Экспериментальная часть

Целью работы является изучение окислительно-восстановительных свойств водорода, способов его получения.

Опыт 1.. Получение водорода из воды

A. С помощью цинка. В пробирку налить 1 мл воды, добавить 3 капли фе­нолфталеина, и поместить кусочек очищенного (с помощью наждачной бумаги) цинка. Нагреть пробирку. Что наблюдается?

Б. С помощью кальция. Собрать установку (рис. 1), заполнить кристаллиза­тор и пробирку водой. Завернуть кусочек металлического кальция (размером с пол­спички) в марлю и с помощью щипцов быстро подвести к отверстию пробирки. Что наблюдается?

П осле полного вытеснения воды из пробирки закрыть (не переворачивая!) ее отверстие пальцем и собранный газ перелить в дру­гую пробирку, перевернутую вверх дном (переливать в течение примерно 40 с). Поднося по очереди обе пробирки к огню, выяснить, перелит ли газ.

Повторить опыт и продемонстрировать процесс переливания, а также доказательство того, что газ перелит (хотя бы частично), перед группой.

Что обнаруживается при разворачивании марли, в которой был кальций?

Подвергнуть анализу жидкость в кристаллиза­торе. Для чего отобрать в пробирку 1 мл ее и добавить две капли фенолфталеина. Что наблюдается? Почему?

B. С помощью натрия. В стакан на 100 мл налить 30 мл воды, и опустить в стакан кусочек очищенного натрия (величиной с горошину). Что наблюдается и почему? Как меняется цвет воды в ходе эксперимента? Почему?

Сравнить интенсивность окраски фенолфталеина в растворах после опытов А, Б, В и объяснить различия.

Опыт 2. Восстановление оксида меди(II) (Опыт выполняется под тягой!)

А. Получение водорода. Собрать установку, представленную на рис. 2. Предварительно заполнить хлоркальцевую трубку (2) гранулированным хлоридом кальция (зачем?), в трубку (3) поместить (с помощью длинного бумажного «ковши­ка») 0,1 г оксида меди(II), а в отверстие выходной трубки (4) вставить тонкую мед­ную проволоку.

Проверить герметичностъ прибора (как?). Затем в колбу (1) внести 30 гранул цинка, прилить 80 мл 2М серной кислоты и закрыть колбу пробкой. (Проследить, что­бы газоотводная трубка была близка к поверхности раствора. Почему?)

Б. Проверка водорода на чистоту. Собрать газ из газоотводной трубки (4) в сухую пробирку, объемом не более 10 мл (собирать в течение примерно 1-2 ми­нут). Затем закрыть пробирку пальцем (не переворачивая ее) и поднести, отняв па­лец, ее отверстие к огню. Что наблюдается и почему?

Пункт Б повторять до тех пор, пока собранный газ не начнет сгорать без рез­кого звука, что и укажет на его сравнительную чистоту от кислорода.

В. Горение водорода.

Убедившись в отсутствии ки­слорода (во взрывоопасных ко­личествах) в выделяющемся водороде, поджечь его у выхо­да из прибора. Отметить цвет пламени и в присутствии груп­пы определить качественный состав продуктов сгорания. Для этого опрокинуть над пламенем холодную стеклянную воронку. Что наблюдается и почему?

Г. Восстановление меди(II). С помощью спиртовки осторожно прогреть

трубку (3) по всей длине, а потом сильно нагреть ту ее часть, где находится оксид меди(II). Зачем?

Следить за пламенем: если оно погаснет - прекратить нагревание и об­ратиться к преподавателю или лаборанту.

Когда оксид меди восстановится полностью (как это определить?), закончить нагревание и оставить прибор остывать, не прекращая тока водорода (почему?). За­тем слить кислоту с гранул цинка в специальную банку, промыть их водой и сдать лаборанту.

Опыт 3. Получение водорода из щелочного раствора. Сравнение активности молекуляр­ного и атомарного водорода (Опыт выполняется под тягой!)

А. Получение водорода. Собрать установку, схема которой представлена на рис. 3. Положить в пробирку (1) 3-4 кусочка алюминия и прилить 4 мл 1M гидроксида натрия. Заткнуть пробирку пробкой с газоотводной трубкой (2) и на последнюю надеть пробирку (3). Осторожно нагреть пробирку (1) спиртовкой и собирать выде­ляющийся газ в течение примерно 3-4 минут. Доказать, что собранный газ содержит водород (как?).

Б. Восстановление перманганата калия. В две чистые пробирки налить по 3 мл 20 %-ной серной кислоты, и добавить по 2 капли 0,1M перманганата калия. В одну пробирку поместить 4 гранулы цинка, а через раствор во второй - пропускать водород из газоотводной трубки (2), опустив ее до дна пробирки; следить, чтобы жидкость не засосало в трубку. Через 10 минут сравнить окраску растворов в обеих пробирках и сделать вывод. Какая активность (кинетическая или термодинамическая) сравнивается в этом опыте для H₂ и “Н”?

Рис. 3. Установка для да из щелочного раствора получения водорода

Опыт 4. Получение и взрыв «гремучей смеси»

А. Получение водорода (по методу Кавендиша). В колбу с газоотводной трубкой поместить 10 гранул цинка и прилить 20 мл концентрированной хлороводо­родной кислоты. Газоотводную трубку подвести под консервную банку, опрокинутую вверх дном. В дне банки должно быть отверстие диаметром примерно 3 мм, которое на время ее заполнения заклеивается лейкопластырем.

Б. Образование и взрыв «гремучей смеси». После заполнения банки во­дородом (что устанавливается по выделению из-под нее «дыма»), газоотводную трубку удалить, отверстие банки открыть и сразу же выходящий из него водород поджечь длинной лучинкой (стоять как можно дальше!). Что наблюдается? Поче­му?

Дополнительный опыт. Окисление водородосодержащих веществ

В фарфоровую чашку налить 200 мл воды и довести ее до кипения на плитке. Тонкостенную маленькую пробирку наполнить на 1/3 объема парафином и добавить небольшой кусочек керамики (зачем?). Закрепить пробирку в держателе; распла­вить, а затем довести до кипения парафин с помощью спиртовки.

Далее опыт демонстрировать группе. Встав как можно дальше, быстро, но ос­торожно, прилить парафин к воде. Что наблюдается? Почему парафин не загорается при кипячении, а лишь после возгонки при добавлении к воде?

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Нахождение водорода в природе. Изотопы. Почему энергия связи в D₂ несколь­ко больше, чем в H₂?

2. Применение и способы получения H₂. Как выделить водород из смеси газов?

Почему для получения водорода электролизом лучше использовать раствор серной кислоты, а не сульфат натрия? Какие реакции при этом протекают на катоде и аноде?

3. Из какой соли можно получить водород без электролиза? Почему для получения H₂ берут LiH, а не NaH, хотя энтальпия взаимодействия последнего с водой вы­ше?

4. Каким требованиям должны отвечать металлы, чтобы можно было их использо­вать для получения водорода из кислой водной среды? из нейтральной? из ще­лочной?

5. Какие значения ст.ок., к.ч., валентности, эффективного заряда, кратности свя­зей может проявлять водород в соединениях? Привести примеры.

6. Электронная структура, магнитные свойства и порядок связи в молекуле водо­рода и в молекулярных ионах водорода. Температура атомизации водорода.

7. Почему водород может быть отнесен и к IА, и к VIIА группам? Есть ли сходство у водорода с углеродом?

8. В чем причина низких температур плавления и кипения H₂ и очень малой его растворимости и в воде, и в органических растворителях? В чем водород хоро­шо растворим? Каковы физические свойства гелия по сравнению с H₂? Почему?

9. Почему H₂ наилучшим образом отвечает требованиям, предъявляемым к совре­менному топливу? Как на практике приготовить гремучую смесь? Почему необ­ходимо соотношение 2:1?(Объемное или массовое?)

10. Как получить в качестве реагента атомарный водород? Восстанавливается ли H₂SO₄(конц.) молекулярным водородом? атомарным? Рассчитайте э.д.с. этих процессов в стандартных условиях. Есть ли расхождение между теорией и прак­тикой? Почему?

11. Объясните немонотонность роста энергия связи в водородных соединениях элементов второго периода от Li к F:

Какова летучесть соответствующих соединений, отношение их к воде (устойчи­вость связи Э - H к гетеролитическому разрыву)?

12. Во что переходит гидрид кальция при длительном хранении на воздухе? Напи­шите возможные реакции.

13. Рассчитайте порядок связей в НF и в HF₂ методом МО.

14. Определите энергию Гиббса реакции восстановления оксида меди до меди во­дородом. Можно ли таким методом получать цинк?

15. Может ли водород выступать в качестве центрального атома комплекса? в каче­стве лиганда-донора? лиганда-акцептора? в качестве ионов внешней сферы комплексного соединения? Приведите примеры.

16. Чем принципиально отличаются между собой NaHF₂ и KHCO₃?

Лабораторная работа 2.

Тема: ГАЛОГЕНЫ

Галогены (фтор, хлор, бром, йод) находятся в земной коре а также в воде океанов, морей и соленых озер в составе их солей - галогенидов: NaCl, KСl, NaBr, KBr, NaI, KI, CaF₂ и др. Из этих соединений гало­гены получают для технических и лабораторных целей химическими и электрохимическими методами.

Будучи неметаллами, галогены являются окислителями, но их окислительные свойства в ряду фтор-хлор-бром-йод уменьшаются, о чем свидетельствуют значения стандартных окислительно-восстанови­тельных потенциалов полуреакций:

Большое техническое значение имеют галогеноводороды (HF, HCl, HBr, HI), в особенности хлороводород и его водный раствор - соляная кислота. В этих соединениях галогены находятся в отрицательной сте­пени окисления (-1), поэтому они являются восстановителями. Восста­новительные свойства галогеноводородов возрастают в порядке, обрат­ном увеличению окислительных свойств галогенов. Таким образом, наиболее сильным восстановителем является йодоводород.

Среди многочисленных соединений галогенов в положительных степенях окисления особое место занимает хлорат калия KClO₃ (берто­летова соль). Это соединение является сильным окислителем, его окис­лительные свойства проявляются и в растворенном, и в расплавленном, и в твердом состояниях. В растворах хлорат калия восстанавливается до хлорида калия или до свободного хлора. В кислой среде при стандарт­ных условиях окислительные свойства хлорат-ионов характеризуются следующими значениями окислительно-восстановительных потенциа­лов:

Хлорат калия в твердом порошкообразном состоянии входит в со­став спичек, зажигательных смесей, осветительных ракет и составы для фейерверков. В этом случае его окислительные свойства объясняются разложением при нагревании с выделением кислорода по уравнению:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂↑

Экспериментальная часть

Целью работы является:

1) ознакомление с лабораторными методами получения галогенов и их соединений с водородом;

2) изучение окислительно-восстановительные свойств галогенов и их важнейших соединений;

3) проведение качественных реакций на галогены и галогенид-ионы.

Опыт 1. Получение галогенов

В три сухие пробирки внести по одному микрошпателю KCl, KBr и KI (или NaCl, NaBr, NaI) и по одному микрошпателю любого окислителя из числа KMnO₄, MnO₂ или K₂Cr₂O₇. Вещества в пробирках перемешать встряхиванием. Во все пробирки добавить по 2–3 капли концентрированной серной кислоты и наблюдать выделение газообразного хлора, брома и йода, отличающихся окраской. Галогены являются ядовитыми веществами, поэтому опыт следует проводить в вытяжном шкафу.

Убедившись в протекании реакции, в пробирки внести по 5–6 капель тиосульфата натрия, который подавляет выделение галогенов, восстанавливая их до безвредных галогенидов.

Хлор можно также получить из соляной кислоты. Для этого в пробирку внести микрошпатель окислителя (KMnO₄ или MnO₂) и 2–3 капли концентрированной соляной кислоты. Убедившись в протекании реакции, добавить в пробирку 5–6 капель Na₂S₂O₃.

В отчете описать опыт, написать уравнения реакций и указать окраску галогенов. Все реакции уравнять методом полуреакций.

В выводе сформулировать сущность лабораторного метода получения галогенов и объяснить, почему этот метод неприменим для получения фтора.

Опыт 2. Получение галогеноводородов

1. Получение хлороводорода. В сухую пробирку внести один микрошпатель кристаллического хлорида натрия и добавить 4–5 капель концентрированной серной кислоты. Вспучивание хлорида натрия и выделение газа свидетельствуют о протекании реакции. Поднести к пробирке смоченную водой синюю лакмусовую бумагу (вместо лакмуса можно использовать универсальную индикаторную бумагу) и наблюдать изменение её окраски. В отчете описать опыт, написать уравнение реакции и объяснить изменение окраски индикатора. Объяснить, почему в опыте используется твердый хлорид натрия и концентрированная кислота, а не раствор соли и не разбавленная кислота.

2. Получение бромоводорода и йодоводорода. В две сухие пробирки внести по одному микрошпателю кристаллических солей: бромида и йодида натрия (или калия). Добавить к ним по 4–5 капель концентрированной ортофосфорной кислоты. Пробирки слегка подогреть на пламени спиртовки. Вспучивание солей и выделение газов свидетельствует о протекании реакции.

Смочить водой индикаторную бумагу и подержать ее у отверстия пробирок, наблюдать изменение окраски индикатора.

В отчете описать опыт, объяснить изменение окраски индикатора, написать уравнения реакций. Объяснить, почему в опытах используется не серная кислота (как при получении хлороводорода), а ортофосфорная.

Опыт 3. Восстановительные свойства галогеноводородов и галогенидов

В три пробирки внести по 4–5 капель раствора FeCl₃ и по 2–3 капли разбавленного (одномолярного) раствора серной кислоты. Добавить по 3–4 капли растворов KI (первая пробирка), KBr (вторая) и KCl (третья пробирка). По изменению окраски раствора определить, в какой про-бирке произошло восстановление FeCl₃ до FeCl₂ и окисление галогенид-иона. Написать уравнение реакции. Сравнивая окислительно-восстановительные потенциалы галогенид-ионов с потенциалом полу-реакции:

объяснить результаты опыта.

Опыт 4. Исследование окислительных свойств хлората калия

1. Взаимодействие KClO₃ c йодидом калия. В пробирку внести 4–5 капель раствора KI, прибавить 2–3 капли раствора хлората калия или несколько кристалликов сухой соли и 3–4 капли разбавленной серной кислоты. Наблюдать появление бурой окраски раствора. Объяснить опыт, написать уравнение реакции.

2. Окисление соляной кислоты. В пробирку поместить ¹/₃ микрошпателя кристаллического хлората калия и прибавить 2–3 капли кон

центрированной соляной кислоты. Наблюдать выделение газа, обратить внимание на его окраску. Написать уравнение реакции.

3. Окисление оксида марганца (IV). В сухом фарфоровом тигле смешать по одному микрошпателю хлората калия и диоксида марганца и внести в смесь одну гранулу твердого гидроксида калия. На пламени спиртовки довести смесь до расплавленного состояния и нагревать несколько минут. Наблюдать изменение окраски, что свидетельствует об окислении MnO₂. Описать опыт и написать уравнение реакции, учитывая, что зеленый цвет продукта свидетельствует об образовании манга-ната калия.

4. Зажигание смеси сахара и KClO₃ .

(Опыт опасен, поэтому его выполнение требует осторожности!) Небольшое количество (1–2 микрошпателя) мелко растертой бертолетовой соли осторожно смешать стеклянной палочкой в фарфоровом тигле с равным количеством сахарной пудры. Смесь не растирать, так как при растирании возможно воспламенение. К смеси прибавить (осторожно, из длинной пипетки) одну каплю концентрированной серной кислоты. Наблюдать вспышку смеси.

Описать опыт, объяснить инициирующее действие серной кислоты, написать уравнение реакции.

Опыт 5. Качественные реакции на галогены

В две пробирки раздельно внести по 2–3 капли бромной и йодной воды. Добавить в каждую пробирку по 5–6 капель какого-либо органического растворителя. Растворы перемешать стеклянной палочкой. Отметить окраску отстоявшихся слоев в пробирках.

