
б) при избытке кислоты?
5. Как изменяются кислотно-основные свойства в ряду ZnO - CdO -HgO ?
6. Какие соединения образуются при действии недостатка и избытка
раствора аммиака на растворы а) ZnCl2, б) CdCl2, в)HgCl2 ?
7. Какая соль в растворе сильнее всего гидролизуется: ZnCl2, CdCl2,
Na2ZnO2 ? Составить уравнения гидролиза.
8. Какой из хлоридов имеет наиболее ионный характер связи: ZnCl2,
CdCl2, HgCl2, BaCl2? Расположите их в порядке увеличения ионности связи.
9. Как изменяется устойчивость иодидокомплексов [ЭI 4]2- в ряду Zn(II) Cd(II) - Hg(II)? Написать уравнения реакций их получения.
10. При действии цианида калия на аммиакат кадмия образуется
комплексный цианид. Какое заключение об относительной устойчивости
аммиакатов и цианокомплексов кадмия (II) можно сделать на основании этого
факта?
30
11. Сравнить кислотно-основные свойства гидроксидов Zn(II) и Cd(II).
Приведите уравнения реакций, подтверждающих эти свойства.
12. Написать формулы различных типов солей, которые образует цинк.
13. Написать уравнения реакций, протекающих при добавлении щелочи к
растворам: а) Hg(NO3)2 ; б) Hg2(NO3)2 ; в) Cd(NO3)2.
14. При помощи каких реакций можно отличить находящиеся в растворе
ионы: а) Zn2+ и Cd2+ ; б) Hg2+ и Hg22+ ? Написать уравнения соответствующих
реакций.
15. В чем растворяется сульфид цинка: а) NaOH б) HCl в) HNO 3?
16. Закончить уравнения реакций:
а) Zn + HNO3(разб.) NH4NO3 + ...
б) HgS + HNO3 + HCl
H2SO4 + H2[HgCl4] + ...
17. Закончить уравнения реакций:
а) HgCl2 + NH3(р-р) …,
б) ZnCl2 + Na2S … ?
18. Как осуществить следующие превращения:
а) Zn2+ Zn(OH)2
[Zn(OH)4]2Zn2+,
б) Hg2+
Hg2Cl2 Hg + HgNH2Cl?
19. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Zn
ZnCl2
Na2ZnO2
Zn(OH)2
[Zn(NH3)4](OH)2
20. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Zn
Zn(NO3)2
ZnS
Zn(NO3)2
Zn(OH)2
Лабораторная работа № 6
Тема: Химические свойства металлов IБ подгруппы
Цель работы: изучение химических свойств металлов IБ подгруппы и их
соединений
Краткая теория: металлы IБ подгруппы и их соединения
Медь, серебро
Медь и серебро d- металлы IБ подгруппы.
29
Электронные формулы валентных электронов
Cu
атомов металлов: Cu ... 3d10 4s1
Ag ... 4d10 5s1
медь
Медь и серебро -мягкие пластичные металлы с
высокой тепло- и электропроводимостью, с
характерным металлическим блеском и цветом; медь- красноватого, серебро серебристо-белого цвета.
Металлы IБ группы характеризуются высокой энергией металлической
связи и высокими энергиями ионизации и, следовательно, относительно низкой
химической активностью. Причем медь более активна, чем серебро. Медь
непосредственно взаимодействует с кислородом, серой и галогенами, образуя
соединения меди (II):
31
2Cu + O2 = 2CuO
Cu + Cl2 = CuCl2
Исключением является реакция с иодом, при которой получается иодид
меди (I). Во влажном воздухе изделия из меди покрываются «патиной» смесью основных сульфатов и карбонатов меди (II).
Серебро на воздухе в присутствии сероводорода темнеет в результате
образования сульфида серебра (I):
Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2 H2O
Медь и серебро характеризуются положительными значениями
стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, поэтому они
устойчивы в водных средах различной кислотности (в воде, водном растворе
щелочи, водном растворе кислот, окисляющих только ионом H+). Медь и
серебро реагируют с разбавленной и концентрированной азотной и
концентрированной серной кислотами:
Cu + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Ag + 2HNO3( конц.) = AgNO3 + NO2 + H2O
Если в растворе возможно образование комплексного соединения,
восстановительные свойства металлического серебра усиливаются, например, в
присутствии цианидов серебро окисляется кислородом:
4Ag + O2 + 8CN- + 2H2O = 4[Ag(CN)2]- + 4OH –
Диаграмма Латимера для меди:
+0,337
0,153
Cu
2+
+0,521
+
Cu
X = Cl, + 0,538
Cu
+0,137
Cu X
X = Br, + 0,640
X = I, + 0,860
X = CN, + 1,2
+ 0,033
– 0,1852
- 0,43
Наиболее устойчивой для меди является степень окисления +2.
Соединения меди (I) в растворе неустойчивы и диспропорционируют:
2Cu+
Cu2+ + Cu0,
а кислородом воздуха окисляются до меди (II). Степень окисления +1
стабилизируется в плохо растворимых соединениях: галогенидах, сульфиде,
тиоцианате, оксиде меди (I). Соединения меди (II) являются окислителями
средней силы, как правило, восстанавливаются до металлической меди:
CuSO4 + Fe
FeSO4 + Cu
Восстановление Cu2+ до Cu1+ возможно, если образуются осадки,
например:
2CuSO4 + 4KI = 2CuI + I2 + 2K2SO4 ,
32
2CuSO4 + 2Na2S2O3 + 2H2O = Cu2S + S +2Na2SO4 + 2H2SO4
Характерной степенью окисления серебра является степень окисления +1.
Серебро (I) в растворе проявляет значительные окислительные свойства и
может восстанавливаться до металлического серебра относительно слабыми
восстановителями:
Cu+2AgNO3=Cu(NO3)2+2Ag
2AgNO3 + H2O2 + 2KOH = 2Ag + O2 + 2KNO3 + H2O.
Если серебро (I) входит в состав устойчивого комплекса, например,
[Ag(S2O3)2]3-, или плохорастворимого соединения, например, AgX, его
окислительная способность уменьшается (см. диаграмму).
Диаграмма Латимера для серебра:
+0,017
3-
[Ag(S2O3)2]
+0,7991
+
Ag0
Ag
X=CH3COO- + 0,643
AgX
X=ClX=Br-
+ 0,2222
+ 0,0713
При стандартных условиях
характеристичные соединения:
оксиды:
Ag2O
коричн.
гидроксиды:
устойчивыми
являются
Cu2O
красн.
следующие
CuO
черн.
Cu(OH)2
голуб.
ослабление основных свойств
Гидроксиды меди (I) и серебра (I) термически неустойчивы, поэтому,
например, при действии щелочи на раствор соли серебра (I) образуется не
гидроксид, а оксид:
2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O
Гидроксид меди (II) легко разлагается при нагревании до оксида меди:
(II): Cu(OH)2
CuO + H2O
Перечисленные оксиды и гидроксиды плохо растворимы в воде,
проявляют основной характер и растворяются в кислотах:
Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2O
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
В водных растворах щелочей оксиды и гидроксиды меди и серебра
практически не растворяются. Но при сплавлении, например, с гидроксидом
33
натрия оксид или гидроксид меди (II) проявляют амфотерные свойства и
образуют соответствующие соли - купраты:
CuO + 2NaOH = Na2CuO2 + H2O
купрат натрия
Оксиды серебра (I) и меди (II) и гидроксид меди (II) растворяются в
концентрированном растворе аммиака с образованием аммиакатных
комплексов:
Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O
коричн.
бесцв.
Cu(OH)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O
голуб.
фиолет.
Плохо растворимые соли слабых кислот (фосфаты, карбонаты)
растворяются в сильных кислотах:
Ag3PO4 + 3HNO3 = 3AgNO3 + H3PO4
(CuOH)2CO3 + 4HCl = 2CuCl2 + 3H2O + CO2
Некоторые соли переходят в раствор в результате комплексообразования.
Например, хлорид серебра (I) растворяется в избытке аммиака:
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
Бромид и иодид серебра (I) растворяются в растворе тиосульфата натрия:
AgBr + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr
Среда в водных растворах солей сильных кислот и серебра (I) близка к
нейтральной, так как гидролиз по катиону Ag+ практически не протекает.
Растворимые соли меди (II) в значительной степени гидролизуются по катиону,
поэтому среда в их растворах кислая:
Iст. Cu2+ + H2O
CuOH+ + H+
IIст. CuOH+ + H2O
Cu(OH)2 + H+
Кроме средних солей медь (II) легко образует основные соли. Например,
малахит (природное соединение) имеет в основном состав (CuOH) 2CO3; на
воздухе медные изделия покрываются «патиной», которая является смесью
сульфата и карбоната гидроксомеди (II).
Серебро (I), медь (I) и медь (II) образуют устойчивые комплексные
соединения с аммиаком, этилендиамином, тиосульфат-, тиоционат-, цианидионами.
Вопросы для подготовки к занятию
1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени
окисления.
2. Свойства простых веществ – металлов:
- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительновосстановительных (электродных) потенциалов металлов»;
- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими
неметаллами;
34
- взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными
растворами кислот, окисляющими H+ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4,
H3PO4, RCOOH и другими);
- взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и
концентрированной HNO3.
3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов IБ подгруппы:
- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном
растворе;
- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;
- взаимодействие соединений Cu с основаниями при сплавлении.
4. Свойства солей металлов IБ подгруппы:
- растворимость в воде, гидролиз;
- растворимость в кислотах, щелочах.
5. Комплексные соединения металлов IБ подгруппы, влияние
комплексообразования на восстановительные свойства металлов.
6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов IБ
подгруппы.
7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.
8. Получение и применение соединений металлов IIA подгруппы.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Получение меди и серебра химическим восстановлением из
раствора
а) В пробирку внести 1 мл насыщенного раствора сульфата меди и
постепенно, небольшими порциями добавить небольшое количество цинковой
пыли. Смесь нагреть на кипящей водяной бане. Когда раствор обесцветится,
слить его. Осадок обработать разбавленным раствором соляной кислоты, слить
его и промыть осадок водой путем декантации, перенести на фильтр и
просушить. Объяснить наблюдаемое и составить уравнения реакции.
б) Медную пластинку обработать разбавленной азотной кислотой. Для
чего это нужно сделать? Составить уравнение реакции. Промыть водой. На
пластинку нанести 2 капли раствора нитрата серебра. Объяснить наблюдения,
используя
значения
окислительно-восстановительных
потенциалов
соответствующих электрохимических систем. Записать уравнение реакции.
Опыт 2. Окисление меди
В стеклянный цилиндр с хлором внести тонкую медную проволоку.
Объяснить разогревание и сгорание меди, составить уравнение реакций.
Опыт 3. Взаимодействие меди с кислотами
(демонстрационный, проводить в вытяжном шкафу!)
а) В четыре пробирки поместить по одной медной стружке.
35
В первую - прилить 2-3 капли хлороводородной кислоты. Происходят ли
какие-либо изменения? Дать объяснение. Почему медь не реагирует с
хлороводородной кислотой?
Во вторую пробирку прибавить 2-3 капли концентрированной серной
кислоты и слегка нагреть. Что происходит? Написать уравнение реакции, зная,
что выделяется диоксид серы.
В третью пробирку прибавить 2-3 капли разбавленной азотной кислоты.
Что происходит? Написать уравнение реакции, зная, что образуется оксид азота
(II).
В четвертую пробирку прилить 2-3 капли концентрированной азотной
кислоты. В этом случае реакция идет с образованием оксида азота (IV).
Объяснить наблюдаемое. Написать уравнения реакций.
б) Поместить в пробирку немного медных стружек и подействовать на
них разбавленной серной кислотой. Заметных изменений не происходит.
Прилить в пробирку несколько капель раствора перекиси водорода и слегка
встряхнуть её. Наблюдать, как через некоторое время раствор окрасится.
Объяснить происходящее явление. Написать уравнение реакции.
Опыт 4. Свойства оксида меди (II)
В четыре пробирки внести по одному микрошпателю оксида меди (II).
В первую пробирку прибавить 2-3 капли 2н раствора хлороводородной
кислоты, во вторую - 2-3 капли 2н раствора серной кислоты, в третью - 2-3
капли концентрированного раствора гидроксида натрия, в четвертую - столько
же концентрированного раствора гидроксида аммония. Как изменилась
реакционная смесь в пробирках? Объяснить наблюдаемое. Написать уравнения
реакций. Охарактеризовать кислотно-основные свойства оксида меди (II) и
способность к комплексообразованию.
Опыт 5. Получение и свойства гидроксида меди (II)
В четыре пробирки налить по 1-2 капли раствора соли меди и добавить
такой же объем раствора гидроксида натрия. Написать уравнение реакции.
Отметить цвет осадка.
а) Содержимое первой пробирки нагреть. Что происходит? Сделать вывод
о термической устойчивости гидроксида меди (II).
б) К содержимому второй пробирки прилить несколько капель
хлороводородной кислоты. Что происходит? Какие свойства проявляет
дигидроксид меди?
в) К содержимому третьей пробирки прилить несколько капель
концентрированного раствора гидроксида натрия. Растворяется ли осадок?
г) К содержимому четвертой пробирки прилить несколько капель
концентрированного раствора гидроксида аммония. Что наблюдается?
Отметить окраску раствора. Дайте объяснение. Какое основание сильнее:
Cu(OH)2 или [Cu(NH3)4](OH)2?
36
Опыт 6. Получение и свойства оксида серебра (I)
В пробирку с 1-2 каплями нитрата серебра прибавить несколько капель 2н
раствора гидроксида натрия до выпадения осадка оксида серебра(I). Какое
заключение об устойчивости гидроксида серебра (I) можно сделать на
основании этого опыта? Чем это объяснить? Написать уравнения реакций
образования гидроксида серебра и его распада.
К осадку оксида серебра(I) прибавить по каплям 2н раствора аммиака.
Наблюдать растворение осадка вследствие образования растворимого
комплексного основания серебра: [Ag(NH3)2]OH - гидроксида диаминсеребра
(I). Написать уравнение протекающей реакции.
Опыт 7. Гидролиз солей меди (II)
а) Несколько кристалликов соли меди (II) поместить в пробирку,
добавить дистиллированной воды. Измерить рН полученного раствора с
помощью универсальной индикаторной бумаги. Написать уравнение гидролиза
соли меди (II). В каком растворе рН меньше Ag(NO3) или Cu(NO3)2 ?
б) Налить в пробирку 1-2 капли раствора соли меди (II) и 2-3 капли
раствора карбоната натрия. Что наблюдается? Составить уравнение реакции,
учитывая, что образуется осадок карбоната гидроксомеди (II): (CuOH)2CO3.
Почему при взаимодействии солей меди (II) с раствором соды не выпадает
средний карбонат меди?
Опыт 8. Получение и свойства сульфида меди (II)
а) В пробирку с 1-2 каплями раствора сульфата меди (II) прибавить
столько же раствора сульфида натрия. Отметить цвет выпавшего осадка
сульфида меди (II). Напиcать уравнение реакции его образования.
б) На осадок сульфида меди (II) подействовать несколькими каплями
концентрированной азотной кислоты. Что происходит? Написать уравнения
реакции. Возможно ли растворение сульфида меди в избытке хлороводородной
кислоты, избытке аммиака?
Опыт 9. Окислительные свойства солей меди (II)
а) Внести в пробирку по 1-2 капли сульфата меди (II) и иодида калия.
Отметить образование осадка и окрашивание содержимого пробирки в бурый
цвет. Доказать с помощью крахмала, что бурая окраска обусловлена
выделением свободного йода.
Для определения цвета выпавшего осадка иодида меди (I) необходимо
свободный йод, маскирующий своей окраской цвет осадка, перевести в
бесцветный ион. Для этого прибавить в пробирку несколько капель раствора
тиосульфата натрия до исчезновения бурой окраски. Каков цвет иодида меди (I)
? Написать уравнения реакций взаимодействия сульфата меди (II) с иодидом
калия; взаимодействия йода с тиосульфатом натрия. Чем объясняется
устойчивость иодида меди (I)?
37
К осадку иодида меди (I) прибавить несколько капель раствора
тиосульфата натрия. Наблюдать полное растворение осадка, происходящее
вследствие образования хорошо растворимого комплексного соединения меди
(I), Na3[Cu(S2O3)2]. Напишите уравнение реакции.
б) Поместить в пробирку 1-2 капли раствора хлорида меди (II) и 3-4 капли
10 %-ного раствора формальдегида СН2О (работать под тягой). Нагреть
полученную смесь до кипения. Прибавить в пробирку 2-3 капли 2н раствора
гидроксида натрия и наблюдать выпадение желтого осадка тонкодисперсного
гидроксида меди(I). Как изменится цвет раствора? Продолжить слабое
кипячение содержимого пробирки до перехода цвета осадка в красный,
характерный для оксида меди (I).
Сравнить цвет оксида меди (I) с цветом оксида меди (II) (см. оп.4).
Написать уравнения реакций:
- получения гидроксида меди (I) восстановлением хлорида меди(II)
формальдегидом в щелочной среде. Учесть, что формальдегид СН 2О
окисляется при этом до муравьиной кислоты НСООН, которая с гидроксидом
натрия образует соль - формиат натрия НСООNa;
- получения оксида меди (I) из гидроксида меди (I).
в) В пробирку внести 1-2 капли раствора соли меди (II) и 1-2 капли
раствора тиосульфата натрия - Na2S2О3. Обесцвечивание раствора обусловлено
превращением ионов меди (II) в тиосульфат меди (I):
2 Cu2+ + 3S2O32- Cu2S2O3 + S4O62Раствор прокипятить, отметить цвет осадка сульфида меди (I),
образующегося при кипячении по реакции
Cu2S2O3 + H2O
Cu2S + SO42- + 2H+.
Реакция может быть использована для отделения ионов Cu2+ от ионов
Cd2+.
Контрольные вопросы
1. Как и почему изменяется химическая активность металлов в ряду Cu Ag - Au ?
2. Какие степени окисления характерны для меди, серебра? Привести
примеры соединений.
3. Написать уравнения реакций взаимодействия меди и серебра с
разбавленной и концентрированной азотной кислотой; концентрированной
горячей серной кислотой.
4. Написать уравнение реакции растворения оксида серебра (I) : а) в
азотной кислоте, б) в растворе гидроксида аммония.
5. Почему медь, нерастворимая в чистой воде, растворяется в водном
растворе щелочных цианидов? Что в данном случае играет роль окислителя?
6. Используя значения электродных потенциалов металлов, объясните
причину растворения серебра в водных растворах щелочных цианидов. Какое
38
влияние на процесс растворения оказывает кислород воздуха? В чем
заключается роль ионов CN- в растворе?
7. Как согласовать положение меди в ряду электродных потенциалов с её
способностью окисляться на воздухе в концентрированной соляной и уксусной
кислотах ?
8. Чем объяснить позеленение медных изделий при длительном хранении
на воздухе? Написать уравнение реакции.
9. Как объяснить почернение серебряных предметов на воздухе?
Написать уравнение реакции.
10. Какие из указанных металлов выделяют: а) медь; б) серебро из
растворов их солей: Zn, Sn, Ag, Hg, Cu ?
11. Какие металлы вытесняются медью из растворов их солей: Pb, Zn, Sn,
Ag?
12. Сравнить кислотно-основной характер гидроксидов меди (I) и меди
(II). Какой из этих гидроксидов обладает амфотерными свойствами? Написать
уравнения реакций , подтверждающих его амфотерный характер.
13. Предложите лабораторные методики получения оксида меди (I) и
оксида меди (II) из медного купороса.
14. Какие из указанных соединений проявляют а) наиболее основные
свойства; б) наиболее кислотные свойства: Cu(OH)2, CuOH, AgOH, Au(OH)3?
Какие из веществ характеризуются наименьшей термической
устойчивостью? Наибольшей устойчивостью?
15. В чем растворяется Cu(OH)2:а) HCl; б) NaOH (разб.); в) NH4ОН ?
Написать уравнения реакций.
16. Какая соль в растворе сильнее гидролизуется:а) Cu(NO 3)2; Na2CuO2;
б) Cu(NO3)2; AgNO3; Au(NO3)3? Написать уравнения реакций гидролиза.
17. В чем растворяются AgCl, AgBr, AgI :а) H2O; б) NH4OH; в) Na2S2O3;
г) KCN? Написать уравнения реакций.
18. В чем растворяется сульфид меди (II):
а) НСl(разб.); б) HNO3(конц.); в) NH4OH ?
19. Закончить уравнения реакций:
а) Cu2S + HNO3(конц.) CuSO4 + ...б) Ag+ + H2O2 + OH- O2 + ...
в) Ag+ + Mn2+ + OH- MnO2 + ...
г) [Ag(NH3)2]+ + Cl- + ... AgCl + ...
д) Cu(OH)2 + ...
[Cu(NH3)4](OH)2 е) [Cu(NH3)4]SO4 + ...
CuSO4 + …
+
22ж) Ag + [Sn(OH)4] + OH
[Sn(OH)6] + ....
20. Будет ли образовываться осадок сульфида серебра (I) при насыщении
сероводородом ([Н2S] = 0,1 моль/л) 0,05 м раствора К[Ag(CN)2]?
Лабораторная работа № 7
Тема: Химические свойства металлов IVБ и VБ подгрупп
Цель работы: изучение химических свойств металлов IVБ и VБ
подгрупп и их соединений на примере титана и ванадия.
39
Краткая теория: металлы IVБ и VБ подгрупп и их соединения
Титан, ванадий
Титан и ванадий - элементы IVБ и VБ подгрупп,
22
соответственно относятся к семейству d- элементов.
Ti
Строение внешних электронных оболочек (n-1)d2ns2 (для
подгруппы титана) и (n-1)d3ns2 (для ванадия и его
титан
аналогов). Это обусловливает возможные степени
окисления +2, +3, +4 для элементов IVБ и +2, +3, +4, +5
для элементов VБ подгруппы.
Чистые титан и ванадий - тугоплавкие, пластичные, ковкие металлы,
хорошо поддающиеся механической обработке. Наличие примесей (особенно
О, Н, N, C) значительно ухудшает их пластичность, повышает твердость и
хрупкость.
В обычных условиях титан и ванадий малоактивны, устойчивы на
воздухе и в воде, во многих агрессивных средах, что обусловлено образованием
на их поверхности тонкой, но очень прочной оксидной плёнки. Титан медленно
реагирует с водой при 100 °С.
Ti + 4 H2O = Ti(OH)4 + 2 H2
Ванадий взаимодействует с Н2О в раскаленном порошкообразном
состоянии:
2V + 5 H2O = V2O5 + 5 H2
При высоких температурах активно реагируют в первую очередь с
неметаллами - кислородом воздуха (образуя, соответственно, TiO2 и V2O5),
галогенами, азотом, углеродом, серой и др.
Элементы IVБ группы, будучи, в целом, более химически активными,
менее устойчивы к действию кислот. Так, титан, в отличие от ванадия, при
нагревании растворяется в разбавленных соляной и серной кислотах:
2Ti + 6 HCl = 2 TiCl3 + H2
Ti + H2SO4 = TiSO4 + H2
и при обычных условиях - в концентрированной H2SO4:
Ti + 4H2SO4 (конц.) = Ti(SO4)2 + 2 SO2 + 4H2O
смеси азотной и плавиковой кислот:
3Ti + 4HNO3 + 18HF = 3H2[TiF6] + 4NO + 8H2O
Оба металла при обычных условиях реагируют с концентрированной
плавиковой кислотой и с царской водкой, образуя комплексные соединения.
Ti + 6HF = H2[TiF6] + 2H2
Ванадий с серной и азотной кислотами реагируют при нагревании:
3V + 5HNO3 = 3HVO3 + 5NO +H2O
Ванадий и его аналоги реагируют также с расплавами щелочей в
присутствии окислителей:
4V + 5O2 + 12NaOH = 4 Na3VO4 + 6H2O
Среди соединений, образуемых элементами данных подгрупп, наиболее
устойчивы и многочисленны соединения металлов в высшей, соответствующей
номеру группы, степени окисления: +4 и +5 соответственно. Характер
40
химической связи в них, как правило, ковалентный. Стабильность соединений,
содержащих металл в высшей степени окисления, закономерно повышается в
пределах обеих подгрупп с ростом порядкового номера элемента. Так, Ti 4+
сравнительно легко восстанавливается до низших степеней окисления, а Zr и
Hf почти во всех соединениях четырехвалентны.
Диаграммы Латимера
а) для титана
-0,882
-0,369
+0,099
2+
Ti(OH)2
3+
- 1,628
2+
Ti
Ti
Ti
-1,191
2--
[TiF6]
б) для ванадия
+0,254
+1,000
–0,359
–0,256
2+
2+
3+
VO
VO
V
V2+
–1,18
V
Из рассмотрения диаграмм Латимера следует, что с увеличением степени
окисления металла, в соединениях закономерно усиливаются окислительные и
ослабевают восстановительные свойства элементов.
Так, Ti(OH)2 - сильный восстановитель, медленно реагирует с водой:
Ti(OH)2 + 2H2O = 2Ti(OH)3 + H2
…,
4+
а Ti в кислой среде легко окисляет более активные металлы:
2TiOCl2 + Zn + 4HCl = 2 TiCl3 + ZnCl2 + H2O
Для каждого элемента с ростом степени окисления закономерно
ослабевают основные
и усиливаются кислотные свойства оксидов и
гидроксидов. Так, TiО -основной оксид, TiO2 - амфотерный, VO - основной,
V2O3, VO2 - амфотерные, у V2O3 преобладают основные свойства, он легко
растворяется в кислотах.
V2O3 + 6HCl = 2VCl3 + 3H2O
У V2O5, наоборот,
преобладают кислотные свойства, он легко
растворяется в щелочах, а в кислотах - лишь при длительном нагревании:
V2O5 + 2KOH = 2KVO3 + H2O
V2O5 + H2SO4 = (VO2)2SO4
V2O5 - ангидрид слабой ванадиевой кислоты, частично растворяется в
воде:
V2O5 + Н2О = 2НVО3 (метаванадиевая кислота).
Ванадиевые кислоты очень многочисленны. Кроме метаванадиевой,
известны ортованадиевая (H3VO4), пированадиевая (H4V2O7) и различные
поликислоты. Соли, им соответствующие, легко получаются при растворении
V2O5 в растворах щелочей:
41
V2O5 + 6KOH = 2K3VO4 + 3H2O
ортованадат калия
V2O5 + 4KOH = K4V2O7 + 2H2O
пированадат калия
Метасоли существуют в полимерной форме, формулы метаванадатов
обычно записывают упрощенно, не указывая степени полимеризации (MeVO 3).
V2O5 при 700°С обладает электропроводностью, следовательно, он
способен к диссоциации:
V2O5
VO2+ + VO3Для титана известны ортотитановая кислота- H4TiO4 (амфотерный
гидроксид титана Ti(OH)4) и метатитановая- H2TiO3, химически более инертная.
Титановые кислоты очень слабые, поэтому их соли (титанаты), как и другие
растворимые соли металлов IVB и VB подгрупп, сильно гидролизованы. При
неполном гидролизе растворимых в воде соединений образуются соли,
содержащие группировку (МеО)2+, например, (TiO)2+ - титанил-ион, (VO)2+ ванадил-ион.
VCl4 + H2O = VOCl2 + 2HCl
хлорид ванадила (IV)
Прочность таких группировок, встречающихся и у некоторых других dэлементов, обусловлена образованием дополнительной донорно-акцепторной
связи за счет незаполненной d - орбитали атома металла и свободной
электронной пары атома кислорода.
Многие соли металлов IVB и VB подгрупп нерастворимы в воде.
Вопросы для подготовки к занятию
1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени
окисления.
2. Свойства простых веществ – металлов:
- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительновосстановительных (электродных) потенциалов металлов»;
- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими
неметаллами;
- взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными
растворами кислот, окисляющими H+ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4,
H3PO4, RCOOH и другими);
- взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и
концентрированной HNO3, «царской водкой», смесью азотной и плавиковой
кислот.
3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов IVБ и VБ подгрупп:
- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном
растворе;
- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;
- взаимодействие соединений в высших степенях окисления с
основаниями при сплавлении и растворами щелочей.
42
4. Свойства солей металлов IVБ и VБ подгрупп:
- растворимость в воде, гидролиз;
- растворимость в кислотах, в щелочах.
5. Комплексные соединения металлов IVБ и VБ подгрупп.
6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов IVБ и
VБ подгрупп
7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.
8. Получение и применение металлов IVБ и VБ подгрупп и их
соединений.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Получение гидроксида титана (IV) и изучение его свойств
а) В пробирку внести по 3 капли раствора соли Ti (IV) (сульфата или
хлорида) и разбавленного раствора щелочи. Отметить цвет выпавшего осадка
гидроксида титана (IV) (ортотитановой кислоты) - Ti(OH)4. Написать уравнение
реакции. Для изучения химического характера Ti(OH) 4 осадок разделить на две
части, к одной добавить соляной кислоты, а к другой - избыток щелочи. Что
наблюдается? Объяснить и написать уравнения реакций растворения Ti(OH) 4 в
кислоте и щелочи.
б) В пробирку налить по 3 капли соли титана (IV) и раствора щелочи,
содержимое осторожно нагревать в течение двух-трех минут, охладить. Осадок
разделить на две части и снова проверить растворимость его в кислоте и
щелочи. Нерастворимость осадка объясняется тем, что при кипячении
ортотитановая кислота Ti(OH)4 ( или H4TiO4) теряет молекулу воды и переходит
в малорастворимую метатитановую кислоту H2TiO3 ( или TiO(OH)2 - гидроксид
титанила).
