Написать уравнение реакции.

Министерство образования и науки Республики Казахстан
Государственный университет им. Шакарима города Семей
Инженерно-технологический факультет
Кафедра химии
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
к выполнению лабораторных работ
по дисциплине “Неорганическая химия”
для студентов специальности 5В060600-Химия
Часть 2
Семей
2014
Введение
В настоящее время высшая школа находится на стадии реформирования.
Эти изменения требуют новых подходов и улучшений в изучении такой
фундаментальной дисциплины как Неорганическая химия.
Химия – наука экспериментальная, глубоко ее постичь без практических
работ в лаборатории невозможно. Глубокие теоретические знания должны
подкрепляться в ходе опытов, которые выполняются своими руками. Таким
образом, основной задачей лабораторных работ является приобретение
студентами разносторонних навыков при проведении химических
экспериментов и закрепление знаний, полученных на лекциях и при
самостоятельной подготовке.
Правила оформления лабораторной работы
Отчет по лабораторным работам должен включать:
1)
тема работы;
2)
цель работы;
3)
реактивы и оборудование;
2) краткие теоретические сведения по данной теме;
3) экспериментальную часть:
а) изложение последовательности лабораторной работы поэтапно;
б) схему установки или рисунок (если необходимо);
в) обработку результатов эксперимента (расчеты и таблицы).
4) выводы;
5) ответы на контрольные вопросы по теме.
Перед началом лабораторной работы проверяется наличие конспекта и
проводится опрос студентов по существу эксперимента, после этого студент
получает допуск к лабораторной работе.
Заключительным этапом является предоставление лабораторной работы,
оформленной по вышеуказанным требованиям преподавателю, ее защита.
Для закрепления темы и защиты лабораторной работы выдаются задания,
включающие в себя теоретические вопросы и практические задачи.
Техника безопасности при работе в химической лаборатории
1 Общие правила работы в лаборатории химии
1 В лаборатории химии при выполнении лабораторной работы должны
находиться не менее двух человек.
2 Выполняющие работы должны знать правила техники безопасности и
пожарной безопасности.
3 Категорически запрещается в лаборатории принимать пищу, курить и
пить воду из химической посуды.
4 Каждый работающий должен знать месторасположение средств
пожаротушения и уметь ими пользоваться.
5 Прежде чем приступить к работе, необходимо изучить свойства
используемых и образующихся веществ, а также правила техники безопасности
при работе с ними.
6 Запрещается проводить опыты в грязной посуде. Посуду следует мыть
сразу после выполнения работы.
7 Нельзя оставлять работающие лабораторные установки, а также
включенные приборы без присмотра.
8 При выполнении работы обязательно следовать указаниям по
использованию всех необходимых индивидуальных средств защиты.
9 Запрещается пробовать на вкус какие бы то ни было вещества.
10 Нельзя наклоняться над сосудом с нагревающейся жидкостью,
направлять отверстие таких сосудов на себя и на других работающих.
11 Категорически запрещается использовать вещества из посуды, не
имеющей этикетки.
12 Определять запах вещества следует, осторожно направляя пары к себе
легким движением руки и не вдыхая их полной грудью.
13 После окончания работы необходимо привести в порядок рабочее
место, выключить газ, воду и электроэнергию.
14 Нельзя оставлять зажженные газовые горелки и включенные
электроплитки.
15 Запрещается выливать в раковины остатки кислот, щелочей,
легковоспламеняющихся и горючих жидкостей, бросать в раковины бумагу,
спички, песок и другие твердые вещества.
16 Категорически запрещается нагревать жидкость в закупоренных
сосудах и аппаратах, кроме предназначенных для этого автоклавов.
17 Каждый работающий в лаборатории должен знать, где находится
аптечка с медикаментами, и уметь оказать первую помощь при различных
травмах.
Предупреждение и предотвращение частных случаев связано прежде
всего с неукоснительным соблюдением всех правил техники безопасности.
При использовании легковоспламеняющихся жидкостей (ЛВЖ)
необходимо следить, чтобы в радиусе 2 м не было открытого пламени.
Перегонку таких веществ следует вести на водяной или воздушной бане с
использованием электроплиток закрытого типа. Особую опасность
представляет диэтиловый эфир.
Его перегоняют на предварительно нагретой в другом месте водяной
бане. Хранят ЛВЖ в толстостенных склянках в железных ящиках, выложенных
асбестом, вдали от источников тепла. Общее количество ЛВЖ в лаборатории не
должно превышать суточной потребности. Перед разборкой приборов,
содержащих остатки ЛВЖ, необходимо погасить все ближайшие горелки.
При работе со щелочными металлами, карбидом кальция и некоторыми
другими веществами в присутствии воды возможен взрыв. Он может произойти
и при проведении процессов в вакууме или в автоклавах, запаянных ампулах и
т.д. при повышенном давлении. Взрывы возможны также при получении или
использовании в синтезе нитросоединений, диазосоединений и некоторых
других веществ. Во всех подобных случаях работу надо проводить в защитных
очках или маске.
Операции со щелочными металлами выполняют на специально
приготовленном рабочем месте сухими инструментами при полном отсутствии
воды. Взвешивание их производят под слоем сухого керосина в закрытом
бюксе. Остатки натрия или калия уничтожают постепенным растворением в
абсолютном спирте с последующей нейтрализацией раствора.
Большую опасность представляет неосторожная работа с кислотами и
щелочами. Даже слабые кислоты (например, уксусная кислота) при высоких
концентрациях способны вызывать химические ожоги. Попадание растворов
кислот и щелочей в глаза может привести к поражению роговицы и потере
зрения. Особенно опасны в этом отношении щелочи и аммиак. Поэтому все
работы с кислотами и щелочами проводят в защитных очках и резиновых
перчатках в вытяжном шкафу, а при переливании кислот из большой емкости в
маленькую следует надевать резиновый фартук и использовать сифон. Для
разбавления кислоту вливают тонкой струей в воду при постоянном
перемешивании.
При измельчении твердых щелочей большие куски, завернутые в
плотную ткань, разбивают молотком, а маленькие растирают в ступке,
закрытой полотенцем. Попадание твердой щелочи в волосы может остаться
незамеченным и вызвать выпадение волос, поэтому во время этих операций
голова должна быть покрыта. Остатки кислот и щелочей необходимо
нейтрализовать и только затем вылить в раковину.
Работая на вакуумных установках с использованием водоструйных или
масляных насосов (вакуум-эксикаторы, вакуумная перегонка, вакуумное
фильтрование), вакуумированный сосуд обязательно следует обернуть
полотенцем. При вакуумных перегонках это делается в процессе испытания
собранного прибора до заполнения его перегонной жидкостью. Глаза должны
быть закрыты очками или маской, которую можно снять только после
охлаждения прибора и впуска в него воздуха.
В случае использования сжатых или сжиженных газов в первую очередь
необходимо убедиться, что баллон и редуктор находятся в исправном
состоянии и что срок годности баллона не истек. Баллон устанавливают в
ящике вне помещения, а газ подводят в лабораторию специальным
трубопроводом.
В лаборатории химии работать следует в халате из хлопчатобумажной
ткани. Резиновые перчатки надевают поверх рукавов халата.
2 Первая помощь при травмах и отравлениях
При термических ожогах обожженные места обильно смачивают
раствором перманганата калия или этиловым спиртом. При попадании кислот
пораженное место промывают проточной водой в течение 10-15 минут, затем
смачивают 3%-ным раствором гидрокарбоната натрия и снова промывают
водой. При ожогах щелочами после промывания водой кожу смачивают 3%ным раствором уксусной кислоты и затем опять промывают водой. Попавшие
на тело органические вещества, не растворимые в воде, смывают большим
количеством растворителя данного вещества, а затем промывают спиртом и
смазывают кремом.
При ушибах, для уменьшения боли и предотвращения подкожного
кровоизлияния, накладывают давящую повязку, а поверх нее лед. При
повреждении тканей, особенно при порезах осколками стеклянной лаборатории
посуды, помощь оказать как можно быстрее. Для этого удаляют, насколько
можно полно, осколки, останавливают кровотечение, очищают поверхность
кожи вокруг раны от грязи и обрабатывают края раны антисептиком, не
допуская попадания этих средств внутрь раны. При внезапном возобновлении
кровотечения применяют 3%-ный раствор пероксида водорода, водный раствор
хлорида железа (III), которые вносят непосредственно в рану. Затем
накладывают стерильную салфетку или тампон и плотно прибинтовывают,
после чего пострадавшего отправляют в медпункт.
При электротравмах до прихода врача пострадавшему обеспечивают
полный покой и приток свежего воздуха. Пострадавший не должен делать
лишних движений. Если нарушены дыхание и сердечная деятельность, то
необходимо немедленно прибегнуть к искусственному дыханию и непрямому
массажу сердца и не прекращать эти операции до полного восстановления
функций или до прибытия медицинских работников. Искусственное дыхание
делается только в том случае, если человек дышит неритмично или не дышит
совсем.
Контрольные вопросы и задания
1 Реакционную смесь, содержащую легковоспламеняющуюся жидкость
нагревают в круглодонной стеклянной колбе на пламени горелки, закрытом
асбестовой сеткой. К каким последствиям может привести такой
«эксперимент»?
2 Что следует сделать, если в лаборатории возник очаг пожара?
3 Необходимо перегнать вещество, которое является горючей жидкостью
и при кипении разлагается. Каким методом следует воспользоваться? Какие
меры предосторожности надо принять?
4 Имеется кусок гидроксида натрия около 500 г. Необходимо приготовить
200 г 40%-ного раствора этого вещества в воде. Опишите последовательность
действий. Какими средствами индивидуальной защиты надо воспользоваться?
5 Опишите последовательность действий при попадании на открытый
участок кожи концентрированной щелочи или концентрированной кислоты.
Тема: «Кислород. Водород. Пероксид водорода»
Цель занятия: Ознакомление со свойствами водорода и кислорода.
Оборудование и реактивы: Пробирки, штатив, спиртовка,
газоотводная трубка, газометр, стеклянная банка на 150-200мл, щипцы.
Перманганат калия, нитрат калия, сера, уголь, цинк, 20% раствор серной
кислоты. Пероксид водорода, бихромат калия, этиловый эфир, иодид калия,
крахмал.
Выполнение работы.
Опыт 1. Получение кислорода.
Нагреть в пробирке небольшое количество перманганата калия. Доказать
выделение кислорода (как?). Написать уравнение реакции.
Опыт 2. Свойства кислорода.
Взять сухую пробирку и заполнить наполовину нитратом калия.
Укрепить её в штативе вертикально и нагревать до расплавления соли. Когда из
расплавленной массы начнут выделяться пузырьки газа, накалить на спиртовке
кусочек угля и бросить в пробирку. Наблюдать горение угля в кислороде в
момент его выделения. Когда уголь сгорит, бросить в пробирку кусочек серы.
Написать уравнения реакций.
Опыт 3. Различие окислительных свойств чистого кислорода и воздуха.
Банку наполнить до краёв водой, закрыть плотно стеклянной пластинкой
и перевернув вверх дном, погрузить в ванну с водой, убрать пластинку.