В отчете описать опыт, ответить на следующие вопросы: 1) почему галогены растворяются в органических растворителях гораздо лучше, чем в воде? 2) как называется процесс извлечения брома и йода из водного раствора органическим растворителем? 3) какое практическое значение имеет изученное явление?

Опыт 6. Качественные реакции на галогенидионы

Образование осадков AgCl, AgBr, AgI является характерной реакцией на галогенидионы. Получить указанные вещества реакциями ионного обмена. Растворы соответствующих солей брать объёмом 4–5 капель. Обратить внимание на вид и цвет осадков. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Учитывая небольшое отличие осадков галогенидов серебра друг от друга, предложить реакции, с помощью которых их можно отличить более достоверно и однозначно.

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Объясните изменение длины и энергии связи в молекулах галогеноводородов, и как оно влияет на свойства этих соединений.

2. Покажите схемами и уравнениями реакций химический и электрохимический способы получения хлора из хлорида натрия.

3. Были проведены четыре опыта, в которых:

1) смешаны растворы хлорида натрия и разбавленной серной кислоты;

2) на раствор хлорида натрия подействовали концентрированной серной кислотой;

3) на твердый хлорид натрия подействовали концентрированной серной кислотой;

4) на твердый хлорид натрия подействовали разбавленной серной кислотой.

Объясните, что было получено в каждом опыте.

4. Объясните, с помощью каких реакций и при каких условиях получают газообразные HF, HCl, HBr, и HI из соответствующих солей.

5. Объясните, почему диспропорционирование галогенов в воде протекает обратимо, а в щелочах необратимо.

6. Смесь бертолетовой соли с гидроксидом калия, называемая окислительной смесью, используется для вскрытия минералов. Напишите уравнения вскрытия этой смесью минералов пиролюзита и эсколаита.

7. Смесь бертолетовой соли и сахара вспыхивает и сгорает от одной капли концентрированной серной кислоты. Объясните, какие параллельные и последовательные реакции протекают в этом опыте.

Лабораторная работа 3.

Тема: КИСЛОРОД

Кислород находится в природе в виде простого вещества и, кроме того, он самый распространенный элемент на Земле. Однако вследствие газообразного состояния O₂, его открытие затянулось. Хотя с глубокой древности было известно,что для горения нужен воздух, а с XVII века стали предполагать, что в воздухе со­держится некая субстанция, поддерживающая горение, но впервые кислород был получен лишь в 1772 г.

Это сделал К. Шееле, причем разными методами (в том числе прокаливанием селитры, а также нагреванием ртути на воздухе при 300⁰C с последующим разложе­нием образовавшегося оксида выше 400⁰C), и назвал его «огненным воздухом». А в 1779 году Лавуазье ввел греческое название «оксиген» («кислород»), поскольку оксиды, полученные им при сжигании некоторых простых веществ, растворяясь в во­де, давали кислую среду.

Экспериментальная часть

Целью работы является изучение свойств кислорода и некоторых его соединений.

Опыт 1. Получение кислорода

Для собирания и хранения газов применяют стеклянные газометры. Умеренно растворимые в воде, в том числе и кислород, собирают и хранят над водой. Газометр состоит из двух частей: вторнику снабженной краном и толстенной склянки с отверстием для выхода газа и сливным отверстием внизу для воды.

Заполнение газометра водой. Снять воронку и заполнить склянку водой. Вставить воронку на место.

Поставить заполненный водой газометр на край стола около водопроводной раковины. Закрыв все краны газометра открыть зажим наиболее короткой трубки.

Заполнение газометра кислородом. Написать уравнение разложения перманганата калия. Рассчитать, сколько граммов соли следует взять, чтобы выделившийся при этом кислород заполнил на 2/3 исходя из того, что объем газометра, составляет 5 литров.

Взвесить нужное количество пермаганата калия, перенести его в колбу Вюрца объемом 100 мл, снабженную резиновой трубкой, и, подождав, пока вытеснится воздух из колбы и газоотводной трубки, присоединить трубку к трубке отходящей от газометра вторую трубку для слива воды поместить в раковину. Заполнив газометр на 2/3, отсоединить газоотводную трубку, а на трубку отходящую от газометра пережать зажимном. При заполнении газом воронка должна быть наполнена водой. После охлаждения газа открыть кран, подающий воду (для чего?).

Получение тока кислорода из газометра. Чтобы наполнить сосуд кислородом, необходимо налить в него до краев воду, закрыть пластинкой смазанной тонким слоем вазелина, перевернуть и погрузить сосуд в ванну с водой. Опустить газоотводную трубку от газометра в ванну и, открыв краны: газоотводный и для подачи воды, отрегулировать скорость подачи кислорода; она должна быть такой, чтобы легко можно было считать пузырьки газа. Подвести газоотводную трубку под отверстие сосуда, заполненного водой. Когда сосуд почти будет почти наполнен кислородом, закрыть его под водой стеклянной пластинкой и вынуть из воды.

Для чего нужно оставить в сосуде небольшое количество воды? Какие примеси содержит собранный кислород? Под каким давление находится газ в газометре?

Опыт 2.Свойства кислорода.

1. Положить в ложечку для сжигания кусочек серы величиной с горошину, поджечь ее на пламени спиртовки (под тягой!). Обратить внимание на цвет и размер пламени горящей серы. Внести горящую серу в банку с кислородом. Какие изменения в горении серы вы наблюдаются?

2. Проделать такой же опыт, взяв вместо серы немного красного фосфора.

3. Положить в ложечку для сжигания небольшой кусочек активированного угля, накалить и внести в банку с кислородом. Как изменяется интенсивность горения угля в кислороде.

4. Взять стальную иглу и примотать медной проволокой к обратной стороне ложечки для сжигания. На острый конец иглы наколоть кусочек спички, поджечь в пламени спиртовки и внести в банку с кислородом. Что происходит? Написать уравнение реакции в молекулярной и электронной формах.

5. Взять сухую пробирку и заполнить ее на 1/5. Укрепить в штативе вертикально над металлической подставкой и нагреть ее до расплавления соли.(Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов, плавясь, разлагаются на нитраты и кислород). Когда из расплавленной массы начнут выделяться пузырьки газа, накалить в пламени спиртовки кусочек угля, держа его тигельными щипцами, и бросить в пробирку. Нагревание прекратить. Наблюдать (осторожно!), как происходит горение угля в выделяющемся кислороде. Когда уголь сгорит, бросить в пробирку кусочек серы. Отметить отличие горения серы в молекулярном и атомном кислороде.

6. Обменной реакцией получить в пробирке осадок гидроксида марганца (II). Обратить внимание на цвет. Медленно пропускать в полученную суспензию ток кислорода из газометра до изменения цвета осадка. Составить уравнение реакции. В чем состоит разница между процессами горения и медленного окисления?

Какой вывод о свойствах кислорода можно сделать на основании проведенных опытов? Как влияет на интенсивность горения веществ замена воздуха кислородом? Чем это объясняется? Почему у кислорода низкие температуры плавления и кипения? Какое строение имеет молекула озона?

Опыт 3. Свойства воды

1. Вода как восстановитель. Поместить в две пробирки по одной капле 0,1М перманганата калия и добавить в одну 1 мл воды, а в другую 1 мл 1M серной кислоты. Нагревать растворы на водяной бане в течение 15-20 мин.

Отметить наблюдаемые эффекты и объяснить их (основываясь на значениях окислительно-восстановительных потенциалов использованных реагентов). В каких условиях вода - восстановитель?

2. Вода как средство предотвращения сгорания. Взять два примерно равных по величине кусочка светлой ткани, один из них смочить в воде и отжать (несильно). Затем положить их на каменную плиту, смочить равномерно спиртом (с помощью капельницы из стаканчика) и поджечь оба кусочка спичкой. После прекра­щения горения сравнить кусочки ткани и сделать вывод.

3. Вода как инициатор сгорания вещества. На асбестированную сетку (под тягой) отобрать по одной лопаточке пероксида натрия и опилок (вместо опилок можно использовать мелко нарезанную фильтровальную бумагу) осторожно смешать их. Добавить к смеси одну каплю воды из длинной (почему?) капельницы. Что наблюдается? Какова роль воды в данном опыте?

4. Кристаллогидратная вода.

К 0,5 г кристаллической соды добавить 2-3 капли фенолфталеина. Отметить цвет смеси. Нагреть ее. Что наблюдается? Изменяется ли интенсивность окраски при охлаждении? Объяснить наблюдаемые явления.

Опыт 6. Свойства пероксида водорода

1. Окисление пигментов. На дно двух пробирок поместить по кусочку (не бо­лее 1 см²) окрашенной х/б ткани и темному волосу (волосы предварительно обрабо­тать для удаления жира 1M щелочью в течение 3 мин, затем ее слить и промыть во­лосы водой). Добавить в пробирки по 1 мл соответственно 3% и 30%-ного пероксида водорода. Оставить пробирки до конца занятий.

Отметить, одинакова ли скорость обесцвечивания. Объяснить полученные ре­зультаты. Как можно усилить окисляющее действие пероксида водорода?

2. Окисление сульфида свинца(II). Получить в двух пробирках осадки сульфи­да свинца(II), сливая по 0,5 мл ацетата свинца и сульфида натрия. Отметить цвет осадка, одну пробирку оставить для сравнения. В другой пробирке осадок (после от­деления центрифугированием и сливания раствора) обработать 0,5 мл 3%-ного пероксида водорода при перемешивании. Что наблюдается и почему?

3. Восстановительные свойства. В одну пробирку налить 0,5 мл 1M серной кислоты, а в другую - столько же воды. Затем в обе пробирки добавить по 3 капли 0,1М перманганата калия и 3 капли 3%-ного пероксида водорода. Объяснить наблю­дения, используя значения редокс-потенциалов реагирующих веществ. Полученные результаты сохранить для демонстрации.

4. Разложение пероксида водорода. Налить в пробирку 3 мл 3%-ного пе­роксида водорода, нагреть на спиртовке, и внести в пробирку (не касаясь стенок) горящую лучину. Что наблюдается? Затем добавить, не прекращая нагрева, лопа­точку оксида марганца(IV) и сразу же снова внести горящую лучину. Что наблюда­ется и почему?

5. Получение пероксидных соединений

Хрома(VI). К 6 каплям раствора соли хрома(III) добавить по каплям при энергичном перемешивании 1M щелочи до растворения выпадающего осадка (какова его окраска?), не более!

Отметить цвет раствора и разделить его на 3 пробирки. Одну сохранить для сравнения, а во вторую и третью добавить по 8 капель 3%-ногo пероксида водорода и нагреть содержимое пробирок в пламени спиртовки до закипания. Что наблюдает­ся и почему?

Добавить только в третью пробирку 0,5 мл амилового спирта и 8 капель 3%-ного пероксида водорода. Затем (быстро!) прилить 1 мл 1M серной кислоты (ото­бранный заранее в другую пробирку), сразу же резко, но один раз встряхнуть про­бирку до образования эмульсии и оставить для расслаивания жидкостей. Отметить и объяснить их цвет.

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Формы нахождения кислорода на Земле. Почему щелочные и щелочноземель­ные металлы не встречаются в природе в виде оксидов, хотя их сродство к ки­слороду очень велико? Остаются ли постоянными запасы свободного кислорода на Земле? Почему?

2. Аллотропные формы кислорода. Определить состав смеси O₂ и O₃, если ее плотность по водороду равна 18. Назовите все известные Вам случаи использо­вания кислорода и озона на практике.

3. Промышленные и лабораторные методы синтеза кислорода. Как получить его из MnO₂? из BaO₂? (Дать графические изображения простейших формул этих ве­ществ и их структурные формулы.) Можно ли выделить O₂ электролизом рас­творов кислот? солей? щелочей? Пояснить примерами.

4. Способы синтеза озона. При каких химических реакциях он получается в каче­стве побочного продукта? Как образуется O₃ в природе? Что угрожает озоново­му слою?

5. Сравнительная характеристика физических свойств кислорода и озона. Почему низки температуры их фазовых переходов по сравнению, например, с Cl₂ ?

6. Сравнить свойства кислорода и озона как окислителей с точки зрения термоди­намики и кинетики. Взаимодействие с Ag. Используя справочные данные, объясните, почему O₂, в отличие от O₃, не взаимодействует с KI в нейтральной среде, а лишь в кислой.

7. Дописать реакции:

H2O2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → BaO2 + AgNO3 → H2O2 + PbO2 + HNO3 → H2O2 + KClO3 + H2SO4 → H2O2 +I2 +H2SO4 → Ag + O3 → H2O2 + NaCrO2 + NaOH → H2O2 + MnCl2 + NaOH → H2O2 + Co(OH)2 + NaOH →

H2O2 + KI + H2SO4 → H2O2 + FeSO4 + H2SO4 → H2O2 + H2S + H2SO4 → H2O2 + H2SO3 + H2SO4 → Na2O2 + NaBr + H2SO4 → H2O2 +NaI → H2O2 + KMnO4 → MnO2 + H2O2 + As2S3 + NH3 → (NH4)2 AsO4 + H2O2 +O3 → [Co(NH3)6]Cl2+O2 → KI + O3 →

Лабораторная работа 4.

Тема: СЕРА

Сера является неметаллом, и в реакциях с металлами она является окислителем. Однако при взаимодействии с более сильными окислителями (фтор, кислород, азотная кислота и др.) сера проявляет восстановительные свойства.

В соединениях сера находится в степенях окисления –2 (H₂S, Na₂S, ZnS и др.), +4 (SO₂, H₂SO₃, Na₂SO₃ и др ) и +6 (SO₃, H₂SO₄, K₂SO₄ и др.). Соединения серы (II) – восстановители, серы (VI) – окислители, а серы (IV) проявляют окислительно-восстановительную двойственность.

Самое важное соединение серы – серная кислота. Она производится в огромных количествах и применяется в производстве удобрений, в нефтехимии, при получении химических реактивов, для обработки металлов. Серная кислота является окислителем, причем окислительная

способность повышается с увеличением её концентрации в растворе. Концентрированная серная кислота окисляет металлы, находящиеся в ряду напряжений до серебра, а также многие неметаллы.

Познавательное и практическое значение имеет гидролиз соединений серы – сульфидов, сульфитов и сульфатов, а также изучение растворимости сульфидов в различных растворителях.

Все сульфиды по растворимости подразделяются на четыре группы:

1) растворимые в воде (к ним относятся сульфиды щелочных металлов, сульфиды бария, кальция, стронция и сульфид аммония);

2) нерастворимые в воде, но растворимые в соляной и разбавлен-ной серной кислотах (к ним относятся сульфиды цинка, двухвалентного железа и марганца);

3) нерастворимые в воде, в HCl и в разбавленной H₂SO₄, но растворимые в кислотах-окислителях (HNO₃, концентрированная H₂SO₄, хлорноватая, селеновая);

4) растворимые в водных растворах сульфидов щелочных и щелочно-земельных металлов и сульфида аммония с образованием сульфосолей.

Большинство сульфидов имеют окраску (например, PbS – черный, CdS – желтый, Sb₂O₃ – оранжевый и т.д.). Различие в окраске и растворимости сульфидов в различных средах используется в аналитической химии для обнаружения и разделения катионов.

По химическим свойствам различают сульфиды основные, кислотные и амфотерные. Различие химических свойств сульфидов проявляется в реакциях гидролиза и при взаимодействии сульфидов разной при-роды между собой.

Экспериментальная часть

Целью работы является изучение свойств серы и её наиболее распространенных соединений.

Опыт 1. Окислительные и восстановительные свойства серы

1. Окислительные свойства серы. В сухую пробирку насыпать смесь порошков цинка (или алюминия, железа) с серой в соотношении 1:2. Пробирку нагреть на пламени спиртовки в вытяжном шкафу. Дока-зать опытом, что образовавшийся белый порошок содержит в своем со-ставе ион S^2-. Написать уравнение реакции.