Опыт 2. Восстановление соединений титана (IV)
3 капли раствора соли Ti4+ разбавить равным объемом соляной кислоты и
опустить в него кусочек цинка. Наблюдать появление фиолетовой окраски
раствора , характерной для ионов Ti3+. Фиолетовый раствор слить в другую
пробирку и наблюдать его обесцвечивание. Дать объяснения наблюдаемым
явлениям. Записать уравнения реакций.
Опыт 3. Гидролиз солей титана (IV)
а) К 3 каплям раствора TiCl4 добавить столько же дистиллированной
воды. Кипятить раствор 2-3 минуты и наблюдать выпадение белого осадка.
Испытать растворимость осадка в H2SO4. Дать объяснение. Записать уравнения
реакций гидролиза TiCl4 на холоде и при нагревании, учитывая, что при
комнатной температуре реакция идет обычно с образованием продукта
гидролиза по II ступени - Ti(OH)2Cl2, хорошо растворимого в воде. При
нагревании гидролиз идет дальше и выпадает в осадок малорастворимый
гидроксид титанила TiO(OH)2.
43
б) К 2-3 каплям раствора TiCl4 добавить столько же раствора сульфида
аммония. Наблюдать выпадение белого осадка Ti(OH) 4. Описать наблюдаемое.
Почему не выпадает сульфид титана? Записать уравнение реакции полного
гидролиза.
Опыт 4. Восстановление ванадия (V)
К 3-4 каплям раствора метаванадата аммония NH4VO3 добавить равный
объем серной или соляной кислоты и внести 2-3 гранулы металлического
цинка. Наблюдать изменение окраски раствора последовательно в синий,
зеленый и фиолетовый цвета. Написать ионные уравнения реакций
последовательного восстановления ванадат-иона:
1)VO3-+2H+
VO2+ + H2O
бесцвет.
2)
бесцвет.
2VO2+
+
+ 4H + 2e
V2O24+
+
V2O24+ + 2 H2O
бесцвет.
3)
синий
2V3+ + 2 H2O
+ 4H + 2e
синий
4) V
3+
+ 1e
зеленый
зеленый
V
2+
фиолетовый
Контрольные вопросы
1. Титан растворяется в плавиковой кислоте, царской водке и особенно
легко в смеси азотной и плавиковой кислот. Написать уравнения реакций и
указать, какую роль в них выполняет плавиковая кислота.
2. Написать уравнения гидролиза хлорида и сульфата титана (IV),
протекающих на холоде, с образованием солей оксотитана (титанила), а при
нагревании – с образованием гидроксида титанила (метатитановой кислоты).
3. Охарактеризовать кислотно-основные свойства H2TiO3 , если известно,
что она слаборастворима в кислотах, а со щелочами образует соли только при
сплавлении. Написать уравнения соответствующих реакций.
4. Устойчив ли в растворе метатитанат натрия? Написать уравнения
гидролиза.
5. Титан реагирует с концентрированной азотной кислотой подобно
олову, а с растворами щелочей подобно кремнию. Написать уравнения реакций.
6. Можно ли восстановить соединения титана(IV) в соединения титана
(III): а) металлическим кадмием; б) хлоридом олова (II)? Написать уравнения
реакций.
7.Какими свойствами обладают соединения титана(III)? Написать
уравнения реакций: а) TiCl3 + FeCl3
…; б) TiCl3 + K2Cr2O7 +HCl
.
8.Какими свойствами
обладают соединения титана(III)? Написать
уравнения реакций: а) TiCl3 + O2 + H2O
…; б) Ti2(SO4)3 + KMnO4 + H2SO4
.
9.Какими свойствами обладает диоксид титана? Написать уравнения
реакций: а) TiO2 + KOH
…;
б) TiO2 + H2SO4 …; в) TiO2 + HF .
44
10.Как изменяется кислотно-основный характер, устойчивость и
окислительно-восстановительные свойства гидроксидов титана в ряду:
Ti(OH)2 – Ti(OH)3 - Ti(OH)4?
11. Как объяснить, что тетрахлорид титана плавится при более низкой
температуре (-24оС), чем трихлорид титана (сублимируется при 430 оС)?
12. Из каких природных соединений и как получают металлический
титан?
13. Где применяются титан и ванадий? Какие свойства этих металлов
обусловливают их применение?
14. Написать формулы оксидов ванадия и указать, как изменяются их
свойства при переходе от низшей степени окисления к высшей.
15. В каких кислотах растворяется ванадий? Написать уравнения реакций.
16. Написать уравнения реакций взаимодействия оксида ванадия(V) а) с
гидроксидом натрия; б) серной кислотой. Учесть, что в последнем случае
образуется сульфат диоксованадия(V). На какие свойства оксида ванадия(V)
указывают эти реакции?
17. Чем обусловлена неустойчивость водного раствора дихлорида
ванадия? Что с ним может происходить при хранении на воздухе?
18.
Написать уравнения реакций взаимодействия: а) сульфата
оксованадия (IV) и перманганата калия в кислой среде; б) сульфата
оксованадия (IV) и концентрированной азотной кислоты.
19. Написать уравнения реакций, в которых ванадат проявляет
окислительные свойства и образует при этом соли оксованадия(IV):
а) NaVO3 +FeSO4 + H2SO4 б) NaVO3 + SO2 + H2SO4
20. Как и из каких природных соединений получают металлический
ванадий?
Лабораторная работа № 8
Тема: Химические свойства металлов VIБ подгруппы
Цель работы: изучение химических свойств металлов VIБ подгруппы и
их соединений на примере хрома.
Краткая теория: металлы VIБ подгруппы и их соединения
Хром
Хром - d–металл VIБ – группы периодической
24
системы Д.И. Менделеева. Электронная
формула валентного слоя атома хрома:
Cr
Cr … 3d5 4s1.
В компактном состоянии хром представляет
хром
собой плотный, очень твердый и хрупкий,
блестящий серебристо – белый металл с
высокой температурой плавления (1875 С). Механические свойства и высокая
температура плавления свидетельствуют о заметном ковалентном вкладе в
химическую связь. Это является следствием “проскока электрона” и наличия в
атоме металла шести не спаренных валентных электронов.
45
При обычных условиях хром устойчив по отношению к кислороду
воздуха и воде. Эта стабильность обусловлена пассивацией за счет образования
на поверхности металла тонкой, но плотной оксидной пленки состава Cr 2O3.
Если эту пленку разрушить химически, термически или иным способом, хром
довольно легко окисляется.
В отличие от компактного металла порошкообразный хром сгорает в
кислороде при нагревании:
4 Cr + 3O2 = 2Cr2O3
При нагревании хром реагирует с галогенами, серой и другими
неметаллами, растворяет водород. С большинством металлов образует твердые
растворы или интерметаллические соединения.
В ряду стандартных электродных потенциалов металлов, хром
располагается левее водорода, между цинком и железом. Он медленно
взаимодействует с хлороводородной и разбавленной серной кислотами, с
образованием водорода и солей хрома (II), которые далее окисляются до хрома
(III):
Cr + 2HCl CrCl2 + H2 ;
2CrCl2 + 2HCl 2CrCl3 + H2
В этих условиях пассивирующая пленка оксида Cr 2O3 на поверхности
постепенно разрушается.
Азотная кислота и «царская» водка на холоде пассивируют хром, а при
кипячении реагируют, но очень медленно.
В соединениях с кислородом хром проявляет степени окисления +2, +3,
+6 и образует соответствующие оксиды: CrO, Cr2O3 и CrO3.
Устойчивыми из них являются степени окисления +3 и +6 и,
соответственно, оксиды Cr2O3 и CrO3.
Свойства оксидов и гидроксидов:
+2
оксиды:
+3
CrO
черный
гидроксисоединения Cr(OH)2
свойства
осн.
Cr2O3
темно-зеленый
Cr(OH)3
грязно-зеленый
амфот.
+6
CrO3
красный
H2CrO4
желтый
кисл.
усиление кислотных свойств
Оксид и гидроксид хрома (II) обладают только основными свойствами и
легко растворяются в кислотах с образованием соответствующих солей хрома
(II) (в отсутствие кислорода!).
Оксид хрома (II) представляет собой порошок черно-зеленого цвета,
практически нерастворимый в воде, кислотах, щелочах. Лабораторным
способом получения Cr2O3 является термическое разложение дихромата
аммония:
(NH4)2Cr2O7
Cr2O3 + N2 + 4H2O.
46
Амфотерный характер оксида хрома (III) проявляется при сплавлении
Cr2O3 с оксидами и карбонатами щелочных металлов, при этом образуются
метахромиты :
Cr2O3 + Na 2O
2 NaCrO2
Cr2O3 + Na 2CO3 2NaCrO2 + CO2
Гидроксид хрома (III) получают действием на раствор соли Cr 3+
раствором основания например:
Cr2 (SO4)3 + 6NH4OH 2Cr(OH)3 + 3 (NH4)2 SO4
Осаждение темно – зеленого геля Cr(OH)3 начинается при pH 5,3, т.е. в
кислой среде, что свидетельствует о его слабо выраженном основном
характере. Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами и легко
растворяется как в избытке сильной кислоты, так и в избытке раствора щелочи.
В насыщенном растворе гидроксида хрома (III) устанавливаются
равновесия:
[Cr (H2O)6]3+ + 3OH[Cr(OH)3 (H2O)3]
[Cr(OH)6]3- +3H+
щелочная среда
кислая среда
При добавлении кислоты равновесие смещается в сторону аквакомплекса
[Cr(H2O)6]3+, при добавлении щелочи – в сторону образования
гидроксокомплекса:
Cr(OH)3 + 3NaOH Na3 [Cr(OH)6]
Метахромиты в водных растворах не существуют, так как полностью
гидролизуются. Оксид хрома (VI) кристаллизуется в виде ярко – красных
кристаллов при действии концентрированной серной кислоты на раствор
дихромата калия K2Cr2O7:
K2Cr2O7 + H2SO4
K2SO4 + 2CrO3 + H2O
CrO3 – типичный кислотообразующий оксид. Он легко растворяется в
воде, образуя хромовую кислоту.
CrO3 + H2O
H2CrO4
Первая константа диссоциации H2CrO4 равна Кл = 2*10-1, т.е. она является
кислотой средней силы. Одной из характерных особенностей элементов VI B –
группы в высшей степени окисления является способность к образованию
полисоединений. Так, если в разбавленных водных растворах характерно
образование CrO42- - иона, то по мере повышения концентрации раствора
происходит переход сначала в дихромат – ион Cr2O7 2-, затем в трихромат Cr3O10
2. Изополихромовые кислоты известны только в растворах и в свободном
состоянии не выделены. Однако их соли довольно многочисленны. Наибольшее
значение имеют дихроматы; они в отличие от желтых хроматов имеют красно –
оранжевую окраску и лучше растворимы в воде. Растворы дихроматов имеют
кислую реакцию, что объясняется их взаимодействием с водой по схеме
Cr2O7 2- + H2O
2CrO4 2 - +2H +
оранж.
желт.
щелочная среда
кислая среда
47
Изменяя кислотность раствора, можно осуществлять взаимные
превращения хроматов и дихроматов, например, в соответствии с уравнениями:
K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O
оранж.
желт.
2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
желт.
оранж.
Диаграмма Латимера для хрома:
+ 0,293
+1,33
Cr2O7
2-
- 0,406
3+
Cr
[Cr(OH)4]
Cr0 (кислая среда)
Cr
-0,744
-0,165
CrO42-
- 0,913
2+
-1
-1,057
Cr(OH)2
-1,35
(щелочная среда)
Соединения хрома в высшей степени окисления (+6) являются сильными
окислителями в кислой среде. Так, на холоде дихроматы и полихроматы
энергично окисляют HI, H2S, H2SO3 и их соли, а при нагревании HBr и даже
HCl :
K2Cr2O7 (тв.)+14HCl(конц.) = 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O
Металлический хром и соединения хрома (+2) – сильные восстановители.
Так, Cr(OH)2 легко окисляется кислородом воздуха:
4Cr(OH)2 + O2 + H2O
4Cr(OH)3 ,
2+
а ион Cr способен, подобно активным металлам, восстанавливать
водород даже из воды, переходя в производные хрома (+3). Соединения хрома
(+3) относительно устойчивы, но в щелочных растворах окисляются сильными
окислителями (H2O2, Br2 и др.) до хроматов:
2CrCl3 + 16NaOH + 3Br2 2Na2CrO4 + 6NaBr + 6NaCl + 8H2O
Вопросы для подготовки к занятию
1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени
окисления.
2. Свойства простых веществ – металлов:
- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительновосстановительных (электродных) потенциалов металлов»;
- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими
неметаллами;
- взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными
растворами кислот, окисляющими H+ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4,
H3PO4, RCOOH и другими);
- взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и
концентрированной HNO3, «царской водкой».
48
3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов VIБ подгруппы:
- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном
растворе;
- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;
- взаимодействие с основаниями и основными оксидами при сплавлении
и растворами щелочей.
4. Свойства солей металлов VIБ подгруппы:
- растворимость в воде, гидролиз;
- растворимость в кислотах, щелочах.
5. Комплексные соединения металлов VIБ подгруппы.
6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов VIБ
подгруппы.
7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.
8. Получение и применение металлов VIБ подгруппы и их соединений.
Экспериментальная часть
Опыт I. Взаимодействие хрома с кислотами
В три пробирки – одну с концентрированной хлороводородной кислотой
(6 н), вторую с концентрированной азотной кислотой, третью – с
концентрированной серной кислотой опустить по кусочку металлического
хрома. Наблюдать в первой пробирке выделение газа (какого ), появление
синей окраски раствора, характерной для ионов Cr2+ и ее быстрое изменение.
Протекает ли реакция во второй и в третьей пробирках Во второй пробирке
слить азотную кислоту, промыть металл дистиллированной водой и добавить
хлороводородную кислоту (6 н.). Протекает ли реакция в этом случае Какое
действие оказала азотная кислота на хром Составить уравнения протекающих
реакций.
Опыт 2. Получение соединений хрома (II) и изучение их свойств
а) Внести в пробирку около I мл раствора хлорида хрома (III), несколько
капель концентрированной HCl и одну гранулу металлического цинка.
Объяснить изменение цвета раствора. Составить уравнение реакции.
б) В пробирку налить часть полученного в опыте 2а раствора хрома (II).
Объяснить изменение цвета раствора при взбалтывании. Почему подкисленный
раствор CrCl2 используют для поглощения кислорода В обоснование ответа
привести окислительно–восстановительные потенциалы соответствующих
систем. Составить уравнение реакции.
в) В пробирку с раствором щелочи добавить раствор хлорида хрома (II),
полученный в опыте 2а. Смесь взболтать. Объяснить наблюдаемое. Составить
уравнение реакции.
Опыт 3. Получение оксида хрома (III) (демонстрационный)
В сухую пробирку насыпать 1/5 объема кристаллов сухой соли дихромата
аммония (NH4)2 Cr2O7. Пробирку закрепить вертикально в штативе и нагреть
49
над пламенем спиртовки, равномерно нагревая поверхность пробирки, где
находится соль.
ВНИМАНИЕ! В момент начала реакции спиртовку отвести от
пробирки!
Что вы наблюдаете Указать продукты реакции, их цвет и агрегатное
состояние. Написать уравнение реакции разложения дихромата аммония,
учитывая, что получается вода, оксид хрома (III) и азот. Подобрать
коэффициенты в этом уравнении. Указать в этой реакции окислитель и
восстановитель.
Опыт 4. Получение и свойства гидроксида хрома (III)
В две пробирки прилить по 2-3 капли раствора хрома (III). В каждую
пробирку приливать по каплям раствор щелочи до образования осадка.
Отметить цвет образующегося осадка. Написать уравнение реакции в
молекулярном и ионном виде. Далее в одну из пробирок прилить по каплям
избыток раствора кислоты, а в другую – избыток раствора щелочи. Что
происходит
Отметить визуальные наблюдения. Написать уравнения
химических превращений в молекулярном и ионном виде. Сделать выводы о
химических свойствах гидроксида хрома (III). Раствор гексагидроксохромата
(III) натрия, полученного при добавлении избытка щелочи к Cr(OH)3, сохранить
для опыта 6а.
Опыт 5. Гидролиз соединений хрома (III)
а) Растворить в пробирке несколько кристаллов соли хрома (III) в
дистиллированной воде. Измерить рН раствора с помощью универсальной
индикаторной бумаги. Объяснить наблюдаемое, составить уравнение
гидролиза. Какие вещества при этом получаются Как можно ослабить
гидролиз соли хрома (III) Как его усилить
б) Экспериментально проверить, возможно ли получение Cr2S3 и
Cr2(CO3)3 по обменным реакциям в водном растворе. К 2-3 каплям раствора
соли хрома (III) прибавить по каплям раствор карбоната натрия до образования
осадка (каков его состав ). Отметить выделение газа. Испытать образовавшийся
осадок кислотой и щелочью. Объяснить наблюдаемое. Составить уравнение
реакции. Аналогично провести реакцию соли хрома (III) с раствором сульфида
натрия. Отметить наблюдения и дать объяснения. Составить уравнения
реакций.
Опыт 6. Восстановительные свойства солей хрома (III)
В пробирку с хромитом натрия, полученным в опыте 4, прибавить 3-5
капель раствора пероксида водорода (Н2О2). Нагреть смесь на водяной бане или
очень осторожно подержать над пламенем спиртовки. Нагревание продолжать
до перехода зеленой окраски в желтую. Написать уравнение реакции.
Подобрать коэффициенты ионно-электронным методом. Указать окислитель,
восстановитель; процессы окисления, восстановления.
50
Опыт 7. Условия сосуществования в растворе хромата и дихромата
а) Переход хромата в дихромат.
В пробирку прилить 2-3 капли раствора хромата калия или натрия
(K2CrO4 или Na2CrO4) и сюда же прилить 4-5 капель раствора серной кислоты.
Отметить наблюдаемое явление. Как изменилась окраска раствора при
добавлении кислоты Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной
форме. При каких значениях рН существуют в растворе хроматы
б) Переход дихромата в хромат.
В пробирку прилить 3-4 капли дихромата калия и сюда же прилить по
каплям раствор щелочи до изменения цвета раствора. Какова окраска
полученного раствора Как объяснить изменение цвета Написать уравнение
реакции перехода дихромата в хромат в молекулярной и ионной форме. В
какой среде существуют дихроматы
Опыт 8. Окислительные свойства солей хрома (VI)
В пробирку прилить пипеткой 6-7 капель раствора дихромата калия, 2-3
капли раствора серной кислоты и 1-2 капли иодида калия (KI). Отметить, какой
стал цвет раствора. Написать уравнение реакции. Указать окислитель,
восстановитель; процессы окисления и восстановления. Подобрать
коэффициенты ионно-электронным методом. Рассчитать ЭДС реакции. Далее к
этому раствору прилить 3 – 4 капли раствора тиосульфата натрия Na 2S2O3 для
восстановления выделившегося йода по уравнению реакции
2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI
Отметить цвет раствора после добавления Na 2S2O3 . Сделать вывод о
свойствах дихромата калия.
Контрольные вопросы
1. Как изменяется химическая активность металлов в ряду Cr – Mо – W
2. Какие степени окисления характерны для хрома, привести примеры
соответствующих соединений с кислородом?
3. В каких кислотах растворяется хром? Написать уравнения
соответствующих реакций.
4. Объяснить, учитывая стандартные электродные потенциалы хрома и
водорода, почему хром в обычных условиях нерастворим в воде, а при его
растворении в кислотах с выделением водорода вначале образуются
соединения Cr (II), а не Cr (III)
5. Какие реакции происходят при сплавлении хрома с окислительно –
щелочными смесями: а) KNO3 + KOH; б) KClO3 + KOH; в) NaNO3 + Na2CO3
Написать уравнения реакций взаимодействия хрома с указанными смесями.
6.
Охарактеризовать
кислотно–основные
и
окислительно–
восстановительные свойства оксидов и гидроксисоединений хрома в различных
степенях окисления.
51
7. Как изменяется сила и устойчивость кислот: H2CrO4, H2MоO4, H2WO4
8. Как влияет pH раствора на состав хромат-ионов В какой среде могут
существовать ионы Cr2O72Рассмотреть схему процесса обратимого
22превращения Cr2O7 в CrO4 в растворах.
9. Какие свойства – окислительные или восстановительные - характерны
в растворе для ионов [Cr(H2O)6]2+, [Cr(H2O)6]3+, [Cr(OH)6]3-, CrO42-, Cr2O7210. Можно ли получить сульфид хрома (III) в водной среде
11. Сравнить гидролизуемость соединений хрома: а) CrCl2 и CrCl3,
б) NaCrO2 и Na2CrO4; в) CrCl3 и NaCrO2.
12. Почему при добавлении хлорида бария к растворам хромата и
дихромата калия выпадает осадок одного и того же состава Дать объяснение.
Составить уравнения реакций
13. Закончить уравнения реакций:
а) Cr(OH)3 + ……..
[Cr(OH)4]- + …
б) Cr2(SO4)3 + Cl2 + KOH
KCl + …
в) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 I2 + …
г) Cr(OH)2 + …….
Cr(OH)3 + …
14. Написать координационные формулы и названия следующих
комплексных соединений: CrCl3 * 6H2O; 3KCN * Cr(CN)3; 3NaF * MoF3.
15. Закончить уравнения реакций, протекающих в различных средах (pH
= 7, pH 7, pH 7), в которых окислителем являются дихроматы и хромат
ионы, а восстановителем – сульфид аммония и сульфит натрия:
а) К2Cr2O7 + 3(NH4)2S + H2O
2Cr(OH)3 + …
22+
3+
б)Cr2O7 + 3SO3 +8H
2Cr + …
в) К2Cr2O7 + (NH4)2S + 2NaOH- 2Na3[Cr(OH)6] + …
16. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
CrCl3 Cr(OH)3 Na3 [Cr(OH)6] Na2CrO42- Na2Cr2O7
17. Какова реакция водных растворов хромата и дихромата калия Ответ
обосновать.
18. В какой среде – кислой или щелочной – наиболее выражены
окислительные свойства хрома (VI) Восстановительные свойства хрома (III)
Ответ обосновать.
19. Как приготовить хромокалиевые квасцы, если в качестве исходного
вещества взять дихромат калия Найти массу K2Cr2O7, необходимую для
получения 1 кг квасцов.
20. Какой объем хлора (условия нормальные) выделится при
взаимодействии одного моля дихромата натрия с избытком соляной кислоты
Лабораторная работа № 9
Тема: Химические свойства металлов VIIБ подгруппы
Цель работы: изучение химических свойств металлов VIIБ подгруппы и
их соединений на примере марганца
52
Краткая теория: металлы VIIБ подгруппы и их соединения
Марганец
Марганец – d – металл VIIБ подгруппы;
25
электронная формула валентных электронов
марганца … 3d5 4s2.
Mn
Марганец – твердый хрупкий неблагородный
металл; в компактном состоянии серебристо –
марганец
белого цвета, на воздухе принимает серую окраску
вследствие образования оксидного слоя.
В ряду стандартных электродных потенциалов металлов располагается
между магнием и цинком и является активным металлом. Однако химическая
активность марганца в компактном состоянии сильно снижается за счет
пассивирования поверхности оксидной пленкой. При нагревании марганец
сгорает на воздухе, образуя оксид состава Mn3O4 . Энергично взаимодействует
с галогенами, при этом образуются преимущественно солеобразные галогениды
марганца (II). При нагревании марганец взаимодействует со всеми остальными
неметаллами. Водород хорошо растворим в марганце, но химических
соединений не образует.
В отсутствие пассивирования в мелкодисперсном состоянии марганец
при нагревании разлагает воду с выделением водорода. Как активный металл
энергично взаимодействует с неокисляющими разбавленными кислотами. При
этом образуются только производные марганца (II).
Mn + 2 HCl MnCl2 + H2
Подобным образом действует на марганец и разбавленная азотная
кислота:
3Mn + 8HNO3
3Mn(NO3)2 + 2NО + 4 H2O
В соединениях марганец проявляет положительные степени окисления от
+2 до +7. Причем наиболее характерны степени окисления +2,+4 и +7 в кислой
и нейтральной среде, +6 – в сильнощелочной среде.
Марганец может служить “модельным элементом” для иллюстрации
зависимости кислотно–основных свойств оксидов и гидроксидов от степени
окисления.
В индивидуальном состоянии для марганца могут быть получены
следующие оксиды: Mn+2O, Mn+32O3 , Mn+4O2 , Mn+72O7 .
Все оксиды, кроме высшего Mn2O7, являются твердыми ионно–
ковалентными соединениями и с водой не взаимодействуют. Поэтому
соответствующие им гидроксиды получают косвенным путем. Например,
Mn(OH)2 образуется в виде студнеобразного осадка розового «телесного» цвета
действием щелочей на водные растворы солей марганца (II):
MnCl2 + 2NaOH Mn(OH)2 + 2NaCl
В отличие от других оксидов Mn2O7 является жидкостью черно-зеленого
цвета, обладает молекулярной структурой и характеризуется постоянством
состава. Высший оксид марганца (VII) – Mn2O7 – энергично взаимодействует с
водой, образуя малоустойчивую марганцевую кислоту – HMnO4:
53
Mn2O7 + H2O
2HMnO4.
Марганцевая кислота существует лишь в растворах с концентрацией не
более 20%; при больших концентрациях она разлагается с выделением
кислорода:
4HMnO4
4MnO2 + 2H2O + 3O2
Ниже сопоставлены кислотно–основные свойства оксидов и гидроксидов
марганца. Формулы соединений, не выделенных в свободном состоянии,
приведены в скобках.
Гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 характеризуются преимущественно
основным характером. В кислой среде они легко образуют аквакомплексы и
соответствующие соли Mn(II):
Mn(OH)2 + 2 HCl MnCl2 + 2H2O.
Соединения Mn (III) в кислой среде неустойчивы и легко
диспропорционируют или восстанавливаются до солей Mn(II).
Темно – бурый осадок Mn(OH)4 можно получить окислением на воздухе
гидроксида Mn(OH)2 :
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O
2Mn(OH)4
оксиды:
Mn+2O
Mn+32O3
гидроксиды:
Mn(OH)2
Mn(OH)3
“телесн”
основ.
корич.
слаб. осн.
Mn+4O2
Mn(OH)4
бурый
амфотер.
(Mn+52O5)
(H3MnO4)
голубой
слаб. кисл.
(Mn+6O3)
Mn+72O7
( H2MnO4)
(HMnO4)
зеленый
фиолетовый
кисл.
сильн. кисл.
усиление кислотных свойств
усиление основных свойств
Оксид и гидроксид марганца (IV) являются амфотерными соединениями.
И основная, и кислотная функции выражены у них слабо: в разбавленных
растворах кислот или щелочей они практически не растворяются.
В концентрированных растворах образуются соли марганца (IV):
MnO2 + 2H2SO4 = Mn(SO4)2 + 2H2O
MnO2 + 2NaOH +2H2O = Na2 [Mn(OH)6]
Соли, отвечающие кислотным свойствам Mn(OH)4 , называются
манганитами, а гидроксид марганца (IV) в этом случае рассматривается как
марганцоватистая кислота.
Манганиты получают прокаливанием диоксида марганца с оксидами
металлов:
MnO2 + BaO = BaMnO3
манганит бария
Манганиты неустойчивы, водой легко гидролизуются, и их трудно
выделить в чистом виде. Оксид Mn3O4, известный в природе как минерал
54
гаусманит, может быть получен искусственным путем при взаимодействии
Mn(OH)4 как кислоты и Mn(OH)2 как основания:
2Mn(OH)2 + Mn(OH)4 = Mn2MnO4 + 4H2O
Таким образом, с химической точки зрения, оксид Mn3O4 является
манганитом марганца (II).
Оксиды и гидроксисоединения марганца в степенях окисления +5 и +6 в
индивидуальном состоянии или в растворе не выделены. Однако в
сильнощелочной среде косвенным путем могут быть получены соли
соответствующих кислот; например:
t
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH
комнат.
2K2MnO4 + K2SO4 + H2O
манганат
t
C
KMnO4 + K2SO3 + 2KOH
K3MnO4
+ K2SO4 + H2O
изб.
гипоманганат
В нейтральной и кислой средах манганаты и гипоманганаты легко
диспропорционируют
2Na3MnO4 + 2H2O = MnO2 + Na2 MnO4 + 4NaOH
гипоманганат натрия
Соединения марганца в высшей степени окисления (+7) – Mn2O7 и
HMnO4 проявляют сильнокислотные свойства, по силе сравнимые с соляной
кислотой. Они легко реагируют с основаниями, образуя соли – перманганаты:
Mn2O7 + 2NaOH 2NaMnO4 + H2O
HMnO4 + NaOH NaMnO4 + H2O
Многообразие степеней окисления марганца и различная их устойчивость
в кислой, нейтральной и щелочной среде обусловливают разнообразие
окислительно- восстановительных свойств соединений марганца.
В высшей степени окисления (+7) соединения марганца – перманганаты –
проявляют только окислительные свойства; в промежуточных степенях
окисления (+4,+6) – двойственную окислительно–восстановительную
способность. Причем в кислой среде более выражены окислительные свойства
окисленных форм, а в щелочной – восстановительные свойства
восстановленных форм.
Диаграмма Латимера для марганца (в кислой среде):
+ 1,51
+0,564
+2,26
+0,95
+1,51
– 1,18
23+
2+
MnO4
MnO4
MnO2
Mn
Mn
Mn
+1,70
+ 1,23
55
Диаграмма Латимера для марганца (в щелочной среде):
+0,564
+0,60
+0,15
- 0,25
2MnO4
MnO4
MnO2
Mn(OH)3
+0,588
- 0,05
– 1,55
Mn(OH)2
Mn
В сильнокислой среде наиболее устойчивы соединения марганца (II).