Подвести газоотводную трубку газометра под банку. Наполнить банку
кислородом, оставив в банке небольшое количество воды (для чего?), закрыть
пластинкой и вынуть из воды. Сравните интенсивность горения серы в воздухе,
в кислороде и в атомарном кислороде (опыт 2). После сжигания ложечку, в
которой сжигалась сера, погрузить в воду на дно сосуда. Закрыть банку,
взболтать, растворить продукты горения серы. Написать уравнения реакции.
Опыт 4. Получение водорода действием металла на кислоту.
Поместить в пробирку несколько гранул цинка, прилить серной кислоты,
закрыть отверстие пробирки газоотводной трубкой, кончик которого оттянут
вверх. Проверив выделяющийся водород «на чистоту», можно поджечь водород
горящей лучинкой. Можно ли применять концентрированную серную кислоту?
Ответ обоснуйте. Напишите уравнения реакций.
Опыт 5. Восстановление перманганата калия водородом в момент
выделения.
В разбавленный раствор серной кислоты добавить несколько капель
перманганата калия, разделить в две пробирки. В одну из них бросить кусочек
цинка, в другую пропустить водород из аппарата Кипа. Сравнить скорость
обесцвечивания раствора в пробирках. Написать уравнение реакции.
Опыт 6. Реакция открытия пероксида водорода.
Налить в пробирку 3мл воды, добавить 2-3 капли бихромата калия и 2-3
капли разбавленной серной кислоты. Прилить 1мл этилового эфира и 1-2мл
пероксида водорода. Встряхнуть содержимое пробирки. Наблюдать
окрашивание слоя эфира в синий цвет. Написать уравнения реакций.
Опыт 7. Окислительные свойства пероксида водорода.
К 1-2мл раствора иодида калия, подкисленного серной кислотой, прилить
2-3 капли раствора пероксида водорода. Добавить крахмал. Что наблюдается.
Написать уравнение реакции.
Опыт 8. Восстановительные свойства пероксида водорода.
Налить в пробирку 2 мл пероксида водорода, 1-2мл серной кислоты и
приливать по каплям перманганат калия. Какой газ при этом выделятся? Как
меняется цвет раствора. Написать уравнения реакции.
Контрольные вопросы:
1. Напишите уравнения реакций разложения бертолетовой соли, нитрата
калия.
2. Как устроен газометр? Как следует заполнять газометр кислородом?
3. Почему при пропускании озона через раствор иодида калия происходит
пожелтение раствора?
4. Как называются соединения водорода с металлами и неметаллами?
5. Что такое «гремучая смесь»? Что значит «проверить водород на
чистоту»?
6. Какое строение имеет молекула пероксида водорода?
7. Что называется пергидролем? Бывает ли пероксид водорода
безводным?
Тема: «Получение свободных галогенов, их свойства. Водородные и
кислородные соединения галогенов»
Цель занятия: Ознакомление со свойствами галогенов и их водородных
и кислородных соединений.
Оборудование и реактивы: Пробирки, штатив, спиртовка,
газоотводная трубка. Перманганат калия, соляная кислота, диоксид марганца,
сурьма, раствор серной кислоты, йод. Диоксид свинца или сурик, бромид
калия, йодид калия, концентрированная серная кислота. Перманганат калия,
бром, гидроксид кальция, щелочь.
Выполнение работы.
Опыт1. Получение хлора.
А) Всыпать в пробирку немного перманганата калия и прилить
концентрированной соляной кислоты. Закрыть пробирку пробкой с
газоотводной трубкой. Собрать хлор в пробирки, закрыть пробками. Написать
уравнение реакции.
Б) Всыпать в пробирку немного диоксида марганца и прилить
концентрированной соляной кислоты. Написать уравнение реакции.
Опыт 2. Взаимодействие хлора с металлами и неметаллами.
В пробирку с хлором всыпать немного сурьмы. Что наблюдается?
Написать уравнение реакции. В другую пробирку с хлором внести ложечку с
подожженным красным фосфором. Что происходит? Написать уравнение
реакции.
Опыт 3. Свойства йода.
А) Поместить в сухую пробирку несколько кристаллов йода и слегка
нагреть. Обратить внимание на цвет паров. Внести в пары йода холодную
стеклянную палочку. Вынув палочку, наблюдать появление на ней кристаллов
йода.
Б) Когда пробирка с йодом остынет, прилить немного воды. Хорошо ли
йод растворяется в воде? Добавить иодид калия и встряхнуть пробирку.
Объясните причину растворения йода в иодиде калия. Написать уравнение
реакции.
В) В фарфоровой чашке смешать порошок алюминия и кристаллы йода,
капнуть воды. Что при этом наблюдается? Написать уравнение реакции.
Опыт 4. Восстановительные свойства галогенидов.
А) Поместить в пробирку немного диоксида свинца или сурика. Добавить
концентрированный раствор соляной кислоты. Нагреть. Какой газ выделяется?
Написать уравнение реакции.
Б) К раствору бромида калия прибавить несколько капель серной
кислоты, перманганата калия и бензола. Встряхнуть содержимое пробирки.
Объяснить, что наблюдается. Написать уравнение реакции.
В) К нескольким каплям йодида калия осторожно прибавить несколько
капель концентрированной серной кислоты. Что образуется? Написать
уравнение реакции.
Опыт 5. Взаимодействие галогенов с водой.
А) Пропустить ток хлора в пробирку с водой. Написать уравнение
реакции. Прилить несколько капель бензола. Встряхнуть. Наблюдать окраску
слоя бензола.
Б) Растворить бром в воде. Обратить внимание на цвет и запах. Написать
уравнение реакции. Прилить несколько капель бензола. Встряхнуть. Наблюдать
окраску слоя бензола.
В) Растворить йод в воде. Написать уравнение реакции. Прилить
несколько капель бензола. Встряхнуть. Наблюдать окраску слоя бензола.
Сопоставить взаимодействие галогенов с водой.
Опыт 6. Получение и свойства белильной извести.
К 2г гидроксида кальция добавить 15-20мл воды, хорошо перемешать,
поместить в стаканчик, охлаждаемый холодной водой и пропустить хлор в
течение 10-15мин. Зачем необходимо охлаждение? Испытать действие
полученного раствора на индиго или окрашенную ткань. Написать уравнение
реакции.
Опыт 7. Взаимодействие брома и йода с водой.
А) Прилить к бромной воде немного щелочи. Почему исчезают окраска и
запах брома? Написать уравнение реакции.
В) Провести аналогичный опыт с йодной водой. Написать уравнение
реакции.
Опыт 8 Окислительные свойства.
А) К 1-2мл хлорной воды прибавить пероксид водорода. Какой газ
выделяется? Написать уравнение реакции.
Б) К нескольким каплям йодной воды добавить крахмал. Встряхнуть
содержимое пробирки и прибавить тиосульфат натрия до исчезновения синей
окраски крахмала. Написать уравнение реакции.
Контрольные вопросы:
1. Почему химическая активность понижается от фтора к йоду?
2. Чем объясняется повышение температур кипения и плавления в ряду
галогенов?
3. Как меняется сила галогеноводородных кислот?
4. Какими способами можно получить бром?
5. В каких сосудах хранят водный раствор фтористого водорода? Как
называется этот раствор?
6. Объясните, почему при взаимодействии концентрированной серной
кислоты с бромидом калия, получающийся бромистый водород загрязнен
бромом и сернистым газом. Написать уравнение реакции. Как получить чистый
бромистый водород?
7. Какие кислородные кислоты образует хлор?
8. Как получают оксиды хлора?
9. Как можно получить бромат калия и бромид калия?
10. Какие кислородсодержащие кислоты образует йод?
11. Какие кислородсодержащие кислоты образует бром?
12. Укажите самую сильную кислоту среди кислородсодержащих кислот
галогенов.
Тема: «Сера, водородные и кислородные соединения серы»
Цель занятия: Ознакомление со свойствами серы и его соединений.
Оборудование и реактивы. Пробирки, штатив, спиртовка, плитка,
фарфоровый тигель, фарфоровая чашка, стаканы. Сера, концентрированная
серная кислота, сульфид железа, соляная кислота, сульфид аммония.
Сероуглерод, растворы солей меди, цинка, свинца, кадмия, сульфит натрия.
Хлорная вода, перманганат калия.
Выполнение работы.
Опыт 1 Аллотропия серы.
А) Ромбическая сера. В сухую пробирку налить 4-5мл сероуглерода и
небольшими порциями добавлять порошок серы до получения насыщенного
раствора. Полученный раствор отфильтровать в фарфоровую чашку и оставить
под тягой для испарения. Каплю полученного раствора поместить на
предметное стекло, накрыть покровным стеклом и наблюдать под микроскопом
рост кристаллов.
Б) Моноклинная сера. В тигле расплавить серу. Охладить. Вылить серу в
стакан с водой. Рассмотреть образовавшиеся в тигле кристаллы.
В) Пластическая сера. Серу в пробирке расплавить, нагревать расплав
пока не потемнеет. Вылить тонкой струйкой в кристаллизатор с холодной
водой. Вынуть массу из воды, высушить фильтровальной бумагой. Испытать
тягучесть и растворимость в сероуглероде.
Опыт 2. Получение и свойства сероводорода.
Взять в пробирку 1-2г сульфида железа (II), налить 5-8мл 20% раствора
соляной кислоты. Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Поджечь,
выделяющийся сероводород, поднести влажную лакмусовую бумажку. Что
наблюдается? В ряд пробирок налить хлорную воду, подкисленные растворы
перманганата калия и дихромата калия, дистиллированную воду. Через все
растворы пропустить сероводород. Испытать водный раствор лакмусом.
Написать уравнения реакций.
Опыт 3. Получение сульфидов.
Налить в пробирки по 1-2мл раствора солей железа, цинка, меди, кадмия.
Добавить в каждую пробирку по 1-2мл раствора сульфида аммония. Отметить
цвет осадков. К полученным осадкам прилить соляной кислоты. Написать
уравнения реакций.
Опыт 4. Получение оксида серы (IV).
Положить в пробирку несколько кристаллов сульфита натрия. Добавить
1-2мл 70% серной кислоты. Написать уравнение реакции.
Опыт 5. Свойства серной кислоты.
А) В 2 пробирки налить по 2мл концентрированной серной кислоты. В
одну из них внести кусочек серы, в другую – угля. Написать уравнения
реакций.
Б) Насыпать в пробирку 1-2г сахарной пудры, прилить воды до получения
кашицы. Укрепить пробирку в лапке штатива. Прилить 2-3мл
концентрированной серной кислоты. Перемешать содержимое пробирки
стеклянной палочкой. Написать уравнение реакции.
Контрольные вопросы:
1. Приведите примеры реакций, в которых сера проявляет
восстановительные и окислительные свойства.
2. Какие водородные соединения образует сера? Каково их строение?
3. Какие три типа реакции характерны для сернистого газа?
4. Реагируют ли железо, цинк и медь с разбавленным
(концентрированным) раствором серной кислоты? Напишите уравнения
реакций.
5. Как получают тиосульфат натрия?