2. Восстановительные свойства серы. В пробирку насыпать один микрошпатель порошка серы и добавить 5–6 капель концентрированной азотной кислоты. Смесь нагреть на пламени спиртовки до полного ис-чезновения серы. Какой газ при этом выделяется? К полученному раствору добавить 1–2 капли раствора хлорида бария. На присутствие какого иона указывает образование белого осадка?

Описать опыт и написать уравнение взаимодействия серы с азотной кислотой. Сделать общий вывод о химических свойствах серы.

Опыт 2. Сероводород и его свойства

1. Получение сероводорода и его горение. Пробирку, на ¹/₃ наполненную мелкими кусочками сульфида железа (II), закрепить в штативе. Добавить в неё 5–6 капель концентрированной соляной кислоты. Быстро закрыть пробирку пробкой с отводной трубкой. Выделяющийся газ зажечь у конца отводной трубки. Над пламенем горящего газа подержать смоченную водой синюю лакмусовую или универсальную индикаторную бумажку. Наблюдать изменение её цвета.

В отчёте описать опыт и наблюдения. Написать уравнения реакций: 1) получения сероводорода, 2) его горения, 3) взаимодействия с водой газа, полученного при горении сероводорода. Объяснить изменение цвета индикатора.

2. Восстановительные свойства сероводорода. В две пробирки внести по 5 капель перманганата калия и дихромата калия. Растворы подкислить серной кислотой и в каждую из пробирок добавить по каплям сероводородную воду до изменения окраски каждого раствора. Объяснить изменение окраски растворов, написать уравнения реакций. Коэффициенты перед веществами найти методом полуреакций.

3. Кислотные свойства сероводорода. Что представляет собой водный раствор H₂S, какие молекулы и ионы находятся в этом растворе? С помощью универсальной индикаторной бумаги определить водородный показатель сероводородной воды. Написать схемы двух ступеней диссоциации H₂S в растворе и выражения для расчета констант диссоциации по обеим ступеням. Выписать из справочника численные значения констант диссоциации. Сделать вывод о силе сероводородной кислоты.

Опыт 3. Получение сульфидов и изучение их растворимости

1. Получение сульфидов. В 5 пробирок поместить по 4–5 капель растворов сульфата цинка, сульфата марганца (II), нитрата свинца (II), хлорида сурьмы (III) и хлорида бария. В каждую пробирку добавить раствор сульфида аммония или сульфида натрия. В каких пробирках выпал осадок? Если осадок не выпал, объяснить причину. Отметить окраску полученных осадков и написать уравнения реакций их получения. Полученные сульфиды сохранить для следующего опыта.

2. Исследование растворимости сульфидов в HСl. В пробирки с полученными в опыте 1 сульфидами, добавить соляную кислоту и отме-тить, в каких пробирках наблюдалось растворение осадков. Написать уравнения реакций в молекулярном и в ионном виде.

3. Исследование растворимости сульфидов в HNO₃. В пробирки, в которых осадки сульфидов не растворились в соляной кислоте, доба-вить концентрированную азотную кислоту (опыт проводить в вытяжном шкафу!). Отметить выделение газа (какого?). Написать уравнения реак-ций, коэффициенты перед веществами найти методом полуреакций.

По результатам опытов 1, 2 и 3 составить сводную таблицу:

№ пробирки	Сульфид	Растворимость
		в воде	в HCl	в HNO3

Опыт 4. Изучение свойств соединений серы (IV)

1. Восстановительные свойства сульфита натрия. В пробирку с 5–6 каплями перманганата калия добавить 3–4 капли серной кислоты и несколько кристалликов сульфита натрия. Что наблюдается? Написать уравнение реакции, коэффициенты найти методом полуреакций.

2. Диспропорционирование сульфита натрия. Поместить микро-шпатель кристаллического сульфита натрия в сухую пробирку и нагреть в пламени спиртовки в течение 4–5 минут. После того как пробирка остынет, растворить её содержимое в воде. Полученный раствор разделить на две части. К первой части добавить реактив для обнаружения сульфидионов. Какое другое соединение образуется при диспропорционировании сульфита натрия и как его обнаружить? Написать уравнения всех реакций.

3. Окислительные свойства сульфита натрия. В свежеприготовленный раствор сульфита натрия добавить раствор сульфида натрия. Отметить образование осадка. Какую функцию проявляет сульфит по отношению к сульфиду? Почему раствор сульфита натрия должен быть свежеприготовленным?

Какие свойства – окислительные или восстановительные – выражены сильнее у сульфита натрия и других соединений серы (IV)?

Опыт 5. Изучение свойств серной кислоты

1. Дегидратирующие свойства серной кислоты. Стеклянной палочкой, смоченной концентрированной серной кислотой, написать что-нибудь на листочке бумаги. Бумагу слегка прогреть, держа её высоко над пламенем горелки. Что наблюдается? В отчёте описать опыт, дать его объяснение и сделать вывод.

2. Взаимодействие серной кислоты с металлами. Подействовать в трех пробирках разбавленной серной кислотой на магний, цинк и медь. Написать уравнения реакций H₂SO₄ с магнием и цинком. Почему раз-бавленная серная кислота не взаимодействует с медью?

Повторить опыт, подействовав на металлы концентрированной кислотой (под тягой!), наблюдать выделение газов в первой и третьей пробирках (определить газы по их запаху) и образование белого осадка во второй. Написать уравнения реакций, подобрать коэффициенты методом полуреакций. В выводе сформулировать главное отличие концентрированной серной кислоты от разбавленной в окислительно-восстановительных реакциях с металлами.

Опыт 6. Гидролиз солей, содержащих серу

1. Обратимый гидролиз сульфидов. На полоску универсальной индикаторной бумаги нанести каплю раствора сульфида натрия и каплю раствора сульфида аммония. Определить водородный показатель растворов, записать уравнения реакций гидролиза, сделать вывод о полноте гидролиза этих соединений.

2. Необратимый гидролиз сульфида алюминия. К 3–4 каплям сульфата алюминия прибавить несколько капель сульфида аммония. Наблюдать выпадение осадка. Проверить отношение полученного осадка к кислотам и щелочам, предварительно разделив его на две части. Написать уравнения реакций гидролиза сульфида алюминия и взаимодействия полученного осадка с кислотой и щелочью.

3. Обратимый гидролиз сульфитов. С помощью универсальной индикаторной бумаги определить pH раствора сульфита натрия, сделать вывод и написать уравнения гидролиза в ионном и молекулярном виде.

4. Необратимый гидролиз сульфита алюминия. К 3–4 каплям сульфата алюминия прибавить по каплям раствор сульфита натрия, который приготовить предварительно растворением этой соли в воде. Наблюдать выпадение осадка и выделение газа. Написать уравнение реакции.

5. Обратимый гидролиз сульфатов. С помощью универсальной индикаторной бумаги определить рН растворов сульфатов цинка, алюминия и кадмия. Написать уравнения их гидролиза в молекулярном и ионном виде. Провести аналогичный опыт с растворами сульфатов на-трия и калия, почему гидролиз этих солей не наблюдается? Сделать общий вывод по опыту 6.

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Покажите уравнениями реакций окислительные и восстановительные свойства серы.

2. В учебной литературе утверждается, что сероводород – сильный восстановитель. Какая справочная величина является показателем окислительной или восстановительной способности? Чему она равна для сероводорода?

3. Растворимость сероводорода в воде при 20 °С равна 2,6 мл в 100 г воды. Вычислите молярную концентрацию образующейся сероводородной кислоты.

4. Сульфиды по составу и свойствам подразделяются на четыре группы; приведите примеры трех сульфидов каждой группы. Какое практическое значение имеет эта классификация сульфидов?

5. С какой максимальной концентрацией может быть получена сернистая кислота при 20 °С? Охарактеризуйте с помощью справочных данных окислительные и восстановительные свойства этого соединения.

6. Объясните, почему при растворении серной кислоты в воде идет сильный разогрев раствора?

7. Объясните, чем отличаются окислительные свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты.

8. Напишите уравнения гидролиза сульфида натрия, сульфита натрия, сульфата цинка и сульфида алюминия.

Лабораторная работа 5.

Тема: ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА ПЯТОЙ ГРУППЫ

(азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут)

Соединения азота

Среди многочисленных соединений азота особый интерес, в связи с широким применением, вызывают аммиак, соли азотистой кислоты – нитриты, азотная кислота HNO₃ и ее соли – нитраты.

В промышленности аммиак получают путем каталитического син-теза из азота и водорода. В лабораториях для получения аммиака ис-пользуют реакции между солями аммония (например, NH₄Cl) и щело-чами. Реагенты берутся в виде твердых веществ либо в виде концентрированных растворов. Реакция протекает в две стадии: 1) образование гидроксида аммония; 2) его разложение с выделением NH₃.

Аммиак бесцветен, но, тем не менее, он легко обнаруживается раз-личными способами: 1) по запаху; 2) с помощью влажной индикаторной бумаги по её окрашиванию под действием газообразного аммиака; 3) с помощью газообразного хлороводорода, с которым аммиак соединяется, образуя кристаллический хлорид аммония в виде белого дыма (стеклян-ную палочку, смоченную концентрированным раствором соляной ки-слоты, подносят к пробирке, в которой идет реакция).

Аммиак обладает восстановительными свойствами. В газообразном состоянии при нагревании он восстанавливает металлы из оксидов, а в растворенном, в кислой среде, обесцвечивает раствор перманганата на-трия и изменяет окраску дихромата калия, образуя соли марганца (II) и хрома (III). Аммиак при этом окисляется с образованием азота.

Азотистая кислота HNO₂ и её соли нитриты обладают окислитель-но-восстановительной двойственностью: в реакциях с сильными вос-становителями (KI, SnCl₂, H₂S) они окислители (восстанавливаются до оксида азота (II), а с сильными окислителями (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, KClO₃) – восстановители (окисляются до нитратов).

Для азотной кислоты и ее солей характерны окислительные свой-ства. В этом качестве азотная кислота используется в реакциях с метал-лами и неметаллами, а нитраты – для вскрытия минералов. Вскрытием минералов называются реакции, в которых химически инертные мине-ралы пиролюзит MnO₂, хромит FeO₃·Cr₂O₃, рутил TiO₂, циркон ZrSiO₄ и другие превращаются в растворимые соединения, удобные для даль-нейшей переработки. Вскрытие минералов чаще всего производится их сплавлением со смесью щелочей и нитратов.

Соединения фосфора

Среди соединений фосфора наибольшее практическое значение имеют ортофосфорная кислота и ее соли.

Ортофосфорную кислоту в промышленности получают действием серной кислоты на природное соединение фосфат кальция (суперфосфат):

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 3CaSO₄ + 2H₃PO₄,

а в лабораториях для этой цели используют реакцию красного фосфора с азотной кислотой. Обнаружить ортофосфорную кислоту можно раствором молибдата аммония, с которым она образует комплексное соединение ярко-желтого цвета.

Ортофосфорная кислота – слабая, поэтому её растворимые соли (ортофосфаты щелочных металлов) гидролизуются по аниону. Но большинство фосфатов не растворяется в воде, кислотах, щелочах и агрессивных средах. Образование нерастворимых фосфатов на поверхности металлов применяется для зашиты металлов от коррозии. В технике эту операцию называют фосфатированием.

Соединения мышьяка, сурьмы, висмута

У мышьяка, сурьмы и висмута, вследствие увеличения радиуса атомов, закономерно изменяются химические свойства: мышьяк является неметаллом, сурьма – сильно амфотерный металл, а висмут – металл со слабыми признаками амфотерности. С соединениями мышьяка в учебных лабораториях опытов не проводят, так как они очень ядовиты. У сурьмы и висмута наибольший интерес представляют их соединения в степенях окисления +3 и +5: гидроксиды, соли и сульфиды.

Экспериментальная часть

Целью работы является получение и исследование свойств наиболее распространенных соединений азота, фосфора, сурьмы и висмута.

Опыт 1. Получение и обнаружение аммиака

Смесь кристаллического хлорида аммония и гидроксида натрия (или KOH), поместить в пробирку и осторожно нагреть на спиртовке.

Выделение аммиака установить с помощью влажной универсаль-ной индикаторной бумаги или с помощью стеклянной палочки, смочен-ной концентрированной соляной кислотой.

В отчете описать опыт и свои наблюдения, а также уравнения ре-акций образования аммиака и белого дыма около стеклянной палочки.

Опыт 2. Восстановительные свойства аммиака

В две пробирки поместить по 5–6 капель растворов перманганата калия и дихромата калия, подкислить их серной кислотой и прибавлять по каплям раствор аммиака до обесцвечивания первого и изменения окраски второго. В отчёте написать уравнения реакций и найти в них коэффициенты методом полуреакций.

Опыт 3. Окислительно-восстановительная двойственность нитритов

1. Окислительные свойства нитритов. Провести в пробирке (под тягой!) реакцию между растворами NaNO₂ (или КNO₂) и подкисленным раствором NaI (или KI), обратить внимание на изменение окраски раствора и цвет выделяющегося газа. В отчете описать опыт и составить уравнения реакций: а) нитрита с иодидом в присутствии серной кислоты; б) окисления образующегося оксида азота (II) кислородом воздуха на выходе из пробирки. Первую реакцию уравнять методом полуреакций.

2. Восстановительные свойства нитритов. Выбрать из штатива два известных окислителя и провести их восстановление нитритом натрия (или калия) в кислой среде. Описать ход опыта, написать уравнения реакций.

В выводе объяснить причину окислительно-восстановительной двойственности нитритов.

Опыт 4. Взаимодействие азотной кислоты с металлами Внимание! Опыты с азотной кислотой проводятся в вытяжном шкафу.

В отдельных пробирках провести шесть опытов по взаимодействию разбавленной HNO₃ (из штатива) и концентрированной HNO₃ (хранится в вытяжном шкафу) с магнием, цинком и медью. Гранулы цинка и меди после опыта обмыть струей воды и возвратить для повторного использования. Описать наблюдения, составить уравнения реакций и подобрать в них коэффициенты методом полуреакций, сделать выводы. В выводах отразить влияние природы металла (положение в ряду напряжений) и концентрации азотной кислоты на состав продуктов её восстановления в этих реакциях.

Опыт 5. Вскрытие минерала расплавленным нитратом

Смесь твердых КNO₃ и KOH расплавить в тигле на пламени спиртовки и добавить в расплав немного MnO₂. Наблюдать образование в расплаве манганата калия, имеющего красивую окраску цвета морской волны или бирюзы. Составить уравнение реакции, подобрать коэффициенты методом полуреакций.

Опыт 6. Получение и обнаружение фосфорной кислоты

Подействовать концентрированной азотной кислотой на небольшое количество красного фосфора (опыт проводить под тягой, обратить внимание на окраску выделяющегося газа). К полученному раствору прибавить раствор молибдата аммония (1–2 капли). В отчете описать опыт, привести уравнение реакции фосфора с HNO₃, уравняв его методом полуреакций.

Найти в учебных пособиях формулу окрашенного комплексного соединения, которое образуется при взаимодействии H₃PO₄ с молибдатом аммония и написать уравнение его образования. Как называется класс неорганических соединений, к которому принадлежит это вещество?

Опыт 7. Гидролиз фосфатов

С помощью универсальной индикаторной бумаги определить среду и рН раствора Na₃PO₄ или K₃PO₄. Написать молекулярные и ионные уравнения ступенчатого гидролиза этой соли. Используя табличные значения констант ступенчатой диссоциации ортофосфорной кислоты (К ₁ = 7,1·10^–3, К₂ = 6,2·10^–8, К₃ = 5,0·10^–13), вычислить константу гидролиза и степень гидролиза в 1 М растворе по каждой ступени.

В отчете привести все уравнения реакций и все расчеты. В выводе указать, какая из ступеней гидролиза имеет практическое значение, а какие можно в общем случае не учитывать.