Производные с более высокими степенями окисления марганца (+4,+6,+7)
проявляют сильные окислительные свойства.
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Причем самые сильные окислительные свойства характерны для манганат
– иона ( 0MnO4 2-/MnО2 = 2,23).
Соединения Mn+3 и Mn+6 в кислой и нейтральной среде неустойчивы и
самопроизвольно диспропорционируют:
3 MnO42- + 4H+ 2MnO4- + MnO2 + 2H2O
2 Mn3+ + 2H2O
Mn2+ + MnO2 + 4H+
Производные Mn (+2) в кислой среде могут выступать в качестве
восстановителей только под воздействием наиболее сильных окислителей,
таких как висмутат натрия (NaBiO3) или диоксид свинца (PbO2):
2MnSO4 + 5PbO2 + 3H2SO4 = 2HMnO4 + 5PbSO4 + 2H2O
В сильнощелочной среде стабилизируется степень окисления (+6).
Поэтому производные Mn+2 и Mn+4 в этих условиях проявляют
восстановительные свойства и сильными окислителями превращаются в
манганаты:
3MnSO4+2KClO3+12KOH = 3 K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O
2MnO2 + 4KOH + O2
=
2K2MnO4 + 2H2O
Окислительная способность перманганат – иона MnO4- - в
сильнощелочной среде меньше и восстанавливается он до манганат – иона –
MnO42-:
2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
В нейтральной (слабокислой и слабощелочной) среде наиболее стабильна
степень окисления +4, поэтому манганаты и перманганаты в этих условиях
восстанавливаются до MnO2.
Наибольшее практическое значение как окислитель имеет перманганат
калия. Его окисляющая способность и состав продуктов восстановления
определяются кислотностью раствора:
MnO41- + 8H+ +5e → Mn2+ + 4 H2O (в сильнокислой среде)
фиол.
бесцвет.
1+
MnO4 + 4H +3e → MnO2 + 2 H2O (в нейтральной среде)
фиол.
бурый
1MnO4
+1e
→
MnO42(в сильнощелочной среде)
фиол.
зелен.
56
Многие соединения марганца термически неустойчивы. Так, при
повышенной температуре перманганат калия ступенчато разлагается с
отщеплением кислорода:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
4KMnO4 = 4MnO2 + 2K2O + 3O2
Вопросы для подготовки к занятию
1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени
окисления.
2. Свойства простых веществ – металлов:
- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительновосстановительных (электродных) потенциалов металлов»;
- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими
неметаллами;
- взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными
растворами кислот, окисляющими H+ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4,
H3PO4, RCOOH и другими);
- взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и
концентрированной HNO3.
3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов VIIБ подгруппы:
- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном
растворе;
- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;
- взаимодействие с основаниями и основными оксидами при сплавлении
и растворами щелочей.
4. Свойства солей металлов VIIБ подгруппы:
- растворимость в воде, гидролиз;
- растворимость в кислотах, щелочах.
5. Комплексные соединения металлов VIIБ подгруппы.
6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов VIIБ
подгруппы.
7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.
8. Получение и применение металлов VIIБ подгруппы и их соединений.
Экспериментальная часть
Опыт 1.Получение и свойства гидроксида марганца (II)
В две пробирки внести по 2 капли раствора соли марганца (II) и по 2-3
капли 2 н. раствора гидроксида натрия. Перемешать образовавшийся осадок
стеклянной палочкой и отметить его побурение вследствие окисления Mn(OH)2
до MnO2 кислородом воздуха. Составить уравнение реакции. Во вторую
пробирку с осадком гидроксида марганца (II) добавить 2-3 капли 2 н. раствора
серной кислоты. Что наблюдается Какие свойства характерны для гидроксида
Mn (II) Растворится ли он в избытке щелочи Составить уравнения реакции.
57
Опыт 2.Восстановительные свойства соединений Mn(II)
а) Внести в пробирку 1-2 капли раствора соли марганца (II), 2-3 капли 2 н.
раствора гидроксида натрия и 1-2 капли перекиси водорода. Отметить
изменение осадка. Составить уравнение реакции.
б) Внести в пробирку немного диоксида свинца, так, чтобы было покрыто
только дно пробирки, добавить туда же несколько капель концентрированной.
азотной кислоты и одну каплю раствора соли марганца.(II). Смесь кипятить 1-2
мин. С чем связано появление фиолетовой окраски Составить уравнение
реакции. Эта реакция может быть использована как качественная для
обнаружения иона Mn2+.
в) В пробирку налить 1-2 капли раствора соли марганца (II) и 1-2 капли
перманганата калия. Отметить наблюдаемое. Составить уравнение реакции.
Опыт 3.Свойства оксида марганца (IV)
а) Испытать действие на оксид марганца (IV) концентрированных
растворов серной и азотной кислот; концентрированного раствора гидроксида
натрия. Сделать вывод о свойствах диоксида марганца, его растворимости.
б) В пробирку поместить 1 микрошпатель диоксида марганца и 2-3 капли
концентрированной хлороводородной кислоты. По цвету и запаху определить,
какой выделяется газ. Написать уравнение реакции.
Опыт 4.Окислительно–восстановительные свойства
соединений марганца (VI)
а) Поместить в пробирку 2-3 капли темно – зеленого раствора манганата
натрия и добавить 2-3 капли 2 н. раствора уксусной кислоты. Наблюдать
появление в растворе фиолетово – розовой окраски и бурого осадка. В какой
среде
устойчив
манганат
(VI)
Составить
уравнение
реакции
диспропорционирования манганата натрия.
б) В пробирку с 2-3 каплями раствора манганата (VI) натрия добавить 1-2
капли свежеприготовленной хлорной воды. Объяснить появление фиолетоворозовой окраски в растворе. Окислителем или восстановителем является
Mn(VI) в этом процессе Написать уравнение реакции.
в) Внести в пробирку 1-2 капли соли железа (II), 1-2 капли 2 н. раствора
серной кислоты и 1-2 капли манганата (VI) натрия. Объяснить происходящие
изменения. Написать уравнение реакции. Какие свойства проявляет манганат
(VI) натрия
г) К 2-3 каплям раствора манганата (VI) натрия добавить несколько
кристалликов сульфита натрия. С чем связано обесцвечивание раствора и
появление бурого осадка Какие свойства проявляет в данном случае Mn (VI)
Написать уравнение реакции.
Опыт 5.Окислительные свойства перманганата калия
В три пробирки внести по 1-2 капли раствора перманганата калия. В одну
пробирку добавить 2 капли 2 н. раствора серной кислоты, в другую – столько
58
же воды, в третью – 3-4 капли 2 н. раствора щелочи. Во все три пробирки
прибавить по одному микрошпателю кристаллического сульфита натрия.
Отметить различное изменение первоначальной окраски раствора перманганата
в каждом случае .Составить уравнения реакций, учитывая, что перманганат
превращается в кислой среде в Mn2+, в нейтральной – в MnO2 , в щелочной - в
MnO42- .
Контрольные вопросы
1. Какие степени окисления характерны для марганца. Привести
примеры соответствующих соединений с кислородом?
2. Используя значения стандартных окислительно–восстановительных
потенциалов, сделать вывод о возможности или невозможности окисления
металлического марганца до марганцевой кислоты под действием азотной
кислоты.
3. Охарактеризовать
кислотно–основные
свойства
оксидов
и
гидроксисоединений марганца в различных степенях окисления.
4. Как объяснить, что Mn2O7 более легкоплавкий (в обычных условиях
жидкость), чем MnO и MnO2 (оба твердые вещества)
5. Составить уравнения реакций. Охарактеризовать свойства гидроксида
марганца (II), учитывая возможность протекания следующих реакций:
а) Mn(OH)2 + H2SO4 (разб.)
б) Mn(OH)2 + NH4Cl
в) Mn(OH)2 + KOH + O2
K2 [Mn(OH)6] + ….
г) Mn(OH)2 + O2 MnO2 + ….
д) Mn(OH)2
MnO + ….
6. Написать уравнения реакций, в которых из сульфата марганца (II)
получается: а) диоксид марганца; б) марганцевая кислота.
7. К раствору сульфата марганца (II) на воздухе добавлен: а) гидроксид
калия; б) сульфид аммония; в) перманганат калия. Какое соединение марганца
получается при этом в каждом случае Написать уравнения реакций.
8. Закончить уравнения реакций образования манганатов (VI) щелочных
металлов при щелочном сплавлении соединений марганца (II) и (IV):
а) MnSO4 + KClO3 + KOH
б) MnO2 + NaNO3 + NaOH
9. Что получится при насыщении углекислым газом раствора K2MnO4
Написать уравнение реакции.
10. Закончить уравнения реакций:а) MnSO4 + (NH4)2S2O8 + H2O
б) Mn(NO3)2 + NH4HSO5 + H2O
Указать другие окислители, которые, подобно пероксосульфатам
переводят в кислой среде Mn2+ в MnO4- .
11. В какой среде окислительные свойства MnO2 выражены сильнее: в
кислой или щелочной
59
12. Оценить возможность окисления сульфид – ионов до сульфат – ионов
действием MnO2 в кислой среде.
13. Написать уравнения реакций взаимодействия диоксида марганца а) с
концентрированной хлороводородной кислотой; б) концентрированной серной
кислотой.
14. Сравнить окислительную способность перманганата в кислой,
нейтральной и щелочной средах. В какой среде перманганат – ионы способны
окислить хлорид - ионы
15. Какие реакции протекают при действии на кристаллический
перманганат
калия: а)
концентрированной
серной
кислотой;
б)
концентрированной хлороводородной кислотой; в) при нагревании
16. Закончить уравнения реакций:
а) K2MnO4 + Cl2 …
б) KMnO4 + NaNO2 + Ba(OH)2
BaMnO4 + …
в) KMnO4 + KI + H2O
I2 + …
г) KMnO4 + KI + H2 SO4
I2 + …
17. Какую среду имеют водные растворы MnSO4 , K2MnO3 , K2MnO4 ,
KMnO4
18. Составить уравнения реакций взаимодействия а) MnO2 с CaO;
б) KMnO4 с Na2SO3 в разных средах.
19. Можно ли перманганатом калия в кислой среде окислить: а)
соединения хрома (III) до соединений хрома (VI) б) соль висмута (III) до
соединений висмута (V)
20. Написать уравнения реакций:
а) получения осадков хромата марганца (II), карбоната марганца (II);
сульфида марганца (II);
б) растворения этих солей в разбавленной соляной кислоте.
Лабораторная работа № 10
Тема: Химические свойства металлов VIIIБ подгруппы
Цель работы: изучение химических свойств металлов VIIIБ подгруппы и
их соединений на примере «семейства железа» (Fe, Co, Ni)
Краткая теория: металлы VIIIБ подгруппы и их соединения
Железо, кобальт, никель
Железо, кобальт, никель - металлы VIIIБ
26
подгруппы периодической системы
Fe
Д.И.Менделеева. Электронные формулы
валентных слоев этих металлов:
Fe ... 3d64s2
железо
Co ... 3d74s2
Ni ... 3d84s2
У d- элементов VIIIБ группы по мере заполнения d-орбиталей
предвнешнего уровня усиливается горизонтальное сходство с соседним по
60
периоду d- элементом. Поэтому железо, кобальт и никель выделены в триаду
железа («семейство железа»).
s - Орбиталь внешнего уровня этих элементов заполнена двумя
электронами (4s2), а 3d-подуровни заселены d-электронами. В образовании
химических связей кроме внешних 4s2 - электронов участвуют и 3d- электроны.
Однако ни один из элементов триады железа в соединениях не достигает
высший степени окисления +8, соответствующей номеру группы. Для них
наиболее характерны степени окисления +2 и +3, причем для кобальта и никеля
более типична степень окисления +2 (см. диаграмму).
В ряду Fe - Co - Ni химическая активность металлов понижается, о чем
свидетельствует повышающиеся величины энергий ионизации (I):
I(Fe) = 16,2 эВ; I(Co) = 17,1 эВ; I(Ni) = 18,15 эВ,
а также электродных потенциалов:
0
0
0
Fe2+/Fe = -0,440B;
Co2+/Co = -0,277B;
Ni2+/Ni = -0,250B.
При обыкновенной температуре железо очень медленно окисляется
кислородом воздуха. Кобальт и никель более устойчивы, так как покрыты
защитными оксидными пленками. В ряду стандартных электродных
потенциалов эти металлы стоят левее водорода.
С разбавленными соляной и серной кислотами железо, кобальт, никель
взаимодействуют с выделением водорода и образованием солей железа (II),
кобальта (II), никеля (II).
Fe + 2HCl
FeCl2 + H2
Ni +2HCl NiCl2 + H2
Концентрированные азотная и серная кислоты на холоде пассивируют
железо, а при нагревании окисляют его с образованием солей железа (III):
Fe + 6HNO3 (конц) = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Но кобальт и никель окисляются азотной и концентрированной серной
кислотой только до двухвалентного состояния:
Co + 4HNO3 = Co(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Металлы семейства железа образуют оксиды и гидроксиды состава:
MeO
Me(OH)2
ослабление
Me2O3
Me(OH)3
основных свойств
Все они плохо растворимы в воде, но различаются устойчивостью и
другими свойствами.
Оксиды и гидроксиды двухвалентных металлов проявляют свойства
средних оснований (по 1-й стадии диссоциации) и легко взаимодействуют с
кислотами с образованием солей металлов (II):
Fe(OH)2 + 2HCl
FeCl2 + 2H2O
Co(OH)2 + 2HCl CoCl2 + 2H2O
Гидроксид железа (II) очень быстро окисляется кислородом воздуха до
Fe(OH)3. Окисление Со(ОН)2 идет очень медленно, а получить Ni(OH)3 из
Ni(OH)2 можно только при действии сильных окислителей, например Br2.
61
Таким образом, восстановительные свойства в ряду Fe 2+ - Co2+ - Ni2+
уменьшаются.
Отношение гидроксида железа (III) к кислотам отличается от отношения
к кислотам гидроксидов Со(ОН)3 и Ni(OH)3. При действии кислоты на Fe(OH)3
образуется соль Fe3+ и вода, т.е. происходит реакция обмена, в которой
гидроксид железа (III) проявляет основные свойства.
Fe(OH)3 + 3HCl
FeCl3 + 3H2O
При действии же раствора кислоты на Со(ОН)3 или Ni(OH)3 происходят
окислительно-восстановительные реакции и образуются соли Со2+ и Ni2+.
Например: 2Co(OH)3 + 6HCl Cl2 + 2CoCl2 + 3H2O
2Ni(OH)3 + 6HCl
Cl2 + 2NiCl2 + 6H2O
Диаграмма Латимера для триады Fe - Co – Ni:
+2,20
3-
FeO4
+0,771
Fe
3+
-0,4402
Fe
2+
Fe
+0,36
3-
[Fe(CN)6]
-1,5
4-
[Fe(CN)6]
+1,808
Co
3+
-0,277
Co
2+
Co
+2,25
3+
Ni
-0,250
2+
Ni
Ni
-0,49
3+
[Ni(NH3)6]
Некомплексные соли Со3+ и Ni3+ не существуют. Таким образом, в ряду
Fe3+ - Co3+ - Ni3+ усиливаются окислительные свойства (см. диаграмму).
Fe3+ - окислитель средней силы( Fe3+/ Fe2+ =0,77 в), например, способен
окислить сульфид- или иодид-ион: 2Fe3+ + 2I- 2Fe2+ + I2, но в отличие от Со3+
и Ni3+ не окисляет хлорид-ион (см. выше).
Амфотерный характер гидроксида железа (III) чрезвычайно слабо
выражен в водных растворах, но при сплавлении с сильными основаниями он
образует соли - ферриты:
Fe(OH)3 + NaOH = NaFeO2 + 2H2O
феррит натрия
В растворах соли катионов металлов (Меn+) семейства железа
подвергаются гидролизу с образованием кислой среды. Особенно сильно
гидролизуется Fe3+:
I ст.
Fe3+ + H2O
FeOH2+ + H+
II ст.
FeOH2+ + H2O
Fe (OH)2+ + H+
III ст.
Fe(OH)2+ + H2O
Fe (OH)3 + H+
62
По этой причине соли Fe(III) и некоторых слабых кислот в водной среде
не существуют, так как разлагаются с образованием основных солей или
гидроксида железа (III). Ферриты при растворении гидролизуются по аниону,
поэтому их растворы имеют щелочную среду:
FeO2- + H2O
FeO(OH) + OHДля металлов семейства железа очень характерно образование
устойчивых нейтральных, катионных и анионных комплексов с СО, CN -, NH3 и
другими лигандами. Например: Ni + 4CО
[Ni(CО)4]0.
Гидроксиды кобальта (II) и никеля (II) легко растворяются в избытке
аммиака с образованием аммиакатов:
Co(OH)2 + 6NH4OH
[Co(NH3)6](OH)2 + 6H2O
Вопросы для подготовки к занятию
1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени
окисления.
2. Свойства простых веществ – металлов:
- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительновосстановительных (электродных) потенциалов металлов»;
- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими
неметаллами;
- взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными
растворами кислот, окисляющими H+ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4,
H3PO4, RCOOH и другими);
- взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и
концентрированной HNO3.
3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов VIIIБ подгруппы:
- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном
растворе;
- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;
- взаимодействие соединений Fe с основаниями при сплавлении и
растворами щелочей.
4. Свойства солей металлов VIIIБ подгруппы:
- растворимость в воде, гидролиз;
- растворимость в кислотах, щелочах.
5. Комплексные соединения металлов VIIIБ подгруппы.
6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов VIIIБ
подгруппы.
7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.
8. Получение и применение металлов VIIIБ подгруппы и их соединений.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Взаимодействие железа с кислотами
В четыре пробирки налить по 5-6 капель кислот: 2н раствора HCl, 2н
раствора H2SO4, концентрированной H2SO4,, 2н раствора азотной. В каждую
63
пробирку внести кусочек железной стружки (или канцелярскую скрепку).
Пробирку с концентрированной серной кислотой нагреть. Затем добавить во
все растворы по одной капле 0,01н раствора роданида калия или аммония
(KCNS или NH4CNS), которые образуют с ионами железа (III) соль Fe(CNS) 3,
интенсивно окрашенную в красный цвет. В каких кислотах образуются ионы
Fe3+ ?
В тех кислотах, где не произошло окрашивание раствора в красный цвет,
при растворении железа образуются ионы Fe2+.
Дописать и уравнять реакции растворения железа в различных кислотах и
указать в каждой из них окислитель:
а) Fe + HCl
H2 + ........
б) Fe + H2SO4 (разб.)
H2 + ........
в) Fe + H2SO4 (конц.) SO2 + H2O + ........
г) Fe + HNO3 (разб.) NO + H2O + .......
Опыт 2. Получение гидроксида железа (II) и изучение его свойств
Соли железа (II) вследствие частичного окисления на воздухе всегда
содержат ионы железа (III). Поэтому для изучения свойств железа (II) следует
брать наиболее устойчивую к окислению кристаллическую соль Мора
{(NH4)2SO4 Fe(SO4) 6H2O} и для каждого опыта готовить свежий раствор,
помещая несколько кристалликов её в 5-6 капель воды.
В три пробирки налить по 2 капли свежеприготовленного раствора соли
Мора и добавлять по каплям 2н раствор щелочи (NaOH) до выпадения
зеленовато-серого осадка Fe(OH)2. В одну из пробирок с осадком прибавить 2н
раствора соляной кислоты до растворения его. Какие свойства (кислотные или
основные) проявляет гидроксид железа (II)? Осадок во второй пробирке
оставить на воздухе на несколько минут, периодически встряхивая пробирку. В
третью пробирку добавить 2-3 капли 3%-ного раствора перекиси водорода
(Н2О2). Отметить, изменение цвета осадка от зеленоватого до бурого во второй
и третьей пробирках, вследствие образования гидроксида железа (III). В каком
случае окисление произошло быстрее? Написать уравнения всех реакций: а)
получения гидроксида железа (II); б) растворения осадка Fe(OH) 2 в соляной
кислоте; в) окисления Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кислородом воздуха с участием воды;
г) окисления Fe(OH)2 перекисью водорода.
Опыт 3. Восстановительные свойства железа (II) в кислой среде
Поместить в пробирку 3 капли раствора перманганата калия (KMnO 4) и 2
капли 2н раствора серной кислоты. Внести в раствор несколько кристалликов
соли Мора. Почему происходит обесцвечивание раствора? Что является
восстановителем в данной реакции? Дописать уравнение реакции:
KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 MnSO4 + K2SO4 + H2O + .....
64
Опыт 4. Получение гидроксида железа (III) и изучение его свойств
В две пробирки внести по 2 капли раствора соли железа (III) (FeCl3 или
Fe2(SO4)3 ) и по каплям раствора 2н NaOH до выпадения осадка (отметить цвет).
В одну пробирку прилить 5-6 капель 2н раствора HCl или H2SO4, а в другую столько же капель 2н раствора NaOH. Где произошло растворение осадка?
Какие свойства (основные или амфотерные) имеет гидроксид железа (III)?
Написать уравнения реакций.
Опыт 5. Окислительные свойства железа (III)
В пробирку с 3 каплями раствора соли железа (III) добавить 1-2 капли
раствора иодида калия (KI). Отметить изменение окраски раствора. Какие
свойства проявляет ион Fe3+ ? Написать уравнение реакции, учитывая, что
одним из продуктов реакции является I2.
Опыт 6. Гидролиз солей железа (II) и железа (III)
Поместить две полоски универсального индикатора на предметное стекло
и нанести по 1 капле растворов соли Мора и хлорида железа (III) (раздельно).
Определить рН растворов этих солей. Написать уравнения (ионные) реакций
гидролиза этих солей по первой ступени. Какая соль подвергается гидролизу в
большей степени? Какой гидроксид железа (II) или железа (III) имеет более
основные свойства ?
Опыт 7. Качественные реакции на ионы железа
а) Реакция на ионы железа (II)
К 2-3 каплям раствора соли Мора добавить 1 каплю
гексацианoферрата(III) калия (K3[Fe(CN)6]). Отметить цвет осадка состава
KFe[Fe(CN)6]. Написать уравнение реакции.
б) Реакция на ион железа (III)
К 2-3 каплям раствора хлорида железа (III) добавить 1 каплю
разбавленного раствора роданида калия (KCNS) или аммония (NH4CNS).
Отметить цвет полученного раствора роданида железа (III). Написать
уравнение реакции.
Опыт 8. Получение оксидов кобальта и никеля
а) Получение оксида кобальта (III)
Поместить в тигель несколько кристаллов нитрата кобальта (II), поставить
тигель в фарфоровый треугольник и осторожно нагревать слабым пламенем горелки
до полного прекращения выделения газообразных продуктов. После охлаждения
тигля перенести порошок в пробирку, добавить 2 - 3 капли концентрированной
хлороводородной кислоты (плотность 1,19 г/см3) и определить по запаху, какой газ
выделяется.
Составить уравнение реакции разложения нитрата кобальта (II):
Co(NO3)2 → Co2O3 + NO2 + O2
65
Указать окислитель и восстановитель в этой реакции. Написать уравнение
реакции взаимодействия оксида кобальта (III) с концентрированной
хлороводородной кислотой. Какие свойства оксида кобальта (III) проявляются в этой
реакции? Какой цвет имеет полученный раствор?
б) Получение оксидов никеля
Укрепить открытую стеклянную трубку в штативе горизонтально и
поместить в нее 2 микрошпателя н и трата никеля (II). Нагревать трубку в том
месте, где находится соль, слабым пламенем горелки. Наблюдать образование
черного оксида никеля ( III) и убедиться в выделении кислорода по
вспыхиванию внесенной в трубку тлеющей лучинки. Нагревать дальше
полученный неустойчивый оксид никеля ( III) до перехода его в устойчивый
серо-зеленый оксид никеля (II). Дать трубке остыть, вытряхнуть из нее оксид
никеля (II) на лист бумаги и поместить несколько кр упин ок в пробирку.
Добавить 2 - 3 капли 2н. раствора НСl и слегка подогреть. Что наблюдается?
Написать уравнения реакций:
а) разложения нитрата никеля (II) при нагревании до оксида никеля (III);
б) перехода оксида никеля (Ш) в оксид никеля (II).
Опыт 9. Получение гидроксидов кобальта (II), никеля (II) и изучение
их свойств
а) Получение гидроксида кобальта (II) и его окисление
В две пробирки поместить по 2 - 3 капли раствора соли кобальта (II) и
добавлять по каплям раствор гидроксида натрия; сначала появляется синий
осадок основной соли, который затем становится розовым, что указывает на
образование гидроксида кобальта (II). Осадок в одной пробирке тщательно
размешать стеклянной палочкой, а в другую прибавить 2-3 капли 3%-ного
раствора пероксида водорода. В какой из пробирок наблюдается окисление
гидроксида кобальта (II)?
Написать уравнения реакций. Сравнить полученные результаты с
результатом опыта по окислению гидроксида железа (II). Какой ион является
более сильным восстановителем Co2+ или Fe2+?
б) Получение гидроксида никеля (II) и его окисление
В три пробирки поместить по 2-3 капли раствора соли никеля(II) и добавить
по каплям раствор гидроксида натрия до выпадения осадка гидроксида никеля(II).В
первой пробирке осадок тщательно размешать стеклянной палочкой, во вторую
добавить 2-3 капли 3% - ного раствора пероксида водорода. Наблюдается ли
изменение цвета осадка? Происходит ли окисление гидроксида никеля(II)
кислородом воздуха и пероксидом водорода? В третью пробирку прибавить одну
каплю бромной воды. Что наблюдается? Ответить на поставленные вопросы.
Написать уравнения реакций. Сравнить восстановительные свойства гидроксидов
железа, кобальта и никеля в степени окисления +2 по наблюдениям и при сравнении
66
окислительно-восстановительных потенциалов (при переходе в гидроксиды этих
элементов в степени окисления+3).
Опыт 10. Комплексные соединения кобальта и никеля
а) Аквакомплекс кобальта (II) и его разрушение
В две пробирки поместить по 4 - 5 капель насыщенного раствора соли
кобальта (II). В первую пробирку добавить 2 капли концентрированной
хлороводородной кислоты (плотность 1,19 г/см3), во вторую пробирку внести
небольшой кусочек предварительно прокаленного на асбестированной сетке
хлорида кальция. Что наблюдается?
В третью пробирку поместить 1 микрошпатель соли кобальта(II) и 3 - 4 капли
этилового спирта, отметить цвет полученного раствора. Прибавить к раствору
7 - 8 капель воды до нового изменения окраски.
Написать стеклянной палочкой, смоченной 0,02 н. раствором СоС12, какоелибо слово на фильтровальной бумаге. Подсушив бумагу, поднести ее к пламени
горелки и слегка подогреть, пока текст не станет видимым. Обратить внимание на
последующее обесцвечивание надписи при охлаждении.
Описать наблюдаемые явления. Изменение цвета раствора во всех случаях
объясняется тем, что непрочный комплексный ион [Со(Н2О)6]2+ сообщает раствору
розовую окраску.
б) Получение комплексного роданида кобальта (II)
Поместить в пробирку 2 капли насыщенного раствора соли кобальта (II) и
добавить 5 - 6 капель насыщенного раствора роданида аммония. Учесть, что при
этом образуется раствор комплексной соли (NH4)2[Со(SCN)4]. Комплексные ионы
[Со(SCN)4]2- - окрашены в синий цвет, а гидратированные ионы [Со(Н2О)6]2+ - в
розовый. Отметить цвет полученного раствора.
Разбавить его водой до изменения окраски, добавить 2 капли смеси спирта
с эфиром, размешать раствор стеклянной палочкой и вновь наблюдать изменение
окраски. Затем в ту же пробирку прилить дистиллированную воду, наблюдая
постепенное изменение окраски.
Описать наблюдаемые явления. Написать:
- уравнение диссоциации комплексной соли кобальта;
- уравнение диссоциации комплексного иона;
- выражение константы нестойкости комплексного иона.
Какова роль воды и спирта в смещении равновесия диссоциации
комплексного иона?
в) Получение аммиакатного комплекса кобальта
К 3 - 4 каплям раствора соли кобальта (II)прибавлять по каплям 25%-ный
раствор аммиака до выпадения осадка гидроксида кобальта (II) и его дальнейшего
растворения вследствие образования комплексного соединения, в котором кобальт
имеет координационное число, равное 6. Полученный раствор разлить в две
пробирки. В одной из них тщательно перемешать раствор стеклянной палочкой до
67
изменения окраски вследствие окисления полученного комплексного соединения
кобальта (II) в комплексное соединение кобальта (III). Почему аммиакатный
комплексный ион Со(II) окисляется кислородом воздуха, тогда как аквакомплекс
Со (II) удается окислить лишь пероксидом водорода? Во вторую пробирку
добавить 2 - 3 капли 3%-ного раствора пероксида водорода. Объяснить изменение
окраски. Затем прилить в обе пробирки по 2 - 3 капли раствора сульфида аммония.
Объяснить, почему выпадает осадок.
Написать уравнения реакций:
- образования аммиакатного комплекса кобальта (II);
- его окисления кислородом воздуха и пероксидом водорода с образованием
аммиакатного комплекса кобальта (III);
- диссоциации полученных комплексных соединений;
- диссоциации комплексных ионов и выражения констант их нестойкости;
какой комплексный ион прочнее? Ответ мотивировать;
- взаимодействия аммиакатного комплекса кобальта (III) с сульфидом
аммония;
- сравнить координационные формулы комплексных соединений кобальта в
разных степенях окисления. Отличается ли их пространственная конфигурация?