Тема: «Свойства азота. Получение и свойства аммиака, кислородные
соединения азота»
Цель занятия: Ознакомление со свойствами азота и его водородных
соединений
Оборудование и реактивы. Пробирки, штатив, спиртовка, плитка,
фарфоровый тигель. Сульфат аммония, хлорид аммония, нитрит натрия,
сульфат алюминия, гидроксид кальция. Перманганат калия, дихромат калия,
бромная вода, соляная кислота, едкий натрий, фенолфталеин, лакмус. Азотная
кислота, медь, сероводородная вода, нитрат свинца, нитрат меди. Нитрит
калия, серная кислота, йодид калия, крахмал.
Выполнение работы.
Опыт 1. Получение азота.
В пробирку налить 8-10мл насыщенного раствора хлорида аммония. Во
вторую пробирку налить такое же количество насыщенного раствора нитрита
натрия. Подогреть на спиртовке, слить вместе горячие растворы. Когда
начнется энергичное выделение газа, внесите в пробирку горящую лучинку.
Отметьте наблюдаемое явление. Составьте уравнения реакций: образования
нитрита аммония и последующего его разложения с образованием азота и воды.
Опыт 2.Получение аммиака, его взаимодействие с водой и хлористым
водородом»
Поместить в фарфоровой тигелек по 3-4 микрошпателя сульфата аммония
и гашеной извести. Стеклянной палочкой тщательно перемешать смесь и
небольшое ее количество поместить в пробирку (около ½ объема). Отметить
запах аммиака. Пробирку укрепить в штативе, закрыв пробкой с газоотводной
трубкой, конец которой опустить в коническую колбу с водой около 2/3
объема. На слабом пламени горелки нагревать смесь 3-5 мин, пропуская аммиак
в воду, после чего пробирку с полученным раствором отставить, закрыть
пробкой и сохранить для следующего опыта, а к отверстию газоотводной
трубки поднести стеклянную палочку, смоченную концентрированной соляной
кислотой, влажную красную лакмусовую бумажку.
Описать наблюдаемые явления и объяснить их. Написать уравнения
реакций.
Опыт 3. Восстановительные свойства аммиака.
В три пробирки внести раздельно по 3-4 капли растворов: а) бромной
воды, б) перманганата калия, в) дихромата калия. В каждую из пробирок
добавить по 3-5 капель 25%-ного раствора аммиака. В каждом случае растворы
слегка подогреть до изменения их окраски.
Написать соответствующие уравнения реакций, учитывая, что в каждом
случае аммиак в основном окисляется до молекулярного азота, KMnO4
восстанавливается до MnO2, а K2Cr2O7 – до Cr2O3. Во всех случаях отметить
изменение окраски растворов.
Опыт 4. Образование оксида азота (IV)
К 2 кусочкам мелких стружек меди в пробирке прибавить 10-15 капель
концентрированной HNO3 . Напишите уравнение реакции.
Опыт 5. Образование оксида азота (II).
К 2 кусочкам мелких стружек меди в пробирке прибавить 10-15 капель
30% HNO3 выделяется бесцветный газ оксид азота (II), буреющий на воздухе.
Напишите уравнение реакции.
Опыт 6. Окисление сероводорода азотной кислотой.
В две пробирки налить по 10-15 капель сероводородной воды; в первую
прилить 5-7 капель концентрированнойHNO3, во вторую 5-7 капель
разбавленной 3н HNO3. Обе пробирки слегка нагреть. Написать уравнения
реакции.
Опыт 7. Термическое разложение солей азотной кислоты.
В сухие пробирки поместить нитрат свинца и нитрат меди. Укрепить обе
пробирки в штативе горизонтально и сильно нагреть. Что образуется в каждом
случае. Написать уравнения реакции.
Опыт 8. Восстановительные свойства азотистой кислоты.
Налить в пробирку 5-10 капель разбавленной H2SO4, добавить 1-2 капли
раствора перманганата калия до образования розовой окраски. К полученному
раствору по каплям добавлять нитрит калия. Как изменяется окраска раствора.
Написать уравнение реакции.
Опыт 9. Окислительные свойства азотистой кислоты.
Налить в пробирку 10-15 капель воды, добавить 2-3 капли 2н серной
кислоты, 1-2 капли йодида калия и 2-3 капли крахмала. Раствор перемешать,
добавить 3-5 капель нитрита калия. Наблюдать изменение цвета раствора.
Написать уравнение реакции.
Контрольные вопросы:
1. Как получают азот в промышленности?
2. Какие водородные соединения образует азот?
3. Охарактеризуйте химическую активность азота.
4. Какие степени окисления проявляет азот в соединениях?
5. Чем обусловлена высокая растворимость аммиака в воде?
6. Напишите уравнение реакции термического разложения дихромата
аммония.
7. Как можно получить азотистый ангидрид?
8. Как можно из азотной кислоты получить азотный ангидрид?
9. Напишите формулы оксидов азота. Объясните причину полимеризации
некоторых из них. Какие из оксидов являются кислотообразующими?
10. Написать уравнения реакций взаимодействия растворов азотной
кислоты различной концентрации с медью, цинком, оловом.
Тема: «Свойства фосфора. Получение и свойства соединений
фосфора. Подгруппа мышьяка»
Цель занятия: Ознакомление со свойствами фосфора и его соединений.
Ознакомление со свойствами элементов подгруппы мышьяка.
Оборудование и реактивы. Пробирки, штатив, спиртовка, плитка,
фарфоровая чашка, стаканы. Красный фосфор, белый фосфор, сероуглерод,
концентрированная азотная кислота. Сульфат железа (III), хлорид бария,
сульфат алюминия, гидрофосфат натрия, фосфат натрия, дигидрофосфат
натрия. Соляная кислота, уксусная кислота, лакмус. Оксид мышьяка (III),
хлорид сурьмы (III), хлорид висмута (III). Соляная кислота, карбонат натрия,
едкий натр, йодид калия.
Выполнение работы.
Опыт 1. Получение белого фосфора.
В пробирку поместить небольшое количество красного фосфора и
закрыть отверстие ватным тампоном. Закрепить пробирку в штативе и
осторожно ее нагреть до перевода фосфора в пар. Что произошло с фосфором?
Наблюдать свечение фосфора в темноте.
Опыт 2. Растворимость фосфора в сероуглероде.
Налить в фарфоровую чашку 2-3мл сероуглерода и опустить маленький
кусочек белого фосфора. Испытать растворимость красного фосфора в
сероуглероде.
Опыт 3. Получение ортофосфорной кислоты.
В фарфоровую чашку взять небольшое количество красного фосфора и
10-12 капель концентрированной азотной кислоты. Чашку поставить на
водяную баню и, периодически перемешивая реакционную массу, нагревать до
прекращения выделения диоксида азота. Ортофосфорная кислота получается в
виде сиропообразной почти бесцветной массы. Написать уравнение реакции.
Опыт 4. Получение солей ортофосфорной кислоты.
Внести в 3 пробирки по несколько капель растворов сульфата железа,
хлорида бария, сульфата алюминия добавить несколько капель гидрофосфата
натрия. Наблюдать образование осадков. Испытать растворимость осадков в
уксусной и соляной кислотах. Написать уравнения реакций. Объяснить
растворимость фосфатов, исходя из произведения растворимости.
Опыт 5. Гидролиз растворимых фосфатов.
В 3 пробирки поместить фосфат, гидрофосфат и дигидрофосфат натрия.
Растворить в воде. Прибавить лакмус. Написать уравнения реакций гидролиза
солей.
Опыт 6. Свойства оксида и гидроксида мышьяка (III).
Налить в пробирку 2-3мл воды, оксид мышьяка около 0,1г и нагреть.
Растворяется ли полностью оксид? Разделить содержимое пробирки на 2
части. К первой прибавить едкий натр, а ко второй – соляную кислоту. Что
происходит на холоду и при нагревании? Написать уравнения реакций.
Опыт 7. Свойства оксида сурьмы (III).
К раствору хлорида сурьмы прилить раствор карбоната натрия до
слабощелочной реакции. Что происходит? Нагреть содержимое пробирки
до удаления углекислого газа. Дать осадку осесть. Промыть осадок
декантацией несколько раз водой. Испытать отношение оксида сурьмы к
кислоте и к щелочи. Написать уравнения реакций.
Опыт 8. Гидролиз хлоридов сурьмы (Ш) и висмута (Ш).
В две пробирки налить по 1мл подкисленных растворов хлоридов
сурьмы и висмута. Добавлять воду в обе пробирки до тех пор, пока не
образуются осадки. Написать уравнения реакций гидролиза солей.
Опыт 9. Получение йодистых соединений висмута.
К 1-2мл раствора соли висмута прибавить по каплям раствор йодида
калия. Наблюдать образование буро-черного осадка йодида висмута,
который при добавлении избытка раствора йодида калия растворяется,
давая желто-оранжевый раствор комплексной соли K[BiI4]. Данный
комплекс непрочен, при добавлении воды разлагается с образованием
йодида висмута. При дальнейшем добавлении воды и нагревании
происходит гидролиз с образованием оранжевого осадка. Каков состав
образовавшегося соединения? Написать уравнения всех последовательно
происходящих реакций.
Контрольные вопросы:
1. Какие соединения образует фосфор с водородом? Чем можно
объяснить незначительную растворимость фосфина в воде?
2. Какое строение имеет ион фосфония? В каких условиях можно
получить соли фосфония?
3. Какие процессы протекают при гидратации фосфорного ангидрида?
4. Фосфор образует трихлорид и пентахлорид фосфора, азот образует
только трихлорид. Чем это объясняется?
5. Напишите уравнения реакций получения мышьяковистой и
мышьяковой кислот.
6. Сравните кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства гидроксидов мышьяка, сурьмы, висмута (III).
7. Как можно получить арсин, стибин?
8. Допишите уравнение реакции: As + NaOCl + H2O →
Тема: «Углерод и его свойства. Получение и свойства оксидов,
угольной кислоты»
Цель занятия: Ознакомление со свойствами углерода и его кислородных
соединений.
Оборудование и реактивы. Пробирки, штатив, спиртовка. Серная
кислота, уголь, мрамор, фуксин, оксид меди, дихромат калия, нитрат ртути,
гидрокарбонат натрия, соли кадмия, кобальта, магния, хлорид железа.
Выполнение работы.
Опыт 1.Восстановительные свойства углерода.
В пробирку поместить 2-3 капли концентрированной серной кислоты и
маленький кусочек угля. Укрепить пробирку в штативе и на маленьком
пламени спиртовка и осторожно подогреть ее. Наблюдать выделение пузырьков
газа. По запаху определить один из выделяющихся газов.
а) описать и объяснить наблюдаемые в опыте явления. Написать
уравнения реакции; б) написать уравнение реакции восстановления углем
серной кислоты.
Опыт 2.Абсорбционные свойства угля. Абсорбция красящих веществ из
раствора.
В пробирку до половины ее объема налить светло-розовый раствор
фуксина. Внести в раствор немного активного угля. Плотно закрыть пробирку
пальцем и энергично встряхивать ее 2-3 мин. Дать раствору отстояться и
отметить его обесцвечивание.
Опыт 3. Восстановление углем оксида меди.
На листе фильтровальной бумаги смешать один объем порошка оксида
меди с двумя объемами порошка угля. Приготовленную смесь поместить в
цилиндрическую пробирку, которую укрепить в штативе горизонтально.