Опыт 8. Получение нерастворимых фосфатов

Используя раствор ортофосфата натрия (или калия) и растворы других солей, имеющихся в штативе, провести по своему выбору не ме­нее пяти ионообменных реакций получения нерастворимых фосфатов.

В отчете написать уравнения реакций и привести после каждой из них справочную величину произведения растворимости полученной со­ли, например:

Na₃PO₄ + 3AgNO₃ = 3NaNO₃ + Ag₃PO₄↓; ПР(Ag₃PO₄) = 1,3·10^–20

В выводе указать практическое значение проведенных реакций; какие из них используются при водоподготовке для «доумягчения» воды?

Опыт 9. Получение гидроксидов сурьмы (III) и висмута (III) и исследование их свойств

1. Получение гидроксида сурьмы (III). В две пробирки поместить по 3-4 капли раствора хлорида сурьмы (III). В каждую пробирку приба­вить по 3-5 капель раствора щелочи до выпадения осадка. В одной из пробирок на осадок гидроксида сурьмы (III) подействовать соляной ки­слотой (добавить несколько капель), в другую - раствором щелочи.

Наблюдать протекание реакций в обоих случаях. В отчете описать опыт, написать все уравнения проделанных реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Сделать вывод об основно-кислотных свойтвах гидроксида сурьмы (III).

2. Получение гидроксида висмута (III). Получить нерастворимый Bi(OH)₃ взаимодействием нитрата висмута (III) с раствором щелочи. Подействовать на осадок азотной кислотой и щелочью. Почему с кислотой гидроксид висмута взаимодействует, а со щелочью реакция не идёт?

В отчете описать опыт, написать уравнения реакций получения гидроксида висмута (III) и его взаимодействия с азотной кислотой в мо­лекулярном и ионно-молекулярном виде.

Опыт 10. Гидролиз солей сурьмы (III) и висмута (III)

В две пробирки налить 4–5 капель раствора хлорида сурьмы (III) и нитрата висмута (III). В каждую пробирку добавлять по каплям воду, перемешивая раствор стеклянной палочкой. Наблюдать помутнение растворов и выпадение осадков основных солей.

Прибавить несколько капель концентрированной соляной кислоты к хлориду сурьмы (III) и концентрированной азотной кислоты к нитрату висмута (III); осадки при этом растворяются. Снова прилить воду, наблюдается вторичное образование осадка. Объяснить это явление. В отчете написать в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения следующих реакций: а) гидролиза хлорида сурьмы (III) и нитрата висмута (III) в две ступени с образованием основных солей – хлорида дигидроксосурьмы (III) и нитрата дигидроксовисмута (III); б) разложения основных солей с образованием оксохлорида сурьмы (III) SbOCl и оксонитрата висмута (III) BiONO₃; в) растворения осадков оксосолей при приливании кислот.

В выводе объяснить причину гидролиза солей сурьмы и висмута, а также указать, какая из солей гидролизуется в большей степени и почему.

Опыт 11. Получение и изучение свойств сульфидов сурьмы (III) и висмута (III)

1. Сульфид сурьмы (III). В пробирку с 2–3 каплями раствора хлорида сурьмы (III) прибавить 5–8 капель раствора сульфида натрия (или сульфида аммония), обратить внимание на яркую окраску образующегося сульфида сурьмы (III). После отстаивания осадка слить с него жидкость, после чего добавить раствор сульфида натрия (или аммония).

Перемешивая осадок стеклянной палочкой, наблюдать его растворение с образованием сульфосоли Na₃SbS₃. К полученному раствору прибавить 5–6 капель концентрированной соляной кислоты, при этом снова образуется сульфид сурьмы (III) и выделяется газ с характерным запахом. По запаху определить, какой газ выделяется.

В отчете описать опыт и составить уравнения реакций: а) получе-ния сульфида сурьмы (III); б) его растворения в сульфиде натрия; в) разложения сульфосоли соляной кислотой. В выводе привести общее название всех сульфидов, растворяющихся в растворах сульфидов щелочных металлов и аммония. Объяснить причину неустойчивости сульфокислот.

2. Сульфид висмута (III). Получить сульфид висмута (III) по ионообменной реакции нитрата висмута (III) с сульфидом натрия, отметить цвет осадка. Подействовать на осадок раствором Na₂S – осадок не растворяется. Слить раствор с осадка и подействовать на него концентрированной азотной кислотой – осадок растворяется (для ускорения реакции пробирку можно подогреть на пламени спиртовки).

В отчете описать опыт. Составить уравнения реакций получения сульфида висмута (III) и его взаимодействия с HNO₃, имея в виду, что вторая реакция является окислительно-восстановительной, в которой образуются нитрат висмута (III), серная кислота и оксид азота (II). Уравнять реакцию методом полуреакций. Объяснить, почему сульфид висмута (III) не образует сульфосоль при взаимодействии с раствором сульфида натрия.

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Какие опытные данные свидетельствуют о химической инертно-сти азота, как объясняется в теоретической химии инертность азота?

2. Газообразный аммиак обесцвечивает подкисленный раствор перманганата калия; напишите уравнение соответствующей реакции.

3. Объясните, почему азотистая кислота и ее соли обладают окислительно-восстановительной двойственностью? Напишите уравнения всех возможных реакций нитрита калия с хлоратом калия и укажите среди них наиболее вероятную.

4. Напишите уравнения всех возможных реакций разбавленной азотной кислоты с цинком и укажите термодинамически наиболее вероятную реакцию.

5. Расплавленная смесь KNO₃ (NaNO₃) c KOH (NaOH) называется окислительной смесью. Она применяется при вскрытии минералов. Напишите уравнение вскрытия этой смесью минерала пиролюзита.

6. Ортофосфорную кислоту для химических целей получают взаи-модействием красного фосфора с концентрированной азотной кислотой. Напишите уравнение этой реакции.

7. Чем отличается взаимодействие As₂S₃ и Sb₂S₃ с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия Bi₂S₃ с этой же кислотой?

8. Почему сульфиды As₂S₃, As₂S₅, Sb₂S₃ и Sb₂S₅ называются сульфоангидридами? Напишите уравнения соответствующих реакций.

Лабораторная работа 6.

Тема: ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА ЧЕТВЕРТОЙ ГРУППЫ

(углерод, кремний, германий, олово, свинец)

Главную подгруппу четвертой группы периодической системы Д.И. Менделеева составляют химические элементы углерод, кремний, германий, олово и свинец. Их простые вещества и многие соединения широко используются в жизни и деятельности человека.

Углерод – основа органической химии, но и в неорганической химии его соединения представлены достаточно полно. Изучение неорганических соединений углерода начинается с получения углекислого газа и нерастворимых карбонатов, с изучения гидролиза растворимых карбонатов.

При изучении соединений кремния особое внимание уделяют кремниевой кислоте, так как это случай нерастворимой кислоты и гелеобразного состояния вещества, с которыми знакомятся студенты при изучении химии. Полезны также опыты по получению нерастворимых и гидролизу растворимых силикатов, так как они позволяют сравнить их с аналогичными соединениями углерода.

Германий и его соединения редки, и в учебных целях не используются. Олово, свинец и их соединения, наоборот, широко используются в лабораторных целях. Эти металлы можно получать из растворов их солей вытеснением более активными металлами. Оксиды и гидроксиды этих металлов амфотерны.

Особое внимание уделяется окислительно-восстановительным свойствам соединений олова и свинца. Хлорид олова (II) используется в химических лабораториях и для технических целей как восстановитель, а диоксид свинца – как один из самых сильных окислителей.

Элементы одной подгруппы – это в общем сходные элементы, но каждый из них обладает многими индивидуальными особенностями. Для олова и свинца отличие проявляется, в частности, при получении и растворении сульфидов. Сульфид двухвалентного олова SnS нерастворим в разбавленных кислотах, но растворим в концентрированной HCl и в кислотах-окислителях; с сульфидами щелочных элементов и сульфидом аммония он не взаимодействует. Сульфид четырёхвалентного олова SnS₂ – сульфоангидрид, т.е. он взаимодействует с растворами сульфидов щелочных элементов и аммония с образованием растворимых сульфосолей. Сульфид двухвалентного свинца PbS относится к сульфидам, растворимым в кислотах-окислителях, а сульфид четырёхвалентного свинца не существует вследствие разложения в момент образования по реакции внутримолекулярного окисления-восстановления.

Экспериментальная часть

Целью работы является получение и исследование свойств наибо-лее распространенных соединений углерода, кремния, олова и свинца.

Опыт 1. Получение оксида углерода (IV) и его растворение в воде

Собрать простейшую установку для получения оксида углерода (IV) по рисунку 12а или 12б. В первом случае используется колба Вюрца (1), плотно закрывающаяся пробкой (3), а во втором – круглодонная колба (2), которая также закрывается пробкой со вставленной в нее газоотводной стеклянной трубкой (4). В обоих случаях конец газоотводной трубки опускается в пробирку с водой (5).

Рис.4. Установки для получения диоксида углерода 1 – колба Вюрца; 2 – колба; 3 – пробка; 4 – газоотводная трубка; 5 – пробирка

В реакционный сосуд (1) или (2) положить 3–4 маленьких кусочка мрамора, внести 5 капель воды и 10 капель концентрированной соляной кислоты. Быстро закрыть реакционный сосуд пробкой, конец газоотводной трубки опустить в пробирку с дистиллированной водой. Пропускать газ 2–3 мин, после чего проверить среду полученного в пробирке раствора универсальной индикаторной бумагой.

Описать опыт. Написать схему равновесия, существующего в водном растворе диоксида углерода. Как и почему смещается это равновесие при добавлении в раствор щелочи и кислоты?

Опыт 2. Получение малорастворимых карбонатов

В трех пробирках получить карбонаты кальция, стронция и бария взаимодействием растворимых солей этих металлов с раствором карбоната натрия. Дать растворам отстояться, после чего из пробирок слить, удалить пипеткой или кусочком фильтровальной бумаги всю (или хотя бы часть) жидкость. Добавить к осадкам по одной капле концентрированной соляной кислоты. Что наблюдается? Написать уравнения получения карбонатов и их взаимодействия с соляной кислотой в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

Опыт 3. Гидролиз растворимых карбонатов

С помощью универсальной индикаторной бумаги установить среду растворов карбонатов натрия и калия. Написать уравнения гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде и объяснить, почему в обоих случаях среда одинаковая.

Опыт 4. Получение кремниевой кислоты

К 4–5 каплям раствора силиката натрия добавить 6–7 капель 2 н. соляной кислоты. Наблюдать образование геля кремниевой кислоты. Написать уравнение реакции. Объяснить, почему формула кремниевой кислоты H₂SiO₃ является условной, каков действительный состав геля?

Опыт 5. Получение малорастворимых силикатов

В три пробирки внести по 3–4 капли растворов хлорида бария, хлорида никеля (II) и сульфата меди (II). Добавить в каждую пробирку по 2–3 капли раствора силиката натрия. Описать опыт, написать уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде, отметить цвет осадков.

Опыт 6. Гидролиз растворимого силиката

С помощью универсальной индикаторной бумаги установить среду раствора силиката натрия. Написать уравнение гидролиза в молекулярном и ионном виде. Объяснить, почему среда раствора Na₂SiO₃ более щелочная, чем раствора Na₂CO₃.

Опыт 7. Получение олова и свинца

В одну пробирку внести раствор хлорида олова (II), а в другую – нитрата свинца (II). В каждую пробирку опустить по одной грануле цинка. Наблюдать появление на гранулах мелких кристалликов металлического олова и свинца. Написать уравнения реакций и объяснить их самопроизвольное протекание. Возможно ли протекание таких реакций, если гранулы цинка заменить на кусочки меди? Сформулировать вывод.

Опыт 8. Получение гидроксидов олова (II) и свинца (II) и исследование их основно-кислотных свойств

1. Гидроксид олова (II). В двух пробирках получить гидроксид олова (II) взаимодействием раствора хлорида олова (II) с гидроксидом аммония.

Для исследования свойств гидроксида олова (II) в одну пробирку добавить соляную кислоту, в другую – избыток раствора щелочи.

Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций получения гидроксида олова (II) и взаимодействия его с раствором гидроксида натрия и соляной кислотой, учитывая, что в щелочном растворе образуется гидроксокомплексное соединение.

2. Гидроксид свинца (II). Взаимодействием растворённого нитрата свинца (II) с гидроксидом аммония получить в двух пробирках гидро-ксид свинца (II). Отметить цвет осадка. Растворить осадок, добавляя в первую пробирку 2 н. азотную кислоту, а во вторую – раствор щелочи. Написать уравнения реакций получения гидроксида свинца (II) и взаимодействия его с кислотой и щелочью в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

Почему для растворения Sn(OH)₂ можно использовать серную и соляную кислоту, а для растворения Pb(OH)₂ – нельзя?

Сформулировать вывод об основно-кислотных свойствах гидроксидов олова (II) и свинца (II).

Опыт 9. Получение гидроксида олова (IV) и оксида свинца (IV) и исследование их основно-кислотных свойств

1. Гидроксид олова (IV). В две пробирки внести по 3–5 капель раствора хлорида олова (IV) и добавить гидроксид натрия до появления осадков гидроксида олова (IV). Растворить осадки, добавляя в первую пробирку разбавленную соляную кислоту, а во вторую – разбавленный раствор гидроксида натрия. Написать уравнения получения гидроксида олова (IV) и его взаимодействия с кислотой и раствором щелочи в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

2. Амфотерные свойства оксида свинца (IV). В фарфоровый тигель внести один микрошпатель оксида свинца (IV), 6–8 капель концентрированного раствора гидроксида натрия и нагреть тигель на спиртовке. После охлаждения отобрать пипеткой в пробирку образовавшийся раствор гексагидроксоплюмбата (IV) натрия и добавить к нему по каплям концентрированную соляную кислоту до появления осадка хлорида свинца (IV) желтого цвета.

Написать уравнения реакций получения гексагидроксоплюмбата (IV) натрия и его взаимодействия с соляной кислотой. Какие свойства проявляет оксид свинца (IV) в этом опыте?

Как можно на опыте установить свойства оксида свинца (IV), противоположные тем, которые он проявляет при взаимодействии с гидроксидом натрия? Чем затруднено проведение такого опыта?

Опыт 10. Гидролиз солей олова (II) и свинца (II)

1. Гидролиз хлорида олова (II). В пробирку с 3–4 каплями воды опустить 2–3 кристаллика хлорида олова (II). Размешать содержимое пробирки стеклянной палочкой до полного растворения кристаллов и с помощью универсальной индикаторной бумаги определить рН раство-ра. Добавить в пробирку еще 5–6 капель воды, отметить образование осадка основной соли – хлорида гидроксоолова (II). Прибавлением какого реактива можно уменьшить гидролиз хлорида олова (II)? Проверить свое заключение опытом. Написать уравнения всех реакций. Указать тип гидролиза и рН среды. Объяснить влияние добавления воды и кислоты на смещение равновесия гидролиза этой соли.

2. Гидролиз нитрата свинца (II). Поместить в пробирку несколько кристалликов нитрата свинца (II) и 3–4 капли дистиллированной воды. Размешать содержимое пробирки стеклянной палочкой до полного растворения соли. Определить рН полученного раствора с помощью универсального индикатора. Какова среда этого раствора? Нагреть раствор в пламени спиртовки, добавить 2–3 капли карбоната натрия, снова нагреть. Наблюдать выпадение осадка основной соли свинца (PbOH)₂CO₃, состав которой можно также выразить формулой 2PbCO₃·Pb(OH)₂. В какой кислоте растворяется этот осадок? Проверить свое заключение на опыте.

Написать уравнение гидролиза нитрата свинца (II) по первой ступени. Как влияет добавление карбоната натрия на этот процесс? Происходит ли здесь взаимное усиление или взаимное ослабление гидролиза Pb(NO₃)₂ и Na₂CO₃? Написать уравнение совместного гидролиза нитрата свинца (II) и карбоната натрия.