г) Получение нитритного комплекса кобальта(II)
Поместить в пробирку 3 - 4 капли насыщенного раствора соли кобальта (II) и
1 микрошпатель кристаллического нитрита калия. Добавить 1 - 2 капли 2н
раствора серной кислоты. Какой газ выделяется? Через несколько минут
наблюдать выпадение осадка, отметить его цвет.
Написать уравнения реакций, учитывая, что нитрит калия в присутствии
серной кислоты окисляет кобальт (II) до кобальта (III), в результате чего
образуется нерастворимое комплексное соединение K3 [Со(NO2)6]. Записать название
полученного комплексного соединения.
д) Получение аммиакатного комплекса никеля(II)
Один микрошпатель соли никеля (II) растворить в 5 каплях воды. Добавить 5
капель 25%-ного раствора аммиака. Как изменяется цвет раствора? Добавить к
раствору 2 - 3 капли раствора сульфида аммония. Что выпадает в осадок?
Написать уравнения реакций:
- образования аммиакатного комплекса никеля (координационное число
никеля равно 6);
- диссоциации комплексного соединения и комплексного иона;
- взаимодействия полученного комплексного соединения никеля с сульфидом
аммония. Объяснить механизм взаимодействия, пользуясь константой нестойкости
комплексного иона и произведением растворимости сульфида никеля.
Контрольные вопросы
1. Написать электронные формулы атомов железа, кобальта, никеля.
68
2. Какие степени окисления характерны для атомов элементов железа,
кобальта, никеля?
3. Какое из веществ Fe(OH)2, Co(OH)2 или Ni(OH)2 является более
сильным восстановителем? Вывод сделать на основании реакций этих
гидроксидов с кислородом воздуха, Н2О2 и Br2 (сила окислителя увеличивается
в ряду О2 Н2О2 Br2).
4. Написать уравнения реакций, при помощи которых можно различить
ионы Fe2+ и Fe3+.
5. Как получить из металлического железа соль железа (II)? Написать
уравнение реакции.
6. Как получить из металлического железа соль железа (III)? Написать
уравнение реакции.
7. Какая соль железа сильнее подвергается гидролизу: FeCl2 или FeCl3?
Написать уравнения реакций гидролиза. Какая реакция среды растворов этих
солей?
8. Как перевести соль железа (II) в соль железа (III)? Привести пример
такого перехода.
9. Как перевести соль железа (III) в соль железа (II)? Привести пример
такой реакции.
10. Могут ли существовать совместно: а) Fe(OH)2 и H2O2?
б) Ni(OH)2 и Н2О2? Почему? Если идет реакция, то написать её.
11. Могут ли существовать совместно: а) Ni(OH)2 и Br2 ?
б) FeCl3 и KI ? Если идут реакции, то написать их.
12. Какой гидроксид - Fe(OH)2 или Ni(OH)2 может окислиться
кислородом воздуха? Если реакция идёт, написать её.
13. На чистую поверхность сплава нанесли 1-2 капли концентрированной
кислоты и через 2-3 мин к капле приложили фильтровальную бумагу,
смоченную раствором KCNS. На бумаге появилось красное пятно. Какой
металл присутствует в сплаве? Написать реакцию.
14. Как можно получить в лаборатории Со(ОН)3 и Ni(OH)3? Написать
уравнения реакций.
15. При насыщении хлором гидроксида железа(III), взвешенного в
растворе гидроксида калия, образуется феррат калия. Написать уравнение
реакции.
16. Написать уравнения реакций: а) между ферратом бария и
концентрированной соляной кислотой; б) между ферратом калия и иодидом
калия.
17. Что происходит при добавлении раствора карбоната натрия: а) к
раствору сульфата железа (II); б) раствору сульфата железа (III)? Чем
вызывается различие в характере образующихся продуктов? Написать
уравнения реакций.
18. Написать уравнения реакций, которые могут протекать при действии
раствора сульфида натрия: а) на раствор хлорида железа(II); б) на раствор
69
хлорида железа(III). Можно ли полученный осадок растворить в избытке
соляной кислоты?
19. Какие соединения образуют железо, кобальт, никель с монооксидом
углерода? В каких условиях их получают?
20. Привести примеры реакций получения ферритов. Что происходит при
добавлении к ферриту натрия избытка воды? Написать уравнения реакций.
21. Написать уравнение реакции между ВаFеО4 и концентрированной
соляной кислотой.
22. Написать уравнение реакции между K2FeO4 и иодидом калия в
сернокислой среде.
23. Что происходит со взвесью малорастворимого карбоната железа(II) в
воде: а) при насыщении ее диоксидом углерода; б) при стоянии на воздухе?
Написать уравнения реакций.
24. Написать уравнение реакции, происходящей при добавлении KMnО4
к подкисленному серной кислотой раствору K4[Fe(CN)6].
25. Написать уравнение реакции образования берлинской лазури и
взаимодействия ее с растворами щелочей.
26. Закончить уравнения реакций взаимного превращения ионов:
[Fe(CN)6]4- → [Fe(CN)6]3- + e
в зависимости от природы партнера:
а) K4[Fe(CN)6] + K2Cr2O7 + H2SO4 →
б) K3[Fe(CN)6] + SnCl2 + HCl →
в) K4[Fe(CN)6] + I2
→
(при рН = 8)
г) K3[Fe(CN)6] + KI
→
(при рН = 1)
27. Окислительно-восстановительные потенциалы систем:
Me(ОН)2 + OH- → Me(OH)3 + e
имеют для гидроксидов железа(II), кобальта(II) и никеля(II)
соответственно следующие значения: - 0,56, 0,2 и 0,49 В. Обосновать
различное поведение гидроксидов в воде по отношению к кислороду воздуха,
если потенциал системы 4ОН→
О2
+
2Н2О
+ 4e составляет
0,401 В.
28. Как относятся гидроксиды железа (III), кобальта(III) и никеля(III) к
соляной и серной кислотам? Написать уравнения реакций.
29. Окислительно-восстановительные потенциалы систем:
Co2+ → Co3+ + e
[Co(NH3)6]2+ → [Co(NH3)6]3+ + e
соответственно равны 1,842 и 0,1В. В каком виде Со (III) более стабилен
и в каком проявляет более сильные окислительные свойства?
30. Определите, начиная с какой температуры происходит разложение
пентакарбонилжелеза. Для расчета используйте стандартные энтальпии
образования
и
энтропии
для
монооксида
углерода,
железа
и
пентакарбонилжелеза.
70
31. При насыщении хлором гидроксида кобальта (II), взвешенного в
растворе гидроксида калия, образуется оксид кобальта (III). Напишите
уравнение реакции.
32. Охарактеризуйте отношение железа к растворам соляной,
концентрированной серной, разбавленной и концентрированной азотной
кислот. Составьте уравнения реакций.
33. Охарактеризуйте отношение кобальта к растворам соляной,
концентрированной серной, разбавленной и концентрированной азотной
кислот. Составить уравнения реакций.
34. Охарактеризуйте отношение никеля к растворам соляной,
концентрированной серной, разбавленной и концентрированной азотной
кислот. Составить уравнения реакций.
35. Как влияет на коррозию железа его контакт с другими металлами?
Какой металл будет разрушаться первым на поврежденной поверхности
луженного, оцинкованного и никелированного железа? Составьте уравнения
коррозионных процессов.
36. Напишите формулу соли Мора. Определите массовую долю железа
(%) в соли Мора.
37. Предложите способы выделения железа и никеля в виде
индивидуальных соединений из минерала состава (Fe, Ni)9S8, содержащего
примесь металлической платины. Как получить из выделенных соединений
железо и никель в виде металлов? Напишите уравнения реакций.
38. Предложите способы выделения железа и кобальта в виде
индивидуальных соединений из минерала состава (Fe, Co)9S8. Как получить из
выделенных соединений железо и кобальт в виде металлов? Напишите
уравнения реакций.
2. ХИМИЯ НЕМЕТАЛЛОВ
Лабораторная работа № 11
Тема: Химические свойства неметалла IIIA подгруппы - бора
Цель работы: изучение химических свойств единственного неметалла
IIIA подгруппы – бора
Краткая теория: Химические свойства бора и его соединений
Бор (В) входит в главную подгруппу III группы
5
периодической системы. На внешнем электронном
B
слое атомов три электрона:
B
ns2np1
бор
B*
ns1np2
Поскольку на предпоследнем уровне бора всего
два электрона, его свойства резко отличаются от свойств других элементов
подгруппы - он единственный неметалл в III A подгруппе. Хотя формально бор
проявляет степень окисления +3 в оксидах и галогенидах, однако ион В +3
неизвестен. В образовании ковалентных связей с неметаллами участвуют три
71
sp2 -гибридных облака возбужденного атома бора, поэтому соединения бора со
степенью окисления +3 имеют плоско - треугольное строение.
В соединениях с металлами - боридах - бор является акцептором
электронов: Mg3B2, AlB и др.
При обычных условиях простое вещество бор - твердое вещество ( tпл =
2075 °С). Кристаллическое строение бора особенное. Оно не является
характерным ни для металлов, ни для неметаллов. В нем реализуется большее
число связей (>4), природа которых не является ни типично металлической, ни
обычной ковалентной. Кристалл бора состоит из икосаэдров - правильных
двадцатигранников с 12 вершинами. При обычных температурах бор весьма
инертен. При высоких температурах он становится активным, взаимодействует
с кислородом, галогенами, серой, азотом, углеродом, водородом и многими
металлами.
Бор медленно реагирует с такими сильными окислителями, как фтор,
горячая концентрированная азотная кислота и царская водка. Аморфный бор
постепенно растворяется при кипячении в концентрированной щелочи:
2B + 2NaOH + 2H2O = 2NaBO2 + 3H2
Диаграмма Латимера для бора:
BF4-
-1,295
-0,888
H3BO3
B
[B(OH)4]1- -1,822
Триоксид бора В2О3 - кислотный оксид. Известны три его гидратные
формы - борные кислоты Н3ВО3 – ортоборная кислота
НВО2 – метаборная кислота
Н2В4О7 – тетраборная кислота
Ортоборная кислота образуется при действии воды на В2О3. Это слабая
одноосновная кислота. Н3ВО3 + Н2О
[В(ОН)4]- + Н+ ;
К1 = 5,8 10-10.
При нагревании Н3ВО3 постепенно теряет воду, переходя сначала в
метаборную кислоту НВО2, а затем в тетраборную Н2В4О7 и, наконец, в В2О3.
Н2В4О7 + 5 Н2О
4 Н3ВО3
4 НВО2 + 4 Н2О
Соли борной кислоты - бораты- отвечают по составу метаборной или
тетраборной кислотам.
При действии любой сильной кислоты на бораты образуется Н3ВО3 :
Na2B4O7 + 2HCl H2B4O7 + 2NaCl
+
H2B4O7 + 5 H2O
4 H3BO3
Na2B4O7 +2HCl + 5 H2O 4 H3BO3 + 2 NaCl
В воде растворимы лишь бораты щелочных металлов. Их растворы
сильно гидролизованы и имеют щелочную реакцию. Наиболее важные
соединения бора - борная кислота H3BO3 и бура Na2B4O7* 10 H2O.
72
Водные растворы буры обладают сильно щелочной (рН >>7) реакцией
вследствие их гидролиза, который протекает в две стадии:
1) B4O72- + 3 H2O
2 H3BO3 + 2 BO2 –
Na2B2O7 + 3 H2O
2 H3BO3 + 2 NaBO2
2) 2 BO2 - + 4 H2O
2 H3BO3 + 2 OH2 NaBO2 + 4 H2O
2 H3BO3 + 2 NaOH
Бура - сырье для синтеза других соединений бора, её применяют при
пайке металлов и для приготовления глазурей, эмалей и специального
термостойкого стекла для химической посуды.
Бор очень сильный комплексообразователь - акцептор электронов, так как
имеет свободные р-орбитали; образует устойчивые комплексы: LiBH4, HBF4,
KBF4
Вопросы для подготовки к занятию
1. Электронные конфигурации атома В, валентные электроны, степени
окисления.
2. Структура и свойства простого вещества – бора:
- окислительная и восстановительная активность бора, значения
стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для процессов
окисления и восстановления;
- взаимодействие с металлами;
- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими
неметаллами;
- отношение к воде, водным растворам щелочей, водным растворам
кислот, окисляющими H+ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4, H3PO4,
RCOOH и другими);
- взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и
концентрированной HNO3.
3. Свойства оксидов и кислот бора:
- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном
растворе;
- взаимодействие с основаниями и основными оксидами при сплавлении
и водными растворами щелочей.
4. Свойства солей борных кислот:
- растворимость в воде, гидролиз;
- взаимодействие с сильными кислотами;
- образование эфиров со спиртами.
5. Нахождение в природе и получение простого вещества бора.
6. Получение и применение бора и его соединений.
73
Экспериментальная часть
Опыт 1. Получение борной кислоты из тетрабората натрия (буры)
Налить в пробирку 1 мл горячего насыщенного раствора буры (Na 2B4O7)
и добавить в неё примерно 10-15 капель концентрированной HCl.
Поставить пробирку в стакан с холодной водой, по мере охлаждения
раствора наблюдать образование кристаллов борной кислоты.
Опыт 2. Получение и исследование свойств борной кислоты
а) В пробирку насыпать несколько кристалликов (1-2 микрошпателя)
борной кислоты Н3ВО3, добавить около 1 мл дистиллированной воды и нагреть
на спиртовке до растворения кристаллов. Охладить раствор, испытать среду
синим лакмусом и универсальным индикатором. Сделать вывод о силе борной
кислоты.
б) К полученному в опыте 2а раствору борной кислоты добавить один
микрошпатель порошка магния. Какой газ выделяется? Написать уравнение
реакции взаимодействия ортоборной кислоты с магнием, учитывая, что
получается метаборат магния.
Опыт 3. Гидролиз раствора тетрабората натрия (буры)
Определить рН среды водного раствора тетрабората натрия путем
нанесения 1 капли раствора на полоску универсального индикатора. Какова
реакция среды? Написать уравнение ступенчатого гидролиза тетрабората
натрия. Как влияет разбавление раствора на гидролиз буры?
Контрольные вопросы
1.
Дать краткую характеристику бора, исходя из его положения в
периодической системе и строения атома.
2.
Какие степени окисления характерны для бора?
3.
Какие соединения бор образует с кислородом; с водородом; с
водородом и кислородом?
4.
В чем проявляется сходство химических свойств бора и кремния?
Написать уравнения реакций.
5.
Какие соединения образует бор с азотом? Какова их структура и
свойства?
6.
Произойдет ли реакция между фторидом бора и аммиаком? Ответ
мотивировать.
7.
Объяснить, почему атом бора образует ион тетрафтороборат и не
образует гексафтороборат-иона.
8.
Написать
уравнения
реакций
взаимодействия
бора
с
концентрированной азотной кислотой; с водным раствором щелочи.
9.
К какому типу относится связь между атомами в соединениях:
фторид бора, оксид бора, борид магния ?
10. Как осуществить следующие превращения:
74
B2O3
B
H3BO3
Na2B4O7
B2O3? Написать уравнения
реакций.
11. Составить уравнения гидролиза буры ( тетрабората натрия);
определить реакцию раствора.
12. Почему хлорид бора дымит во влажном воздухе?
13. Описать электронное строение молекулы диборана. Одинаковы ли
свойства атомов водорода, входящих в состав молекулы диборана?
14. Что происходит при нагревании ортоборной кислоты? Написать
уравнения реакции.
15. Написать формулы метабората натрия, тетрабората натрия и
борида натрия. Как они взаимодействуют с водой?
16. Что образуется при нейтрализации ортоборной кислоты щелочью ?
17. Написать уравнение реакции тетрабората натрия с соляной
кислотой.
18. При взаимодействии боратов с концентрированной серной
кислотой и метиловым спиртом освобождающаяся ортоборная кислота
образует борнометиловый эфир. Написать уравнения реакций.
19. Как протекает гидролиз фторида бора?
20.Почему оксид бора не реагирует с соляной кислотой, но хорошо
растворим в плавиковой кислоте? Написать уравнение реакции.
Лабораторная работа № 12
Тема: Химические свойства неметаллов IVA подгруппы
Цель работы: изучение химических свойств неметаллов IVA подгруппы
– углерода и кремния
Краткая теория: Химические свойства неметаллов IVA подгруппы и
их соединений
Углерод, кремний
Углерод (С) и кремний (Si) входят в IVА подгруппу
6
периодической системы Д.И.Менделеева. Атомы
C
этих элементов имеют на внешнем электронном
слое ns2np2 – электроны, способные к образованию
химических связей.
углерод
Углерод и кремний не образуют отрицательно
заряженных ионов, вследствие малого сродства их атомов к электрону.
Положительные ионы не образуются из – за большой энергии ионизации
атомов. Характерной особенностью углерода и кремния, вследствие одинаково
выраженной тенденции к потере и приобретению электронов, является их
способность взаимодействовать со многими элементами, образуя неполярные
соединения с ковалентными связями. В соединениях углероду и кремнию
свойственны степени окисления +4 и –4, углерод проявляет и степень
окисления +2. При химических реакциях они проявляют слабые
восстановительные (в реакциях с окислителями) и окислительные (в реакциях с
восстановителями) свойства:
75
Э – 4 е = Э +4
Э – 2 е = Э+2
Э + 4 е = Э-4
В нормальных условиях простые вещества углерод и кремний – твердые
вещества с высокой температурой плавления. Структурной единицей
кристаллической решетки являются атомы, образующие пространственную
трехмерную каркасную решетку; в которой атомы связаны ковалентными
связями за счет орбиталей в sp3-гибридном состоянии. Аллотропическое
видоизменение углерода – графит, имеет слоистую структуру, в которой атомы
углерода находятся в sp2 – гибридном состоянии.
Благодаря атомной ковалентной – каркасной структуре этих веществ в
обычных условиях они весьма инертны. При высоких температурах углерод
становится активным по отношению к большинству металлов и многим
неметаллам. Соединения углерода очень распространены и чрезвычайно
разнообразны. В земной коре содержание углерода невелико, всего около 0,1%
вес. Он входит в состав многих минералов, большей частью которых являются
карбонаты (CaCO3 – известняк, мрамор; [(CuOH)2CO3] – малахит). В атмосфере
углерод содержится в виде CO2, который в растворенном состоянии
присутствует во всех природных водах. Углерод входит в состав веществ,
образующих ткани живых организмов (органические соединения), и продуктов
их разрушения (каменный уголь, торф, нефть и др.).
Строение и свойства органических соединений рассматриваются в
органической химии. С металлами углерод образует соединения – карбиды. Их
получают прокаливанием металлов или их оксидов с углеродом:
4Al + 3C
Al4C3
Ca + 2C CaC2
Карбиды легко разлагаются водой:
Al4C3 + 12H2O
4Al(OH)3 + 3CH4
метанид
CaC2 + 2H2O
Ca(OH)2 + C2H2
ацетиленид
При нагревании углерод легко реагирует с кислородом воздуха:
C + O2 CO2
При недостатке кислорода и при высокой температуре идет реакция
2C + O2 = 2CO
или
C + CO2 = 2CO
Диоксид углерода (углекислый газ) СО2 - в обычных условиях газ без
цвета и запаха, довольно инертный. При повышенных температурах
взаимодействует с активными восстановителями:
CO2 + Mg = 2MgO + C + 815 кДж
В лабораторных условиях получают диоксид углерода действием соляной
кислоты на мрамор:
76
CaCO3 + 2HCl CaCl2 + CO2 + H2O
В промышленных условиях CO2 получается при обжиге известняка:
CaCO3 CaO + CO2
Оксид углерода CО (угарный газ) очень ядовит, также не имеет цвета и
запаха. Является сильным восстановителем и используется для восстановления
металлов из руд, например в доменном процессе:
Fe3O4 + 4 CO
3Fe + 4CO2
Оксид углерода (II) не кислотообразующий оксид. Диоксид углерода
растворяется в воде (1:1 по объему) и при растворении взаимодействует с ней с
образованием угольной кислоты:
CO2 + H2O
H2CO3
H2CO3 – кислота очень слабая и существует только в водных растворах.
Как двухосновная кислота диссоциирует на ионы в две ступени:
1. H2CO3
H+ + HCO3K1 = 4,5 10-7
2. HCO31H+ + CO32K2 = 4,8 10-11
Угольная кислота образует два ряда солей – средние (карбонаты) и
кислые (гидрокарбонаты). Карбонаты щелочных металлов (K2CO3 – поташ,
Na2CO3 - сода) при нагревании не разлагаются, а CaCO3 и MgCO3 – разлагаются
по уравнению
t
MgCO3 MgO + CO2
Карбонаты щелочных металлов в водных растворах, подвергаясь
гидролизу, имеют высокое значение рН (8,5 - 12).
Гидрокарбонаты щелочных металлов при нагревании разлагаются по
схеме
2NaHCO3
Na2CO3 + CO2 + H2O
Тяжелые и менее активные металлы образуют в основном нерастворимые
в воде карбонаты.
При высоких температурах углерод взаимодействует с серой с
образованием сероуглерода:
С + 2S CS2
Сероуглерод – хороший растворитель. С азотом реакция завершается
образованием дициана (ядовитый газ) 2C + N2
C2N2, который превращается в
циановодород (синильную кислоту):
C2N2 + H2
2HCN
В отличие от углерода атомы кремния имеют свободные атомные
орбитали на 3d-подуровне, поэтому в комплексных соединениях
координационное число кремния равно шести (например, H2[SiF6] –
кремнийфтористоводородная кислота). Кремний является вторым (после
кислорода) по распространенности элементом (27% вес от массы земной коры).
Если углерод можно рассматривать как основной элемент для всей
органической жизни, то кремний играет такую же роль для твердой оболочки
77
Земли, которая представляет собой смесь различных соединений кремния с
кислородом и другими элементами.
В свободном виде кремний в природе не встречается, получают его
восстановлением двуокиси кремния углеродом или магнием при высоких
температурах:
SiO2 + 2C = Si + 2CO
SiO2 + 2Mg = 2MgO + Si
Кислоты на кремний при обычных условиях не действуют (за
исключением смеси HF и HNO3), щелочи переводят его в соли кремниевой
кислоты (H2SiO3):
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2
Кремниевая кислота существует в виде нескольких форм:
H4SiO4 (2H2O SiO2) – ортокремниевая кислота
H2SiO3 ( H2O SiO2) – метакремниевая кислота
H2Si2O5 (H2O 2SiO2) – дикремниевая кислота
Все эти формы кремниевой кислоты неустойчивы и довольно легко
образуют неорганические полимеры с общей формулой хSiO2
y H2O,
называемые поликремниевыми кислотами.
Кремниевые кислоты слабее угольной. Метакремниевая кислота
диссоциирует ступенчато:
1. H2SiO3
H+ + HSiO3К1 = 2 10-10
2. HSiO3H+ + SiO32К2 = 1 10-12
Так как SiO2 нерастворим в воде, кремниевые кислоты получают
косвенным путем. Например: Na2SiO3 + H2SO4
H2SiO3 + Na2SO4 .
Соли кремниевых кислот называются силикатами. Получают их
сплавлением SiO2 с едкими щелочами и карбонатами калия или натрия:
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
SiO2 + K2CO3 = K2SiO3 + CO2
Большинство солей метакремниевой кислоты нерастворимо в воде.
Силикаты натрия и калия растворимы в воде (растворимое стекло). Водные
растворы силикатов щелочных металлов сильно гидролизованы и имеют
рН 12. Силикаты входят в состав стекла – это аморфный прозрачный сплав,
образующийся при нагревании смесей карбонатов со многими силикатами или
с SiO2 . Например, оконное стекло получают при сплавлении белого песка
(SiO2) с содой (Na2CO3) и мелом (или известняком (CaCO3)):
t
CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2
t
Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2
Состав стекла приближенно выражается формулой Na2O CaO 6SiO2.
Силикаты также широко используются для производства строительной и
декоративной керамики, цемента.
78
Вопросы для подготовки к занятию
1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени
окисления.
2. Свойства простых веществ – неметаллов:
- окислительная и восстановительная активность неметаллов, значения
стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для процессов
окисления и восстановления;
- взаимодействие с металлами;
- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими
неметаллами;
- отношение к воде, водным растворам щелочей, водным растворам
кислот, окисляющим ионом H+ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4, H3PO4,
RCOOH и другим);
- взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и
концентрированной HNO3.
3. Свойства оксидов и кислот неметаллов IVA подгруппы:
- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном
растворе;
- взаимодействие с основаниями и основными оксидами при сплавлении
и водными растворами щелочей.
4. Свойства солей неметаллов IVA подгруппы – угольной и кремниевых
кислот:
- растворимость в воде, гидролиз;
- взаимодействие с сильными кислотами.
5. Нахождение в природе и получение простых веществ – неметаллов IVA
подгруппы.
6. Получение и применение неметаллов IVA подгруппы и их соединений.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Образование угольной кислоты
а) В пробирку налить дистиллированной воды до 1/4 её вместимости,
внести раствор лакмуса (или метилоранжа) и пропустить ток углекислого газа
из аппарата Киппа. Наблюдать изменение окраски индикатора.
Написать уравнение образования и диссоциации угольной кислоты в
молекулярном и ионно-молекулярном виде.
б) Прокипятить раствор до восстановления первоначального цвета
индикатора. Объяснить причины изменения цвета.
Написать уравнение распада угольной кислоты.
Опыт 2. Свойства солей угольной кислоты
а) В сухие пробирки поместить по 1 микрошпателю: CaCO 3, Na2CO3,
NaHCO3. В каждую прибавить по 5-6 капель 1н раствора соляной кислоты.
79
Наблюдать характерное шипение выделяющегося газа. Написать
уравнения реакции.
б) В пробирки внести по 4-5 капель растворов солей CaCl2, BaCl2,
Pb(NO3)2. В каждую добавить такой же объем раствора Na 2CO3. Что
наблюдается? Составить уравнения реакций.
в) В пробирки налить по 2 мл дистиллированной воды и по 2-3 капли
раствора фенолфталеина. Затем в каждую внести по одному микрошпателю
сухих солей: в одну - NaHCO3, в другую - Na2CO3. Отметить различие в
интенсивности окраски индикатора. Объяснить наблюдения, используя
табличные значения констант диссоциации (Кдис.) угольной кислоты. Составить
уравнения гидролиза солей, рассчитать константы гидролиза.
г) В одну пробирку налить 3-4 капли раствора соли меди, в другую столько же соли алюминия. Затем в каждую добавить по 2-3 капли карбоната
натрия. Наблюдать выпадение в осадок соответственно (CuOH)2CO3 и Al(OH)3,
а также выделение углекислого газа в обеих пробирках. Объяснить
наблюдения. Составить уравнения реакций, зная, что вода является участником
реакции.
д) Собрать прибор из пробирки и газоотводной трубки. В пробирку
поместить 2-3 микрошпателя малахита (карбоната гидроксомеди (II)
[CuOH]2CO3). Газоотводную трубку опустить в пробирку с 7-10 каплями
известковой воды и осторожно нагреть пробирку с малахитом. Наблюдать
выделение газа, изменение цвета соли, появление капель воды на выходе из
пробирки с солью и помутнение известковой воды.
Объяснить происходящие явления, написать уравнения реакций.
Опыт 3. Получение кремниевой кислоты
а) В пробирку налить 5 мл концентрированного раствора метасиликата
натрия и добавить 3 мл 20%-ного раствора соляной кислоты. Хорошо
перемешать стеклянной палочкой. Вследствие образования кремниевой
кислоты содержимое пробирки через некоторое время превращается в
студнеобразную массу. Составить уравнения реакции. Сделать вывод о
свойствах кремниевой кислоты.
б) В пробирку налить 5 мл концентрированного раствора метасиликата
натрия и пропустить в него углекислый газ из аппарата Киппа до появления
студнеобразного осадка. Составить уравнение реакции.
Опыт 4. Гидролиз силикатов
В пробирку с 1 мл раствора метасиликата натрия внести 1-2 капли
раствора фенолфталеина. Наблюдать изменение окраски индикатора. Какая
среда в растворе соли? Составить уравнение реакции гидролиза по первой
ступени.
80
Контрольные вопросы
1.
Написать электронные формулы атомов углерода и кремния. Какие
степени окисления характерны для этих элементов?
2.
В чем сходство и различие в свойствах углерода и кремния?
3.
Какого типа химические связи образует углерод в органических
соединениях? В каком гибридном состоянии может находиться углерод?
4.
Какие простые вещества образует углерод? Чем различаются их
структуры?
5.
Какие оксиды образуют углерод и кремний? Какие кислоты и соли
им соответствуют?
6.
Какую среду имеют водные растворы карбоната и гидрокарбоната
натрия? Дать объяснение, составить уравнения реакций гидролиза.
7.
Какая среда в водном растворе силиката натрия? Составить
уравнение гидролиза.
8.
Какие соединения углерода входят в состав: воздуха, горных пород,
подземных вод?
9.
Какие из следующих солей растворяются в соляной кислоте: хромат
бария, карбонат бария, сульфат бария? Почему?
10. Какая из солей образует осадок при взаимодействии с соляной
кислотой: силикат натрия, карбонат натрия, сульфат натрия?
11. С какими из указанных веществ будет взаимодействовать оксид
углерода (П): MgO, O2, H2, Cl2, KOH? Написать уравнения происходящих
реакций.
12. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить следующие превращения: CaCO3
CaO
Ca(OH)2
Ca3(PO4)2 .
13. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить следующие превращения:
а) CO
CO2
Na2CO3 CaCO3 ;
б) Si SiO2 H2SiO3
Na2SiO3 .
14. Coставить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить следующие превращения:
а) CH4
CO2 MgCO3 MgCl2 ;
б) Na2SiO3
H2SiO3
SiO2
CaSiO3 .
15. Какие полимерные кислоты образует кремний?
16. Приведите формулу оконного стекла. Написать уравнение реакции
получения оконного стекла.
17. В колбах без этикеток находятся следующие соли: хлорид натрия,
карбонат натрия и сульфат натрия. Как определить: в какой колбе какая соль?
18. Имеются три цилиндра, наполненные газами: оксидом азота (II),
оксидом углерода (II), оксидом углерода (IV). Как определить: какой газ
находится в каждом цилиндре?
19. Как доказать кислотный характер диоксида кремния?
81
20. Какой осадок образуется при добавлении к силикату натрия
раствора нитрата аммония?
Лабораторная работа № 13
Тема: Химические свойства неметаллов VA подгруппы
Цель работы: изучение химических свойств неметаллов V A подгруппы
– азота и фосфора
Краткая теория: Химические свойства неметаллов V A подгруппы и
их соединений
Азот, фосфор
Азот ( 1s22s22p3) и фосфор (1s22s22p63s23p3)
являются типичными элементами VА подгруппы. Они
7
относятся к неметаллам, являются электронными
N
аналогами, в невозбужденном состоянии имеют по 3
азот неспаренных электрона и проявляют валентность, равную
трем. У азота четыре валентные орбитали, которые могут
находиться в состоянии sp3-, sp2 -или sp- гибридизации, и
максимальная валентность азота может быть равна 4.
Фосфор на валентном уровне имеет незаполненные 3d-орбитали, поэтому
его валентность повышается до 5 и возможны sp 3d2, sp3d- и sp3 - типы
гибридизации. При химических реакциях азот и фосфор не теряют электронов и
не превращаются в катионы. Незначительное сродство к электрону объясняет
их неспособность превращаться в элементарные анионы.
В обычных условиях азот встречается в виде простого вещества N 2 бесцветный газ, без запаха, плохо растворим в воде и органических
растворителях,
tкип. = -195,8°C. Молекула N2 исключительно прочна (Едисс. = 945
кДж/моль) за счет тройной связи между атомами азота N N и поэтому N2
обладает низкой реакционной способностью.
Элементарный фосфор химически более активен, чем азот и в свободном
состоянии в природе не встречается. Атомы фосфора объединяются в
двухатомные Р2, четырехатомные Р4 и полимерные Р2n - молекулы. Молекулы
Р2 (аналогичные N2) существуют лишь при температурах выше 1000°С, распад
на атомы начинается лишь выше 2000°С. Известны несколько аллотропных
модификаций фосфора. Белый фосфор - кристаллический порошок, ядовит,
самовозгорается на воздухе при 50 °С, поэтому хранят его под водой и в
темноте. При длительном нагревании (280 - 340°С) переходит в красный
фосфор - кристаллический порошок, устойчив (температура самовозгорания
более 250 °С), не ядовит, химически инертен, используется в спичечном
производстве. Черный фосфор можно получить из белого при t=200°С и
Р=12000 атм. Черный фосфор химически устойчив, не ядовит, температура
самовозгорания более 400°С. В технике белый фосфор получают
прокаливанием фосфата кальция с углем и песком в электропечах при 1500°С :
82
2Ca3(PO4)2 + 10 C + 6 SiO2 = 6 CaSiO3 + 10 CO + P4
При обычных условиях на воздухе тонко измельченный белый фосфор
самовоспламеняется:
Р4 + 5О2 = 2Р2О5
При недостатке кислорода образуется оксид фосфора (III) :
Р4 + 3 О2 = 2Р2О3
При взаимодействии с хлором фосфор образует хлориды фосфора (III) и
(V), которые легко гидролизуются:
2Р + 3Cl2 = 2PCl3
2P +5Cl2 = 2PCl5,
PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl
Азот и фосфор при нагревании с металлами образуют нитриды и
фосфиды - электропроводные твердые термостойкие кристаллы с высокими
температурами плавления. Например, при взаимодействии с кальцием азот
образует нитрид кальция, который легко гидролизуется с образованием
аммиака NH3:
3Ca + N2 = Ca3N2
Ca3N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3
Фосфор при взаимодействии с активными металлами образует фосфиды,
например:
3Li + P = Li3P
Фосфиды разлагаются с образованием фосфина РН3 – ядовитого газа
плохо растворимого в воде:
Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3
Аммиак – бесцветный газ с резким запахом , хорошо растворим в воде и
раствор имеет щелочную среду:
NH3 + H2O
NH4OH
NH4+ + OH-
NH4OH - слабое основание, поэтому все соли аммония гидролизуются.
Соли аммония термически неустойчивы и при нагревании разлагаются:
(NH4)3PO4
3NH3 + H3PO4
NH4NO3
N2O + 2H2O
NH4NO2
N2 + 2H2O
C кислородом азот образует целый ряд оксидов, отвечающих степеням
окисления: +1, +2, +3, +4, +5. Далее, в таблице 1, приведена характеристика
этих оксидов и их свойств.
Высшие оксиды азота являются кислотными и, соединяясь с водой,
образуют следующие кислоты:
N2O3 + H2O = 2HNO2
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
N2O5 + H2O = 2HNO3
Азотистая кислота непрочная и при нагревании разлагается по уравнению
83
2HNO2 = NO + NO2 + H2O
Азот проявляет различные степени окисления и для его соединений
характерны окислительно-восстановительные реакции (см. диаграмму
Латимера для азота).
Соли азотистой кислоты (нитриты) разлагаются при действии сильных
кислот:
2KNO2 + H2SO4 = K2SO4 + NO + NO2 + H2O
В кислой среде под действием анионов-окислителей (ClO3--, MnO4,
Cr2O72) нитриты окисляются по схеме
NO2- + H2O - 2e = NO3- + 2H+ ( NO3-/ NO2- = 0,93 В),
а при действии восстановителей (I -, S2-, Fe2+ и т.д.) - восстанавливаются :
NO2- + 2H+ - 1e =NO + H2O ( NO2- / NO = 0,99 В)
Наиболее важными соединениями азота являются азотная кислота и её
соли - нитраты. С химической точки зрения HNO3 - сильная кислота и сильный
окислитель. В зависимости от концентрации HNO 3 и химической активности
реагирующего с ней вещества продукты восстановления самой кислоты могут
быть разными. Металлы, стоящие правее водорода, восстанавливают азотную
концентрированную кислоту до NO2, а разбавленную - до NO по схемам:
NO3- (конц.) + 2H+ + 1e
NO2 + H2O
+
NO3 (разб.) + 4H + 3e
NO + 2H2O
Степень
окисления
Получение и свойства оксидов азота
Формула и
Внешний вид
название
Растворимость
Получение
в воде
Свойства
Несолеобразующие оксиды
+1
+2
+3
+4
+5
N2O
+
оксид
азота(I)
NO
+
оксид
азота (II)
Бесцветный газ со Хорошо
сладким запахом
растворим
N2O3
+
оксид
азота (III)
Темно-синяя
Плохо
жидкость при низких растворим,
темпера турах
разлагается
NO2
+
оксид
азота(IV)
Бурый
газ
характерным
запахом,
очень ядовит
N2O5
+
оксид
азота (V)
Бесцветные
прозрачные
Растворим
нестойкие кристаллы
Плохо
растворим
Бесцветный газ
с
Растворим
Разложением NH4NO3
700°С
2N2O
2N2+O2
Промышленное. окисление NH3
или действием 30 % -ной HNO3 на медь
(лабораторный способ)
Солеобразующие оксиды
2NO+O2=2NO2
2NO+2SO2 = 2SO3 + N2
-
N2O3=NO+NO2;
N2O3+2NaOH 2NaNO2+H2O;
2NO2
N2O4;
2NO2+H2O = HNO2+HNO3;
Промышленное окисление NO или
3NO2+H2O = 2HNO3+NO;
действием
конц.HNO3
на
медь
4NO2+2H2O+O2= 4HNO3;
(лабораторный способ)
2NO2+2NaOH=NaNO2+NaNO3+H2O;
Обезвоживанием
2HNO3+P2O5= 2HPO3 + N2O5
N2O5+H2O = 2HNO3;
Диаграмма Латимера для азота:
а) в кислой среде
0.93
NO3-
0.81
1.07
NO2
0.99
1.59
NO
HNO2
1.77
N2O
1.87
N2
-3.09
NH3OH+
1.46
-1.26
N2H5+
1.24
HN3
NH4+
б) в щелочной среде
-0,86
NO3
-
+ 0,88
N2O4
(NO2)
-0,46
NO2-
+0,76
NO
+0,16
NH3
+0,94
N2O
-3,4
N2
+0,73
N2H4
N3-2,86
NH2OH
Активные металлы восстанавливают концентрированную HNO 3 до N2O
или N2:
2NO3-(конц.) + 10 H+ + 8e
N2O + 5H2O
+
2NO3 (конц.) + 12H + 10e
N2 + 6H2O,
а разбавленную кислоту HNO3 - до солей аммония:
NO3-(разб.) + 10H+ + 8e
NH4+ + 3H2O
То есть чем более разбавлена азотная кислота и чем активнее металл, тем
глубже идет реакция восстановления. Следует учитывать, что наряду с
основным продуктом образуются примеси других продуктов восстановления.
Концентрированная азотная кислота пассивирует чистое железо, хром и
алюминий, так как на поверхности металлов образуются плотные оксидные
пленки этих металлов, препятствующие протеканию реакции. Металлы Au, Pt,
Ir, Rh, Na, Te, Nb с азотной кислотой не взаимодействуют. Другие металлы при
окислении азотной кислоты обычно образуют нитраты. Важнейшее их свойство
- способность разлагаться при нагревании по следующим схемам:
левее Mg
Me(NO3)n
от Mg до Cu
правее Cu
Me(NO2)n + O2
MeO + NO2 + O2
Me + NO2 + O2
Неметаллы обычно восстанавливают HNO3 до NO , сами при этом
окисляются ею до соответствующих кислот (сера - до H2SO4, уголь - до H2CO3,
фосфор - до H3PO4).
86
Фосфор образует с кислородом два оксида: (Р2О3)2 – оксид фосфора (III) и
(Р2О5)2 – оксид фосфора (V). Характер оксидов кислотный, им соответствуют
кислоты: фосфористая (Н3РО3) и ортофосфорная (Н3РО4), метафосфорная
(НРО3)n.
Окислительно-восстановительные
свойства
соединений
фосфора
отражены в диаграмме Латимера для фосфора.
Диаграмма Латимера для фосфора
а) в кислой среде
-0,276
-0,50
-0,51
-0,06
H3PO4
H3PO3
H3PO2
P
PH3
б) в щелочной среде
-1,3
-1,665
32PO4
HPO3
-1,82
H2PO2
-
-0,874
P
PH3
Оксид фосфора (III) Р2О3, растворяясь в холодной воде, образует
фосфористую кислоту: Р2О3 + 3Н2О (холодная) = 2Н3РО3, обладающую как
восстановительными, так и окислительными свойствами.
При действии таких сильных окислителей, как кислород, галогены,
положительные ионы металлов, в том числе благородных металлов, она
окисляется до фосфорной кислоты H3PO4. При действии сильных
восстановителей, таких как щелочные и щелочноземельные металлы, цинковая
пыль и др., Н3РО3 восстанавливается до фосфина РН3. Фосфин - чрезвычайно
ядовитый газ, сильный восстановитель, на воздухе самопроизвольно
воспламеняется:
PH3 + 2O2 = H3PO4
Соли фосфористой кислоты называются фосфитами, соли фосфорной
кислоты - фосфатами.
Оксид фосфора (V) - Р2О5 - белое кристаллическое вещество, типичный
кислотный оксид, может присоединять одну, две или три молекулы воды,
образуя соответственно три типа кислот:
P2O5 + H2O = 2HPO3 (метафосфорная кислота)
P2O5 + 2H2O = H4P2O7 (дифосфорная кислота)
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (ортофосфорная кислота)
Наибольшее значение имеет ортофосфорная кислота Н3РО4 - белое,
твердое вещество. Это кислота средней силы,диссоциирует ступенчато
(К1=7,6 10-3; К2 = 6,2 10-3 ; К3 = 4,4 10-13 ), растворима в воде, образует три
типа солей: дигидрофосфаты (NaH 2PO4), гидрофосфаты (Na2HPO4) и
ортофосфаты (Na3PO4).
В водных растворах фосфаты гидролизуются. Все дигидрофосфаты
растворимы в воде. Из гидрофосфатов и фосфатов в воде растворимы только
соли щелочных металлов и аммония.
87
Вопросы для подготовки к занятию
1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени
окисления.
2. Свойства простых веществ – неметаллов:
- окислительная и восстановительная активность неметаллов, значения
стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для процессов
окисления и восстановления;
- взаимодействие с металлами;
- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими
неметаллами;
- отношение к воде, водным растворам щелочей, водным растворам
кислот, окисляющим H+ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4, H3PO4,
RCOOH и другими);
- взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и
концентрированной HNO3.
3. Свойства оксидов и кислот неметаллов VA подгруппы:
- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном
растворе;
- взаимодействие с основаниями и основными оксидами.
4. Свойства солей кислот - неметаллов VA подгруппы:
- растворимость в воде, гидролиз;
- взаимодействие с сильными кислотами;
- взаимодействие с сильными основаниями.
5. Окислительно-восстановительные свойства соединений неметаллов VA
подгруппы.
6. Нахождение в природе и получение простых веществ – неметаллов.
7. Получение и применение неметаллов VA подгруппы и их соединений.
Экспериментальная часть
Опыт 1.Свойства солей и гидроксида аммония
а) В пробирку внести 2-3 капли раствора соли аммония и добавить 2-3
капли 2 н раствора гидроксида натрия.Слегка нагреть пробирку и над ее
отверстием подержать влажную универсальную индикаторную бумажку. По
запаху и по изменению цвета индикаторной бумажки убедитесь в выделении
аммиака и образовании гидроксид – ионов. Написать в молекулярной и ионной
форме уравнения реакций.
б) На предметное стекло поместить три кусочка универсальной
индикаторной бумаги и нанести на них по 1 капле растворов солей: хлорида
аммония, нитрата аммония и ацетата аммония. Определить pH растворов солей.
Объяснить. Написать в молекулярной и ионной форме уравнения реакций
гидролиза солей.
88
Опыт 2.Получение и свойства оксида азота (III)
Внести в пробирку 3-4 капли насыщенного раствора нитрита калия и
добавить 1 каплю 2 н раствора серной кислоты.
Отметить появление в растворе голубой окраски N2O3, который является
ангидридом неустойчивой азотистой кислоты. Объяснить образование над
раствором бурого газа. Написать уравнения реакций взаимодействия нитрита
калия с серной кислотой и распада образовавшегося оксида N2O3 на NO и NO2 .
Опыт 3.Окислительно–восстановительные свойства нитритов
а) Налить в пробирку 2-3 капли раствора иодида калия, подкислить его 1
каплей разбавленной H2SO4 добавить несколько капель раствора NaNO2.
Наблюдать выделение свободного йода. Убедиться в этом с помощью
крахмала. Записать уравнения реакций.
б) К 2-3 каплям раствора KMnO4 , подкисленного 1 каплей разбавленной
H2SO4, прилить 2-3 капли NaNO2 . Жидкость обесцвечивается в результате
перехода ионов MnO4- в Mn2+ . Записать уравнение реакции.
Указать, в каком случае нитрит – ион является окислителем, в каком –
восстановителем. Почему нитриты могут проявлять как окислительные, так и
восстановительные свойства
Опыт 4.Окислительные свойства азотной кислоты
(демонстрационный)
а) Внести в три пробирки по 3-4 капли концентрированной азотной
кислоты (массовая доля 65,3 %, плотность 1,4 г/см 3). В первую пробирку
поместить кусочек цинка, во вторую – кусочек олова, в третью – меди. Какой
газ выделится Отметить наблюдения. Записать уравнения реакций, учитывая,
что в реакции с цинком образуется Zn(NO3)2 , с оловом – метаоловянная
кислота H2SnO3 , с медью – Cu(NO3)2.
б) В пробирку внести 2 капли раствора разбавленной азотной кислоты
(массовая доля 20,23 %, плотность 1,12 г/см 3) и 2 капли воды. Размешать
полученный раствор и добавить в него кусочек медной стружки. Пробирку
слегка подогреть. Отметить наблюдения, сравнить результат с предыдущим
опытом 4а. Какой газ выделяется Написать уравнение реакции.
Опыт 5.Термическое разложение нитрата калия
(демонстрационный)
В пробирку поместить несколько кристалликов нитрата калия. Пробирку
нагревать на пламени горелки до расплавления соли и начала выделения
пузырьков газа. Внести в пробирку тлеющую лучинку. Какой газ выделяется?
Продолжить нагревание до полного прекращения выделение пузырьков газа.
Доказать образование нитрата калия при разложении. Для этого после
охлаждения пробирки внести в нее 5-6 капель воды и, помешивая стеклянной
палочкой, растворить твердый остаток. По 2-3 капли полученного раствора
внести в две пробирки и провести опыт 3а и опыт 3б.
89
Отметить наблюдения. Написать уравнения реакций.
взаимодействовать нитрат калия с перманганатом калия?
Может
ли
Опыт 6.Получение и свойства оксида фосфора (V)
В фарфоровую чашку, поставленную на асбестовую сетку, положить 0,4 –
0,5 г красного фосфора. Над чашкой в штативе укрепить сухую воронку (на 0,5
м от сетки). Зажечь фосфор нагретой стеклянной палочкой. На стенках воронки
в виде белоснежной массы осаждается P2O5. Когда фосфор сгорит, вставить
воронку в кольцо штатива и оставить на некоторое время. Что происходит?
Почему? Воронку с P2O5 промыть водой, собирая промывные воды в стакан. К
полученному раствору добавить индикатор – метилоранж. Что наблюдается?
Записать уравнения реакций образования оксида фосфора (V), его
взаимодействия с водой; уравнение ступенчатой диссоциации ортофосфорной
кислоты.
Опыт 7.Гидролиз солей ортофосфорной кислоты
На предметное стекло поместить три кусочка универсальной
индикаторной бумаги и нанести на них по 1 капле растворов солей:
ортофосфата натрия, гидрофосфата натрия и дигидрофосфата натрия.
Определить pH – растворов солей, сравнив окраску индикаторной бумаги
со шкалой. Объяснить, почему растворы имеют разную кислотность.
Записать уравнения процессов, протекающих в растворах указанных
солей.
Опыт 8.Осаждение фосфатов железа (III) и алюминия
В две пробирки внести по 3-4 капли растворов солей: в первую – хлорида
железа (III), во вторую – хлорида или сульфата алюминия. Добавить в каждую
пробирку по 2-3 капли растворов ацетата натрия и гидрофосфата натрия
Na2HPO4 . Отметить цвета выпавших осадков. Написать уравнения реакций,
учитывая, что в присутствии ацетата натрия образуются средние соли: фосфат
железа (III) и фосфат алюминия, нерастворимые в уксусной кислоте.
Контрольные вопросы
1. Почему свободный фосфор (в отличие от его аналога - азота) не
встречается в природе?
2. Какие ионы присутствуют в растворе ортофосфорной кислоты?
3. Какова графическая формула и основность H3PO4? Как называются
соли этой кислоты?
4. Какова графическая формула и основность HPO3? Как называются соли
этой кислоты?
5. Какова графическая формула и основность H2P4O7?
6. Какие соединения называются фосфидами? Привести формулы:
а) фосфида магния; б) фосфида алюминия; в) фосфида бария.
90
7. Фосфин можно получить действием KOH на аналог иодида аммония иодид фосфония. Составить уравнение этой реакции.
8. При сильном нагревании ортофосфорная кислота превращается в
метафосфорную. Написать уравнение реакции.
9. Написать формулы:
а) дигидрофосфата магния;
б) гидрофосфата магния;
в) ортофосфата магния;
г) гидрофосфата железа (II);
д) ортофосфата железа (II);
е) гидрофосфата железа (III);
ж) ортофосфата железа (III);
з) дигидрофосфата железа (II);
и) дигидрофосфата железа (III).
10. 1моль гидроксида кальция добавлен в первом случае к раствору,
содержащему 1 моль H3PO4 , а во втором – к раствору, содержащему 2 моль
H3PO4 . Каков состав солей в обоих случаях?
11. Химическим анализом установлен следующий состав соли: H6NPO4 .
Как видоизменить эту формулу, чтобы было понятно, что это действительно
соль? Назвать соль и написать уравнение ее диссоциации.
12. 100 г метафосфорной кислоты растворили при нагревании в 50 мл
воды. Какое вещество получилось и какова его массовая доля (в %) в растворе?
13. Почему при реакции цинка с разбавленной HNO3 аммиак не
выделяется в виде газа?
14. Подобрать коэффициенты в следующих уравнениях:
а) Fe + HNO3
Fe(NO3)3 + NH4NO3 + H2O
б) Zn + HNO3 Zn(NO3)2 + N2O + H2O
в) H2S + HNO3 S + NO2 + H2O
15. Как различить растворы нитрита и нитрата
16. Какова наивысшая теоретически возможная концентрация (%) HNO3,
получаемой по реакции:NH3 + 2O2 = HNO3 + H2O
17. Сколько литров NH3 при н.у. надо растворить в 1 л воды для
получения 10%- ного раствора аммиака
18. В равновесной системе:
N2 + 3H2
2NH3
концентрации H2 и N2 равны соответственно 2 и 3 моль/л. Константа
равна 2,25. Определить равновесную концентрацию аммиака.
19.
Написать
уравнения
реакций,
отвечающих
следующим
превращениям:
N2 NH3 NO
NO2
HNO3 NH4NO3
20. При 20 С в 1 л воды растворяется 6,8 10-4 моль азота. Сколько
молекул азота содержится в 1л такого раствора?
21. Масса 167 мл (н.у.) азота составляет 0,21 г Определить число атомов в
молекуле азота.
91
22. Карбонат аммония уже при комнатной температуре, выделяя аммиак,
превращается в гидрокарбонат аммония. Составить уравнение этой реакции.
23. Раскаленный уголь, брошенный в концентрированную HNO3,
продолжает гореть; при этом выделяется бурый газ и газ, образующий с
известковой водой белый осадок. Написать уравнение реакции.
24. Составить графические формулы следующих солей: Zn(NO3)2,
Al(NO2)3, KNO3 . Назвать соли.
25. Сколько граммов 63%-ной HNO3 можно получить из 170 г NaNO3
Лабораторная работа № 14
Тема: Химические свойства неметаллов VIA подгруппы
Цель работы: изучение химических свойств неметаллов VIA подгруппы
на примере серы
Краткая теория: Химические свойства неметаллов VIA подгруппы и
их соединений. Сера
Элементы кислород, сера, теллур и полоний
16
составляют главную подгруппу VI группы периодической
S
системы Д.М.Менделеева. Валентный слой этих
элементов содержит 6 электронов ns2np4, т.е. на 2
сера
электрона меньше, чем у соответствующих элементов
нулевой группы.
Кислород, по терминологии Менделеева, относится к типическим
элементам. Его валентные состояния ограничены возможностью образования
двух единичных связей в соответствии с наличием у атома двух неспаренных
электронов.
Аналоги кислорода (сера, селен и теллур) имеют свободные квантовые
ячейки на d-энергетических подуровнях и при возбуждении атомов способны
заполнять электронами d-орбитали. Поэтому S, Se и Те способны проявлять
степени окисления +2, +4 и +6, и, как кислород, они проявляют валентность-2.
Атом серы в максимально возбужденном состоянии изображается схемой
S* ….3s13p33d2 .
Удаление электрона из атома серы требует затраты энергии:
Н = + 239 ккал/моль. Присоединение же двух электронов происходит
значительно легче:
S + 2ē
S2Н = + 79 ккал/моль
Поэтому сера (аналогично селен и теллур), подобно кислороду, в
бинарных соединениях чаще находится в состоянии S2-. Для серы такими
соединениями будут сульфиды, для кислорода – оксиды. Сера образует
соединения ковалентного характера с фтором и кислородом: SF6, SO2, SO3.
В низших ковалентных состояниях сера входит в состав белков, образуя
сульфидные мостики, которые определяют наряду с другими факторами
высшую пространственную организацию белковой молекулы в живом
организме. Большие количества соединений серы высшей валентности (H2SO4)
синтезируются и используются в основном в химической промышленности.
92
Селен, теллур и их соединения приобрели большое значение как
полупроводниковые материалы.
Рассмотрим основные свойства свободной серы и её соединений в разных
валентных состояниях.
Молекула серы состоит из 8 атомов, расположенных не в плоскости, а в
пространстве. Пространственная конфигурация молекулы серы имеет вид колец
(рисунок).
Сера существует в виде нескольких модификаций. При комнатной
температуре и до 96 С устойчива ромбическая модификация. При 96 С
ромбическая сера превращается в моноклинную, которая плавится при 119,2 С.
При более высокой температуре плавления сера представляет собой
подвижную желтую жидкость. С повышением температуры выше 160 С
вязкость возрастает, достигая максимума при 187 С. Одновременно сера
темнеет. В это время кольца серы начинают разрываться, причем кольцевые
атомы сцепляются друг с другом, образуя длинные цепи, содержащие до 106
атомов.
Пространственная конфигурация молекулы S8
При 200 С сера похожа на темно-коричневую очень вязкую смолу. Выше
200 С цепочки серы рвутся, длина макромолекул уменьшается и вязкость снова
уменьшается. Жидкость становится подвижной, но темная окраска сохраняется
до 445 С. При 445 С сера кипит, образуя желто-оранжевые пары При
спектральном изучении строения молекул серы в газообразной фазе было
доказано существование молекул от S8 до S2 с преобладанием молекул с
четным числом атомов. При температуре выше 2000 С пары серы переходят в
одноатомное состояние –S.
Сера взаимодействует при нагревании с большинством металлов, образуя
сульфиды – соли сероводородной кислоты.
2Al + 3S → Al2S3
Высоким сродством сера обладает по отношению к металлам IБ и IIБ
подгрупп. Например, с ртутью она взаимодействует при комнатной
температуре.
93
С более активными неметаллами (кислород, галогены) сера проявляет
восстановительные свойства, например на воздухе горит:
S + O2 → SO2
В воде и водных растворах кислот, окисляющих ионом H+, сера
устойчива и нерастворима. В концентрированных растворах щелочей при
кипячении сера растворяется и диспропорционирует на сульфид и сульфит:
3S + 6 NaOH → 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
Растворами азотной и концентрированной серной кислоты элементарная
сера окисляется: S + 6HNO3 → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
Сероводород – аналог воды. В этом состоянии сера двухвалентна. Раствор
сероводорода в воде – слабая двухосновная сероводородная кислота. Первая и
вторая константы электролитической диссоциации:
1 стадия:
H2S
H+ + HS-
2 стадия:
HS-
H+ + S2-
[H+][HS-]
K1= _______________ = 0,87
[H2S]
[H+][S-2]
10-7;
K2= __________________ = 0,79
[HS-]
10-13
Как ни мала первая константа диссоциации сероводородной кислоты, она
все же в миллиард раз больше константы диссоциации воды:
KH2O=1,8 10-16.
Поскольку сероводородная кислота H2S двухосновная, она образует два
типа солей: сульфиды Me IIS и гидросульфиды MeIHS.
В состоянии окисления ( +4) сера образует оксид – SO2 , сернистую
кислоту – H2SO3 и ее соли – сульфиты. Диоксид серы и сернистая кислота
проявляют слабые кислотные свойства, поэтому растворимые средние соли –
сульфиты щелочных металлов –гидролизованы по аниону и имеют щелочную
реакцию в водном растворе. Большинство средних солей – сульфитов плохо
растворимы. Кислые соли-гидросульфиты лучше растворяются в воде и их
растворы имеют слабокислую среду.
В высшей степени окисления (+6) сера образует оксид—SO3 и серную
кислоту H2SO4, которые обладают сильнокислотными свойствами.
Большинство ее солей - сульфатов - хорошо растворимы в воде. Исключением
являются плохо растворимые сульфаты щелочноземельных металлов,
свинца(II).
Окислительно-восстановительные свойства соединений серы отражены в
диаграмме Латимера. В степени окисления (-2) соединения серы – сероводород
и сульфиды - проявляют только восстановительные свойства. Например,
сероводород горит с образованием диоксида серы:
2 H2S + 3 O2 → 2SO2 + 2H2O
94
Диаграмма Латимера для серы
а) в кислой среде:
+0,302
+0,364
+ 0,161
H2SO4
+0,169
H2SO3(p)
SO2(г)
+0,45
S
+0,144
+ 0,174
+ 0,451
H2S(p)
H2S(г)
+0,309
б) в щелочной среде:
- 0,602
2-
SO4
- 0,93
2-
SO 3
- 0,066
S
- 0,476
- 0,444
HS
S
-
2-
- 0,674
Cерная кислота является окислителем. Причем разбавленная кислота
окисляет ионом H+. Сульфат-ион проявляет окислительные свойства при
высоких концентрациях в сильно кислой среде. Концентрированная серная
кислота окисляет большинство металлов, стоящих в ряду стандартных
окислительно-восстановительных потенциалов металлов левее серебра.