Нагревать смесь сильным пламенем горелки в течение 10-12 мин. После
охлаждения пробирки высыпать ее содержимое на лист белой бумаги.
Отметить цвет полученного продукта. Обратить внимание на блестящий
красноватый налет, образовавшийся на стенках пробирки и объяснить его
образование. Написать уравнение реакции.
Опыт 4. Восстановление углем серной кислоты.
В пробирку поместить 2-3 капли концентрированной серной кислоты и
маленький кусочек угля. Укрепить пробирку в штативе и на маленьком
пламени горелки осторожно подогреть ее. Наблюдать выделение пузырьков
газа. По запаху определить один из выделяющихся газов.
Написать уравнение реакции, учитывая, что углерод окисляется до
диоксида углерода. Какое вещество восстановилось?
Опыт 5. Восстановление дихромата калия.
В пробирку с раствором K 2Cr 2O 7 добавить 1-2 капли 2н. Серной
кислоты и 1 каплю раствора Hg(NO 3)2 в качестве катализатора. Пропускать СО
в приготовленный раствор до изменения его окраски. Написать уравнение
реакции восстановления дихромата калия до сульфата хрома(111).В какое
соединение окислился оксид углерода(11)?
Опыт 6. Получение диоксида углерода и его растворение в воде.
Приготовить пробирку с нейтральным раствором лакмуса. В пробирку
положить 3-4 маленьких кусочка мрамора. Укрепив пробирку в штативе
вертикально, внести в нее 5 капель воды и 10 капель концентрированной
хлороводородной кислоты. Быстро закрыть пробирку пробкой с газоотводной
трубкой. Конец трубки опустить в пробирку с нейтральным раствором лакмуса
и пропускать газ 2-3 мин. Отметить изменение окраски лакмуса.
Описать проделанную работу. Написать схему равновесия,
существующего в водном растворе диоксида углерода. Как сместится это
равновесие при добавлении в раствор щелочи? кислоты? Указать причину
смещения равновесия в каждом случае.
Опыт 7. Получение карбонатов щелочноземельных металлов и их
растворение в уксусной кислоте.
В трех пробирках получить карбонаты кальция, стронция и бария
взаимодействием растворов соответствующих солей с карбонатом натрия. Дать
растворам отстояться и, удалив пипеткой или кусочком фильтровальной бумаги
часть жидкости, добавить к осадкам по одной капле уксусной кислоты. Что
наблюдается?
Отметить выпадение осадков, их цвет и растворение в уксусной
кислоте, сопровождающееся выделением газа. Написать уравнения всех
протекающих реакций.
Опыт 8. Образование гидроксокарбонатов некоторых металлов.
К растворам солей магния, кобальта и кадмия добавить столько же
раствора карбоната натрия.
Отметить выпадение осадков гидроксокарбонатов указанных
металлов, их цвет и выделение пузырьков газа. Написать в молекулярном и
ионном виде уравнение реакции, протекающей с участием воды.
Опыт 9. Гидролиз карбоната и гидрокарбоната натрия.
В две пробирки внести по 3-4 капли нейтрального раствора лакмуса. В
одну из пробирок добавить 1-2 капли раствора карбоната натрия, в другую такое же количество раствора гидрокарбоната натрия. Отметить различие в
окраске лакмуса.
Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакции
гидролиза первой и второй соли. В каком случае гидролиз протекает слабее?
Почему?
Опыт 10. Влияние иона CO 3 2- на гидролиз некоторых солей.
К растворам солей железа(111) и олова(11) добавить по 3-5 капель
раствора карбоната натрия.
Отметить выделение газа и образование осадков гидроксидов железа и
олова. Написать уравнения реакций гидролиза указанных солей при добавлении
к ним карбоната натрия. Почему в присутствии иона CO 3 2- гидролиз
практически протекает до конца?
Контрольные вопросы:
1. Написать уравнения реакций получения оксида углерода (II) тремя
различными способами. Как освободить СО от СО2 в одном из способов?
2. Объяснить образование тройной связи в молекуле СО: а) методом ВС,
б) методом МО. Привести соответствующую энергетическую схему. Указать
число связывающих и разрыхляющих орбиталей. Какова кратность связи в
молекуле СО.
3. Какой тип гибридизации АО углерода имеет место при образовании
молекулы СО2? Какую геометрическую форму имеет эта молекула? Дать
соответствующую схему.
4. Почему карбонат кальция растворяется в воде, насыщенной диоксидом
углерода? Написать соответствующие уравнения и объяснить процесс
растворения, пользуясь правилом произведения растворимости.
Тема: «Кремний, олово, свинец и их соединения»
Цель занятия: Ознакомление со свойствами кремния и его кислородных
соединений, со свойствами олова и свинца, их кислородных соединений.
Оборудование и реактивы. Пробирки, штатив, спиртовка, тигель.
Силикат натрия, соляная кислота, едкий натрий. Хлорид кальция, нитрата
меди, хлорид аммония, нитрат кобальта, фенолфталеин. Хлорид олова, цинк,
олово, азотная, серная, соляная кислоты. Щелочь, перманганат калия, нитрат
свинца
Выполнение работы.
Опыт 1. Получение геля и золя кремниевой кислоты.
В две пробирки внести по 4-5 капель в одну – силиката натрия, в другую
– концентрированной соляной кислоты. Добавить в первую пробирку 6-7
капель 2н. раствора соляной кислоты и во вторую - 1-2 капли насыщенного
раствора силиката натрия. Закрыть пробирки пальцем и встряхнуть их.
Наблюдать образование геля кремниевой кислоты в первой пробирке и золя во второй.
Полученный золь кремниевой кислоты нагреть маленьким пламенем
горелки до перехода в гель. Как называется процесс перехода золя в гель?
Какое значение имеет нагревание?
Написать уравнение реакции получения кремниевой кислоты H2SiO3
(данная формула является условной, действительный состав кремниевых
кислот более сложный и может быть выражен общей формулой SiO2 x H2O)
Опыт 2. Соли кремниевой кислоты.
а) получение силиката натрия (растворимого стекла).
Поставить тигелек на фарфоровый треугольник, положить в него
пинцетом кусочек едкого натра с величиной с горошину. Нагреть тигель до
полного расплавления щелочи. Расплавленную массу внести 1 микрошпатель
прокаленного силикагеля и снова нагреть массу до полного расплавления.
Чтобы убедиться в получении соли кремниевой кислоты, провести следующий
опыт. Тигелек охладить, прибавить в него 5-8 капель дистиллированной воды и
тщательно перемещать стеклянной палочкой. Несколько капель раствора
перенести пипеткой в пробирку. В раствор прибавить равный объем 2н.
раствора соляной кислоты и нагреть маленьким пламенем горелки. Отметить
образование геля кремниевой кислоты. Написать уравнения реакций получения
силиката и кремниевой кислоты условной формулы Н2SiO3.
б) Получение малорастворимых солей кремниевой кислоты.
В 4 пробирки внести по 3-5 капель растворов солей: в первую - хлорида
кальция, во вторую - нитрата кобальта, в третью - нитрата свинца и в четвертую
– сульфата меди. Добавить в каждую пробирку по 2-3 капли раствора силиката
натрия. Отметить цвета осадков. Написать уравнения соответствующих
реакций.
Опыт 3. Гидролиз силиката натрия.
В две пробирки внести по 5-6 капель раствора силиката натрия, в одну из
них добавить каплю фенолфталеина. Отметить появление красной окраски. На
избыток, какого иона это указывает? Во вторую пробирку добавить 4-5 капель
раствора хлорида аммония.
Отметить наблюдаемые явления и объяснить различие в степени
гидролиза силиката натрия в чистой воде и в присутствии хлорида аммония.
Написать молекулярные и ионные уравнения обоих случаев гидролиза.
Присутствие, какого иона увеличило степень гидролиза во втором случае? Как
можно уменьшить гидролиз силиката натрия?
Опыт 4. Восстановление олова (II) из раствора.
В пробирку внести 5-6 капель раствора хлорида олова (II) и маленький
кусочек цинка. Отметить выделение металлического олова на поверхности
цинка. Написать уравнение реакции в ионном виде.
Опыт 5. Взаимодействие олова с кислотами.
а) Действие на олово разбавленных кислот.
В три пробирки положить по маленькому кусочку металлического олова.
В каждую из пробирок добавить раздельно по 4-6 капель 2н. растворов кислот:
соляной, серной, азотной. Отметить медленное взаимодействие на холоду.
Нагреть пробирки на водяной бане или на маленьком пламени спиртовки
(осторожно!). Наблюдать выделение газа.
Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что при
взаимодействии олова с разбавленной азотной кислотой выделяется
преимущественно NO, а олово окисляется во всех случаях до Sn 2+, образуя
соответствующие соли. Какой газ выделяется при взаимодействии олова с
разбавленной серной и соляной кислотами?
Опыт 6. Гидроксид олова (II) и его свойства.
В две пробирки внести по 2-4 капли раствора хлорида олова (II). В
каждую пробирку добавить по 2-5 капель 2н. раствора едкого натра до
образования осадка. К полученному гидроксиду олова добавить: в первую
пробирку- 3-5 капель 2н. раствора соляной кислоты ,во вторую – столько же 2
н. раствора едкого натра. Растворы размешать стеклянной палочкой или
осторожно встряхивать пробирки в обоих случаях до растворения осадков.
Отметить наблюдаемые явления и сделать вывод о свойствах гидроксида
олова (II). Написать уравнения реакции: получения гидроксида и его
взаимодействия с кислотой и щелочью, учитывая, что в щелочном растворе
образуются комплексный анион [Sn(OH)4]2—тетрагидрооксостанната (II). Какие
ионы олова находятся преимущественно в растворе при pH < 7? При рН >7?
Опыт 7. Гидролиз хлорида олова (II).
Налить в пробирку 1-4 капли воды и опустить в нее 2-3 кристаллика
хлорида олова(II). Размешать содержимое стеклянной палочкой до полного
растворения кристаллов. К полученному прозрачному раствору добавить еще 56 капель воды. Отметить образование осадка гидроксохлорида олова (II) –
SnOHCl. Прибавлением какого реактива можно уменьшить гидролиз хлорида
олова? Проверить свое заключение опытом. Что наблюдается?
Написать уравнения всех протекающих реакций. Объяснить влияние
добавления воды и кислоты на степень гидролиза этой соли.
Опыт 8. Восстановительные свойства соединений олова (II)
а) Восстановление перманганата калия хлоридом олова.
В пробирку с раствором перманганата калия (3-5 капель) добавить 1-2
капли 2н. раствора соляной кислоты и 3-4 капли раствора соли олова. Что
наблюдается? Написать уравнения реакции, протекающей с образованием
хлорида марганца (II). В какую степень окисления переходит олово?
Опыт 9. Восстановление иона свинца из раствора.
В пробирку поместить кусочек цинка и прибавить 5-6 капель раствора
нитрата или ацетата свинца. Наблюдать выделение свинца в виде блестящих
кристаллов.
Написать уравнение реакции в ионной форме. Какими металлами можно
заменить в этом опыте цинк?
Опыт 10. Действие на свинец разбавленных кислот.