Опыт 11. Окислительно-восстановительные свойства соединений свинца и олова

1. Восстановление перманганата калия хлоридом олова (II). В пробирку с раствором перманганата калия добавить для создания кислой среды разбавленную соляную кислоту, а затем раствор хлорида олова (II). Что наблюдается? Описать опыт и написать уравнение реакции, определив стехиометрические коэффициенты методом полуреакций. Используя стандартные значения окислительно-восстановительных потенциалов º показать возможность протекания реакции.

2. Окисление иодида калия оксидом свинца (IV). В пробирку внести один микрошпатель оксида свинца (IV), 3–5 капель 2 н. серной кислоты и 5–6 капель йодида калия. Нагреть пробирку на спиртовке. Отметить изменение цвета раствора. Перенести стеклянной палочкой каплю этого раствора в пробирку с 8–10 каплями раствора крахмала. Отметить появление синей окраски раствора. На образование какого вещества указывает появление этой окраски раствора крахмала?

Описать опыт и написать уравнение реакции, определив стехио-метрические коэффициенты методом полуреакций. Используя стан-дартные значения окислительно-восстановительных потенциалов ϕº, показать возможность протекания реакции.

3. Окисление сульфата марганца (II) оксидом свинца (IV). В про-бирку поместить оксид свинца (IV) на кончике микрошпателя, добавить 6–8 капель 2 н. азотной кислоты и одну каплю раствора сульфата марганца (II). Содержимое пробирки прокипятить, дать раствору отстояться. Отметить окраску полученного раствора.

Написать уравнение реакции, учитывая, что образовалась марган-цевая кислота и соль свинца (II). По результатам опыта сравнить окислительные свойства оксида свинца (IV) и MnO ₄^- -ионов и сопоставить результаты сравнения со значениями º соответствующих полуреакций.

Опыт 12. Получение сульфидов олова и свинца и исследование их свойств

В три пробирки внести растворы солей: в первую – хлорида двухвалентного олова, во вторую – хлорида олова (IV), в третью – нитрата свинца (II). Добавить в каждую пробирку по 2–3 капли сульфида аммония (NH₄)₂S. Отметить образование сульфидов соответствующих металлов во всех пробирках, энергично перемешать стеклянной палочкой их содержимое, после чего разделить каждый осадок на две части. К одной из них прибавить избыток сульфида аммония, а к другой – концентрированную азотную кислоту. Во всех ли пробирках наблюдается растворение осадков?

В отчете описать опыт, написать уравнения реакций получения сульфидов олова и свинца в молекулярном и ионном виде и указать их цвет. Написать уравнение реакции сульфида олова (IV) с сульфидом аммония и cделать вывод о его принадлежности к сульфоангидридам.

Объяснить, почему сульфида олова (II) и сульфид свинца (II) с сульфидом аммония не взаимодействуют.

Написать уравнения окислительно-восстановительных реакций при взаимодействии SnS, SnS₂ и PbS с концентрированной азотной кислотой, учитывая, что преимущественным продуктом восстановления кислоты является оксид азота (IV).

Результаты исследования свойств сульфидов представить в виде таблицы

Взаимодействие сульфидов свинца и олова с сульфидом аммония и азотной кислотой

Сульфид	Реагент	Уравнение реакции
SnS SnS2 PbS	(NH4)2S (NH4)2S (NH4)2S
SnS SnS2 PbS	HNO3 HNO3 HNO3

Таблица Стандартные электродные потенциалы полуреакций

Полуреакция	о, В
Sn2+ + 2e = Sn Sn4+ + 2e = Sn2+ Sn4+ + 4e = Sn	–0,14 +0,15 +0,01
Pb2+ + 2e = Pb Pb4+ + 2e = Pb2+ Pb4+ + 4e = Pb	–0,13 +1,80 +0,84
PbO2 + 4H+ + 2e = Pb2+ + 2H2О MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O	+1,46 +1,51
Cr2O72 - + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O I2 + 2e = 2I–	+1,33 +0,54
Mn2+ + 2e = Mn	–1,19

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Покажите уравнениями реакций получение углекислого газа из природных соединений (минералов) кальцита, магнезита и малахита.

2. Растворимость углекислого газа в воде при 20 °С равна 87,2 мл на 100 г воды. Чему равна молярная концентрация этого раствора?

3. Напишите уравнения гидролиза карбоната натрия и силиката натрия. Какая соль и почему гидролизуется полнее?

4. Объясните, почему реакция

СО₂(г) + Na₂SiO₃ = Na₂CO₃ + SiO₂(к)

в растворах протекает в прямом направлении, а в расплавах – в обратном?

5. Раствор силиката натрия используется в качестве клея. Почему при хранении в негерметичной емкости этот раствор становится мутным и теряет клеящие свойства?

6. Покажите уравнениями реакций амфотерные свойства гидроксидов олова Sn(OH)₂ и Sn(OH)₄.

7. Покажите уравнениями реакций восстановительные свойства SnCl₂ и окислительные свойства PbO₂.

Лабораторная работа 7.

Тема: БОР, АЛЮМИНИЙ

Бор и алюминий относятся к р-элементам третьей группы. Состояние их валентных электронов характеризуется общей формулой ns²np¹. В своих соединениях бор и алюминий проявляют единственную и ус-тойчивую степень окисления равную +3, поэтому для соединений бора и алюминия как окислительные, так и восстановительные свойства не характерны.

Кристаллический бор – неметалл и химически инертное вещество, алюминий – активный металл (^о = –1,67 В), но из-за наличия защитной оксидной пленки многие реакции с алюминием идут с так называемым латентным периодом, во время которого разрушается Al₂O₃.

Оксиды и гидроксиды бора и алюминия амфотерны, причём у этих соединений бора преобладают кислотные свойства, а у соединений алюминия – основные. Необычной особенностью оксида бора является его склонность к стеклообразованию. В этом проявляется диагональное сходство бора с кремнием. Устойчивые к действию химических реакти­вов и термостойкие боратные стекла используются для изготовления лабораторной посуды.

Из соединений алюминия самое широкое применение имеет сульфат алюминия, который используется как наполнитель при изготовлении бумаги, для осветления воды (осаждения взвешенных частиц) и в других производствах.

Экспериментальная часть

Целью работы является получение и изучение свойств наиболее характерных соединений бора и алюминия.

Опыт 1. Получение ортоборной кислоты и изучение ее свойств

1. Получение ортоборной кислоты. В пробирку поместить 5-6 капель насыщенного раствора буры Na₂B₄O₇·10H₂O, добавить 2-3 капли концентрированной серной кислоты. Наблюдать выпадение белых кри­сталлов.

В отчёте описать опыт и написать уравнение реакции. Солью какой кислоты является тетраборат натрия? Почему в реакции получается не тетраборная, а ортоборная кислота?

2. Кислотые свойства ортоборной кислоты. В двух пробирках приготовить раствор ортоборной кислоты. В первую пробирку внести кусочек магниевой ленты, наблюдать выделение газообразного вещест­ва. Написать уравнение реакции магния с ортоборной кислотой.

Во второй пробирке определить рН раствора с помощью универ­сальной индикаторной бумаги. Указать значение рН раствора кислоты и написать схему электролитической диссоциации. Чем диссоциация ор­тоборной кислоты отличается от диссоциации других кислот? Какова её основность?

Сделать вывод о силе ортоборной кислоты, константа диссоциации которой равна 5·10^–10.

3. Получение эфира ортоборной кислоты. В фарфоровый тигель поместить несколько кристалликов ортоборной кислоты, 2-3 капли серной кислоты и 5-6 капель этилового спирта. Смесь растереть стеклянной палочкой и поджечь. Отметить окраску пламени. В отчете написать уравнение взаимодействия этанола с ортоборной кислотой с образова­нием борноэтилового эфира B(OC₂H₅)₃. Какова роль серной кислоты в этой реакции? Сделать вывод об амфотерных свойствах ортоборной кислоты.

Опыт 2. Гидролиз тетрабората натрия

В пробирке приготовить 1–2 мл раствора буры. С помощью универсальной индикаторной бумажки определить рН раствора. В отчете написать уравнения ступенчатого гидролиза тетрабората натрия, учитывая, что на первой ступени образуется ортоборная кислота и метаборат натрия, а на второй – ортоборная кислота и гидроксид натрия.

Опыт 3. Получение малорастворимых боратов

В две пробирки внести по 3–4 капли насыщенного раствора тетрабората натрия и добавить по несколько капель растворов: в первую – нитрата серебра, во вторую – сульфата меди (II). Наблюдать выпадение осадков.

Написать уравнения реакций, учитывая, что в первой пробирке образуется метаборат серебра, а во второй – гидроксометаборат меди (II). Почему во второй пробирке образовалась основная, а не средняя соль?

Опыт 4. Получение перлов буры

Метабораты хрома, никеля, кобальта и некоторых других металлов имеют стеклообразную структуру и характерную окраску. Эти цветные стёкла называются перлами буры. Они используются в анализе и при изготовлении художественных изделий из цветных стёкол.

Раскаленной платиновой или стальной проволочкой с ушком коснуться поочередно кристалликов буры и соли кобальта. Нагреть полученную каплю расплава до получения однородной стекловидной массы. Охладить полученный перл и отметить его окраску. Таким же способом получить перлы хрома, никеля, меди и железа.

Описать опыт и наблюдения. Написать уравнения реакций:

1) обезвоживания буры и её разложения на метаборат и оксид бора,

2) взаимодействия оксида бора с солями кобальта, хрома, никеля, меди и железа.

Опыт 5. Свойства металлического алюминия

1. Взаимодействие с разбавленными кислотами. В три пробирки поместить по 5–6 капель разбавленных соляной, серной и азотной кислот. В каждую опустить по небольшому кусочку алюминиевой фольги. Во всех ли случаях реакция протекает на холоду? Пробирки подогреть.

Что наблюдается? Написать уравнения реакций. Какие газообразные вещества выделяются при взаимодействии алюминия с разбавленными кислотами?

2. Взаимодействие с концентрированными кислотами. В три пробирки поместить по 3–4 капли концентрированных растворов соляной, серной и азотной кислот. В каждую опустить по кусочку алюминия. С какими кислотами алюминий при комнатной температуре не взаимодействует? Осторожно нагреть пробирки. Как влияет нагревание?

Описать опыт. Написать уравнения реакций, учитывая, что при нагревании концентрированная азотная кислота восстанавливается алюминием преимущественно до оксида азота (IV), а серная – до серы.

3. Взаимодействие со щелочами. В пробирку налить 2–3 мл раствора щелочи и добавить один микрошпатель алюминиевой пудры. Что наблюдается? Почему реакция начинается не сразу?

Описать опыт. Написать уравнения реакций: 1) оксида алюминия со щелочью с образованием гидроксокомплексного соединения; 2) алюминия с водой и щелочью. Во второй реакции указать окислитель.

4. Взаимодействие с водой. В пробирку с водой опустить полоску алюминиевой фольги. Наблюдается ли взаимодействие алюминия с водой?

Вторую полоску фольги опустить на 2–3 минуты в пробирку с раствором нитрата ртути (II); за это время в поверхностном слое алюминиевой фольги образуется амальгама алюминия. Полоску вынуть из пробирки, высушить фильтровальной бумагой и опустить в пробирку с водой. Наблюдать выделение водорода.

Описать опыт. Сравнить окислительно-восстановительные потенциалы воды и алюминия, сделать вывод о возможности взаимодействия алюминия с водой. Написать уравнения реакций алюминия с нитратом ртути (II) и водой.

Опыт 6. Получение и исследование свойств гидроксида алюминия

В двух пробирках получить гидроксид алюминия взаимодействием сульфата алюминия с гидроксидом аммония. В первой пробирке на осадок Al(OH)₃ подействовать соляной кислотой, а во второй – щелочью.

Описать наблюдения и написать уравнения реакций. Написать схему диссоциации гидроксида алюминия по типу оснований и по типу кислот. Как смещается равновесие этих процессов при добавлении кислоты и щелочи? Сделать вывод о свойствах гидроксида алюминия.

Опыт 7. Гидролиз солей алюминия

1. Гидролиз сульфата алюминия. Универсальной индикаторной бу-магой определить рН раствора сульфата алюминия. В отчете написать уравнения ступенчатого гидролиза сульфата алюминия в молекулярном и ионном виде. Почему гидролиз этой соли не идет до конца?

2. Совместный гидролиз сульфата алюминия и карбоната натрия. В пробирку внести 3–4 капли раствора сульфата алюминия и добавить столько же раствора карбоната натрия. Отметить выпадение осадка и выделение газа. В отчете написать уравнение совместного гидролиза двух солей. Почему в этом случае гидролиз идет до конца?

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Кислотные свойства ортоборной кислоты объясняются необыч-ной реакцией, которая протекает при растворении этой кислоты в воде; напишите уравнение этой реакции.

2. Почему ортоборная кислота является одноосновной кислотой, почему формулу этой кислоты часто записывают в виде основания?

3. По названиям напишите формулы следующих соединений бора: оксид бора, боран, диборан, борид магния, метаборная кислота, тетраборат натрия, бура, метаборат серебра, метаборат гидроксомеди (II).

4. Как получают алюминий в промышленности? Какова роль криолита в этом процессе?

5. Напишите уравнения реакций алюминия с соляной кислотой, разбавленной серной кислотой, с раствором и расплавом гидроксида натрия. Напишите реакцию горения алюминия в атмосфере углекислого газа.

6. Напишите уравнения гидролиза сульфата алюминия, сульфида алюминия и совместного гидролиза сульфата алюминия и карбоната натрия.

Лабораторная работа 8.

Тема:. ХИМИЯ s-ЭЛЕМЕНТОВ

К s-элементам, в атомах которых валентные электроны находятся на s-подуровнях, относятся два неметалла (H, He), элементы главной подгруппы первой группы (щелочные металлы) и элементы главной подгруппы второй группы периодической системы Д.И. Менделеева. В данной работе изучаются свойства наиболее распространенных s-элементов – металлов и их соединений.

Щелочные металлы чрезвычайно активны в химических реакциях, поэтому опыты с их применением опасны и в учебных лабораториях не проводятся. Среди соединений щелочных металлов наибольшее практическое значение имеют NaCl, NaOH, Na₂CO₃, NaHCO₃. Эти вещества использовались во многих предыдущих работах, однако некоторые опыты полезно повторить: получение хлора из NaCl, гидролиз Na₂CO₃ и другие.

Среди s-элементов второй группы особое положение занимает бериллий, гидроксид которого нерастворим и является амфотерным соединением, а растворимые соли гидролизуются по катиону. По-своему интересен магний: этот металл не взаимодействует с водой при обычных условиях, так как образующийся на его поверхности слой гидроксида нерастворим и обладает защитными свойствами. Но при нагревании Mg(OH)₂ растворяется, поэтому реакция магния с горячей водой идет без кинетических затруднений. Гидроксид магния, как и гидроксид бериллия, – слабое основание, но, в отличие от Be(OH)₂, он не амфотерен.

Кальций, стронций, барий – активные щелочно-земельные металлы. Они взаимодействуют с водой, образующиеся при этом гидроксиды растворимы в воде и являются щелочами. Но многие соли щелочно-земельных металлов, в отличие от солей щелочных металлов, нерастворимы в воде. Опыты по изучению растворимости карбонатов, сульфатов и хроматов кальция, стронция и бария имеют практическое значение.

Соединения щелочных и щелочно-земельных металлов окрашивают пламя горящего спирта в различные цвета, что используется в фотометрических методах анализа. Этот опыт проводится последним для всей студенческой группы преподавателем.

Экспериментальная часть

Целью работы является изучение свойств важнейших соединений щелочных металлов и s-элементов второй группы.

Опыт 1. Получение хлора из хлорида натрия

Поместить в три пробирки по одному микрошпателю смесей хлорида натрия с различными окислителями: NaCl + KMnO₄ (первая пробирка), NaCl + MnO₂ (вторая пробирка) и NaCl + PbO₂ (третья пробирка). Добавляя в каждую пробирку по 1–2 капли концентрированной серной кислоты (опыт проводить в вытяжном шкафу!), наблюдать выделение хлора. Какую окраску имеет этот газ?