Некоторые металлы (Al, Cr, Fe, Co, Ti и другие) пассивируются на холоде
концентрированной серной кислотой. Продуктами реакции являются соль
металла, вода и продукты восстановления серы (+6): SO2, S или H2S. Например:
Mg + H2SO4 → MgSO4 + SO2 + H2O
Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2S + H2O
Концентрированная серная кислота окисляет неметаллы:
S + 2H2SO4 → 3SO2 + 2H2O,
а также обладает водоотнимающим, обугливающим действием по
отношению к органическим веществам.
Соединения серы в промежуточной (+4) степени окисления проявляют
двойственные окислительно-восстановительные свойства.
Вопросы для подготовки к занятию
1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени
окисления.
95
2. Свойства простых веществ – неметаллов VIA подгруппы:
- окислительная и восстановительная активность неметаллов, значения
стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для процессов
окисления и восстановления;
- взаимодействие с металлами;
- взаимодействие с кислородом, галогенами, азотом и другими
неметаллами;
- отношение к воде, водным растворам щелочей, водным растворам
кислот, окисляющим ионом H+ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4, H3PO4,
RCOOH и другим);
- взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и
концентрированной HNO3.
3. Свойства оксидов и кислот неметаллов VIA подгруппы:
- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном
растворе;
- взаимодействие с основаниями и основными оксидами.
4. Свойства соединений неметаллов VIA подгруппы с водородом.
5. Свойства солей, образуемых кислотными соединениями неметаллов
VIA подгруппы:
- растворимость в воде, гидролиз;
- растворимость в кислотах.
6. Окислительно-восстановительные свойства соединений неметаллов
VIA подгруппы.
7. Нахождение в природе и получение простых веществ – неметаллов.
8. Получение и применение неметаллов VIA подгруппы и их соединений.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Сероводород и его свойства
а) Получение сероводорода и его горение
Пробирку, на 1/3 наполненную мелкими кусочками сернистого железа,
закрепить в штативе. Добавить в нее концентрированной хлороводородной кислоты
(плотность 1,19 г/см3). Быстро закрыть пробирку пробкой с отводной трубкой.
Выделяющийся газ зажечь у конца отводной трубки. Над пламенем горящего газа
подержать смоченную дистиллированной водой индикаторную бумажку. Объяснить
изменение ее цвета. Отметить наблюдаемые явления. Написать уравнения реакций:
- получения сероводорода;
- полного сгорания сероводорода;
- взаимодействия с водой газа, полученного при горении сероводорода.
Указать, какая из этих реакций относится к окислительно-восстановительной.
б) Растворение сероводорода в воде
В пробирку с сульфидом железа (II) добавить концентрированной
хлороводородной кислоты (плотность 1,19 г/см3). Закрыть пробирку пробкой с
изогнутой трубкой. Выделяющийся сероводород направить в пробирку,
96
наполненную дистиллированной водой. Добавить в полученную сероводородную
воду индикатор.
Отметить и объяснить изменение цвета индикатора, указав, что собой
представляет водный раствор сероводорода. Написать уравнения диссоциации
сероводородной кислоты и выражения констант диссоциации по 1-ой и по 2-ой
ступени. Выписать их значения из таблицы. Сделать вывод о свойствах
сероводородной кислоты.
в) Восстановительные свойства сероводорода
В две пробирки внести растворы: в первую - 5 капель перманганата калия и
2 капли 2н. раствора серной кислоты, во вторую - 5 капель дихромата калия и 2
капли 2н. раствора серной кислоты. В каждую из пробирок добавлять по каплям
сероводородную воду до изменения окраски растворов и помутнения вследствие
выделения серы.
Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая, что MnO4--ион
переходит в ион Mn2+ , а дихромат-ион (Cr2O72-) восстанавливается до Cr3+.
Опыт 2. Получение малорастворимых сульфидов
В первую пробирку внести 2 - 3 капли раствора сульфата марганца(II), во
вторую пробирку - 2 - 3 капли раствора нитрата свинца(II). В каждый раствор
добавить, по 2 - 3 капли сульфида аммония. Наблюдать выпадение осадков
сульфида марганца(II) и сульфида свинца(II). К полученным осадкам прибавить по
2 - 3 капли 2н. раствора азотной кислоты.
Какой сульфид растворился? Возможно ли его образование в кислой среде?
Написать уравнения реакций получения сульфидов марганца(II) и свинца(II) в
молекулярном и ионном виде. Указать цвет осадков.
Написать уравнение реакции растворения MnS в кислоте. Пользуясь
значениями ПРMnS и ПРPbS, а также констант диссоциации сероводородной
кислоты, рассчитать константы равновесия для процессов растворения сульфида
свинца(II) и сульфида марганца(II) в кислоте. Сделать вывод о направлении
протекания указанных реакций.
В две другие пробирки с растворами тех же солей марганца(II) и свинца(II)
добавить по 3 - 4 капли сероводородной воды. В каком случае образование осадка
не наблюдалось? Почему?
Объяснить различные результаты действия H2S и (NН4)2S на соль марганца
и образование осадка PbS в обоих случаях.
Образование черного осадка PbS может служить реакцией обнаружения иона
2+
Pb или сероводорода.
Опыт 3. Получение диоксида серы и его растворение в воде
В колбу поместить кристаллический сульфит натрия (Na2SO3), добавить
6-8 капель 4 н. раствора серной кислоты и быстро закрыть пробкой с отводной
трубкой. Выделяющийся газ пропустить в пробирку с дистиллированной водой
в течение 2-3 мин. Если выделение газа идет недостаточно энергично, пробирку
97
осторожно подогреть. Проверить универсальным лакмусом рН раствора. На
какие свойства водного раствора SO2 указывает окраска лакмуса?
Написать уравнения реакций:
Na2SO3 + H2SO4
SO2 + H2O
Сохранить раствор SO2 для следующего опыта.
Опыт 4. Окислительные и восстановительные свойства соединений
серы (IV)
а) Окислительные и восстановительные свойства SO2.
В две пробирки, одна из которых с сероводородной (а), другая с иодной
водой (б) (по 3-5 капель), добавить по несколько капель водного раствора SO2.
Отметить происходящие изменения в растворах. Написать уравнения
соответствующих реакций и указать, какие свойства проявляет диоксид серы в
том и другом случае.
Раствор SO2
Раствор SO2
Раствор H2S в воде
Раствор I2 в воде
а)
H2S + SO2
б)
I2 +SO2
б) Восстановительные свойства SО 32- - иона.
В пробирку, содержащую 5-6 капель раствора перманганата калия и 3-4
капли 2н раствора азотной кислоты, прибавить несколько кристалликов
сульфита натрия. Отметить обесцвечивание раствора в связи с переходом иона
MnO 4 в ион Mn2+.
Na2SO3 (крист.)
2н HNO3 (3-4 капли)
KMnO4 (5-6 капли)
KMnO4 + HNO3 + Na2SO3
…
Данная реакция может служить реакцией открытия иона SO 32- в
отсутствии других восстановителей. В какое соединение при этом перешел
сульфит натрия? Учитывая, что сульфит бария растворим в азотной кислоте, а
сульфат бария нерастворим, убедиться в переходе иона SO 32- в ион SO42-, для
чего в полученный раствор добавить 1-2 капли 2н азотной кислоты и столько
98
же раствора хлорида бария. Какое соединение выпало в осадок? Отметить
наблюдаемые явления и написать уравнения всех протекающих реакций.
Опыт 5. Дегидратирующие свойства серной кислоты
а) Обугливание бумаги.
На листочке фильтрованной бумаги с помощью стеклянной палочки
сделать надпись 2 н.раствором серной кислоты. Бумагу просушить, держа
высоко над пламенем горелки. Отметить и объяснить почернение. Какое
свойство проявляет серная кислота в этом опыте?
б) «Черная колонна» (демонстрационный).
В стаканчик объемом 100 мл поместить 10-15 гр сахарозы (С12Н22О11) или
глюкозы (С6Н12О6), поместить стеклянную палочку длиной приблизительно 30
см. Прилить по палочке 10 мл 4н.серной кислоты, энергично перемешать
палочкой, оставить палочку в стакане вертикально. Через некоторое время
содержимое стакана начнет увеличиваться в объеме. Написать уравнения
реакций. Объяснить образование газа с резким запахом. Составить уравнения
реакций.
С6Н12О6 + Н2SО4
С12Н22О11 +Н2SО4
С + H2SO4
Опыт 6. Взаимодействие серной кислоты с металлами
а) Взаимодействие разбавленной серной кислоты с металлами
В три пробирки внести 5-8 капель 2 н. раствора серной кислоты и по 2-3
кусочка металлов: в первую – цинка, во вторую – железа, в третью – меди. Если
реакция идет медленно, слегка подогреть пробирки небольшим пламенем
горелки. В каком случае реакция не идет? Почему? Написать уравнения
протекающих реакций. Какой элемент в этих реакциях является окислителем?
5-8 капель
2н H2SO4
Zn
5-8 капель
2н H2SO4
Fe
5-8 капель
2н H2SO4
Cu
б) Взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком.
В пробирки поместить немного цинковой пыли и налить 5-10 капель
концентрированной серной кислоты (плотность 1,84 г/см 3). Пробирку нагреть
99
над небольшим пламенем спиртовки. Над пробиркой подержать
фильтровальную бумагу, смоченную раствором ацетата или нитрата свинца.
Объяснить появление темного пятна на этой бумаге. Описать наблюдаемые
явления. Написать уравнения реакции взаимодействия концентрированной
серной кислоты с цинком с образованием сероводорода.
в) Взаимодействие концентрированной серной кислоты с медью.
В пробирку поместить 1-2 кусочка медной стружки и прилить 5-10 капель
концентрированной серной кислоты (плотность 1,84 г/см 3). Пробирку слегка
нагреть над пламенем спиртовки.
H2SO4
(конц)
Cu
Влажную синюю лакмусовую бумажку подержать над про
биркой. Отметить изменение цвета лакмусовой бумажки.
По запаху (осторожно!) определить какой газ выделяется.
Содержимое пробирки выпарить, охладить и растворить,
прибавив в пробирку 8-10 капель дистиллированной воды.
Перенести пипеткой некоторое количество раствора в
чистую пробирку. Отметить окраску раствора. Для какого
иона характерна эта окраска? Описать наблюдаемые явле
ния. Ответить на поставленные вопросы. Написать уравне
ние реакции и указать, какой элемент в молекуле серной
кислоты является окислителем?
Опыт 7. Различная растворимость сульфита и сульфата бария в
кислоте
В двух пробирках получить обменной реакцией сульфит и сульфат бария,
для чего взять по 3-4 капли растворов соответствующих солей Na2SO3 или
Na2SO4 и BaCl2. Наблюдать образование осадков в обеих пробирках. Сравнить
растворимость сульфита и сульфата бария в кислоте, добавив в обе пробирки
по 1-2 капли 2 н. соляной кислоты. Что наблюдается? Можно ли этой реакцией
различить ионы SO 32 и SO 24 . Написать уравнения реакций получения сульфата
и сульфита бария и растворения последнего в кислоте.
Опыт 8. Восстановительные свойства тиосульфата натрия
В две пробирки внести раздельно по 5-6 капель бромной и иодной воды.
В обе пробирки добавить по несколько капель тиосульфата натрия до
обесцвечивания растворов.
Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что бром окисляет
тиосульфат до сульфата, при этом в реакции участвует вода. (Выделяющаяся
сера является продуктом побочной реакции.) Йод окисляет тиосульфат до
тетратионата Na2S4O6. В какую степень окисления переходит при этом бром и
иод? Может ли хлорная вода окислить тиосульфат натрия? Ответ
мотивировать, используя окислительно-восстановительные потенциалы.
100
Опыт 9. Качественное определение ионов SO 32 , SO 24 , S 2 O 32 , S 2 и их
открытие
Получить у преподавателя сухую соль, растворить ее в дистиллированной
воде и размешать стеклянной палочкой. Установить любыми известными вам
реакциями, является ли данная соль сульфитом, сульфатом, тиосульфатом или
сульфидом. (В каждом отдельном случае брать 5-6 капель исходного раствора.)
Описать методику работы и наблюдаемые явления, на основании которых
сделать вывод о присутствии или отсутствии каждого иона. Записать уравнения
соответствующих реакций.
Контрольные вопросы
1.Написать электронные формулы атомов серы, селена и теллура в
невозбужденном и возбужденном состояниях.
2. В какой степени окисления сера может быть: а) только окислителем;
б) только восстановителем? Написать соответствующие электронные
формулы. Привести примеры реакций.
3. В какой степени окисления сера может быть окислителем и
восстановителем? Привести примеры соответствующих реакций.
4. Написать уравнения ступенчатой диссоциации сероводородной
кислоты. Как будет смещаться равновесие при прибавлении: а)
хлороводородной кислоты; б) нитрата свинца (II); в) щелочи?
5. Какие вещества будут получаться при взаимодействии FeS: а) с
хлороводородной кислотой, б) концентрированной азотной кислотой? Написать
соответствующие уравнения реакций.
6. Написать формулы: а) двух различных сульфидов, нерастворимых в
воде и растворимых в кислой среде; б) двух сульфидов, нерастворимых в
нейтральной и кислой среде. Составить уравнения реакций их получения и
растворения в кислоте.
7. Написать уравнения реакций получения сернистого газа тремя
различными способами. В каком состоянии гибридизации находится атом серы
в молекуле SO2? Какова в связи с этим геометрическая структура молекулы?
8. Какие ионы получатся при пропускании SO2: а) в чистую воду; б) в
воду, содержащую Cl2? Написать соответствующие уравнения в ионном виде.
9. Какая соль - K2SeO3 или K2SO3 имеет большую степень гидролиза в
водном растворе одинаковой концентрации?
10. Написать графическую формулу тиосульфата натрия, указать степени
окисления серы в этом соединении и объяснить его неустойчивость в кислой
среде.
11. Можно ли в качестве осушителя для сероводорода, бромоводорода и
йодоводорода применить концентрированную серную кислоту? Ответ
мотивировать, написать соответствующие уравнения реакций.
12. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций:
а) (NH4)2S +FeCl2
101
б) H2S +FeCl3
в) H2SO4 (конц.) +Zn
13. Дописать уравнения реакций и расставить коэффициенты:
а) H2S + HNO3 (конц.)
б) K2Cr2O7 + Na2S +H2SO4
S +Cr2 (SO4)3 +…
в) Na2SO3 +Zn +HCl (разб.)
г) H2SO3 +KMnO4 Mn2+ +…
д) FeSO4 + K2S2O8
Fe3+ +…
14. Назовите аллотропные модификации серы. Каковы температуры
фазовых переходов?
15. Составить молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакции
гидролиза сульфидов и сульфитов.
16. Пользуясь электронными и электронно–ионными схемами, написать
уравнения для следующих окислительно–восстановительных реакций:
а) Na2SO3 +Cl2 +H2O Na2SO4 +HCl
б) Na2SO3 Na2SO4 +Na2S
в) Hg +H2SO4 HgSO4 +SO2 +H2O.
17. Сернистый газ, получившийся при сжигании 179,2 л сероводорода,
пропущен через 2л 25%-ного раствора гидроксида натрия (плотность раствора
1,28 г/см3). Каков остаток образовавшейся соли и какова ее концентрация в
растворе?
18.Составить уравнения реакций для следующих превращений:
FeS
SO2
H2SO3
BaSO4
BaS
19. Составить уравнения реакций для следующих превращений:
SO2
SO3
H2SO4
H2S
ZnS
20. Составить уравнения реакций для следующих превращений:
S
SO2
K2SO3
BaSO3
BaSO4
21. Составить уравнения реакций для следующих превращений:
FeS2
SO2
Na2SO3
Na2S2O3
Na2S4O6
22. Составить уравнения реакций для следующих превращений:
SO2
SO3
H2SO4
S
ZnS
23. Сравните значения молярной концентрации сульфид-ионов в 0,1М
растворах: а) сероводорода; б) гидросульфида натрия при 25° С.
24. Определите молярную концентрацию (моль/л) гидросульфид- и
сульфид-ионов в О,1М растворе сероводорода при 25о С в отсутствие и в
присутствии хлороводорода с концентрацией 0,1 моль/л.
25. Рассчитайте рН 0,1 М раствора сульфида натрия.
102
Лабораторная работа № 15
Тема: Химические свойства неметаллов VIIA подгруппы
Цель работы: изучение химических свойств неметаллов VIIA подгруппы
– галогенов
Краткая теория: Химические свойства неметаллов VIIA подгруппы и
их соединений
Галогены
Галогены - элементы с ярко выраженными
17
неметаллическими свойствами. В газообразном
Cl
состоянии они образуют двухатомные молекулы.
Так как галогены обладают высокой химической
хлор
активностью, в природе они находятся только в
связанном состоянии.
Конфигурация валентных электронов атомов галогенов
…ns2np5. До
полного завершения наружного валентного слоя не хватает одного электрона,
поэтому валентное состояние в виде одноразрядных отрицательных галогенидионов наиболее устойчиво: I+e I-.
Вследствие большого сродства к электрону свободные галогены являются
сильными окислителями. По ряду F2, Cl2, Br2, I2 уменьшается окислительная
активность и возрастает восстановительная активность. Более сильный
окислитель - Cl2 вытесняет иод из иодидов
2 KI + Cl2
2 KCl + I2
Все галогены, кроме фтора, можно перевести в состояние со степенью
окисления +1, +3, +5, +7. Отсутствие таких соединений у фтора объясняется
особенностями строения его внешней электронной оболочки:
Фтор с кислородом образует соединение OF2, кислород в этом
соединении имеет степень окисления +2. Хлор, бром и иод с кислородом дают
оксиды различного состава, кислородные кислоты и их соли.
В ряду: НГО - НГО2 - НГО3 - НГО4 растет сила кислородсодержащих
кислот. НClО4 - самая сильная минеральная кислота.
В ряду Cl2 - Br2 - I2 растет восстановительная активность, поэтому каждый
последующий член этого ряда может вытеснить предыдущий из кислородных
соединений, например,
I2 + 2 KClO3
Cl2 + 2 KIO3
В ряду HClO - HBrO - HIO самый сильный окислитель - кислота HClO.
При растворении галогенов в воде происходят химические реакции
F2 + H2O = 2HF + O; F2 + O = OF2.
Хлор, бром, иод реагируют с водой с образованием двух кислот:
Г2 + H2O
НГ + НОГ
Равновесие сдвинуто влево. В растворах щелочей равновесие смещается
вправо и удается получить соли кислородсодержащих кислот
Cl2 + 2 NaOH
NaCl + NaClO + H2O
103
При взаимодействии галогенов с горячими растворами щелочей
получаются хлораты (соли HClO3), броматы (соли HBrO3) и иодаты (соли
HIO3).
3 Г2 + 6 КОН = КГО3 + 5 КГ + 3 Н2О
В водных растворах хлорноватистая кислота разлагается:
3 HClO = 2 HCl + HClO3
Ослабление окислительных свойств в направлении от хлорноватистой к
хлорной кислоте можно объяснить большей устойчивостью перхлорат ионов в
результате дополнительного -связывания.
Кислородные соединения галогенов окисляют в кислой среде и
восстанавливаются при этом в отрицательно заряженные галогенид-ионы :
ClO- + 2H+ + 2 e
Cl- + H2O
ClO2- + 4 H+ + 4 e
Cl- + 2H2O
ClO3- + 6 H+ + 6 e
Cl- + 4 H2O
ClO4- + 8 H+ + 8e
Cl- + 4 H2O
В тех случаях, когда восстановителем является галогенид-ион,
восстановление кислородного соединения того же галогена протекает до
свободного галогена:
ClO3- + 6 H+ + 5 Cl- = 3Cl2 + 3 H2O
При растворении газообразных галогеноводородов в воде образуются
сильные галогеноводородные кислоты.
В ряду HF - HCl - HBr - HI кислотные свойства возрастают, так как в
этом ряду падает прочность связи молекул НГ вследствие увеличения атомного
радиуса галогенов. Фтороводородная кислота является слабой. Указанная
аномалия обусловлена большей прочностью связи H-F и способностью HF
образовывать ассоциаты типа (HF)n, где n может быть равно 4.
Различная
восстановительная
активность
галогеноводородов
обусловливает различное взаимодействие их с концентрированной серной
кислотой:
F- и Cl- - слабые восстановители и поэтому фториды и хлориды с серной
кислотой вступают в реакции обмена:
2 KF + H2SO4 = K2SO4 + 2 HF
2 KCl + H2SO4 = K2SO4 + 2 HCl
Br- и I- - сильные восстановители, они окисляются концентрированной
серной кислотой до свободных Br2 и I2:
2 KBr + 2 H2SO4 = K2SO4 + Br2 + SO2 + 2 H2O
8 KI + 5 H2SO4 = 4 K2SO4 + 4 I2 + H2S + 4 H2O
Галогены соединяются почти со всеми металлами, образуя галогениды
металлов. В галогенидах щелочных и щелочноземельных металлов связи
ионные. По мере уменьшения активности металлов связи в галогенидах
становятся менее ионными и всё более ковалентными.
Характер их меняется от типичных солей (NaCl) до кислотообразующих
соединений (SnCl4, PCl5).
104
Вопросы для подготовки к занятию
1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени
окисления.
2. Свойства простых веществ – галогенов:
- окислительная и восстановительная активность галогенов, значения
стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для процессов
окисления и восстановления;
- взаимодействие с металлами;
- взаимодействие с кислородом, серой, азотом и другими неметаллами;
- отношение к воде, водным растворам щелочей, водным растворам
кислот, окисляющим H+ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4, H3PO4,
RCOOH и другим);
- взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и
концентрированной HNO3.
3. Свойства оксидов и кислот неметаллов VIIA подгруппы:
- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном
растворе;
- взаимодействие с основаниями и основными оксидами.
4. Свойства соединений галогенов с водородом (галогеноводородов).
5. Свойства солей неметаллов VIIA подгруппы:
- растворимость в воде, гидролиз;
- растворимость в кислотах.
6. Окислительно-восстановительные свойства соединений неметаллов
VIIA подгруппы.
7. Нахождение в природе и получение простых веществ – неметаллов.
8. Получение и применение неметаллов VIIA подгруппы и их
соединений.
Экспериментальная часть
Все опыты проводить в вытяжном шкафу, так как все галогены и
галогеноводороды очень ядовиты!
Опыт 1. Получение галогенов (демонстрационный)
а) Получение хлора.
В 2 пробирки раздельно внести по 2-3 кристаллика KMnO4 и K2Cr2O7. В
обе пробирки добавить по 2-3 капли концентрированной HCl. Вторую пробирку
подогреть. Наблюдать выделение хлора.
Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что K2Cr2O7
переходит в Cr(III), а KMnO4 - в хлорид марганца (II). Указать окислитель и
восстановитель.
б) Получение брома и йода.
В 2 пробирки внести: в одну - 2-3 кристаллика бромида калия и 1-2
микрошпателя диоксида марганца, в другую – 2-3 кристаллика иодида натрия и
1-2 микрошпателя диоксида марганца. В каждую пробирку добавить по 2-3
105
капли концентрированной H2SO4. Отметить выделение Br2 и I2 в газообразном
состоянии. Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что MnO2
переходит в MnSO4.
Опыт 2. Окислительные свойства галогенов и их сравнительная
активность
а) Окислительные свойства галогенов.
В три пробирки внести по 3-5 капель хлорной , бромной и иодной воды.
Добавить к хлорной воде несколько капель сероводородной воды до
появления мути. К бромной и иодной воде добавить порошок магния.
Перемешать растворы стеклянной палочкой и отметить их обесцвечивание.
Написать уравнения протекающих реакций.
б) Сравнение окислительных свойств галогенов.
В одну пробирку внести 3-5 капель раствора NaBr, а в две другие - по 3-5
капель раствора KI. Во все три пробирки добавить по 2-3 капли органического
растворителя.
В пробирки с раствором бромида и иодида натрия внести по 3-4 капли
хлорной воды, а в пробирку с раствором иодида натрия - столько же бромной
воды. По окраске полученного слоя органического растворителя установить,
какой галоген выделяется в свободном виде в каждой из пробирок.
Написать уравнения реакций. Расположить галогены в ряд по убыли их
окислительной активности.
в) Окисление сульфата железа (II).
В две пробирки раздельно внести по 3-5 капель бромной и иодной воды.
Добавить в каждую из пробирок по 1-2 кристаллика сульфата железа (II). Что
наблюдается? Написать уравнение протекающей реакции.
Опыт 3. Восстановительные свойства галогеноводородов
а) Восстановление серной кислоты галогеноводородами.
В три пробирки раздельно внести по 2-3 микрошпателя хлорида, бромида
и иодида калия и по 2-3 капли концентрированной серной кислоты. Наблюдать
в начале реакции выделение белого дыма в каждой пробирке.
Отметить последующее появление
бурых паров брома и иода в
соответствующих пробирках. По запаху определить выделение диоксида серы
во второй пробирке и сероводорода - в третьей. Написать уравнения реакции.
б) Восстановление дихромата калия.
В три пробирки внести по 2-4 капли дихромата калия, подкисленного 2н
серной кислотой ( 1-2 капли). Добавить по 2-3 капли в первую пробирку
раствора иодида калия, во вторую - столько же какого-либо бромида и в третью
- хлорида натрия. Растворы перемешать чистой стеклянной палочкой.
В каком случае восстановление дихромата не произошло? Написать
уравнения реакций, учитывая, что дихромат калия переходит в сульфат хрома
(III) зеленого цвета.
106
в) Восстановление хлорида железа (III).
Проделать опыт, аналогичный опыту 3б, заменив раствор дихромата
калия раствором хлорида железа (III). Что наблюдается?
В каком случае произошло восстановление FeCl3 и окисление галогена?
Как изменяется восстановительная способность галогенид-ионов? Расположить
их в ряд по возрастающей восстановительной активности.
Опыт 4. Характерные реакции на галогенид - ионы
Образование осадков AgCl, AgBr и AgI является характерной реакцией
на ионы галогенов. Получить указанные вещества реакцией обмена.
Необходимые растворы соответствующих солей брать в количестве 2-3 капель.
К полученным осадкам добавить по 2-3 капли 2н раствора азотной кислоты.
Наблюдается ли их растворение? Написать уравнения реакций обмена в
молекулярной и ионной форме, отметить цвет полученных осадков и результат
действия на них азотной кислоты.
В пробирки с осадками галогенидов серебра добавить избыток
концентрированного раствора аммиака. Отметить, какой осадок растворился.
Составить уравнения реакций, учитывая, что растворение осадков происходит в
результате
образования
комплексного
соединения
–
галогенида
диаминсеребра(I). К осадку, не растворившемуся в избытке аммиака, добавить
избыток тиосульфата натрия до полного растворения осадка. Составить
уравнения реакций, учитывая, что растворение осадков происходит в
результате образования комплексного соединения – дитиосульфатоаргентата(I)
натрия. Объяснить разную растворимость галогенидов серебра в аммиаке и в
тиосульфате натрия, используя справочные значения произведений
растворимости галогенидов серебра и констант нестойкости комплексных
соединений - диаминсеребра(I) и дитиосульфатоаргентата(I). Какой реагент –
аммиак или тиосульфат натрия – может быть использован для разделения
галогенидов серебра?
Контрольные вопросы
1. Какие степени окисления характерны для атомов галогенов? Почему
для фтора не характерны положительные степени окисления?
2. Как объяснить разное агрегатное состояние галогенов при стандартных
условиях и наблюдаемую закономерность в изменении температур кипения и
плавления при переходе от фтора к астату? Чем объяснить, что галогены лучше
растворимы в органических растворителях, чем в воде?
3. Как изменяется окислительная способность галогенов в ряду: фтор –
астат? Могут ли они проявлять восстановительные свойства?
4. Какие химические реакции могут протекать, если через раствор
бромида натрия пропустить газообразный фтор? Написать уравнения реакций.
5. Как и почему изменяется восстановительная способность в ряду
галогеноводородов? Можно ли использовать фтороводород в качестве
восстановителя?
107
6. Написать уравнения реакций взаимодействия кристаллических NaF,
NaCl, NaBr, NaI с концентрированной серной кислотой и объяснить причину
различия в характере протекающих при этом процессов.
7. Какие химические реакции лежат в основе промышленных и
лабораторных методов получения фтороводорода? Из какого материала
изготавливается аппаратура для его получения?
8. Написать уравнения реакций галогенов а) с водой; б) с водным
раствором гидроксида натрия при комнатной температуре и при нагревании.
9. Сравнить устойчивость, кислотные и окислительные свойства в ряду
кислот: HClO – HClO2 – HClO3 – HClO4.
10. Сравнить гидролизуемость солей в рядах: а) KClO – KClO2 – KClO3 –
KClO4; б) KClO – KBrO – KIO.
11. Действием каких галогенов можно вытеснить бром: а) из раствора
бромида калия; б) из раствора бромата калия? Написать уравнения реакций.
12. При пропускании хлора через раствор иодида калия раствор желтеет,
а затем обесцвечивается. Написать уравнения протекающих реакций.
13. Написать уравнения реакций получения хлороводорода тремя
различными способами. Какая из приведенных реакций не применима для
получения бромоводорода и иодоводорода? Почему?
14. Составить формулы известных оксидов хлора и написать уравнения
реакций их взаимодействия с водой.
15. Как получают фтор в промышленных условиях? Можно ли получить
фтор в водной среде?
16. Сравнить кислотные свойства в ряду: HF –HCl – HBr – HI. Какова
реакция среды в водных растворах а) бромида калия; б) бромида аммония;
в) фторида калия.
17. Как получить хлорную известь, исходя из карбоната кальция, хлорида
натрия и воды? Написать уравнения соответствующих реакций. Какие при этом
получаются побочные продукты?
18. Как получают хлорат калия в промышленных и лабораторных
условиях? Написать уравнения реакций.