В три пробирки поместить по маленькому кусочку свинца и прилить по 58 капель 2н растворов кислот: в первую - соляной, во вторую - серной, в третью
- азотной. Нагреть пробирки на спиртовке. Во всех ли пробирках протекает
реакция? По охлаждении растворов в каждую пробирку внести по 2-3 капли
раствора иодида калия. В каком случае выпал осадок иодида свинца? На
основании опыта сделать вывод, в какой из взятых кислот свинец практически
растворяется. Объяснить причину различного отношения свинца к указанным
кислотам.
Написать уравнения реакции, учитывая, что при взаимодействии свинца с
разбавленной азотной кислотой выделяется преимущественно NO.
Опыт 11. Гидроксид свинца (II) и его свойства.
В две пробирки поместить по 2-3 капли раствора соли свинца и добавить
в каждую по нескольку капель 2н. раствора едкого натра до выпадения осадка.
Исследовать свойства полученного гидроксида свинца, добавив в одну
пробирку несколько капель 2н. раствора азотной кислоты, в другую – 2н.
раствора едкого натра. Размешать растворы стеклянной палочкой и осторожно
встряхивать пробирки до растворения осадков в обоих случаях.
На основании результатов опыта сделать вывод о свойствах гидроксида
свинца. Написать уравнения реакций получения гидроксида свинца, его
диссоциации и растворения в кислоте и в щелочи, учитывая образование в
щелочной среде комплексного аниона
Pb[(OH)6]4- - гексагидроксоплюмбата (II). Почему в данном опыте следует
пользоваться азотной кислотой, а не соляной или серной?
Контрольные вопросы:
1. Закончить уравнения реакций:
а) Si + HF + HNO3 = NO + H2SiF6 + ….
б) Si + NaOH + H2O =
в) Mg2Si + NH4Cl = SiH4 + NH3 + …
2. Как получить из кварцевого песка: а) кремний, б) тетрафторид
кремния, в) силикат натрия? Написать соответствующие уравнения реакций.
3. Как взаимодействуют германий, олово и свинец с соляной, серной и
азотной кислотами: а) разбавленными, б) концентрированными? Написать
уравнения протекающих реакций. В каком случае растворение свинца
практически полное?
4. Как изменяются: а) восстановительные свойства ионов в ряду Ge2+,
Sn2+, Pb2+, б) окислительные свойства в ряду Ge(IV),Sn (IV), Pb(IV)? Указать
наиболее слабый восстановитель и наиболее сильный окислитель и написать
электронные схемы этих элементов в соответствующей степени окисления.
5. Написать уравнения реакций, указывающие на амфотерные свойства: а)
гидроксида олова (II), оксида свинца (II).
6. При растворении в воде хлорида олова (II) добавляют соляную кислоту
и металлическое олово. Какое значение имеет добавление каждого из этих
веществ? Написать уравнения соответствующих реакций.
7. Как осуществить превращения:
а) Sn 2+ → |Sn(OH)6|4б) PbO2 → Pb2+
Написать полные молекулярные уравнения для каждого случая.
Тема: «Бор, алюминий и их соединения»
Цель занятия: Ознакомление со свойствами бора, алюминия,
соединений.
Оборудование и реактивы. Пробирки, штатив, спиртовка. Бура,
лакмус, азотная, серная, соляная кислоты. Щелочь, сульфат меди, хлорид
меди, алюминий, сульфат алюминия.
Выполнение работы.
Опыт 1. Получение ортоборной (борной) кислоты.
В пробирку с 5-6 каплями горячего насыщенного раствора буры
Na2B4O7х10H2O внести 2-3 капли концентрированной H2SO4. Отметить быстрое
выпадение кристаллов борной кислоты. Написать уравнение реакции
получения борной кислоты из тетрабората натрия и серной кислоты. Солью,
какой кислоты является тетраборат натрия? Написать формулу этой кислоты.
Опыт 2. Гидролиз тетрабората натрия.
В пробирку с 5-6 каплями нейтрального раствора лакмуса добавить 3-4
капли раствора Na2B4O7. Как изменилась окраска лакмуса?
Написать уравнения реакции ступенчатого гидролиза тетрабората натрия,
учитывая, что в результате первой ступени гидролиза образуется ортоборная
кислота и метаборат натрия NaBO2 и по второй ступени – ортоборная кислота и
едкий натр
Опыт 3. Получение малорастворимых боратов.
В две пробирки внести по 3-4 капли насыщенного раствора Na2B4O7 и
добавить по нескольку капель растворов: в первую - сульфата меди, во вторую сульфата алюминия. Отметить цвета выпавших осадков.
Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что во всех
реакциях участвует вода и получается борная кислота, выпадающие осадки
представляют собой в первой пробирке основная соль меди CuOHBO2 –
гидроксометаборат меди, во второй – гидроксид алюминия. Почему в двух
случаях не получились средние соли - борат меди и борат алюминия? Ответ
объяснить, написав уравнения соответствующих реакций.
Опыт 4. Взаимодействие алюминия с разбавленными кислотами.
В три пробирки внести по 5-8 капель 2н. растворов кислот: соляной,
серной, азотной. В каждую пробирку опустить по маленькому кусочку
алюминиевой фольги. Во всех ли случаях протекает реакция на холоду?
Нагреть пробирки на водяной бане. Что наблюдается? Написать уравнения
реакций. Какой газ выделяется при взаимодействии алюминия с разбавленной
азотной кислотой? С разбавленными растворами серной и соляной кислот?
Опыт 5. Влияние хлорид - иона на коррозию алюминия.
В две пробирки поместить по кусочку алюминия и добавить в одну из них
5-8 капель раствора сульфата меди, а в другую – столько же раствора хлорида
меди. Отметить различный результат в обоих случаях: в то время как в первой
пробирке алюминий остается почти без изменения, во второй он быстро
покрывается налетом меди. Написать соответствующее уравнение реакции.
Опыт 6. Гидроксид алюминия, его получение и свойства.
В две пробирки внести по 2-3 капли раствора соли алюминия и по 2-3
капли 2н. раствора едкого натра до образования осадка гидроксида алюминия.
В одну пробирку к полученному осадку прибавить 3-5 капель 2н раствора
соляной кислоты, в другую - столько же 2н раствора едкого натра. Что
происходит в обоих случаях?
Сделать вывод о свойствах гидроксида алюминия. Написать уравнения
реакций: получения гидроксида алюминия и его взаимодействия с соляной
кислотой и едким натром, учитывая, что в щелочной среде образуется
комплексный анион [Al(OH) 6]3-. Указать названия полученных соединений
алюминия. Как изменяются концентрации ионов Al 3+ и [Al(OH) 6]3- при
добавлении кислоты? При добавлении щелочи?
Опыт 7. Гидролиз хлорида алюминия.
В пробирку внести 5-6 капель нейтрального раствора лакмуса и 1-3 капли
раствора хлорида алюминия. Отметить, как изменилась окраска лакмуса и
объяснить причину этого изменения.
Написать в молекулярном и ионном виде уравнение реакции гидролиза,
протекающего преимущественно по первой ступени. Почему гидролиз этой
соли не протекает до конца? Как можно уменьшить степень гидролиза этой
соли?
Контрольные вопросы:
1. Какие вещества получаются при постепенном прокаливании
ортоборной кислоты? Написать уравнения соответствующих реакций и
названия полученных веществ.
2. Что представляют собой по химическому составу: а) бориды, б)
бораны, в) бораты.
3. Какой раствор нельзя кипятить в алюминиевом сосуде: нитрата натрия,
нитрата ртути, соды, хлорида калия? Ответ обосновать, написав
соответствующие уравнения реакций.
4. При действии избытка гидроксида калия и гидроксида аммония на
раствор сульфата алюминия выпавший вначале осадок сохраняется только в
одном случае. Указать, в каком именно. Написать уравнения реакций.
5. Раствор, содержащий сульфат алюминия и ацетат натрия, прокипятили.
Какое вещество выпало при этом в осадок? Написать уравнения реакций.
Тема: «Щелочные и щелочноземельные металлы и их соединения»
Цель занятия: Ознакомление со свойствами элементов группы IA, IIA.
Оборудование и реактивы. Пробирки, штатив, кристаллизатор,
спиртовка, тигель. Азотная, серная, соляная кислоты, фенолфталеин, лакмус.
Крахмал, натрий, калий, карбонат натрия, гидрокарбонат натрия, иодид калия.
Щелочь, сульфат натрия, хлорид бария, хлорид магния, нитрат стронция,
хлорид аммония.
Выполнение работы.
Опыт 1. Взаимодействие щелочных металлов с водой.
Наполнить кристаллизатор водой и поставьте его под тягу. Сделать
маленькую коробочку из фильтровальной бумаги и положите в нее кусочек
металлического натрия размером несколько меньше горошины. При
полуспущенном окне тяги осторожно поместить коробочку с натрием в
кристаллизатор с водой. Наблюдать происходящее явление. Испытать действие
образовавшегося раствора на фенолфталеин.
Аналогичный опыт сделать с металлическим калием. Написать уравнение
реакции.
Опыт 2. Оксиды, гидроксиды щелочных металлов.
На крышку тигля положить маленький кусочек металлического натрия
или калия. Нагреть крышку снизу и, когда металл расплавится, поджечь его
сверху пламенем горелки. Когда весь металл сгорит, охладить полученное
вещество и растворить его в 2-3 мл дистиллированной воды.
К полученному раствору прилить раствор иодида калия, подкисленный
разбавленным раствором серной кислоты и 2-3 капли раствора крахмала.
Написать уравнения реакций. Какие вещества образуются при горении натрия
и калия на воздухе? Как получаются оксиды этих элементов.
Опыт 3. Реакция среды в растворе карбоната и гидрокарбоната натрия.
Внести в три пробирки по 6-7 капель дистиллированной воды. В каждую
из них прибавить такое же количество нейтрального раствора лакмуса. В одну
пробирку внести 1 микрошпатель кристаллов карбоната натрия, в другую такое же количество гидрокарбоната натрия. Третью пробирку оставить для
сравнения. Перемешать растворы стеклянной палочкой. Сравнить окраску
лакмуса в растворах солей с его окраской в третьей пробирке.
Написать ионные и молекулярные уравнения реакций. Почему оттенок
окраски лакмуса в растворах этих солей различен? Ответ мотивировать.
Опыт 4. Термическое разложение гидрокарбоната натрия.
Поместить в тигель 3-4 микрошпателя порошка гидрокарбоната натрия,
поставить тигель в треугольник и прокаливать содержимое пламенем горелки в
течение 10-15 мин. Охладить тигель на воздухе, внести в него 12-14 капель
дистиллированной воды, перемешать стеклянной палочкой и разделить раствор
на две пробирки. Доказать, что в растворе находится соль угольной кислоты.
Для этого в одну из пробирок добавить 3-4 капли 2н. раствора соляной кислоты
и наблюдать выделение пузырьков газа. Какой газ выделяется В другую
пробирку прибавить такое же количество нейтрального раствора лакмуса.
Сравнить окраску лакмуса, по окраске лакмуса определить, какая соль
находится в растворе: карбонат или гидрокарбонат. Написать уравнения
реакции разложения гидрокарбоната натрия при нагревании.
Опыт 5. Получение гидроксида магния и его растворение в кислоте и в
солях аммония.