В отчете написать уравнения реакций и объяснить, почему реакции не идут между твердыми веществами в этих смесях и почему они не идут при добавлении (вместо серной кислоты) воды?

Опыт 2. Гидролиз карбонатов и гидрокарбонатов

щелочных металлов

С помощью универсальной индикаторной бумаги определить среду и водородный показатель растворов Na₂CO₃, NaHCO₃ и K₂CO₃.

В отчете привести значения рН, написать уравнения гидролиза и ответить на следующие вопросы: а) почему водородный показатель растворов Na₂CO₃ и K₂CO₃ выше семи и практически одинаков? б) почему среда раствора гидрокарбоната близка к нейтральной?

Опыт 3. Гидроксид бериллия и его свойства

Поместить в пробирку 5–6 капель раствора соли бериллия и добавить (по каплям) раствор щелочи до образования осадка гидроксида бериллия. Осадок разделить на две части; на одну часть осадка подействовать соляной кислотой, на другую – избытком щелочи.

В отчете описать опыт и привести уравнения реакций получения Be(OH)₂ и его взаимодействия с кислотой и щёлочью. Сделать вывод о свойствах гидроксида бериллия. Написать схемы его диссоциации по основному и кислотному типу. Привести название комплексного соединения, образующегося при взаимодействии Be(OH)₂ с избытком щелочи. Объяснить, почему бериллий образует комплексные соединения и почему его координационное число равно четырем.

Опыт 4. Гидролиз солей бериллия

С помощью универсальной индикаторной бумаги определить водородный показатель раствора хлорида (или нитрата) бериллия. В отчете привести значение рН и написать уравнение гидролиза в молекулярном и ионном виде.

Опыт 5. Взаимодействие магния с водой

Взять кусочек магниевой ленты и очистить её поверхность от оксида наждачной бумагой. В пробирку внести 6–7 капель дистиллированной воды и опустить в неё очищенный магний. Отметить отсутствие ре-акции при комнатной температуре. Нагреть пробирку на спиртовке. Что наблюдается? Прибавить к полученному раствору одну каплю фенолфталеина. Образование каких ионов в растворе приводит к появлению окраски фенолфталеина? В отчете описать опыт, ответить на вопросы и написать уравнение взаимодействия магния с водой при нагревании.

Опыт 6. Взаимодействие магния с кислотами

В четыре пробирки опустить по кусочку магниевой стружки. В одну пробирку внести 5–6 капель 2 н. соляной кислоты, в другую такое же количество капель 2 н. серной кислоты, в третью концентрированной серной кислоты, в четвертую – 2 н. азотной кислоты (опыты с концентрированной серной и азотной кислотами проводятся в вытяжном шкафу!). По окраске и запаху определить выделяющиеся из пробирок газы. В отчете описать опыт и написать уравнения реакций.

Опыт 7. Получение оксида магния и взаимодействие его с водой

Взять щипцами кусочек магниевой стружки и поджечь его в пламени спиртовки. Как только магний загорится, вынуть его из пламени и держать над тиглем. Образовавшийся оксид магния сбросить в тигель, прибавить туда же несколько капель дистиллированной воды, размешать всё стеклянной палочкой и перелить содержимое тигля в пробирку. Почему жидкость мутная? Доказать образование в растворе Mg(OH)₂, добавив одну каплю фенолфталеина.

В отчете описать опыт. Написать уравнения реакций образования MgO и его превращения в Mg(OH)₂. Объяснить, почему при обработке оксида магния водой получается мутный раствор.

Опыт 8. Получение гидроксида магния и взаимодействие его с кислотой и солями аммония

В двух пробирках получить гидроксид магния действием раствора щелочи на раствор соли магния. В одну пробирку прибавить по каплям 2 н. соляную кислоту до полного растворения осадка. В другую пробирку внести по каплям 2 н. раствор хлорида аммония также до полного растворения осадка.

В отчете описать опыт. Написать уравнения реакций получения Mg(OH)₂ и его взаимодействия с HCl и NH₄Cl. Объяснить, почему гидроксид магния взаимодействует с кислотой и с хлоридом аммония.

Опыт 9. Получение оксида и гидроксида кальция

Кусочек мрамора поместить в сухой фарфоровый тигель и поставить прокаливаться в горячую муфельную печь при температуре 900– 950 ⁰С. Примерно через 20–25 минут щипцами перенести тигель в эксикатор. После охлаждения вынуть тигель из эксикатора и добавить в него 8–10 капель воды. Размешать образовавшийся гидроксид кальция и дать осадку отстояться. Несколько капель полученного раствора перенести пипеткой в пробирку и добавить одну каплю фенолфталеина. Наблюдать изменение окраски индикатора.

Описать опыт и написать уравнения реакций разложения карбоната кальция при нагревании и взаимодействия оксида кальция с водой. Как называется вторая реакция в технике? Какое техническое название имеет гидроксид кальция? Как называется раствор гидроксида кальция в воде?

Опыт 10. Карбонат и гидрокарбонат кальция

1. Получение CaCO₃ и Ca(HCO₃)₂. Наполнить пробирку на половину её высоты известковой водой и пропустить через нее углекислый газ из аппарата Киппа. Отметить появление взвеси карбоната кальция. Продолжать пропускать диоксид углерода до исчезновения взвеси вследствие образования растворимого гидрокарбоната кальция. Как называется вода, содержащая растворенные гидрокарбонаты кальция и магния? Раствор сохранить для следующего опыта. В отчете описать наблюдаемые явления и написать уравнения реакций: а) образования карбоната кальция при взаимодействии углекислого газа с известковой водой; б) растворения карбоната кальция под действием диоксида углерода и воды с образованием гидрокарбоната. Указать практическое значение данного опыта.

2. Устранение временной жесткости воды. Разделить полученный в опыте 10а раствор гидрокарбоната кальция на две части, перелив половину его в другую пробирку. В одну пробирку добавить 1–2 капли раствора щелочи, наблюдать образование осадка CaCO₃. Другую пробирку прокипятить на спиртовке. Наблюдать образование такого же осадка.

В отчете описать опыт и привести уравнения реакций разрушения гидрокарбоната кальция при кипячении и при взаимодействии со щелочью. Указать практическое значение данного опыта.

Опыт 11. Свойства нерастворимых солей

1. Карбонаты кальция, стронция, бария. Получить в трех пробирках осадки карбонатов кальция, стронция и бария взаимодействием растворов соответствующих солей с раствором соды. Подействовать на полученные карбонаты раствором 2 н. соляной кислоты, добавляя её по каплям. В отчете написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде, объяснить их протекание. Указать практическое значение данного опыта.

2. Сульфаты кальция, стронция, бария. Получить в трех пробирках осадки сульфатов кальция, стронция и бария взаимодействием растворов соответствующих солей с раствором сульфата натрия. Подействовать на полученные сульфаты 2 н. соляной кислотой. Наблюдается ли при этом протекание реакций? В отчете написать уравнения реакций

образования сульфатов и объяснить, почему они не взаимодействуют с соляной кислотой. Указать практическое значение данного опыта.

3. Оксалаты кальция, стронция, бария. Получить в трех пробирках осадки оксалатов кальция, стронция и бария взаимодействием растворов соответствующих солей с раствором оксалата аммония. Испытать действие соляной кислоты на осадки оксалатов. В отчете написать уравнения реакций образования оксалатов и их растворения в соляной кислоте.

4. Хроматы кальция, стронция, бария. Получить в трех пробирках осадки хроматов кальция, стронция и бария взаимодействием растворов соответствующих солей с раствором хромата калия. Отметить их цвет. Испытать действие уксусной кислоты на осадки хроматов. Какой из них не растворяется в уксусной кислоте? Хромат, не растворяющийся в уксусной кислоте, получить повторно и подействовать на него соляной кислотой.

В отчете написать уравнения реакций а) образования хроматов кальция, стронция и бария; б) их взаимодействия с уксусной кислотой; в) взаимодействие хромата бария с соляной кислотой. Указать практическое значение данного опыта.

5. Дробное осаждение сульфата и карбоната кальция. Получить сульфат кальция, добавив к 3–4 каплям раствора CaCl₂ 5–6 капель раствора cульфата натрия. Дать раствору отстояться и пипеткой перенести его осветлённую часть в чистую пробирку. В раствор внести несколько капель раствора карбоната натрия; что при этом наблюдается?

В ответе описать опыт, написать уравнения и объяснить, почему раствор, после того как из него выпал осадок CaSO₄, снова образует осадок при действии Na₂CO₃. При объяснении использовать справочные данные из таблицы

Произведения растворимости соединений бериллия, магния и щелочно-земельных элементов

Соединения	ПР	Соединения	ПР
Be(OH)2 (Be2+, 2OH-) (BeOH+, OH-)	6,3·10-23 2·10-14	CaCrO4 SrCO3	7,1·10-4 1,1·10-10
Mg(OH)2 (Mg2+, 2OH-) (MgOH+, OH-)	7,1·10-12 2,7·10-9	SrSO4 SrC2O4	3,2·10-7 1,6·10-7
Ca(OH)2 (Ca2+, 2OH-) (CaOH+, OH-)	5,5·10-6 1,4·10-4	SrCrO4 BaCO3	3,6·10-5 4,0·10-10
CaCO3	3,8·10-9	BaSO4	1,1·10-10
CaSO4	2,5·10-5	BaC2O4	1,1·10-7
Ca C2O4	2,3·10-9	Ba CrO4	1,2·10-10

Опыт 12. Окрашивание пламени солями щелочных и щелочно-земельных металлов

Опыт проводится в вытяжном шкафу. В шесть фарфоровых тиглей поместить по половине микрошпателя соединений лития, натрия, калия, кальция, стронция, бария. Залить соли до половины объема тиглей этиловым спиртом, перемешать с целью некоторого растворения соединений в спирте и поджечь. Наблюдать окрашивание пламени, которое особенно заметно в конце горения. В отчете описать опыт и указать его практическое значение.

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Объясните, какие химические свойства характерны для щелочных металлов и как они изменяются в ряду литий – натрий – калий – рубидий – цезий.

2. Хлорид натрия является исходным веществом для получения в большом количестве едкого натра. Опишите этот процесс.

3. Хлорид натрия является исходным веществом для получения в большом количестве кальцинированной соды. Опишите этот процесс.

4. Объясните, почему среда раствора средних солей Na₂CO₃ и K₂CO₃ щелочная, а кислых солей NaHCO₃ и КНСО₃ – нейтральная.

5. Почему четыре s-элемента второй группы периодической системы (кальций, стронций, барий, радий) имеют общее название «щелочноземельные элементы», а бериллий и магний к ним не относятся?

6. Объясните, как изменяются химические свойства оксидов в ряду ВеО – MgO – CaO – SrO – BaO; напишите уравнения соответствующих реакций.

7. Объясните, как изменяются химические свойства оснований в ряду Ве(ОН)₂ – Mg(OН)₂ – Ca(OН)₂ – Sr(OН)₂ – Ba(OН)₂; напишите уравнения соответствующих реакций.

8. Если через мутную взвесь карбоната кальция или магния пропускать углекислый газ, то взвесь постепенно исчезает и раствор становится прозрачным, но при кипячении этого раствора взвесь появляется снова. Объясните этот опыт уравнениями реакций.

Лабораторная работа 9.

Тема: ХРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Хром – это металл средней активности (^о = –0,74 В). Он взаимо-действует с кислотами-неокислителями, но пассивируется в концентри-рованных кислотах-окислителях: азотной, серной, хлорной и хлорнова-той. Характерными степенями окисления хрома в соединениях являются +2, +3 и +6, но наиболее всего распространены и устойчивы соединения хрома (+3).

Оксид и гидроксид хрома (II) проявляют основные свойства и являются сильными восстановителями. Соединения хрома (III) – самые устойчивые и многочисленные. Оксид и гидроксид хрома (III) амфотерны. С кислотами и растворами щелочей оксид хрома (III) практически не взаимодействует, но при спекании с карбонатом калия и щелочами образует хромиты.

Свежеприготовленный гидроксид хрома (III) легко растворяется и в растворах кислот, и в растворах щелочей с образованием аквакомплекс-ных и гидроксокомплексных солей, например:

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ + 6H₂O = [Cr(H₂O)₆]₂(SO₄)₃

Cr(OH)₃ + 3KOH = K₃[Cr(OH)₆]

В степени окисления +6 хром образует соединения, свойственные неметаллам: это хромовый ангидрид CrO₃, хромовая Н₂CrO₄ и двухромовая Н₂Cr₂O₇ кислота и соли этих кислот. Они известны своими окислительными свойствами, которые особенно заметны в кислой среде:

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6е^- = 2Cr³⁺ + 7H₂O ^о = +1,33 B

Экспериментальная часть

Целью работы является получение и изучение свойств хрома и его наиболее распространённых соединений.

Опыт 1. Взаимодействие хрома с кислотами

В две пробирки поместить по 6–8 капель концентрированных растворов соляной и азотной кислоты, в каждую опустить по кусочку ме-таллического хрома. Наблюдать выделение в первой пробирке газа и появление синей окраски, характерной для иона [Cr(H₂O)₆]²⁺. Наблюдается ли взаимодействие хрома с азотной кислотой? Вылить азотную ки-

слоту из пробирки, промыть металл водой и добавить соляную или серную разбавленную кислоту. Наблюдается ли реакция в этом случае?

Описать опыт. Написать уравнение реакции хрома с соляной кислотой. Объяснить, какое действие оказывает азотная кислота на хром.

Опыт 2. Соединения хрома (III)

1. Получение и свойства оксида хрома (III). В фарфоровую чашку поместить горкой кристаллический дихромат аммония. Зажженной спичкой прикоснуться к его поверхности. Что наблюдается в ходе реакции? Описать ход реакции. Написать схему реакции, учитывая, что продуктами разложения является оксид хрома (III), свободный азот и вода. Уравнять реакцию методом электронного баланса. Каков тип этой реакции? Какое природное явление в уменьшенном масштабе она напоминает? Какой цвет имеет полученный оксид? Проверить действие на оксид кислоты и щелочи.

Небольшую часть полученного оксида хрома (III) поместить в фарфоровый тигель, добавить равный объем карбоната калия и сплавить смесь. Охладить продукт сплавления, растворить его в воде. Отметить цвет раствора. Написать уравнение взаимодействия оксида хрома (III) с карбонатом калия с образованием хромита калия. Отметить инертность Cr₂O₃ в растворах кислот и щелочей. Сделать вывод о свойствах оксида.

2. Получение и свойства гидроксида хрома (III). Получить в пробирке гидроксид хрома (III), добавляя к раствору его соли раствор раз-бавленного гидроксида натрия (осторожно, по каплям). Половину полученного осадка перенести в другую пробирку. На оставшийся в первой пробирке осадок подействовать соляной кислотой, на содержимое второй пробирки – тем же раствором NaOH. Отметить цвет образовавшихся растворов.

В отчете написать уравнения реакций получения гидроксида хрома (III), его взаимодействия с соляной кислотой и щелочью, учитывая, что и в том, и в другом случае образуются комплексные соли: хлорид гексааквахрома (III) и гексагидроксохромат (III) натрия. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида хрома (III).

3. Гидролиз солей хрома (III). Одну каплю раствора соли хрома (III) поместить на кусочек универсальной индикаторной бумажки. Определить рН раствора. Написать уравнение гидролиза в молекулярной и ионной форме. Объяснить, влияние нагревания раствора на смещение равновесия гидролиза.

4. Восстановительные свойства солей хрома (III). В пробирке получить гексагидроксохромат (III) калия (см. опыт 2). К раствору прилить 2-3 капли бромной воды, пробирку слегка подогреть. Наблюдать изменение окраски раствора.

В отчете написать уравнение окисления CrCl₃ в щелочной среде бромной водой, учитывая, что появление желтой окраски свидетельст­вует об образовании хромата. Уравнять реакцию методом полуреакций.