19. С какими из перечисленных веществ взаимодействует
бромоводород:а) гидроксид кальция; б) магний; в) хлорат калия? Написать
уравнения протекающих реакций.
20. Составить уравнения реакций:
а) NaCl + KClO3 + H2SO4 →
б) NaCrO2 + Br2 + NaOH →
в) I2 + HNO3(конц.) →
г) Cl2 + NaOH →
д) Cl2 + NaOH →
е) Cl2 + I2 + → KIO3
21. Составить уравнения реакций для превращений:
а) NaCl → Cl2 → CaCl(OCl) → CaCl2
б) NaI →
I2
→
KI →
CuI
108
Домашнее задание по теме
«Основные законы химии. Расчеты по уравнениям реакций»
1. Сколько минут следует пропускать ток силой 5 А, чтобы получить
1,5 л гремучего (2 объема Н2 и 1 объем О2) газа(20°С и 98,64 кПа)?
2. Сколько миллилитров 4 н. раствора НCl потребуется для
взаимодействия с 10 г цинка? Вычислить объем образующегося газа (0°С и
50,65 кПа). Какова будет нормальность полученного раствора соли, если его
разбавить до 0,5 л?
3. Сколько литров водорода (20 оС и 100 кПа) выделится при
взаимодействии 165 г железа с 1 кг 30%-ного раствора НС1? Сколько граммов
НС1 не войдет при этом в реакцию?
4. Масса 1 л газа, измеренного при З1 оС и 104 кПа, составляет 1,154 г.
Найти плотность газа по водороду.
5. Какова плотность гремучего газа (2 объема Н2 и 1 объем О2) по
отношению: а) к водороду; б) кислороду; в) водяному пару; г) воздуху?
6. Для наполнения аэростатов в полевых условиях иногда пользуются
взаимодействием гидрида кальция с водой. Сколько килограммов гидрида
кальция придется израсходовать для наполнения аэростата объемом 500 м3
(считая условия нормальными)?
7. Какой объем водорода следует добавить к 1 м 3 кислорода, чтобы
получить смесь, плотность которой равна плотности воздуха?
8. Плотность некоторой смеси водорода с кислородом по отношению к
водороду равна 10. Вычислить процентный состав этой смеси.
9. После реакции между пероксидом натрия и водой общий объем
раствора составил 750мл; 10 мл полученного раствора потребовалось для
нейтрализации 15 мл 0,2 н. НС1. Сколько граммов Na2O2 вошло в реакцию?
10. При электролизе водного раствора хлорида натрия в течение 6 ч при
силе тока 1000 А получено 70л 10,6%-ного раствора NаОН (ρ=1,12 г/см 3 ).
Вычислить выход по току.
11. Каким объемом 35%-ного раствора КОН (ρ = 1,34 г/см 3 ) можно
заменить 10 л 4 н. раствора КОН?
12. Плотность 10,85%-ного раствора Nа2СО3 составляет 1,116 г/см 3 .
Вычислить процентное содержание кристаллической соды Nа2СО3•10Н2О в
растворе. Сколько килограммов кальцинированной и кристаллической соды
содержится в 1 м3 указанного раствора?
13. Какой объем СО2 (27°C и 81 кПа) получится при нагревании 1,4 т
NaHCO3? Сколько тонн кальцинированной соды получится при этом?
14. Вычислить расход сырья — объем рассола с содержанием 300 г NaCl
в 1 л, NH3 и СО2 (в кубических метрах при 0°С и 101,3 кПа), требуемый для
производства 1 т кальцинированной соды по аммиачному способу, считая, что
только 2/з NaCl превращается в соду, а образующийся пр и прокаливании
NаНСО3 оксид углерода (IV) без потерь возвращается в производственный
цикл.
109
15. При взаимодействии 1г смеси КС1 и NН4Cl с раствором Н2[РtС16]
образовалось 1,5 г малорастворимой соли K2[РtС16]. Вычислить процентное
содержание KCl в смеси.
16. Насыщенный раствор медного купороса содержит 27,06%
CuSO4•5H2O. Выразить концентрацию раствора в процентах безводной соли
CuSO4.
17. При промышленном получении медного купороса медный лом
окисляется п ри нагревании кислородом воздуха и полученный оксид меди
(II) растворяется в серной кислоте. Вычислить теоретический расход меди и
80%-ной (по массе) серной кислоты на 1 т CuSO4•5H2O.
18. При действии 25 мл раствора СuС12 на раствор КI образовалось
0,3173 г йода. Какова молярность раствора СиС12? Какова нормальность
раствора СuС12 как окислителя?
19. Исходя из формулы двойной соли арсенита и ацетата меди
3Cu(AsO 2 ) 2 •Сu(СН3СОО)2 вычислить теоретический расход As2О3 и медного
купороса СuSО4•5Н2О на 1 т готового продукта.
20. Сколько килограммов гидрида кальция следует разложить водой,
чтобы получить 1680 м3 водорода (0°С и 101,3 кПа)?
21. Какой объём водорода (27оС и 99,7 кПа ) получится при разложении
водой 21 г гидрида кальция? Какой объем 1 нормального раствора НСl
необходим для нейтрализации полученного продукта?
22. Для нейтрализации 100 мл насыщенного при 25оС раствора Ca(OH)2
потребовалось 49 мл 0,1 н раствора HCl. Вычислить произведение растворимости
Ca(OH)2 при указанной температуре.
23. Плотность известкового молока, 1 л которого содержит 300 г СаО,
составляет 1,22 г/мл. Вычислить процентное содержание оксида кальция и
гидроксида кальция в известковом молоке.
24. Насыщенный раствор хлорида бария содержит при 20оС 26,3% BaCl2.
Выразить массовую долю (%) кристаллогидрата BaCl2 2H2O в растворе.
25. Какое количество технического цинка, содержащего 96% Zn, и 27,5% ного раствора НС1 должно быть израсходовано для получения 1т 45%-ного
раствора хлорида цинка?
26. Какой объем 8н раствора КОН способен прореагировать с 250 г
оксида цинка, содержащего 18,6% примесей, не растворяющихся в щелочах?
27. Нитрат ртути (I) получают растворением ртути в разбавленной
азотной кислоте в условиях избытка металла. Сколько литров 25%-ного
раствора НNО3 (ρ=1,15 г/см 3 ) расходуется на 1 кг ртути, исходя из принятого
на практике молярного соотношения ν(Hg) : ν(НNО3) = 1:1,19?
28. Сколько килограммов ортоборной кислоты Н3ВО3 и какой объем
23%-ного раствора Nа2СО3 (ρ = 1,25 г/см 3 ) необходимо затратить для
получения I т буры Nа2В4О7•10Н2О?
29. Пероксоборат натрия NаВО3•4Н2О получают окислением
смешанного раствора буры и гидроксида натрия пероксидом водорода.
Вычислить расход реактивов— буры (в килограммах), объемы 30%-ного
110
раствора NaOH (ρ=1,33 г/см 3 ) и 3%-ного раствора H2O2 (ρ=1 г/см 3 ),
требуемых для получения 1т готового продукта, считая, что реактивы
берутся в количествах, на 20% превышающих теоретически вычисленные.
30. Алюминий получают электролизом раствора глинозема в
расплавленном криолите. Сколько алюминия получится при электролизе 1 т
глинозема, содержащего 94,5% Аl2О3, и какова продолжительность
электролиза при силе тока в 30000 А, если коэффициент использования тока
составляет 95,5%.
31. Сульфат алюминия А12(SО4)3•18Н2О получают обработкой
каолинитовых глин серной кислотой. Сколько тонн глины, содержащей 20%
А12O3, надо подвергнуть переработке для получения I т готового продукта,
если при этом удается извлечь из глины только 70% А12О3? Каков
теоретический расход серной кислоты на 1 т готового продукта?
32. Растворимость TlI составляет при температуре 20°С около 6 10-3 г
на 100 г воды. Вычислить приблизительное значение ПР этой соли.
33. Вычислить объем воздуха (21% О2, 0°С, 101,3 кПа), теоретически
необходимый для превращения 1т кокса в генераторный газ (смесь CO, N2).
Вычислить объем получающейся смеси газов, ее процентный состав и
теплотворную способность.
34. Вычислить теоретический состав водяного газа и его теплотворную
способность. ∆Ho298,H2O = - 238 кДж/моль.
35. Вычислить процентный состав и теплотворную способность
полуводяного (смешанного) газа, полученного смешением равных объемов
генераторного и водяного газов.
36. Вычислить процентный состав и теплотворную способность
смешанного газа, получаемого в генераторе, в который подается смесь
воздуха и водяного па ра в соотношении 3:1.
37. Водяной газ содержит 40% СО, 48% Н2, 6% СО2, 5% N2 и 1% СН4.
Какой теоретический объем воздуха (21% О 2, 0°С, 101,3 кПа) необходим для
сжиган ия 1 м3 газа? Каков будет общий объем газа и его состав в объемных
процентах после сжигания, если считать, что пары Н2О конденсируются?
38. Какой объем воздуха (0°С и 101,3 кПа) требуется для сж иган ия 1 т
кокса, содержащего 4% негорючих примесей, если 3/8 массы углерода,
содержащегося в коксе, образуют СО2, а 5/8 — СО? Каков объем
образующейся газовой смеси и ее процентный состав?
39. Сколько тонн негашеной извести и оксида углерода (IV ) дает
ежесуточно известково-обжигательная печь, перерабатывающая за сутки 75 т
известняка с содержанием 96% СаСО3, если расход угля, входящего в состав
шихты, составляет 12% от массы известняка?
40. Исходя из тепловых эффектов реакций:
C + O2 = CO2;
∆Ho298 = - 393 кДж;
CaCO3 = CaO + CO2; ∆Ho298 = + 180 кДж
вычислить теоретическое количество угля, которое следует добавить к 1т
известняка для возмещения теплоты, затрачиваемой на его разложение.
111
41. В сосуд с водой поместили 15,6 г смеси кальция и оксида кальция.
Вычислить массу каждого из веществ, зная, что в результате реакции
выделилось 5,6 л газа (н.у.).
42. При прокаливании 12 г известняка выделилось 2,24 л оксида углерода
(IV) (н.у.). Определить массовую долю карбоната в навеске известняка.
43. Определить массу осадка, образующегося при приливании избытка
раствора карбоната натрия к 200 г 20%-ного раствора хлорида кальция.
44. К 100 мл 0,25 М раствора CaCl2 прибавили равный объём 0,25 М
раствора Na2SO4. Сколько мг ионов Са2+осталось в растворе?(ПРCaSO4 = 6,1 10-5).
45. Сколько алебастра можно получить при обжиге 1 т гипса?
46. На сколько увеличится масса 1 кг алебастра при его переводе в гипс?
47. Какой объем воздуха необходимо подать в известковообжигательную печь, в которую загружена шихта, состоящая из 1 т СаСО3 и
120 кг угля? Каковы объем (0°С и 101,3кПа) и процентный состав газовой
смеси, получающейся при обжиге этой массы?
48. При растворении 0,5 г известняка в соляной кислоте получено 75мл
СО2 (23°С и 104 кПа). Вычислить процентное содержание СаСО 3 в
известняке.
49. Продуктами окисления щавелевой кислоты являются СО 2 и Н2О.
Сколько миллилитров раствора щавелевой кислоты, содержащего 7%
Н2 С204•2Н2О (ρ=1,02 г/см 3 ), можно окислить в сернокислом растворе при
действии 75 мл 0,08 н. раствора KMnО 4?
50. После прохождения 1 м 3 воздуха через раствор Ва(ОН) 2
образовалось 2,64 г ВаСО3. Вычислить процентное содержание СО 2 в
воздухе.
51. Сколько цианида натрия получится при сплавлении с углем и содой
1т технического цианамида кальция, содержащего 64% СаСN2?
52. Вычислить объемы (0°С и 101,3 кПа) СО2 и аммиака, требуемые для
получения 0,6 т мочевины.
53. Вычислить процентное содержание углерода, азота и водорода в
веществе, если при сжигании 0,18 г его было получено: 0,132 г СО2, 0,108 г
Н2О и выделилось в свободном состоянии 67,2 мл азота (0°С и 101,3 кПа).
54. Сколько кремния (кг) и какой объем 32% -ного раствора NаОН (ρ =
1,35 г/см 3 ) потребуется для получения 15м 3 водорода (17°С и 98,64 кПа)?
55. Состав стекла выражается формулой Nа2О•СаО•6SiO2. Вычислить
теоретический расход сырья — соды, известняка и кремнезема—на 1т стекла.
56. Предельная растворимость NH4Cl и NaNО2 при 20°С составляет
соответственно 37,2 и 84,5. Сколько граммов насыщенного раствора одной
и другой соли требуется для получения 24 л азота (20°С и 101,3 кПа) при
нагревании смеси растворов?
57. Технический цианамид кальция содержит 19,6% азота. Вычислить
процентное содержание СаСN2 в техническом продукте.
112
58. Какой объем азота (0°С и 101,3 кПа) и сколько килограммов
карбида кальция необходимо для получения 1т технического цианамида
кальция, содержащего 60% СаСN2?
59. Сколько граммов Mg3 N2 подверглось разложению водой, если для
солеобразования с продуктами гидролиза потребовалось 150мл 4%-ного
раствора НС1 (ρ=1,02 г/см 3 )?
60. Вычислить объемы водорода и азота (0°С и 101,3 кПа),
теоретически необходимые для получения: а) 1л аммиака (0°С и 101.3 кПа);
б) 1л 35%-ного водного раствора NH3 (ρ = 0,882 г/см 3 ).
61. Сколько килограммов 60%-ного раствора НNО3 может быть
получено из 1 м3 аммиака (0°С и 101,3 кПа) при отсутствии потерь азота?
62. Какой объем газовой смеси (0°С и 101,3 кПа), содержащей 11%
NН3, необходим для получения 1т азотной кислоты при отсутствии потерь N2?
63. Сколько тонн цианамида кальция можно получить из 3600 м3 азота
(27° С и 101,3 кПа) при взаимодействии его с карбидом кальция, если потери
азота составляют 40%?
64. Какой объем, воздуха (21% О2) теоретически необходим для
окисления в NO 100 м3 NH3? Какой объем NO получится при тех же условиях?
65. Завод вырабатывает в сутки 120 т нитрата аммония. Какова
ежесуточная потребность завода в аммиаке (в м3, при 0°С и 101,3 кПа) и
60%-ной азотной кислоте (в т)?
66. На тонну сульфата аммония практически расходуется 0,97т 78%ной серной кислоты и 0,27т аммиака. Вычислить выход сульфата аммония
по отношению: а) к расходуемой кислоте; б) к расходуемому аммиаку.
67. Каким объемом 20%-ного раствора NH4Cl (р= 1,06 г/см 3 ) можно
заменить 1 л 14%-ного раствора (NH 4 )2 SО 4 (р = 1,08 г/см 3 ) для получения
равных количеств аммиака при действии КОН на растворы этих солей?
68. Сколько процентов азота содержится в продукте, полученном
смешением: а) равных масс сульфата и нитрата аммония; б) равного числа
молей тех же солей?
69. Сколько килограммов раствора аммиака с содержанием 20% NН3
получается при коксовании 1т угля, содержащего 1% азота, если 20%
последнего образует аммиак?
70. Сколько тонн нитрата аммония следует смешать с 1т сульфата
аммония для получения удобрения, содержащего 30% азота?
71. Вычислить концентрацию NH4+ (в моль/л) в растворе сульфата
аммония, если при окислении 50 мл его раствора гипобромитом натрия в
щелочной среде образовалось 56 мл N2 (0°С и 101,3 кПа).
72. Константа диссоциации [NН3ОН]ОН равна 2 1 0 -8. Вычислить
константу и степень гидролиза [NН3ОН]Cl в 0,2 М растворе соли. Каков рН
раствора?
73. рН 0,1 М раствора азида натрия составляет 8,85. Вычислить
концентрацию ионов ОН-, константу и степень гидролиза соли в растворе и
константу диссоциации НN3.
113
74. Сколько граммов меди можно перевести в раствор при действии
60 мл 33%-ного раствора азотной кислоты (ρ = 1,2 г/см 3 )? Какой
объем NO (0°С и 101,3 кПа) выделится при этом?
75. Какой объем 4 н. КОН потребуется для поглощения 23 г NО2, если
при этом образуется нитрат и нитрит калия?
76. При 27°С устанавливается состояние равновесия в системе:
2NО2 → N2О4. 1 г вещества при указанной температуре и 101,3 кПа занял
объем, равный 0,321 л. Вычислить, какая доля вещества находится в виде
простейших молекул и какая в виде молекул N2О4.
77. Сколько граммов йода и сколько миллилитров 36%-ного раствора
НNO3 (ρ = 1,22 г/см 3 ) следует взять для получения 1л 21%-ного раствора
НIO3 (ρ=1,21 г/см 3 )? Какой объем NO (0°С и 101,3 кПа) образуется?
78. Сколько граммов KNО2 потребуется для выделения всего йода из
10 мл 15%-ного раствора КI (ρ = 1,12 г/см 3 ), подкисленного разбавленной
Н2SО4?
79. Сколько миллилитров 0,05М раствора KMnO4, потребуется для
окисления в сернокислом растворе 25м л 0,1 М раствора KNО2?
80. Вычислить расход фосфорита с содержанием 40% P2О5, кремнезема
и кокса, необходимых для получения 1т фосфора, если выход готового
продукта составляет 80% от теоретически возможного. Побочные продукты
реакции СО и СаSiO3.
81. При температуре 800°С плотность паров фосфора по отношению к
воздуху составляет 4,27, а при 1500°С она уменьшается в два раза. Какова
атомность молекулы фосфора в обоих случаях? Какой процесс происходит в
интервале указанных температур?
82. Какое количество теплоты выделится при превращении 1т белого
фосфора в красный, если теплота перехода составляет 16,73 кДж/моль?
83. Вычислить процентное содержание Р 2О5 во фторапатите, состав
которого выражен формулой 3Са 3 (РО 4 ) 2 •СаF2.
84. В каком соотношении следует смешать массы моноаммоний
фосфата и диаммонийфосфата, чтобы получить продукт с содержанием
59,7% P2O5? Каково процентное содержание азота в указанном продукте?
85. Метаарсенит кальция получается растворением As2О3 в известковом
молоке. Вычислить расход сырья - извести и оксида мышьяка(III) As2О3,
необходимого для получения 1т готового продукта.
86. Сколько граммов хлората калия, содержащего 4% посторонних
примесей, следует взять для получения 25л кислорода при 37°С и 101,ЗкПа?
87. Определите объем (л, н.у.) газа, который образуется при
взаимодействии избытка пероксида водорода в кислой среде с перманганат ионами, содержащимися в 100 мл 0,45 М раствора.
88. 10л озонированного кислорода (0°С и 101,3 кПа), будучи
пропущены через раствор KI, выделили 2,54 г йода. Вычислить процентное
содержание озона в озонированном кислороде. Какой объем занял бы весь
114
газ после полного разложения содержащегося в нем озона и превращения
его в кислород?
89. 750 мл озонированного кислорода (0°С и 101,3 кПа) образовали
после разложения содержащегося в нем озона 780 мл кислорода. Сколько
граммов йода выделится из раствора KI при прохождении через него 1л
исходного озонированного кислорода?
90. В каком объеме воздуха (21% О 2 ), измеренном при 0°С и 101,3 кПа,
содержится 1т кислорода?
91. Исходя из теплового эффекта реакции 2О3 = ЗО2; ∆Н° = - 288,4 кДж
и теплоты образования воды (∆Н°298,обрН2О = - 241,6 кДж) вычислить тепловой
эффект реакции
H2 + 1/З О3 = H2O.
92. Определите значение объемной доли (%) сероводорода в техническом
газе, если 5 л (н. у.) этого газа затрачено на реакцию с 0,048 моль дихромата калия
в кислой среде (остальные компоненты газа в реакцию не вступают).
93. В равновесной системе: 2H2 + O2 = 2H2O содержится 90% не
разложенных молекул Н2О. Вычислить плотность этой системы по отношению к
воздуху при той же температуре.
94. Какой объем озона следует добавить к 1л воздуха, чтобы получить
газовую смесь, плотность которой равна плотности кислорода п ри той же
температуре?
95. После озонирования при постоянной температуре некоторого объема
кислорода установлено, что объем газа, приведенный к исходному давлению,
уменьшился на 500 мл. Какой объем озона образовался? Какое количество
теплоты поглотилось при его образовании, если для озона энтальпия
образования ∆Н°298, О3 = 144,2 кДж/моль?
96. После прохождения воздуха через озонатор плотность его повысилась
на 5%. Сколько процентов озона содержится в таком озонированном воздухе?
97. Сколько килограммов ВаО2 и 20%-ного раствора Н2SО4 требуется для
получения 120кг 30%-ного раствора пероксида водорода?
98. Какой объем озонированного кислорода (0оС и 101,ЗкПа),
содержащего 10% озона (по объему), требуется для взаимодействий со 100 г
3,4%-ного раствора Н2О2 по реакции
H2O2 + O3 → H2O + 2O2?
Какой объем кислорода при этом образуется?
99. 0,8 г раствора перекиси водорода (Н 2 О2) выделили из
подкисленного раствора KI 0,3 г йода. Вычислить процентное содержание
Н2О2 в растворе.
100. Сколько граммов 3,4%-ного раствора Н2О2 требуется для
окисления 100 мл 1 молярного раствора FeSO4 в присутствии Н2SO4?
101. Для полного обесцвечивания 20 мл 0,02 М раствора KMnO4 в
сернокислой среде потребовался равный объем раствора Н 2О2. Какова
молярная концентрация раствора пероксида водорода? Какой объем
кислорода (0°С и 101,3 кПа) выделился при этом?
115
102. Какое количество железных стружек следует сплавить с 1 кг
природного серного колчедана, содержащего 80% FeS2 для перевода
последнего в сульфид железа?
103. Какие объемы Н2S и SО2(при н.у.) должны прореагировать друг
с другом, чтобы масса образовавшейся серы составила 100 кг?
104. Какой объем воздуха (21% О 2, 0°С и 101,3 кПа) теоретически
необходим для сгорания 1т серного колчедана? Вычислить массу
образовавшегося Fe2О3 и объем диоксида серы при тех же условиях.
105. Теплоты образования FeS2, Fe2О3 и SО2 равны соответственно
- 148,5; - 803,3; - 297,4 кДж/моль. Вычислить теплотворную способность
(в кДж/кг) серного колчедана, содержащего 20% пустой породы.
106. Какой объем печных газов (0°С и 101,3 кПа), содержащих 7%
SО2, получается при обжиге 1т серного колчедана, содержащего 45% серы,
если учесть, что при этом не сгорает 1,6% всего содержания серы?
107. Какова ежесуточная потребность в воздухе (21%О 2 , при 0°С и
101,3 кПа) колчеданной печи, сжигающей в сутки 12т колчедана, если при
этом воздух берется в избытке и с таким расчетом, чтобы печные газы
содержали 10,5% неизрасходованного кислорода?
108. Какой объем Н2S (7°С и 96кПа) следует пропустить через 400 мл
6%-ного раствора KMnO4, (р=1,04 г/см 3 ), подкисленного серной
кислотой, до полного восстановления KMnO4?
109. Сколько литров Н2S при 14°С и 98,6 кПа следует пропустить через
1,8л 0,1 н. раствора йода для полного восстановления йода?
110. 20,16 л воздуха, содержащего Н2S и практически не содержащего
других восстановителей, оказалось достаточным, чтобы восстановить 7,5
мл 0,12 н. раствора йода. Вычислить процентное содержание Н2S в воздухе.
111. 560 мл Н2S (0°С и 101.3 кПа) оказалось достаточным для того,
чтобы в сернокислом растворе восстановить 500 мл раствора K2Cr2O7.
Какова нормальность этого раствора?
112. Серный колчедан дает в среднем 70% колчеданного огарка,
содержащего 2% невыгоревшей серы. Сколько тонн H2SО4 теряет завод
ежесуточно из-за неполного выгорания серы, если производственная
мощность печей составляет 80 т колчедана в сутки?
113. Сколько миллилитров концентрированной серной кислоты
(ρ=1,84 г/см 3 ), содержащей 98% Н2SO4, теоретически необходимо для
перевода в раствор 10 г меди? Какой объем SO2 (0°С и 101,ЗкПа) выделится
при этом?
114. Сколько литров SО2 (0°С и 101,3 кПа) потребуется для
восстановления в сернокислом растворе 100мл 5,7%-ного раствора K2Cr2O7
(ρ = 1,04 г/см 3 )?
115. Для восстановления 80 мл 0,02 М раствора KMnO4 оказалось
достаточным пропустить через раствор 17,9 л газа (0°С н 101,3 кПа),
содержащего SО2 и не содержащего других восстановителей. Вычислить
процентное содержание SО2 в газе.
116
116. Вычислить процентное содержание Н2SO3 в растворе,
содержащем 10% SO2.
117. При 0°С и 101,3 кПа 1 объем воды поглощает 79,8 объема SО2.
Вычислить процентное содержание SО 2 и Н2SO3 в полученном растворе.
118. Сколько граммов насыщенного раствора бромной воды (3.6 г
брома в 100 г воды) требуется для окисления 10 г насыщенного раствора
Н2SО3 (см. условие задачи 117)?
119. Вычислить процентное содержание безводной соли в растворе,
содержащем 46% Na2S2O3•5Н2О.
120. Сколько миллилитров раствора (ρ = 1,04 г/см 3 ) сернистой
кислоты, содержащего 7,5% SO2, можно окислить прибавлением 25 мл 6%
-ного раствора KClO3 (ρ = 1,04 г/см 3 )?
121. Сколько миллилитров 0,2М раствора K2Cr2O7 потребуется для
окисления в сернокислом растворе 50 мл раствора (ρ = 1,022 г/см 3 )
сернистой кислоты, содержащей 4% SО2?
122. 1,6 л газа (0°С и 101,3 кПа), содержащего SO2, при отсутствии
других восстановителей окисляется при действии 100 мл 0,1н. раствора
йода. Вычислить процентное содержание SО2 в газе.
123. Вследствие неполноты окисления SO2 в SО3 газы, выходящие из
контактных аппаратов, содержат в среднем 0,5% SО2. Какой объем газов
(0°С и 101,3 кПа) и какой объем 32%-ного раствора NaОН (ρ = 1,35 г/см 3 )
необходимы для получения: а) 1т Na2SO3 7H2O; б) 1т NaHSO3?
124. При производстве NaHSO3 по сульфатно-известковому методу
насыщают диоксидом серы раствор Na2SO4, в котором суспендирован
известняк СаСO3; при этом сначала диоксид серы разлагает известняк с
образованием Са(НSО 3 ) 2 , а последний, вступая в обменное разложение с
Na2SO4, образует малорастворимый гипс СаSО4•2Н2О. Вывести суммарное
уравнение реакции и вычислить количество известняка, сульфата натрия и
объем газа, содержащего 7% SО2, необходимые для получения 5,2 т NaHSO3.
Какое количество гипса получится при этом?
125. При получении Na2S2О4 водная суспензия цинковой пыли
обрабатывается диоксидом серы, после чего образовавшийся при этом
Zn2S2О4 обменным разложением с содой дает малорастворимый карбонат
цинка, а в растворе остается Na2S2О4. Вычислить количество цинковой пыли,
объем SО2 (0°С и 101,3 кПа) и объем 22,5%-ого раствора Na2СО3
(ρ =1,24 г/см 3 ), необходимые для получения 0,87т готового продукта.
126. Сколько граммов Na2S2О3•5Н2О способно вступить в реакцию с
250 мл 0.2 н. йода, если известно, что продуктами реакции являются
тетратионат Na2S4О6 и иодид натрия?
127. Сколько литров 26%-ного раствора Н2S04 (ρ = 1,19 г/см 3 ) можно
получить из 1кг пиросерной кислоты?
128. Вычислить общее процентное содержание SО3 в олеуме,
содержащем 20% свободного SО3. Сколько килограммов моногидрата
можно получить из 1т олеума?
117
129. Вычислить процентное содержание свободного SО3 в олеуме, в
котором общее содержание SО3 составляет 90,81%,
130. Для солеобразования с 1,2 г олеума потребовалось 50 мл 0,5 н. KОН.
Вычислить общее процентное содержание SО3 в олеуме и процентное
содержание свободного SО3.
131. Для получения 1т олеума с 20%-ным содержанием свободного SО3
в контактный аппарат подают 3500 м3 газа (0оС и 101,3 кПа), содержащего
7% SО2. Каков коэффициент использования SО2 в контактном аппарате?
132. Сколько граммов хлорсульфоновой кислоты вступило в реакцию
с водой, если для нейтрализации продуктов гидролиза израсходовано 25 мл
1,2 н. NaОН?
133. Сколько миллилитров 2н. KOH потребуется для нейтрализации
продуктов гидролиза 2,7 г диоксодихлорида серы?
134. Для получения Na2Cr2О7•2Н2 О поступают следующим образом.
Сначала получают плав, содержащий хромат натрия, подвергая
окислительной плавке с участием кислорода воздуха смесь хромита железа
Fe(CrО 2 ) 2 и соды. Побочными продуктами этой реакции являются Fe2О3 и
СО2. Хромат натрия Na2CrO4 извлекается из плава, и полученный раствор
обрабатывается серной кислотой. Вычислить расход сырья — 45%-ного
хромита железа, соды и кислоты — на 1т готового продукта, учитывая, что
расход хромита на 15%, а расход соды и кислоты на 50% больше
теоретического.
135.
Триоксид
хрома
получают
разложениемNa2Cr2O7
концентрированной серной кислотой; побочный продукт реакции NaHSO4.