Внести в две пробирки по 3 капли раствора соли магния и в каждую из
них добавить по 4 капли раствора едкого натра. В одну из пробирок, помешивая
содержимое стеклянной палочкой, прибавить по каплям 2н. раствор соляной
кислоты до полного растворения осадка. Прибавляя кислоту, отсчитывать
число добавляемых капель. В другой пробирке таким же способом растворить
осадок гидроксида магния в 2 н. растворе хлорида аммония. В каком случае для
растворения осадка потребовалось большее количество реактива? Написать
уравнения реакций: получения гидроксида магния и его растворения в кислоте
и в растворе соли аммония.
Опыт 6. Получение гидроксокарбоната магния.
В пробирку к 2-3 каплям раствора соли магния добавить раствор соды до
образования осадка гидроксокарбоната магния. Отметить выделение газа.
Испытать отношение осадка основной соли магния к соляной кислоте.
Написать уравнения реакций получения гидроксокарбоната магния и его
растворения в кислоте.
Опыт 7. Взаимодействие кальция с водой.
Налить в пробирку до 1/3 ее объем дистиллированной воды и внести в нее
пинцетом очень маленький кусочек металлического кальция. Какой газ
выделяется? Почему вода становится мутной? Доказать образование щелочи в
растворе, добавив в него каплю фенолфталеина. Что наблюдается? Написать
уравнение реакции взаимодействия кальция с водой. Указать окислитель и
восстановитель.
Опыт 8. Карбонаты щелочноземельных металлов.
Получить осадки карбонатов кальция, стронция и бария взаимодействием
растворов соответствующих солей (3-4 капли) с раствором соды. Испытать
отношение полученных карбонатов к соляной кислоте. Кислоту добавлять
осторожно по каплям. Написать уравнения протекающих реакций. Отметить
растворимость карбонатов в кислоте.
Опыт 9. Получение гидроксида магния и его растворение в кислоте и в
солях аммония.
Внести в две пробирки по 3 капли раствора соли магния и в каждую из
них добавить по 4 капли раствора едкого натра. В одну из пробирок, помешивая
содержимое стеклянной палочкой, прибавить по каплям 2н. раствор соляной
кислоты до полного растворения осадка. Прибавляя кислоту, отсчитывать
число добавляемых капель. В другой пробирке таким же способом растворить
осадок гидроксида магния в 2 н. растворе хлорида аммония. В каком случае для
растворения осадка потребовалось большее количество реактива? Написать
уравнения реакций: получения гидроксида магния и его растворения в кислоте
и в растворе соли аммония.
Опыт 10. Получение гидроксокарбоната магния.
В пробирку к 2-3 каплям раствора соли магния добавить раствор соды до
образования осадка гидроксокарбоната магния. Отметить выделение газа.
Испытать отношение осадка основной соли магния к соляной кислоте.
Написать уравнения реакций получения гидроксокарбоната магния и его
растворения в кислоте.
Опыт 11. Взаимодействие кальция с водой.
Налить в пробирку до 1/3 ее объем дистиллированной воды и внести в нее
пинцетом очень маленький кусочек металлического кальция. Какой газ
выделяется? Почему вода становится мутной? Доказать образование щелочи в
растворе, добавив в него каплю фенолфталеина. Что наблюдается? Написать
уравнение реакции взаимодействия кальция с водой. Указать окислитель и
восстановитель.
Опыт 12. Карбонаты щелочноземельных металлов.
Получить осадки карбонатов кальция, стронция и бария взаимодействием
растворов соответствующих солей (3-4 капли) с раствором соды. Испытать
отношение полученных карбонатов к соляной кислоте. Кислоту добавлять
осторожно по каплям. Написать уравнения протекающих реакций. Отметить
растворимость карбонатов в кислоте.
Опыт 13. Получение сульфатов кальция, стронция и бария.
В три пробирки внести по 2-3 капли растворов солей: в первую - соли
кальция, во вторую - стронция, в третью - бария. В каждую пробирку добавить
по 3-4 капли раствора сульфата натрия. Что наблюдается? Отметить различную
скорость образования осадков сульфата бария и сульфата кальция. Чем это
объясняется? Испытать действие соляной кислоты на полученные сульфаты.
Написать уравнения реакций образования сульфатов кальция, стронция,
бария и выражение произведений растворимости сульфата и карбоната бария.
Объяснить, пользуясь правилом произведения растворимости, почему карбонат
бария растворяется в разбавленной соляной кислоте, а его сульфат не
растворяется.
Опыт 10. Сравнительная растворимость сульфата и карбоната кальция.
Получить сульфат кальция, добавив к 3-4 каплям раствора хлорида
кальция 5-6 капель раствора сульфата натрия. Дать раствору отстояться и
пипеткой перенести часть его в чистую пробирку. Убедиться в полноте
осаждения, добавив еще одну каплю раствора сульфата натрия. В полученный
прозрачный раствор внести несколько капель раствора соды. Что наблюдается?
Пользуясь правилом произведения растворимости и таблицей величин
ПР, объяснить, почему раствор, после того как из него выпал осадок СaSO4,
снова образует осадок при добавлении ионов CO3 2-.
Контрольные вопросы:
1. Какие кислородные соединения образуют щелочные металлы?
2. Какой состав имеют «каустическая сода», «кальцинированная сода»,
«питьевая сода»?
3. Какие процессы протекают при получении карбоната натрия по методу
Леблана и по методу Сольве?
4. Как получают едкий натрий, едкий кали?
5. Как меняется восстановительная способность в ряду щелочных
металлов?
6. Почему ионы щелочноземельных металлов проявляют меньшую
склонность к
образованию комплексов, чем ионы элементов подгруппы
цинка?
7. К раствору, содержащему соли кальция, бериллия и магния, добавили
избыток раствора едкого натра. Написать ионные уравнения всех реакций,
которые при этом произошли. Какие вещества выпали в осадок?
8. Какая соль – Be(NO 3) 2 или Mg(NO 3) 2 при одинаковых условиях в
большей степени подвергается гидролизу? Ответ обосновать. Написать ионное
уравнение гидролиза этой соли. Как сместится равновесие гидролиза при
добавлении кислоты, при добавлении раствора соли?
9. Пользуясь правилом произведения растворимости, объяснить, почему
Mg(OH) 2 растворяется в соляной кислоте лучше, чем в хлориде аммония?
10. Дописать уравнения реакций:
а)BaO 2 + FeSO 4 + H 2SO 4 =
б) BaO 2 + Cr 2(SO 4) 3 + NaOH =
в) BaO 2 + HgCl 2 = Hg + …
Окислителем или восстановителем является в этих реакциях пероксид
бария?
Тема: «Получение меди и свойства соединений меди»
Цель занятия: Ознакомление со свойствами меди и его соединений.
Оборудование и реактивы. Пробирки, штатив, спиртовка, тигель.
Азотная, серная, соляная кислоты, едкий натр. Сульфат меди, глицерин,
глюкоза, аммиак.
Выполнение работы.
Опыт 1. Получение оксида меди (I).
Растворить 2,5г сульфата меди (II) в 5мл теплой воды и добавить 1,5г
глюкозы. Нагреть раствор и быстро прилить к нему 2,5мл 20% раствора
гидроксида натрия. Смесь перемешать и оставить стоять на 1 час.
Выделившийся осадок промыть водой и сохранить для следующего опыта.
Написать уравнения реакции.
Опыт 2. Свойства оксида меди (I).
Оксид меди поместить в 4 пробирки. В первую пробирку прилить
концентрированную серную кислоту, нагреть. Во вторую пробирку прилить
концентрированной соляной кислоты до растворения появляющегося белого
осадка. Раствор сохранить для следующего опыта. Оксид меди в третьей и
четвертой пробирке растворить в концентрированном растворе аммиака. Одну
из них оставить открытой, а другую закрыть пробкой, обе сильно встряхнуть.
Объяснить наблюдаемые явления. Написать уравнения реакций.
Опыт 3. Получение и свойства гидроксида меди (I).
К хлористоводородному раствору оксида меди (I) (из опыта 2) медленно
по каплям, прилить 20%-ный раствор гидроксида натрия. Что наблюдается?
Слить раствор с осадка и к осадку добавить раствор аммиака. Что происходит?
Написать уравнения реакции.
Опыт 4. Получение оксида меди (II).
К горячему раствору гидроксида натрия прилить горячий раствор
сульфата меди. Смесь нагревать в течение10-15 минут. Что наблюдается?
Испытать отношение оксида меди к разбавленным и концентрированным
растворам кислот, а также гидроксиду натрия на холоду и при нагревании.
Опыт 5. Получение и свойства гидроксида меди (II).
К раствору сульфата меди добавить 0,5мл глицерина, чтобы не
произошло обезвоживание гидроксида меди. Перемешивая раствор прилить
гидроксид натрия. Полученный осадок гидроксида меди разделить в несколько
пробирок. Испытать отношение к соляной кислоте, к концентрированной
щелочи, к аммиаку, к нагреванию. Объяснить наблюдаемые явления. Написать
уравнения реакций.
Опыт 6. Гидролиз соли меди.
Испытать раствор сульфата меди индикатором. Разбавить раствор водой,
нагреть до кипения и снова испытать индикатором. Написать уравнение
реакции гидролиза соли.
Опыт7. Получение комплексной аммиачной соли меди.
К раствору сульфата меди по каплям прилить раствор аммиака.
Наблюдать образование осадка. Затем прибавить избыток аммиака до
растворения осадка. Написать уравнения реакций.
Контрольные вопросы:
1. Как реагирует медь с кислотами?
2. При взаимодействии сульфата меди (II) с йодидом калия выпадает
белый осадок йодида меди (I). Напишите уравнение реакции. Чем объясняется
неустойчивость йодида меди (II)?
3. Напишите уравнение реакции взаимодействия меди с цианистым
калием.
4. Как можно в лаборатории получить медь?
Тема: «Цинк, кадмий, ртуть и свойства их соединений»
Цель занятия: Ознакомление со свойствами металлов подгруппы цинка.
Оборудование и реактивы. Пробирки, штатив, спиртовка, тигель.
Азотная, серная, соляная кислоты, едкий натрий. Цинк, сульфат цинка, нитрат
кадмия, нитрат ртути, хлорид олова, аммиак.
Выполнение работы.
Опыт 1. Растворение цинка в кислотах и щелочах.
Налить в пробирку 4-5 капель 2н. раствора серной кислоты, добавить 1
микрошпатель цинковой пыли и слегка подогреть. То же проделать с
концентрированной серной кислотой и по запаху определить выделение
сернистого газа. Почему разбавленная и концентрированная серная кислота по
разному реагирует с цинком? Написать уравнения
реакций. Испытать
отношение цинка к растворам щелочей. Написать уравнение реакции.
Опыт 2. Гидроксиды цинка и кадмия и их свойства.
Налить в две пробирки по 3-4 капли раствора соли цинка, в две другие –
столько же раствора соли кадмия. В каждую пробирку добавлять по каплям 2н.
раствор едкой щелочи до появления белых студенистых осадков гидроксидов.
Испытать отношение полученных гидроксидов к кислотам и щелочам.
Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Объяснить
различие в свойствах гидроксидов.