Опыт 3. Соединения хрома (VI)

1. Получение малорастворимых хроматов. В двух пробирках к 5 каплям растворов хромата и дихромата калия добавить по 2-3 капли раствора хлорида бария. Отметить различия в окраске полученных осадков. Наблюдать за изменениями, происходящими в пробирке с ди­хроматом.

В отчёте написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде, учитывая, что при взаимодействии хлорида бария с хроматами и дихроматами щелочных металлов образуется одно и то же вещество -хромат бария. Объяснить явление с учётом процессов, происходящих в растворе с дихроматом калия:

2Cr₂O₇²- + H₂O ↔ 2CrO₄²- + 2H⁺.

2. Смещение равновесия между хроматами и дихроматами. В пробирку поместить 2-3 капли раствора хромата калия, прибавить несколько капель раствора серной кислоты. Отметить изменение цвета раствора. Сюда же добавить несколько капель раствора щелочи. Раствор приобретает первоначальную окраску. Опыт повторить два-три раза.

Описать опыт. Написать уравнения взаимных переходов хроматов в дихроматы. Сформулировать вывод о влиянии среды на существование растворимых хроматов и дихроматов.

3. Окислительные свойства соединений хрома (VI). В три пробирки внести по 4-5 капель раствора дихромата калия, добавить 3-4 капли серной кислоты. В первую пробирку прилить несколько капель раствора йодида калия, во вторую добавить один микрошпатель сульфита натрия и пробирку слегка подогреть, в третью пробирку внести один микрошпатель сульфата железа (II). Наблюдать изменение окраски растворов.

Описать опыт. Написать уравнения реакций, коэффициенты перед веществами найти методом полуреакций.

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Напишите полную электронную формулу атома хрома. Укажите его валентные электроны. Для валентных электронов постройте электронно-графическую формулу. Каковы возможные степени окисления хрома?

2. Укажите наиболее характерные степени окисления хрома, приведите формулы оксидов и гидроксидов хрома в указанных степенях окисления.

3. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ → KCrO₂ → Cr(OH)₃ → Cr(NO₃)₃ → Cr₂O₃

4. Опишите свойства гидроксида хрома (III).

5. В какой среде более устойчивы хроматы металлов, а в какой дихроматы? Как из дихромата калия получить хромат калия?

Лабораторная работа 10.

Тема: МАРГАНЕЦ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Изучение химических свойств марганца и его соединений имеет большое познавательное значение вследствие их разнообразия и широкого применения.

Марганец – металл со средними восстановительными свойствами: в ряду напряжений он находится между алюминием и цинком, его электродный потенциал отрицателен (–1,18 В). Марганец активно взаимодействует с кислотами, но не взаимодействует со щелочами.

В периодической системе марганец расположен в седьмой группе. В его атоме имеется семь валентных электронов в состоянии 3d⁵4s². В соединениях марганец проявляет степени окисления +2, +3, +4, +6 и +7. Максимальная степень окисления соответствует его положению в периодической системе и числу валентных электронов в его атоме. Самая устойчивая степень окисления марганца +4, которую он проявляет в природном соединении – минерале пиролюзите МnО₂.

У однотипных соединений марганца при увеличении его степени окисления наблюдается закономерное изменение основно-кислотных и окислительно-восстановительных свойств. Так, в ряду оксидов основные свойства уменьшаются, а кислотные увеличиваются:

MnO Mn₂O₃ MnO₂ MnO₃ Mn₂O₇

основной основной амфотерный кислотный кислотный

Также изменяются основно-кислотные свойства гидроксидов:

Mn(OH)₂ Mn(OH)₃ Mn(OH)₄ или H₂MnO₃ H₂MnO₄ HMnO₄

основание основание амфолит кислота кислота

Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца зависят от степени его окисления: металлический марганец – восстановитель, соединения марганца (+7) – окислители, а соединения в проме-жуточных степенях окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью.

В химической практике в качестве окислителя часто используется перманганат калия KMnO₄. Его окислительные свойства и продукты восстановления зависят от среды раствора, что видно из уравнений по-луреакций и их потенциалов:

Экспериментальная часть

Целью работы является получение и исследование свойств марганца и его наиболее распространенных соединений.

Опыт 1. Получение марганца и его взаимодействие с кислотами

1. Получение порошкообразного марганца. В сухую пробирку поместить кристаллический оксалат марганца и нагреть в пламени спиртовки до разложения соли с образованием мелкодисперсного металла. Высыпать из пробирки с большой высоты на металлическую поверхность мелкодисперсный металл, наблюдать вспышки.

Описать опыт, написать уравнение реакции разложения оксалата. Как называется явление самовоспламенения металлов в тонкодисперсном состоянии?

2. Взаимодействие марганца с кислотами. В пять пробирок налить по несколько капель кислот: соляной, серной разбавленной, серной концентрированной, азотной разбавленной, азотной концентрированной.

Во все пробирки внести порошкообразного марганца, полученного в предыдущем опыте. Описать ход реакций, написать их уравнения.

Опыт 2. Получение и исследование свойств гидроксида марганца (II)

В три пробирки внести по 2–3 капли раствора сульфата марганца (II) и в каждую добавить по 2–3 капли раствора щелочи; наблюдать образование осадка Mn(OH)₂, отметить цвет осадка.

В первую пробирку добавить 5–6 капель серной кислоты. Что происходит с осадком? Содержимое второй пробирки перемешать стеклянной палочкой – осадок изменяет окраску. В третью пробирку прилить 5–6 капель бромной воды – окраска осадка также изменяется.

Описать опыт. Написать уравнения реакций: а) получения гидроксида марганца (II); б) взаимодействия Mn(OH)₂ с серной кислотой; в) окисления его кислородом воздуха (при перемешивании) с образованием гидроксида марганца (IV); г) его окисления бромной водой с образованием MnO₂.

Сделать вывод об основно-кислотных и окислительно-восстановительных свойствах гидроксида марганца (II).

Опыт 3. Окислительно-восстановительные свойства MnO₂

1. Окислительные свойства оксида марганца (IV). В сухую пробирку внести микрошпатель оксида марганца (IV) и прилить 3–4 капли концентрированной соляной кислоты. Наблюдать выделение хлора. Если хлор не выделяется, пробирку подогреть. Опыт проводить под тягой!

Написать уравнение реакции. Какова роль MnO₂ в этой реакции?

2. Восстановительные свойства MnO₂. В тигель поместить несколько гранул гидроксида калия и один микрошпатель нитрата калия. Смесь расплавить в пламени спиртовки и внести на кончике микрошпа-теля несколько кристалликов диоксида марганца. Отметить цвет полученного расплава.

В отчете написать уравнение реакции окисления MnO₂ до K₂MnO₄ (манганат калия), подобрать коэффициенты методом полуреакций.

Опыт 4. Получение и свойства манганата калия

1. Получение манганата калия. В пробирку внести 5–6 капель концентрированного раствора KOH (или NaOH). Добавить 3–4 капли раствора перманганата калия и нагреть смесь на спиртовке до изменения цвета раствора на изумрудно-зеленый.

KMnO₄ + 4KOH(конц) = 4K₂MnO₄ + O₂ + 2H₂O

Раствор манганата разлить в три пробирки и использовать в следующих опытах. В отчете написать уравнение реакции и указать, к какому типу она относится.

2. Взаимодействие манганата калия с хлором. К раствору манганата калия в первой пробирке прилить 4–5 капель хлорной воды (или бромной) – наблюдается изменение окраски раствора. Указать, как изменяется окраска раствора. Написать уравнение реакции. Определить роли K₂MnO₄ и хлора (брома) в этой реакции. Коэффициенты найти методом полуреакций.

3. Взаимодействие K₂MnO₄ с сульфитом натрия. Во вторую пробирку с раствором манганата калия добавить микрошпатель кристаллического сульфита натрия. Наблюдать обесцвечивание раствора и появление коричневого осадка MnO₂. Качественной реакцией на сульфат-ион SO₄^2- доказать его образование в ходе реакции. Написать уравнение взаимодействия манганата калия с сульфитом натрия и определить роли K₂MnO₄ и Na₂SO₃ в этой реакции.

4. Диспропорционирование манганата калия в нейтральной среде. Манганат калия устойчив в сильнощелочной среде. При нейтрализации щелочи кислотой он разлагается. В пробирку с полученным щелочным раствором манганата калия (третья пробирка) прибавлять по каплям разбавленную серную кислоту. При этом наблюдается изменение окраски раствора и выпадение осадка, что свидетельствует о протекании реакции:

K₂MnO₄ + H₂SO₄ → MnO₂ + KMnO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Определить тип реакции, уравнять ее методом полуреакций. Сделать общий вывод об окислительно-восстановительных свойствах манганатов.

Опыт 5. Влияние среды на свойства перманганата калия

В трех пробирках провести параллельно три реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия.

В первой пробирке реакция проводится в кислой среде:

KMnO₄ + Na₂SO₃ +H₂SO₄ = ...

Во второй пробирке реакция проводится в нейтральной среде:

KMnO₄ + Na₂SO₃ +H₂O = …

В третьей пробирке – в щелочной среде:

KMnO₄ + Na₂SO₃ +KOH = …

Описать изменения в каждой из пробирок при протекании реакций. Закончить уравнения всех трех реакций, имея в виду, что в кислой среде перманганат-ионы восстанавливаются до ионов Mn²⁺, в нейтральной среде – до оксида марганца (IV), а в щелочной среде – до манганат-ионов. Сделать вывод о том, как изменяются окислительные свойства перманганата калия при переходе от кислой среды к нейтральной и ще-лочной.

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Выпишите все элементы, входящие в подгруппу марганца. Укажите характер изменения свойств этих элементов.

2. Какими свойствами обладает оксид марганца (II)? Напишите несколько уравнений реакций, подтверждающие его свойства.

3. Приведите примеры соединений марганца, обладающих только окислительными, только восстановительными свойствами и окислительно-восстановительными свойствами.

4. Рассчитайте объем кислорода (н.у.), который можно получить при действии 500 мл 0,5 М раствора перманганата калия на пероксид водорода в кислой среде.

Лабораторная работа 11.

Тема: ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ

Железо, кобальт и никель - d-элементы (металлы) восьмой группы периодической системы. Они близки по физическим и химическим свойствам, поэтому их изучают совместно как «семейство железа».

В электрохимическом ряду напряжений эти металлы расположены в средней части, до водорода. Они взаимодействуют с соляной и раз­бавленной серной кислотой с выделением водорода и окислением до двухвалентного состояния. В концентрированных серной и азотной кислотах металлы пассивируются, что позволяет концентрированную H₂SO₄ перевозить в железных цистернах. С разбавленной азотной ки­слотой железо и кобальт взаимодействуют с образованием Fe(NO₃)₃ и Co(NO₃)₃, а никель - с образованием Ni(NO₃)₂. Никель устойчив к действию щелочных растворов и расплавов; железо и кобальт взаимодействуют с концентрированными (>50 %) растворами щелочей при нагревании, что свидетельствует об их слабой амфотерности.

Для всех трех элементов в соединениях характерна степень окисления +2, однако соединения двухвалентного железа, как гидроксид, так и соли, окисляются до трехвалентного состояния кислородом воздуха. Соединения кобальта (II) и никеля (II) устойчивее подобных соедине­ний железа; например, соединения никеля (II) окисляются до никеля (III) действием более сильных, чем кислород, окислителей: H₂O₂, NaClO и т.п. Из этого следует, что соединения кобальта (III) и никеля (III) обладают окислительными свойствами. Действительно, эти свойства наблюдаются при взаимодействии Ni(OH)₃ и Co(OH)₃ с соляной кислотой: вместо обменных идут окислительно-восстановительные реакции с вы-делением хлора и образованием NiCl₂ и CoCl₂.

Окислительные свойства соединений железа (III) выражены слабее: они не выделяют хлор из соляной кислоты, но с йодоводородной кислотой HI и её солями (йодидами) окислительно-восстановительные реакции с образованием йода возможны. Окислительные свойства солей железа (III) также можно наблюдать при их взаимодействии с сульфидами щелочных металлов и аммония: в этих реакциях железо (III) восстанавливается сульфид-ионами до двухвалентного состояния и наблюдается образование FeS и серы.

Для железа, кобальта и никеля характерно существование большого числа комплексных соединений. Особенно интересно наблюдать образование окрашенных амминокомплексных соединений кобальта и никеля и цианокомплексных соединений железа: берлинской лазури и турнбулевой сини. Современными исследованиями установлено, что их состав одинаков, а разная окраска обусловлена различным строением этих веществ.

Железо отличается от кобальта и никеля существованием ферратов – соединений в степени окисления +6. Их получают в щелочных средах действием сильных окислителей (Cl₂, Br₂, O₃, NaClO и т.п.) на гидроксид железа (III). Все ферраты – сильные окислители.

Экспериментальная часть

Целью работы является исследование свойств металлов семейства железа; получение и исследование свойств соединений железа, кобальта и никеля.

Опыт 1. Взаимодействие металлов с кислотами

1. Взаимодействие железа с кислотами. В три пробирки внести по 5 капель 2 н. растворов соляной, серной и азотной кислот. В четвертую пробирку внести 4 капли концентрированной серной кислоты. В каждую пробирку поместить по одному кусочку железной стружки. Пробирку с концентрированной серной кислотой осторожно нагреть. Наблюдать происходящие реакции.

В каждую пробирку добавить по одной капле раствора роданида калия, который является качественным реактивом на ионы железа (+3). Убедится в том, что в соляной и разбавленной серной кислоте образуются ионы железа (+2), а в азотной и концентрированной серной кисло-те (при нагревании) – ионы железа (+3).

В отчете описать опыт, написать уравнения реакций и сформулировать общий вывод о взаимодействии железа с кислотами.

2. Взаимодействие кобальта и никеля с кислотами. Поместить в три пробирки по маленькому кусочку кобальтовой стружки и в каждую добавить по 10 капель 2 н. растворов соляной, серной и азотной кислот. Пробирки слегка нагреть и наблюдать выделение газообразных продуктов. Обратить внимание на окраску образующихся растворов солей.

В отчете описать опыт, написать уравнения реакций и сформулировать общий вывод о взаимодействии кобальта с кислотами.

Проделать точно такие же опыты, используя никелевую стружку. Отметить окраску образующихся растворов солей. В отчете описать опыт, написать уравнения реакций и сформулировать общий вывод о взаимодействии никеля с кислотами.

Опыт 2. Получение и исследование свойств гидроксидов железа (II), кобальта (II) и никеля (II)

1. Гидроксид железа (II). Растворы солей железа (II) никогда не готовят заранее, так как они легко окисляются кислородом воздуха. Поэтому в опытах используется наиболее устойчивая кристаллическая двойная соль – соль Мора (NH₄)₂SO₄·FeSO₄·6H₂O или её раствор, который готовится непосредственно перед опытом (в пробирку насыпают один микрошпатель соли Мора и растворяют в 6–8 каплях воды). В уравнениях реакций вместо формулы соли Мора можно пользоваться формулой сульфата железа (II).

В пробирку с 6 каплями раствора соли Мора добавить по каплям 2 н. раствор щелочи до выпадения осадка Fe(OH)₂. Обратить внимание на цвет полученного гидроксида. Перемешать полученный осадок стеклянной палочкой, наблюдать постепенный переход окраски в бурый цвет вследствие окисления гидроксида железа (II) в гидроксид железа (III), формулу которого следует записывать в виде FeO(OH), т.к. катион железа (+3) обладает сильным поляризующим действием, следствием которого является протекание в момент образования Fe(OH)₃ реакции:

Fe(OH)₃ = FeO(OH) + H₂O

В отчете написать уравнения реакций: а) образования гидроксида железа (II); б) его окисления в гидроксид железа (III) под действием кислорода воздуха и воды; в) превращения Fe(OH)₃ в гидроксид оксожелеза (III).