Каков выход продукта, если для получения 1т его расходуется 1,85 т
Na2Cr2O7•2Н2О?
136. Морская вода содержит в среднем 3,5% различных солей, из которых
около 80% приходится на долю NaCl. В каком количестве воды содержится 1т
NaCl?
137. Солевая масса, полученная из вод Балтийского моря, содержит в
среднем 84,7% NaCl и 9,7% MgCl2. Сколько тонн солевой массы следует
подвергнуть переработке для получения 1 т хлора?
138. В морской воде содержится в среднем 4•10 -30% брома. Из какого
количества морской воды можно получить 100 кг брома?
139. Зола водорослей содержит в среднем 0,3% йода. Сколько тонн золы
следует подвергнуть переработке для получения 12 кг йода?
140. Сколько кубических метров хлора (0°С и 101,3 кПа) можно получить
3
из 1м раствора (ρ= 1,23 г/см 3 ), содержащего 20,7% NaCl и 4,3% MgCl 2?
141.Какое количество электричества (в А•ч) потребуется для получения
1т КОН при электролизе КС1, если выход по току составляет 0,955? Какие
объемы водорода и хлора (при н.у.) выделяются при этом на электродах?
142. При электролизе хлорида натрия током в 1050 А в течение суток
выделилось 30,5 кг хлора. Вычислить выход по току.
118
143. Фтор получают электролизом раствора KF в безводной плавиковой
кислоте. Какова суточная производительность в м3 (при 0°С и 101,3 кПа)
электролитической ванны, работающей при нагрузке 1200 А с коэффициентом
использования тока 96%?
144. Какой объем хлора (при 17°С и 99,3 кПа) выделится при
взаимодействии соляной кислоты с 1 кг MnO2?
145. Сколько миллилитров концентрированной соляной кислоты,
содержащей 39% HCl (ρ=1,2 г/см 3 ), теоретически необходимо для
взаимодействия с 0,1 моль KMnO4? Какой объем хлора выделится при этом
(0°С и 101,3 кПа)?
146. Какой объем хлора (27°С и 104 кПа) и какой объем 40%-ного
раствора KBr (ρ =1,37 г/см 3 ) потребуется для получения 1кг брома?
147. Сколько граммов йода выделится в сернокислом растворе при
взаимодействии раствора KI со 150 мл 6%-ного раствора KMnO4
(ρ =1,04 г/см 3 )?
148. Какой объем хлора (0°С и 104 кПа) требуется для взаимодействия с
10л 3,75%-ного раствора Ва(ОН) 2 (ρ = 1,04 г/см 3 )?
149. Сколько миллилитров 6,8%-ного раствора KClO3 (ρ = 1,04 г/см 3 )
следует взять для того, чтобы в сернокислом растворе окислить 250 мл 21%ного раствора FeSO4 (ρ =1,22 г/см 3 )?
150. Выделение йода из раствора, полученного после выщелачивания золы
морских водорослей, производится путем добавления диоксида марганца и
серной кислоты. Сколько тонн раствора, содержащего 4,5% KI, и сколько
килограммов MnО2 требуется для получения 1т йода?
151. Сколько кубических метров (0°С и 101,3 кПа) технического
водорода, содержащего 96% Н2, и сколько тонн технического хлора,
содержащего 92% (по массе) Cl2, расходуется на образование 1т хлорида
водорода, учитывая, что для полного использования ценного хлора объем
водорода берется на 10% больше теоретического?
152. При взаимодействии брома с раствором соды при нагревании
образуются NaBr и NaBrO3. Сколько килограммов брома пойдет на
взаимодействие с 1м3 14%-ного раствора Na2СО3 (ρ =1,15 г/см 3 )? Какой
объем СО2 (0oС и 101,3 кПа) выделится при этом?
153. В заводских условиях для удобства хранения и транспортировки
брома его улавливают железными стружками, с которыми он образует
Fe3 Br8 (2FeBr3+ FeBr 2 ). Какое количество железных стружек расходуется на
заводе, перерабатывающем в сутки 750 т сильвинита с содержанием 0,03%
брома, и какое количество Fe3Br8 образуется при этом?
154. Сколько килограммов 39%-ного раствора HCl можно получить
из 1т технической поваренной соли, содержащей 8% посторонних, не
содержащих хлора примесей? Сколько литров 98%-ной серной кислоты
(ρ = 1,84 г/см 3 ) потребуется для взаимодействия с этим количеством соли?
119
155. Какова продолжительность электролитического окисления 1т
70%-ного раствора NaClO3 в NaClО4, если сила тока 12000А, а коэффициент
использования тока 96%?
156. Сколько кубических метров хлора (0°С и 101,ЗкПа) требуется
пропустить через 1м 3 59%-ного раствора KI (р=1,71 г/см 3 ) для выделения
из раствора всего йода? Какой объем хлора потребуется дополнительно
пропустить для окисления выделившегося йода в HIO3?
157. Вычислить нормальность раствора НС1, если 40 мл раствора после
прибавления AgNO3 образовали 0,574 г AgCl.
158. Сколько граммов K2Cr2О7 и сколько миллилитров 39%-ного
раствора HCl (ρ = 1,2 г/см 3 ) следует взять, чтобы с помощью выделившегося
хлора окислить 0,1 моль FeCl2 в FeCl3?
159. Вычислить процентное содержание KIО3 в растворе, если 3,21 г
раствора, реагируя с избытком KI в разбавленном сернокислом растворе,
образует 0,635г йода.
160. Сколько граммов 20%-ного раствора NaHSО3 потребуется для
выделения всего йода из 1,6 л 0,4 М раствора NaIO3? При реакции образуются
NaHSO4 и Na2SО4.
161. В 100 г Н2О при 20оС растворяется 3,6 г брома. Сколько граммов
бромной воды потребуется для окисления 7,6 г FeSO4 в сернокислом
растворе?
162. Сколько килограммов плавикового шпата, содержащего 97,5%
CaF2, и сколько литров 98%-ной H2SO4 (ρ =1,84 г/см 3 ) потребуется для
получения 1кг HF?
163. Раствор HIO3 содержит 65% I2О5. Вычислить процентное содержание
HIO3 в растворе.
164. Сколько миллилитров 5%-ного раствора HIO3 (ρ = 1,02 г/см 3 )
потребуется для окисления 40 мл 8%-ного раствора HI (ρ =1,06 г/см 3 )?
Сколько граммов йода образуется при этом?
165. Сколько миллилитров 6%-ного раствора KBrO3 (ρ =1,04 г/см 3 )
потребуется для окисления в сернокислом растворе 50 мл 0,75 М раствора
FeSO4?
166. Сколько граммов KI можно окислить в KIO3 электрическим током
силой 13,4А за 2 ч?
167. При изготовлении KClO3 вначале, действуя хлором на известковое
молоко Са(ОН) 2 , получают Са(С1О3)2; обменной реакцией с KCl его переводят
в KClO3. Вычислить в тонна х расход хлора, негашеной извести и KCl,
необходимый для получения 1т KClO3, учитывая при этом, что выход
продукта составляет 80% от теоретически вычисленного.
168. Какое количество K2MnО4 получится из 100 кг пиролюзита с
содержанием 87% MnO2, если выход K2MnO4 составляет 60% теоретического?
Сколько часов следует пропускать ток в 1000 А для окисления полученного
количества K2MnO4 в KMnO4?
120
169. Сколько граммов FeSО4•7Н20 можно окислить в сернокислом
растворе при действии 40м л 0,12 н. раствора KMnO4?
170. Какой объем хлора (0°С и 101,3кПа) требуется для окисления 1т
24%-ного раствора K4[Fe(CN)6].
171. Какие объемы 39%-ного раствора HCl (ρ = 1,19 г/см 3 ) и 75%-ной
азотной кислоты (ρ = 1,44 г/см 3 ) теоретически необходимы для перевода
100 г платины в платинохлористоводородную кислоту, если исходить из
предположения, что продуктом восстановления азотной кислоты является
эквимолярная смесь NO и NO2? Какова масса образовавшейся комплексной
кислоты H2[PtCl6] 6H2O?
Варианты домашнего задания по теме
«Основные законы химии. Расчеты по уравнениям реакций»
Номер варианта Задача 1 Задача 2 Задача 3 Задача 4 Задача 5 Задача 6
1
1
31
61
91
12
15
1
1
2
2
32
62
92
12
15
2
2
3
3
33
63
93
12
15
3
3
4
4
34
64
94
12
15
4
4
5
5
35
65
95
12
15
5
5
6
6
36
66
96
12
15
6
6
7
7
37
67
97
12
15
7
7
8
8
38
68
98
12
15
8
8
9
9
39
69
99
12
15
9
9
10
10
40
70
10
13
16
0
0
0
11
11
41
71
10
13
16
1
1
1
12
12
42
72
10
13
16
2
2
2
13
13
43
73
10
13
16
3
3
3
14
14
44
74
10
13
16
4
4
4
15
15
45
75
10
13
16
5
5
5
121
16
16
46
76
10
6
17
17
47
77
18
48
10
78
19
49
20
50
21
51
22
52
23
53
24
54
25
55
26
56
27
57
28
58
29
59
30
60
6
14
11
90
15
15
8
9
30
5
14
11
89
15
7
8
29
4
14
11
88
15
6
7
28
3
14
11
87
15
5
6
27
2
14
11
86
15
4
5
26
1
14
11
85
15
3
4
25
1
14
11
84
17
2
3
24
0
14
11
83
17
1
2
23
9
14
11
82
16
0
1
22
8
13
11
81
16
9
0
21
7
13
10
80
16
8
9
20
13
10
79
6
7
8
19
16
6
7
18
13
7
14
16
9
12
0
3
15
0
16
8
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1
Константы диссоциации некоторых кислот и оснований при 25оС
Соединения
Метаалюминиевая
Азотистая
Бромноватистая
Метакремниевая
Муравьиная
Селенистая
Селеноводородная
Формула К1
Кислоты
HAlO2
6∙10-13
HNO2
5,1∙10-4
HBrO
2,5∙10-9
H2SiO3
2,2∙10-10
HCOOH
1,8∙10-4
H2SeO3
2,4∙10-3
H2Se
1,3∙10-1
К2
К3
–
–
–
1,6∙10-12
–
4,8∙10-9
1∙10-11
–
–
–
-
122
Сернистая
H2SO3
1,7∙10-2
6,2∙10-8
Сероводородная
H2S
1,0∙10-7
1∙10-14
Синильная
HCN
6,2∙10-10
–
-3
Теллуроводородная
H2Te
2,3∙10
1∙10-11
Угольная
H2CO3
4,5∙10-7
4,8∙10-11
Уксусная
CH3COOH 1,75∙10-5
–
-3
Орто-фосфорная
H3PO4
7,6∙10
6,2∙10-8
Фтороводородная
HF
6,8∙10-4
–
-8
Хлорноватистая
HClO
5,0∙10
–
Основания и амфотерные гидроксиды
Гидроксид алюминия
Al(OH)3 –
–
-5
Гидроксид аммония
NH4OH
1,79∙10
–
4,2∙10-13
-
1,6∙10-11
1,3∙10-4
1,8∙10-11
5∙10-3
4∙10-5
–
2,5∙10-3
5∙10-4
3,4∙10-7
2,5∙10-5
3∙10-8
–
–
1,5∙10-9
4∙10-12
–
1,3∙10-12
–
–
–
–
–
–
–
–
–
1∙10-10
–
Гидроксид галлия
Гидроксид железа (II)
Гидроксид железа (III)
Гидроксид кадмия
Гидроксид кобальта (II)
Гидроксид лития
Гидроксид магния
Гидроксид марганца (II)
Гидроксид меди (II)
Гидроксид никеля (II)
Гидроксид свинца (II)
Гидроксид серебра
Гидроксид хрома (III)
Гидроксид цинка
Ga(OH)3
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Cd(OH)2
Co(OH)2
LiOH
Mg(OH)2
Mn(OH)2
Cu(OH)2
Ni(OH)2
Pb(OH)2
AgOH
Cr(OH)3
Zn(OH)2
–
–
–
–
–
6,7∙10-1
–
–
–
–
9,6∙10-4
1,1∙10-4
–
4,4∙10-5
1,38∙10-9
–
Таблица 2
Произведение растворимости некоторых
малорастворимых электролитов при 25оС
Электро
лит
AgBr
Ag2CO3
AgCl
Ag2CrO4
AgI
Ag2S
Ag2SO4
ПР
5,3∙10-13
8,2∙10-12
1,8∙10-10
1,1∙10-12
8,3∙10-17
6,3∙10-50
1,6∙10-5
Электролит
Fe(OH)2
Fe(OH)3
FePO4
FeS
HgS
MgCO3
Mg(OH)2
ПР
5∙10-16
4∙10-38
1,3∙10-22
5∙10-18
1,6∙10-52
4,0∙10-5
5∙10-12
123
Ag3PO4
Al(OH)3
AlPO4
BaCO3
BaCrO4
BaSO4
Ba3(PO4)2
BeCO3
CaCO3
CaF2
CaHPO4
Ca(H2PO4
1,3∙10-20
5∙10-33
5,7∙10-19
5,1∙10-9
1,2∙10-10
1,1∙10-10
6,0∙10-39
1∙10-3
4,8∙10-9
4,0∙10-11
2,7∙10-7
1∙10-3
Mg3(PO4)2
MnCO3
Mn(OH)2
MnS
Ni(OH)2
PbBr2
PbCO3
PbCl2
PbF2
PbI2
PbS
PbSO4
1∙10-13
1,8∙10-11
4,0∙10-14
2,5∙10-10
2∙10-15
9,1∙10-6
7,5∙10-14
1,56∙10-5
2,7∙10-8
1,1∙10-9
2,5∙10-27
1,6∙10-8
CaSO4
Ca3(PO4)2
CdS
CoCO3
Co(OH)2
CoS
Cr(OH)3
CrPO4
CuC2O4
Cu(OH)2
CuS
9,1∙10-6
2,0∙10-29
7,9∙10-27
1,4∙10-13
2∙10-16
4,0∙10-21
1,1∙10-30
1,0∙10-17
2,9∙10-8
1,6∙10-19
6,3∙10-36
Pb3(PO4)2
Sb2S3
SrCO3
SrCrO4
SrF2
SrSO4
ZnCO3
Zn(OH)2
ZnS
ZnSe
Zn3(PO4)2
7,9∙10-43
1,6∙10-93
1,1∙10-10
3,6∙10-5
2,5∙10-9
3,2∙10-7
1,4∙10-14
5∙10-17
1,6∙10-24
4,7∙10-27
9,1∙10-33
)2
Таблица 3
Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
в водных растворах при 25 оС
Электрод
Электродная реакция
φо, В
Li+/Li
Li++e=Li
–3,045
+
+
K /K
K +e=K
–2,925
+
+
Cs /Cs
Cs +e=Cs
–2,923
2+
2+
Ra /Ra
Ra +2e=Ra
–2,916
2+
2+
Ba /Ba
Ba +2e=Ba
–2,906
2+
2+
Ca /Ca
Ca +2e=Ca
–2,866
+
+
Na /Na
Na +e=Na
–2,714
3+
3+
La /La
La +3e=La
–2,522
2+
2+
Mg /Mg
Mg +2e=Mg
–2,363
11[Al(OH)4] /Al
[Al(OH)4] +3e=Al+4OH
–2,336
2+
2+
Be /Be
Be +2e=Be
–1,847
3+
3+
Al /Al
Al +3e=Al
–1,662
2+
2+
Ti /Ti
Ti +2e=Ti
–1,628
124
[Zn(OH)4]2-/Zn
V2+/V
Mn2+/Mn
Cr2+/Cr
[Sn(OH)4]2-/Sn
Zn2+/Zn
Cr3+/Cr
So/S2Fe2+/Fe
Cd2+/Cd
Co2+/Co
Ni2+/Ni
Sn2+/Sn
Pb2+/Pb
Fe3+/Fe
H+/H2
Bi3+/Bi
Cu2+/Cu
O2/OH–
Cu+/Cu
I2/I–
Ag+/Ag
Hg2+/Hg
Pd2+/Pd
Br2/Br –
Pt2+/Pt
Cl2/Cl–
Au3+/Au
Au+/Au
F2/F–
[Zn(OH)4]2-+2e=Zn+4OHV2++2e=V
Mn2++2e=Mn
Cr2++2e=Cr
[Sn(OH)4]2-+2e=Sn+4OHZn2++2e=Zn
Cr3++3e=Cr
So+2e=S2Fe2++2e=Fe
Cd2++2e=Cd
Co2++2e=Co
Ni2++2e=Ni
Sn2++2e=Sn
Pb2++2e=Pb
Fe3++3e=Fe
H++e=½ H2
Bi3++3e=Bi
Cu2++2e=Cu
½ O2+H2O+2e=2OH–
Cu++e=Cu
½ I2+e=I–
Ag++e=Ag
Hg2++2e=Hg
Pd2++2e=Pd
½ Br2+e=Br–
Pt2++2e=Pt
½ Cl2+e=Cl–
Au3++3e=Au
Au++e=Au
½ F2+e=F–
–1,255
–1,186
–1,180
–0,913
–0,790
–0,763
–0,744
–0,51
–0,440
–0,403
–0,277
–0,250
–0,136
–0,126
–0,036
0
+0,01
+0,337
+0,401
+0,521
+0,535
+0,799
+0,854
+0,987
+1,065
+1,2
+1,359
+1,498
+1,691
+2,87
Растворимость солей, кислот и оснований в воде
Ионы
H+ NH4+
K+
Na+ Ag+ Ba2+ Ca2+ Mg2+ Zn2+ Cu2+ Hg2+ Pb2+ Fe2+ Fe3+ Al3+
OH-
-
P
P
P
-
P
M
H
H
H
-
H
H
H
H
NO3-
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
Cl-
P
P
P
P
H
P
P
P
P
P
P
M
P
P
P
S2-
P
P
P
P
H
P
P
M
H
H
H
H
H
-
-
SO32-
P
P
P
P
M
M
M
M
M
-
-
H
M
-
-
SO42-
P
P
P
P
M
H
M
P
P
P
P
H
P
P
P
CO32-
P
P
P
P
H
H
H
H
H
-
-
H
H
-
-
SiO32-
H
-
P
P
H
H
H
-
H
-
-
H
H
-
-
PO43-
P
P
P
P
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
CH3COO- P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P – растворимые (больше 1 г в 100 г воды); М – малорасторимые (от 1 г и до 0,001 г в 100 гводы);
Н - нерастворимые (меньше 0,001 г в 100 г воды); прочерк – разлагаются водой или не существуют.
2
Периодическая таблица Д.И.Менделеева
IA
IIA
1
IVB
VB
VIB
VIIB VIIIB
IB
IIB
ША
IVА
VА
VIА
Li
ГЕЛИЙ
4
Be
5
B
БОР
6
C
10,81
БЕРИЛЛ
7
N
12,01
УГЛЕРОД
8
O
14,007
АЗОТ
КИСЛОРО
9
F
15,999
ИЙ
Na 11
2
4,003
9,01
ЛИТИЙ
VША
He
6,94
3
VПА
1,008
ВОДОРОД
3
2
IIIB
1
H
18,968
ФТОР
Ne
10
20,179
НЕОН
Д
Mg12
22,99
24,31
НАТРИЙ
МАГНИЙ
13
Al
АЛЛЮМИН
14
Si
26,98
15
P
16
S
28,01
30,97
КРЕМНИЙ
ФОСФОР
СЕРА
17
Cl
30,97
35,45
ХЛОР
Ar
18
39,95
АРГОН
ИЙ
19
K
Ca
39,098
4
КАЛИЙ
Rb 37
5
20
Sc
40,08
21
Ti
44,96
КАЛЬЦИ
СКАНДИ
Й
Й
Sr
38
РУБИДИЙ
СТРОНЦ
ИТТРИЙ
6
56
ЦЕЗИЙ
БАРИЙ
87
Ra
[223]
ФРАНЦИЙ
57-71
РАДИЙ
ХРОМ
26
Fe
МАРГАН
ЖЕЛЕЗО
27
Ni 28
58,93
Cu
58,69
КОБАЛЬТ
29
63,55
НИКЕЛЬ
МЕДЬ
Zn
30
Ga
65,39
ЦИНК
31
Ge
69,72
ГАЛЛИЙ
32
As
72,61
Mo42
92,91
95,94
НИОБИЙ
МОЛИБД
ТЕХНЕЦ
РУТЕНИ
ЕН
ИЙ
Й
Ta
73
W
Tc
43
Ru
98
74
Re
178,49
180,95
183,84
ГАФНИЙ
ТАНТАЛ
ВОЛЬФР
33
ГЕРМАНИЙ
34
Se
74,92
МЫШЬЯ
СЕЛЕН
75
44
101,07
45
Pd 46
Ag 47
102,91
106,42
107,87
112,41
СЕРЕБРО
Rh
РОДИЙ
ПАЛЛАДИ
Cd
48
In
49
Sn
50
114,82
118,71
КАДМИЙ
ИНДИЙ
ОЛОВО
Tl
Sb
51
Te
52
121,75
127,75
78
Au 79
Hg 80
192,22
195,08
196,97
200,59
ОСМИЙ
ИРИДИЙ
ПЛАТИНА
ЗОЛОТО
Os
76
186,21
190,2
РЕНИЙ
77
Ir
Pt
Ac-Lr
**
Rf 104
Db 72
Sg106
Bh107
Hs108
Mt109
110
[261]
178,49
[266]
[267]
[269]
[268]
[268]
РЕЗЕРФО
ДУБНИЙ
ХАССИЙ
МЕЙТНЕР
Р
СИБОРТ
БОРИЙ
ИЙ
СУРЬМА
ТЕЛЛУР
РТУТЬ
81
Pb
82
83
Bi
Po
84
204,38
207,2
208,98
[209]
ТАЛЛИЙ
СВИНЕЦ
ВИСМУТ
ПОЛОНИЙ
111
112
[268]
[277]
114
115
113
116
[…]
[289]
ИЙ
La57
Ce58
Pr 59
Nd60
Pm61
Sm62
Eu63
1,008
1,008
1,008
1,008
1,008
1,008
1,008
ЛАНТАН
ЦЕРИЙ
ПРАЗЕОДИМ
НЕОДИМ
Ac89
Th90
Pa 91
U
[227]
232,04
ТОРИЙ
ПРОТАКТИНИЙ
БРОМ
Kr
36
83,80
КРИПТОН
53
I
126,90
ИОД
Xe
54
131,29
КСЕНОН
Й
ДИЙ
АКТИНИЙ
79,90
At
85
Rn
86
[210]
[222]
АСТАТ
РАДОН
АМ
89-103
[231]
35
Br
78,96
К
Nb 41
72
Co
55,85
40
Hf
La-Lu
*
88
[226]
54,94
ЕЦ
ИЙ
137,33
7 Fr
ВАНАДИ
ЦИРКОН
ИЙ
Ba
Mn25
91,22
Zr
88,91
132,91
24
51,996
Cr
50,996
ТИТАН
39
Y
87,62
55
23
V
Й
85,47
Сs
22
47,87
Gd 64
1,008
Tb65
Dy66
1,008
1,008
Ho 67
1,008
Er 68
Tm69
Yb 70
1,008
1,008
1,008
Lu 71
1,008
ПРОМЕТИЙ
САМАРИЙ
ЕВРОПИЙ
ГАДОЛИНИЙ
ТЕРБИЙ
ДИСПРОЗИЙ
ГОЛЬМИЙ
ЭРБИЙ
ТУЛИЙ
ИТТЕРБИЙ
ЛЮТЕЦИЙ
92
Np 93
Pu 94
Am95
Cm 96
Bk97
Cf 98
Es 99
Fm100
Md101
No102
Lr103
238,03
[227]
[244]
[243]
[247]
[247]
[252]
[257]
[258]
[259]
УРАН
НЕПТУНИЙ
ПЛУТОНИЙ
АМЕРИЦИЙ
КЮРИЙ
БЕРКЛИЙ
[251]
КАЛИФОРНИЙ
ЭЙНШТЕЙНИЙ
ФЕРМИЙ
МЕНДЕЛЕВИЙ
НОБЕЛИЙ
[260]
ЛОУРЕНСИЙ
*
Лантаноиды
**
Актиноиды
117
118
Образец оформления титульного листа отчета о лабораторной работе
Уфимский государственный нефтяной технический университет
Кафедра «Общая и аналитическая химия»
Дисциплина «Химия»
ОТЧЕТ
по лабораторной работе №__
на тему: Название темы лабораторной работы
Выполнил
студент группы__________
______________ Фамилия И.О.
(Подпись, дата)
Принял
доцент кафедры ОАХ
______________ Фамилия И.О.
(Подпись, дата)
2
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов. – 4-е
изд., – М.: Высшая школа, 2002. – 543 с.
2. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия:
учебник для вузов. – М.: Химия, 2000. – 592 с.
3. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов.–М.:
Высшая школа, 2004. – 432 с.
4. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для техн. напр. и спец. - М.:
Высшая школа, 2006. – 557 с.
5. Хьюи Дж. Неорганическая химия. – М.: Химия, 1987 – 696с.
6. Князев А.А., Смарыгин С.Н. Неорганическая химия –М.: Высшая
школа, 1990. – 430 с.
7. Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия: учеб. пособие для вузов /под
ред. А.И.Ермакова – 29 – е изд., испр. – М.: Интеграл–Пресс, 2001. – 728 с.
8. Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А. Лабораторные работы
по общей и неорганической химии: учеб. пособие для вузов. – 2-е изд., испр. –
Л.: Химия, 1986. - 288 с.
9. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии:
учеб. пособие для вузов. – 6-е изд., перераб. и доп.–М.: Высшая школа, 2004. –
383 с.
10. Глинка Н.И., Рабинович В.А., Рубина Х.М. Задачи и упражнения по
общей химии: учеб. пособие для студентов нехим. спец. вузов /под ред. В.А.
Рабиновича, Х.М. Рубиной.–М.: Интеграл-Пресс, 2004.–240 с.
11. Браун Т., Лемей Г.Ю. Химия – в центре наук: в 2 ч.; пер. с англ.–М.:
Мир,1983. – Ч.1.–448 с.; ч.2.–520 с.
12. Зоммер К. Химия: справочник школьника и студента/К.Зоммер, К.Х.
Вюнис, М. Цеттлер; пер. с нем.; под ред. проф. Р.А.Лидина. – 3-е изд.,
стереотип.– М.: Дрофа, 2003.–384 с.
13. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по
неорганической химии.– М.: Химия, 1987.–320 с.
14. Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник.–Л.:
Химия, 1991.–432 с.
3
Содержание
Введение…………………………………………………………………...
1. Химия металлов………………………………………………………...
Лабораторная работа №1. Химические свойства металлов IА
подгруппы (Na)……………………………………………………………
Лабораторная работа №2. Химические свойства металлов IIA
подгруппы (Be, Mg, Ca, Ba)………………………………………………
Лабораторная работа №3. Химические свойства металлов IIIA
подгруппы (Al)…………………………………………………………….
Лабораторная работа №4. Химические свойства металлов IVA
подгруппы (Sn, Pb)………………………………………………………...
Лабораторная работа №5. Химические свойства металлов IIБ
подгруппы (Zn, Cd, Hg)…………………………………………………...
Лабораторная работа №6. Химические свойства металлов IБ
подгруппы (Cu, Ag)……………………………………………………….
Лабораторная работа №7. Химические свойства металлов IVБ и VБ
подгрупп (Ti, V)…………………………………………………………...
Лабораторная работа №8. Химические свойства металлов VIБ
подгруппы (Cr)…………………………………………………………….
Лабораторная работа №9. Химические свойства металлов VIIБ
подгруппы (Mn)…………………………………………………………...
Лабораторная работа №10 Химические свойства металлов VIIIБ
подгруппы (Fe, Co, Ni)……………………………………………………
2. Химия неметаллов……………………………………………………
Лабораторная работа №11. Химические свойства неметалла IIIA
подгруппы (B)……………………………………………………………..
Лабораторная работа №12. Химические свойства неметаллов IVA
подгруппы (C, Si)………………………………………………………….
Лабораторная работа №13. Химические свойства неметаллов VA
подгруппы (N, P)…………………………………………………………..
Лабораторная работа №14. Химические свойства неметаллов VIA
подгруппы (S)……………………………………………………………...
Лабораторная работа №15. Химические свойства неметаллов VIIA
подгруппы (Cl, Br, I)………………………………………………………
Домашнее задание по теме «Основные законы химии. Расчеты по
уравнениям реакций»……………………………………………………..
Приложение………………………………………………………………..
Библиографический список………………………………………………
3
6
6
10
16
20
25
30
38
44
52
60
71
71
75
81
91
102
108
121
127
4
Учебное издание
Зорина Людмила Николаевна, Латыпова Фильзя Низамутдиновна,
Молявко Мария Александровна, Назаров Михаил Николаевич,
Рольник Любовь Зелиховна, Салова Леонора Евгеньевна,
Сергеева Лидия Григорьевна, Сыркин Алик Михайлович,
Чалова Ольга Борисовна
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Под общей редакцией профессора Сыркина Алика Михайловича
Редактор Л.А.Маркешина
Подписано в печать . . . Бумага офсетная № 2. Формат 60х84 1/16.
Гарнитура "Таймс". Печать офсетная. Усл. печ. л. 8,0. Уч.-изд.л. 7,1.
Тираж 600 экз. Заказ
.
Издательство Уфимского государственного нефтяного технического
университета
Типография Уфимского государственного нефтяного технического
университета
Адрес издательства и типографии:
450062, Республика Башкортостан г. Уфа, ул. Космонавтов, 1