Опыт 3. 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. Добавить
в каждую пробирку по 2-3 капли раствора лакмуса и слегка подогреть. В
третью пробирку налить 2-3 капли раствора лакмуса и 1-2 капли воды и
сравнить цвет содержимого этой пробирки с окраской полученных растворов.
На какую реакцию среды указывает окраска лакмуса в растворах солей?
Написать в молекулярной и ионной форме уравнения процессов, вызывающих
изменение окраски лакмуса.
Опыт 4. Комплексные соединения цинка и кадмия.
Поместить в пробирку 1 каплю раствора соли цинка и добавить 2 капли 2
н. раствора аммиака. Осадок, какого вещества образовался? К полученному
осадку приливать по каплям избыток раствора аммиака до растворения осадка.
Тот же опыт проделать с раствором соли кадмия.
Написать уравнения реакций, считая, что характерным координационным
числом для обоих ионов комплексообразователей является 4. Написать
уравнения диссоциации полученных комплексных соединений и комплексных
ионов, а также выражения констант их нестойкости.
Опыт 5. Получение сплава цинк-свинец и ознакомление
с его
свойствами.
В металлический тигель поместить 3г цинковых гранул и 0,5г свинца и
нагреть на пламени горелки. После расплавления металлов и их механического
перемешивания жидкий сплав вылить в железную ложечку.
Какого типа сплав можно ожидать между этими металлами, если учесть
разности радиусов их атомов и типы кристаллических решеток? Сплав
испытать его на механическую прочность (попробовать сломать) в сравнении с
цинком и свинцом, а также их твердость путем нанесения царапин. Чем можно
объяснить изменение прочности и твердости сплава?
Сопоставить химическую активность цинка и сплава, действуя на
приблизительно одинаковые кусочки их раствором соляной кислоты.
Опыт 6. Образование гальванических пар.
Собрать прибор. Заполнить стаканы 1М растворами сульфата цинка и
сульфата меди каждый в отдельности. Соединить их электролитным мостиком
(насыщенный раствор KCl). Опустить в растворы своих солей цинковую и
медную пластинки и соединить их через гальванометр. Наблюдать отклонение
стрелки гальванометра.
Чем оно обусловлено? Составить схему
гальванического элемента. Указать направление перехода электронов во
внешней цепи. Какие ионы и в каких направлениях будут перемешаться в
растворе? Написать суммарное уравнение химической реакции,
Вычислить э.д.с. гальванического элемента.
Опыт 7. Взаимодействие цинка с кислотами.
Возьмите 4 пробирки, опустите туда по кусочку металлического цинка и
прилейте по 1-1,5 мл раствора: в первую - разбавленную H2SO4 , во вторую концентрированную H2SO4 , в третью – разбавленную HNO3 и в последнюю
концентрированную HNO3. Пробирку с концентрированным раствором H2SO4,
нагрейте осторожно до кипения. Наблюдайте выделение во всех пробирках
газообразного вещества. Написать уравнение реакции.
Опыт 8. Взаимодействие металлов с солями.
Возьмите пробирку с 3-4 мл раствора CuSO4 и опустите туда 2 кусочка
металлического цинка. Раствор нагрейте до кипения в течение 3-4 минут, затем
сравните окраску раствора в пробирке и окраску раствора сернокислой меди в
склянке. Какое вещество выделяется в пробирке. Дайте объяснение. Напишите
уравнение реакции.
Опыт 9. Окислительные свойства солей ртути.
Налить в пробирку 2 капли раствора нитрата ртути (II) и 3 капли 0,5 н.
раствора хлорида олова. Наблюдать после первой капли появление белого
осадка каломели Hg2Cl2. Через 3-4 минуты осадок темнеет. Написать уравнения
реакций.
Контрольные вопросы:
1..Написать уравнение реакций растворения цинка в кислотах: а) соляной,
б) серной (концентрированной и разбавленной), в) азотной (концентрированной
и разбавленной), г) щелочи.
2. Какой из гидроксидов Zn(OH)2 или Cd(OH)2 должен проявлять, более
основные свойства? Ответ мотивировать.
3. Написать уравнения реакций, протекающих при добавлении к
раствору, содержащему ионы цинка, кадмия и ртути, а) избытка щелочи, б)
избытка раствора аммиака.
4. Написать уравнение реакции растворения ртути в концентрированной
азотной кислоте: а) в избытке, б) в недостатке.
Тема: «Получение и свойства соединений хрома. Соединения
ванадия»
Цель занятия: Ознакомление со свойствами металлов подгруппы хрома.
Оборудование и реактивы. Пробирки, штатив, спиртовка. Азотная,
серная, соляная кислоты, едкий натрий, пероксид водорода. Сульфат хрома,
иодид калия, карбонат натрия, хлорид бария, нитрат свинца.
Выполнение работы.
Опыт 1. Получение и свойства гидроксида хрома (III)
Получить в двух пробирках малорастворимый гидроксид хрома (III)
взаимодействием раствора соли хрома (III) (3-4 капли) с 2н раствором щелочи
(1-2 капли). Испытать отношение гидроксида хрома к кислоте и к избытку
щелочи, для чего добавлять в одну пробирку по каплям 2н. раствор серной
кислоты, в другую - 2н. раствор щелочи до растворения осадка.
Написать уравнения реакций: а) получения гидроксида хрома(III), б)
взаимодействия гидроксида хрома (III) с кислотой и со щелочью. Сделать
вывод о химическом (кислотно-основном) характере гидроксида хрома (III).
Раствор, содержащий K3[Cr(OH)6] сохранить для опыта 4.
Опыт 2. Гидролиз сульфата хрома
Испытать действие сульфата хрома(III) на лакмус, для чего в пробирку с
3-5 каплями раствора нейтрального лакмуса прибавить несколько кристалликов
сульфата хрома до изменения окраски лакмуса.
Написать в молекулярной и ионной форме уравнение реакции гидролиза.
Как можно ослабить гидролиз данной соли? Как усилить его?
Опыт 3. Совместный гидролиз сульфата хрома и карбоната натрия.
К 2-3 каплям раствора сульфата хрома (III) прибавлять по каплям
карбонат натрия до образования осадка Cr(OH)3. Отметить выделение газа.
Почему не получился карбонат хрома (III)? Какой выделялся газ?
Написать молекулярное и ионное уравнения реакции.
Опыт 4. Восстановительные свойства солей хрома(III)
К полученному в опыте 1 раствору K3[Cr(OH)6] добавить 1-2 капли
щелочи и 3-5 капель 3%-ного раствора пероксида водорода. Нагреть смесь на
водяной бане до перехода зеленой окраски в желтую, что указывает на
образование в растворе хромата калия. Написать уравнение окисления
K3[Cr(OH)6] в K2CrO4.
Опыт 5. Переход хромата калия в дихромат.
К раствору хромата калия (3-4 капли) прибавлять по каплям 2н. раствор
серной кислоты. Отметить окраску взятого и полученного растворов и указать,
какими ионами эти окраски обусловливаются. Написать уравнение реакции.
Почему полученная соль относится к солям изополикислот?
Опыт 6. Переход дихромата калия в хромат.
К раствору дихромата калия (3-4 капли ) прибавлять по каплям раствор
щелочи до изменения окраски. Написать уравнения реакции.
Опыт 7. Получение хроматов бария, свинца.
В три пробирки с раствором хромата калия (2-3 капли) прибавить по 2-3
капли растворов: в первую – хлорида бария, во вторую – нитрата свинца.
Отметить цвета осадков. Написать в молекулярные и ионные уравнения
реакций.
Опыт 8. Окисление иодида калия.
К подкисленному серной кислотой раствору дихромата калия (4-5 капель
) добавить 3-4 капли раствора иодида калия. Отметить изменение окраски.
Доказать с помощью раствора крахмала выделение свободного йода, для чего в
пробирку с 5-6 каплями крахмала внести одну каплю полученного в опыте
раствора. Написать уравнение реакции.
Опыт 9. Окисление соляной кислоты.
К раствору дихромата калия (2-3 капли ) прибавить 10-12 капель
концентрированной соляной кислоты. Смесь нагреть до перехода оранжевой
окраски в зеленую. Отметить выделение газа. Как изменилась степень
окисления хрома? Какой газ выделяется? Написать уравнение реакции.
Контрольные вопросы:
1. Объясните, почему при действии растворов сульфида аммония и
карбоната натрия на раствор сульфата хрома (III) выпадают осадки одинакового
состава? Напишите уравнения реакций.
2. Почему аммиакаты хрома (III) получают не в водной среде?
3. Как изменяются окислительно-восстановительные свойства у хрома
различной степени окисления?
4. Какие химические соединения называются тиосолями? Как можно
получить тиосоль ванадия?
5. Напишите формулу мета-, тримета-, орто-, пиро-, декаванадатов
натрия.
Тема: «Свойства марганца и его соединений»
Цель занятия: Ознакомление со свойствами марганца и его соединений.
Оборудование и реактивы. Пробирки, штатив, спиртовка. Азотная,
серная, соляная кислоты, едкий натрий. Сульфат марганца, перманганат калия,
пероксид водорода, бромная вода, хромат калия, карбонат натрия, этиловый
спирт.
Выполнение работы.
Опыт 1. Гидроксид марганца (II) и его свойства.
В две пробирки внести по 3-4 капли раствора соли марганца (II) и по 2-3
капли 2н. раствора щелочи. Каков цвет полученного осадка гидроксида
марганца(II)? Размешать осадок стеклянной палочкой и отметить его побурение
вследствие окисления марганца(II) до марганца (IV). Во вторую пробирку с
осадком гидроксида марганца добавить 2-3 капли 2н. раствора серной кислоты.
Что наблюдается? Какие свойства характерны для гидроксида Mn(II)? Написать
уравнения реакций.
Опыт 2. Получение некоторых малорастворимых солей марганца (II).
В двух пробирках получить: а) хромат марганца, б) карбонат марганца
взаимодействием хромата калия, карбоната натрия с сульфатом марганца(II).
Растворы брать по 3-4 капли. Отметить цвета осадков. Добавить к каждому
осадку 2-4 капли 2н. раствора кислоты. Сделать вывод о растворимости
полученных солей марганца в кислой среде. Написать уравнения реакций.
Опыт 3. Окисление соли марганца (II) бромом.
Внести в пробирку 2 капли раствора сульфата марганца(II) и 3 капли 2н.
раствора едкого натра. К полученному осадку гидроксида марганца добавить 56 капель бромной воды. Отметить изменение цвета осадка вследствие
образования соединения марганца (IV). Написать уравнение реакции.
Опыт 4. Влияние рН среды на характер восстановления перманганата.
В три пробирки внести по 3-4 капли раствора перманганата калия. В одну
пробирку добавить 2 капли 2н. раствора серной кислоты, в другую – столько же
воды, в третью – 3-4 капли 2н. раствора щелочи. Во все пробирки прибавить
кристаллического сульфита натрия или калия. Отметить различное изменение
первоначальной окраски раствора перманганата в каждом случае. Написать
уравнения реакций.
Опыт 5. Окисление перманганатом калия сульфата марганца(II).
Внести в пробирку 3-4 капли раствора перманганата калия и столько же
раствора сульфата марганца. Отметить исчезновение фиолетовой окраски и
образование бурого осадка. Опустить в пробирку синюю лакмусовую бумажку.
Какая среда в полученном растворе? Написать уравнение реакции.
Опыт 6. Окисление перманганатом калия пероксида водорода.
В пробирку внести 3-5 капель раствора перманганата калия и 2-3 капли
2н. раствора серной кислоты. Добавить 3-4 капли 10%-ного раствора пероксида
водорода. Какой газ выделяется? Как изменилась степень окисления марганца?
Написать уравнение реакции.
Опыт 7. Окисление перманганатом калия спирта в кислой и щелочной
среде.
В две пробирки внести по 2-3 капли раствора перманганата калия. В одну
пробирку добавить 2 капли 2н. раствора серной кислоты, в другую – столько же
2н. раствора щелочи. В пробирку с подкисленным раствором перманганата
калия добавить 3 капли этилового спирта. Раствор подогреть маленьким
пламенем горелки. Отметить изменение окраски. Как изменилась степень
окисления марганца?
В другую пробирку к щелочному раствору перманганата также добавить
3 капли этилового спирта. Наблюдать постепенное восстановление
перманганата сначала до манганата, а затем до диоксида марганца. Отметить
последовательность изменения окраски раствора. Написать уравнения реакций:
восстановления перманганата калия спиртом в кислой среде и восстановления в
щелочной среде сначала до манганата, а затем манганата – до диоксида
марганца, учитывая, что в каждом случае спирт окисляется в альдегид.
Контрольные вопросы:
1. Какое соединение марганца называют манганатом?
2. Как можно получить марганцовый ангидрид?
3. Сравните свойства кислородных соединений марганца.
4. Объясните, почему хлорная и марганцовая кислоты относятся к числу
сильных кислот?
Тема: «Свойства железа, кобальта, никеля и их соединений»
Цель занятия: Ознакомление со свойствами железа и его соединений.
Оборудование и реактивы. Пробирки, штатив, спиртовка. Азотная,
серная, соляная кислоты, едкий натрий. Соль Мора, хлорид железа, иодид
калия, сульфит натрия, роданид аммония, гексацианоферрат (III) калия,
гексацианоферрат (II) калия. Нитрат кобальта, нитрит калия, гидроксид
аммония, пероксид водорода, хлорид кальция, этиловый спирт.
Выполнение работы.
Опыт 1. Характерные реакции на ионы Fe 2+ и Fe 3+ .
Приготовить в пробирке раствор соли Мора и добавить 1 каплю раствора
гексацианоферрата (III) калия (красной кровяной соли K 3 [Fe(CN) 6]. Отметить
цвет образовавшегося осадка. Написать молекулярное и ионное уравнения
реакции.
Опыт 2. Поместить в пробирку 2-3 капли раствора хлорида железа (III) и
добавить 1 каплю раствора гексацианоферрата (II) калия K 4[ Fe(CN) 6].
Отметить цвет образовавшегося осадка. Написать уравнение реакции в
молекулярной и ионной форме.
Опыт 3. Поместить в пробирку 5-6 капель раствора хлорида железа (III) и
добавить 1 каплю 0,01 н. раствора роданида аммония (или калия). Такой же
опыт проделать с раствором соли Мора. Перенести 1 каплю полученного в
первой пробирке раствора в другую пробирку и добавить 8-10 капель воды.
Написать уравнение реакции. Чем объясняется ослабление окраски при
разбавлении?
Опыт 4. Взаимодействие железа с кислотами.
В три пробирки внести по 5 капель 2н. растворов кислот: в первую –
соляной, во вторую – серной, в третью – азотной. В четвертую пробирку
поместить 3 капли концентрированной серной кислоты. В каждую пробирку
поместить немного железных опилок или кусочек железной стружки, после
чего пробирку с концентрированной серной кислотой осторожно нагреть.
Наблюдать происходящие процессы. Затем в каждую пробирку прибавить по 1
капле 0,01 н. раствора роданида калия или аммония, которые с ионами Fe 3+
дают характерную красную окраску соединения Fe(SCN)3. Убедиться в том, что
в соляной и разбавленной серной кислоте образуются ионы Fe 2+, а в азотной
кислоте и концентрированной серной кислоте ионы Fe 3+ . Написать уравнения
проведенных реакций. Чем объяснить , что при взаимодействии железа с
серной кислотой различной концентрации образуются соли железа в различной
степени окисления?
Опыт 5. Гидроксид железа (II).
В пробирку с 3-4 каплями раствора соли Мора приливать 2 н. раствор
щелочи до выпадения зеленого осадка гидроксида железа (II). Перемешать
полученный осадок стеклянной палочкой и наблюдать через 1-2 минуты
побурение осадка вследствие окисления гидроксида железа(II) в гидроксид
железа (III). Проверить опытным путем, как взаимодействует свежеосажденный
гидроксид железа (II) с 2н. раствором соляной кислоты. Какие свойства
проявляет в этой реакции гидроксид железа (II)? Написать уравнения реакций.
Опыт 6. Восстановительные свойства соединений железа (II).
Приготовить в двух цилиндрических пробирках раствор соли Мора. В
одну из них добавить 1 каплю концентрированной азотной кислоты, подогреть
раствор до прекращения выделения газа и дать ему остыть. Затем в обе
пробирки добавить по 1 капле 0,01 н. раствора роданида аммония. В какой
пробирке наблюдается красное окрашивание раствора и почему? Написать
уравнение реакции, считая, что азотная кислота восстанавливается
преимущественно до NO.
Опыт 7. Гидроксид железа (III).
В две пробирки внести по 5-6 капель раствора хлорида железа(III) и
добавить по 3-4 капли 2н. раствора щелочи. Что наблюдается? В одну пробирку
добавить разбавленной кислоты до растворения осадка, во второй пробирке
проверить растворимость осадка в щелочи. Написать уравнения реакций.
Опыт 8. Окисление иодида калия.
В пробирку с 3-4 каплями раствора FeCl3 добавить 1-2 капли раствора
иодида калия. В какой цвет и почему окрашивается раствор? Написать
уравнение реакции.
Опыт 9. Окисление сульфита натрия.
В пробирку с 3-4 каплями раствора FeCl3 добавить несколько
кристалликов сульфита натрия. При этом вначале появляется буро-красное
окрашивание вследствие образования малоустойчивого сульфита железа (III),
которое исчезает при нагревании. Написать уравнение реакции окисления
сульфита натрия хлоридом железа(III) учитывая, что в реакции принимает
участие вода.
Опыт 10. Гидролиз сульфата железа.
Поместить в пробирку 5-6 капель нейтрального раствора лакмуса и
добавить соли Мора. Размешать стеклянной палочкой. Установить по цвету
лакмуса реакцию среды в полученном растворе. Написать уравнение реакции
гидролиза FeSO 4.
Опыт 11. Получение оксида кобальта (III)
Поместить в тигелек несколько кристаллов нитрата кобальта (II),
поставить тигелек 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 и определить по
запаху, какой газ выделяется.
Разложение нитрата кобальта (II) протекает по уравнению:
4 Cо(NO3)2 = 2Cо2O3 + 8NO2 + O2
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?
Опыт 12. Получение гидроксида кобальта (II) и его окисление.
В две пробирки поместить по 2-3 капли раствора соли кобальта и
добавлять по каплям раствор едкой щелочи, 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? Написать уравнения реакций.
Опыт 13. 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 соляной
кислоты, во вторую пробирку внести небольшой кусочек предварительно
прокаленного на асбестированной сетке хлорида кальция. Что наблюдается? В
третью пробирку поместить 1 микрошпатель соли кобальта 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 CоCl2 , какое-либо 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. Изменение цвета раствора во всех
случаях объясняется тем, что непрочный комплексный ион [Co(H2O)6] 2+
сообщает раствору розовую окраску, а элементарный ион Co2+ - синюю.
Опыт 14. Получение комплексного роданида кобальта.
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[Co(SCN)4] . Написать
уравнение реакции.
Опыт 15. Получение амминокомплексов 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. Написать уравнения
реакций.
Опыт 16. Получение нитритокомплекса кобальта.
Поместить в пробирку 3-4 капли насыщенного раствора соли кобальта (II)
и 1 микрошпатель кристаллического нитрита калия. Добавить 1-2 капли 2 н.
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|Co(NO2)6| . Записать название полученного комплексного
соединения.
Опыт 17. Получение оксидов никеля.
Укрепить открытую стеклянную трубку в штативе горизонтально и
поместить в нее 2 микрошпателя нитрата 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 непрочный оксид никеля (III) до перехода его в устойчивый серозеленый оксид никеля (II). Дать трубке остыть, вытряхнуть из нее оксид никеля
(II) на лист бумаги и поместить несколько крупинок в пробирку. Добавить 2-3
капли 2н. раствора HCl и слегка подогреть. Что наблюдается? Написать
уравнения реакций:
Опыт 18. Получение гидроксида никеля (II) и его окисление.
В три пробирки поместить по 2-3 капли раствора соли никеля и добавлять
по каплям раствор едкой щелочи 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 1
каплю бромной воды. Что наблюдается?
Написать уравнения реакций. Сравнить восстановительные свойства
гидроксидов железа, кобальта и никеля в степени окисления +II по
наблюдениям и при сравнении стандартных окислительно-восстановительных
потенциалов (при переходе в гидроксиды этих элементов в степени окисления
+III).
Опыт 19. Получение амминокомплекса никеля.
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 натрия. Что выпадает в
осадок? Написать уравнения реакций:
Опыт 20 Получение гексааммино-никело(II) хлорида.
К раствору NiSO 4 прибавляют по каплям раствор аммиака. Наблюдают
образование зеленого осадка гидроксосульфата никеля. Приливают избыток
раствора аммиака. Как меняется цвет раствора? Напишите уравнения реакций
по стадиям. Какой ион определяет цвет раствора?
Опыт 21. Реактив на ион никеля – диметилглиоксим (реактив Чугаева)
Поместить в пробирку 5-6 капель воды, 2 капли раствора соли никеля и 1
каплю аммиачного раствора диметилглиоксима. Реакция идет с образованием
нерастворимого комплексного диметилглиоксимата никеля, представляющего
собой хелат. Благодаря интенсивной и яркой окраске осадка (обратить
внимание на цвет) эту реакцию используют для обнаружения очень малой
концентрации ионов никеля в растворе.
Контрольные вопросы:
1. Как изменяются кислотно-основные свойства гидроксидов железа с
изменением степени окисления железа?
2. Чем объясняется уменьшение величин характерных степеней
окисления при переходе от железа к никелю?
3. Что такое ферриты? Как их получают, какими свойствами они
обладают?
4. Как можно получить соединения железа (VI)? Как они называются и
какими свойствами они обладают?
5. Что происходит при взаимодействии гидроксидов кобальта (III) и и
никеля (III) с концентрированной соляной кислотой и с разбавленными серной
и азотной кислотами? Напишите уравнения реакций.
6. Как можно получить оксиды кобальта (III) и никеля (III)?
7. Напишите уравнение реакции: CoCl2 + KNO2 + CH3COOH → .
Почему реакцию следует проводить в уксуснокислой среде?
8. Почему железо и никель могут образовывать одноядерные карбонилы,
а кобальт таких карбонилов не образует?