2. Гидроксид кобальта (II). В две пробирки внести по 6 капель рас-твора соли кобальта (II) и добавить по каплям раствор щелочи. Реакция протекает ступенчато. Сначала появляется синий осадок основной соли CoOHCl, который затем становится розовым, что указывает на образование гидроксида кобальта (II). Осадок в одной пробирке размешать стеклянной палочкой и оставить на воздухе, а в другую прибавить 2–3 капли 3 %-го раствора пероксида водорода. В какой из пробирок наблюдается окисление гидроксида кобальта (II)?

В отчете описать опыт и написать уравнения реакций. Пробирку с гидроксидом кобальта (III) сохранить для опыта 3.

3. Гидроксид никеля (II). В три пробирки поместить по 6 капель раствора соли никеля (II) и добавить по каплям раствор щелочи до выпадения осадка Ni(OH)₂. Отметить цвет осадка. В первой пробирке осадок перемешать стеклянной палочкой и оставить на воздухе, во вторую добавить 2–3 капли 3 % раствора H₂O₂, а в третью – 1 каплю бромной воды. В каком случае происходит окисление Ni(OH)₂?

В отчете описать опыт и написать уравнения реакций. Пробирку с гидроксидом никеля (III) сохранить для опыта 3.

По опыту 2 сделать общий вывод об изменении восстановительных свойств соединений в ряду Fe(OH)₂ – Co(OH)₂ – Ni(OH)₂

Опыт 3. Окислительныые свойства Co(OH)₃ и Ni(OH)₃

Слить жидкость с осадков гидроксидов кобальта (III) и никеля (III), полученных во втором опыте, и подействовать на них концентрирован-ной соляной кислотой (опыт проводить в вытяжном шкафу!). Пробирки подогреть на спиртовке, прикрыв их фильтровальной бумагой, смоченной раствором йодида калия. Наблюдать образование йода на бумаге.

В отчете описать опыт и написать уравнения реакций: а) взаимодействия гидроксидов кобальта (III) и никеля (III) с соляной кислотой; б) образования йода на фильтровальной бумаге. Сделать вывод об изменении окислительных свойств соединений в ряду Fe(OH)₃ – Co(OH)₃ – Ni(OH)₃.

Опыт 4. Окислительно-восстановительные свойства соединений железа (II) и железа (III)

1. Восстановительные свойства ионов Fe²⁺. В пробирку поместить 6 капель раствора дихромата калия, подкислить разбавленной серной кислотой (5–6 капель), затем добавить один микрошпатель кристаллического сульфата железа (II). Наблюдать изменение окраски раствора.

В отчете написать уравнение реакции, уравнять её методом полуреакций. Используя значения окислительно-восстановительных потенциалов полуреакций, (приведенные в таблице ниже), определить, возможно ли окисление солей Со²⁺ и Ni²⁺ дихроматом калия. Сделать вывод о восста-новительных свойствах ионов Fe²⁺ в сравнении с ионами Со²⁺ и Ni²⁺.

2. Окислительные свойства ионов Fe³⁺. Используя значения окисли-тельно-восстановительных потенциалов полуреакций, приведенные в таблице 15, определить, какой галоген можно получить в молекулярном виде по реакции:

2FeCl₃ + 2NaГ = Г₂ + 2FeCl₂ + 2NaCl Провести реакцию получения этого галогена и подтвердить его об-разование качественной реакцией. В отчете описать опыт и сделать вывод об окислительных свойствах соединений железа (III).

Таблица Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых полуреакций

Элемент	Полуреакция	о, В
Железо	Fe – 2е- = Fe2+ Fe2+ – е- = Fe3+ Fe(OH)2 + OH- – е- = Fe(OH)3 Fe(OH)3 + 5OH- – 3е- = FeO42- + 2H2O	–0,44 + 0,77 –0,56 + 0,72
Кобальт	Co – 2е- = Co2+ Co2+ – е- = Co3+ Co(OH)2 + OH- – е- = Co(OH)3	–0,28 + 1,81 + 0,17
Никель	Ni – 2е- = Ni2+ Ni2+ - е- = Ni3+ Ni(OH)2 + OH- – е- = Ni(OH)3	–0,25 > +2 +0,49
Другие	O2 + 2H2O + 4е- = 4OH- Cl2 + 2е- = 2Cl- Br2 + 2е- = 2Br- I2 + 2е- = 2I- S2- – 2е- = S H2S – 2е- = S + 2H+ MnO4- + 8H+ + 5е- = Mn2+ + 4H2O Cr2O72- + 14H+ + 6е- = 2Cr3+ + 7H2O	+0,40 +1,36 +1,07 +0,54 –0,48 +0,14 +1,51 +1,33

Опыт 5. Гидролиз солей железа

1. Гидролиз FeSO₄ и FeCl₃. Приготовить или взять из штатива готовые растворы сульфата железа (II) и хлорида железа (III). С помощью универсального индикатора определить водородный показатель растворов.

Пробирку с раствором FeCl₃ подогреть на спиртовке, сравнить значения водородного показателя нагретого и холодного раствора.

Описать опыт, написать уравнения гидролиза обеих солей. Какая из них (FeSO₄ или FeCl₃) и почему в большей степени подвергается гидролизу? Ответ мотивировать, используя представления о поляризующих свойствах катионов. Написать уравнения гидролиза хлорида железа (III) при нагревании. Чем объясняется различие в значениях рН холодного и нагретого раствора этой соли?

2. Совместный гидролиз FeCl₃ и карбоната натрия. К 3–4 каплям раствора хлорида железа (III) прибавить по каплям раствор карбоната натрия. Наблюдать выпадение бурого осадка гидроксида железа (III) и выделение газа. Какой газ выделяется? В отчете объяснить, почему в присутствии карбоната натрия гидролиз хлорида железа (III) идет до конца и написать уравнение реакции.

Опыт 6. Получение и исследование свойств сульфидов железа

1. Сульфид железа (II). В две пробирки поместить по 5–6 капель свежеприготовленного раствора сульфата железа (II). В одну пробирку добавить две капли сероводородной воды, в другую – две капли раствора сульфида натрия. В какой пробирке выпал осадок сульфида железа (II)? Проверить растворимость осадка в разбавленной серной кислоте.

В отчете описать опыт и объяснить, почему сульфид железа (II) не выпадает при действии H₂S, но образуется при действии Na₂S? Вывод подтвердить математическими расчетами. Написать уравнения реакций образования FeS и его взаимодействия с соляной кислотой в ионном и молекулярном виде.

2. Действие H₂S и Na₂S на соли железа (III). В две пробирки поместить по 3–4 капли раствора FeCl₃. В первую добавить две капли сероводородной воды, во вторую – две капли раствора сульфида натрия. Наблюдать образование в обеих пробирках коллоидной серы. Отметить, что при действии сульфида аммония образуется, кроме серы, осадок сульфида железа (II), тогда как при действии H₂S такой осадок не выпадает. В отчете объяснить, почему в обеих пробирках образуется сера и почему FeS образуется только при действии сульфида натрия.

Опыт 7. Получение и исследование свойств ферратов

В пробирку поместить пинцетом несколько гранул гидроксида калия, добавить 1–2 капли насыщенного раствора FeCl₃ и две капли брома (опыт проводить в вытяжном шкафу!).

После слабого нагревания образуется фиолетовый раствор феррата калия K₂FeO₄, в котором железо находится в степени окисления +6.

Внести в полученный раствор 3–4 капли раствора хлорида бария, наблюдать выпадение красно-фиолетового осадка феррата бария BaFeO₄.

Оба феррата получены в щелочной среде, в которой они устойчи-вы. Проверить на опыте устойчивость ферратов в кислой среде. Для этого осторожно слить с осадка BaFeO₄ жидкость и добавить к осадку по каплям разбавленную соляную кислоту. Наблюдать вначале выделение газа и изменение цвета осадка, а затем полное растворение осадка.

Описать опыт и написать уравнения реакций: а) окисления хлорида железа (III) бромом в щелочной среде; б) образования малорастворимого феррата бария; в) разложения феррата бария при действии первых капель HCl с образованием Fe₂O₃, O₂, BaCl₂ и H₂O (к какому типу относится эта реакция?); г) растворения Fe₂O₃ в избытке соляной кислоты.

Опыт 8. Комплексные соединения железа, кобальта и никеля

1. Получение турнбулевой сини и берлинской лазури. Приготовить в пробирке раствор сульфата железа (II) и добавить одну каплю красной кровяной соли K₃[Fe(CN)₆]. Наблюдать образование осадка комплексного соединения, тривиальное название которого «турнбулева синь». Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной форме, привести номенклатурные названия обоих соединений.

Поместить в пробирку 2–3 капли раствора хлорида железа (III) и добавить одну каплю раствора желтой кровяной соли K₄[Fe(CN)₆]. Наблюдать выпадение осадка комплексного соединения, тривиальное название которого «берлинская лазурь». Написать молекулярное и ионное уравнения образования комплексного соединения, привести его номенклатурное название.

В отчете отметить, что современные исследования показали иден-тичность состава турнбулевой сини и берлинской лазури, которые отличаются только строением комплексов (Ахметов Н.С. Общая и неоргани-ческая химия. Часть вторая, раздел III, глава 8).

2. Аквакомплекс кобальта (II) и его разрушение. Написать стеклянной палочкой, смоченной раствором хлорида кобальта (II), какую-либо цифру или слово на фильтровальной бумаге. Подсушить бумагу до почти полного исчезновения надписи, а затем подогреть на пламени спиртовки, пока надпись не станет видимой. Обратить внимание на последующее обесцвечивание надписи при охлаждении бумаги.

Описать и объяснить опыт, имея в виду, что простые ионы Co²⁺ имеют синюю окраску, а аквакомплексные [Co(H₂O)₆]²⁺ - розовую.

3. Амминокомплексное соединение кобальта (II). К 6 каплям хлорида кобальта (II) прибавить по каплям 25%-й раствор аммиака до вы­падения осадка гидроксида кобальта (II). Полученный осадок раство­рить в избытке аммиака. Раствор перемешать стеклянной палочкой, на­блюдать изменение окраски раствора вследствие окисления полученно­го комплексного соединения кобальта (II) в комплексное соединение кобальта (III) кислородом воздуха.

Прилить в пробирку раствор сульфида натрия (2-3 капли), наблю­дать выпадение осадка (какого вещества?).

В отчете описать опыт и написать уравнения реакций: а) образова­ния амминокомплексного соединения кобальта (II); б) его окисления кислородом воздуха; в) взаимодействия амминокомплекса кобальта (III) с сульфидом натрия.

Сделать вывод об устойчивости степеней окисления +2 и +3 для кобальта в некомплексных и комплексных соединениях, имея в виду, что обычные соединения (соли) кобальта (II) кислородом воздуха не окисляются, и только гидроксид кобальта (II) окисляется очень медленно.

Также указать в выводе причину разрушения амминокомплекса ко­бальта (III) сульфидом натрия, используя значения константы нестойко­сти комплекса (4·10^–5) и произведения растворимости СоS (4·10^–21).

4. Амминокомплексное соединение никеля (II). К 6 каплям раствора соли никеля (II) прибавить по каплям 25%-й раствор аммиака до выпадения осадка гидроксида никеля (II) и его дальнейшего растворения вследствие образования комплексного соединения. Отметить, как изме­няется при этом цвет раствора. Добавить к полученному раствору 2-3 капли раствора сульфида натрия. Наблюдать выпадение осадка (какого вещества?).

В отчете описать опыт и привести уравнения реакций образования амминокомплексного соединения никеля (II) и его взаимодействия с сульфидом натрия. Объяснить причину разрушения комплекса сульфи­дом аммония, используя значения константы нестойкости комплекса (2·10^–9) и произведения растворимости NiS (1,4·10^-24).

По опыту 8 сформулировать общий вывод о свойствах катионов железа, кобальта и никеля в реакциях комплексообразования.

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Чем обусловлено сходство химических свойств металлов триады железа и их соединений?

2. Укажите возможные, характерные и устойчивые степени окисле­ния железа, кобальта, никеля.

3. Напишите уравнения реакций, которые иллюстрируют различ­ные способы получения гидроксида железа (III).

4. Напишите уравнения реакций для цепочки превращений:

5. Вычислите константу равновесия реакции:

Сделайте вывод о направлении её протекания.

6. Закончите уравнения реакций:

Fe(OH)₃ + HCl → Co(OH)₃ + HCl → Ni(OH)₃ + HCl →

Сделайте вывод об изменении устойчивых степеней окисления в триаде железа.

Лабораторная работа 12.

Тема: МЕДЬ И СЕРЕБРО

Медь, серебро и золото относятся к d-металлам первой группы -это её побочная подгруппа. Эти элементы известны человеку с глубокой древности.

Физические свойства простых веществ этих элементов очень близ­ки и во многом уникальны: медь, серебро и золото обладают наивысшей тепло- и электропроводностью, очень пластичны, кристаллизуются в одинаковой кубической решетке. В электрохимическом ряду напряже­ний эти металлы расположены после водорода, поэтому с разбавленной соляной и серной кислотами они не взаимодействуют. Медь и серебро взаимодействуют с азотной и концентрированной серной кислотой, а золото растворяется в селеновой кислоте и «царской водке».

Медь в соединениях бывает в степенях окисления +1, +2, +3. Но преимущественной степенью окисления является +2 (CuO, CuСl₂, CuSO₄ и др.); соединения со степенью окисления +1 менее устойчивы и, как правило, в растворах диспропорционируют:

Cu⁺ = Cu²⁺ + Cu↓,

а соединения меди (+3) являются сильнейшими окислителями.

Для серебра характерной степенью окисления является +1, что объясняется повышенной устойчивостью предвнешнего полностью заполненного электронами d-подуровня (4d¹⁰), сформировавшегося еще у палладия. Самое распространённое соединение одновалентного серебра – это его нитрат АgNO₃, который используется в аналитической химии как надёжный реагент для обнаружения в растворах галогенид-ионов, а в медицине как лекарственный препарат «ляпис».

Гидроксиды меди (II) и серебра (I) – неустойчивые соединения: первый разлагается на оксид СuO и воду при 40–50 ^оС, а второй – при комнатной температуре. Соли серебра, особенно хлорид и бромид, ввиду их способности разлагаться под влиянием света с выделением металлического серебра, используются для изготовления фотоматериалов.

Наиболее характерная степень окисления золота в соединениях +3, но обычных соединений этого элемента мало, т.к. они, как правило, термодинамически неустойчивы.

Медь, серебро и золото входят в состав многих комплексных со-единений. На образовании одного из комплексных соединений – дицианоаурата (I) натрия основан наиболее распространённый способ извлечения золота из песка и горных пород.

Из-за различия состава и химических свойств соединений меди и серебра, они рассматриваются отдельно. Золото и его соединения из-за дороговизны в учебных химических лабораториях не применяются.

Экспериментальная часть

Целью работы является изучение свойств металлической меди и важнейших соединений меди и серебра.

Опыт 1. Получение меди и исследование её свойств

1. Получение меди восстановлением из раствора. В пробирку налить раствор сульфата меди (II) и опустить гранулу цинка. Наблюдать выделение кристаллической меди на поверхности цинка.

В отчете написать уравнение реакции. Используя значения электродных потенциалов, привести примеры других металлов, способных вытеснять медь из растворов её солей.

2. Взаимодействие меди с кислотами. Исследовать взаимодействие меди с соляной, разбавленной серной, разбавленной азотной кислотами и с концентрированной серной и азотной кислотами.

В отчете написать уравнения реакций, коэффициенты подобрать методом полуреакций. Объяснить разный состав продуктов взаимодействия меди с разбавленной и концентрированной серной, с разбавленной и концентрированной азотной кислотами.

Опыт 2. Получение и свойства соединений меди (II)

1. Получение и свойства гидроксида меди (II). В четырёх пробирках получить осадок гидроксида меди (II) взаимодействием раствора сульфата меди (II) с раствором щелочи. Испытать отношение гидроксида меди (II) к нагреванию, к растворам серной кислоты, аммиака и щелочи.

Описать опыт. Написать уравнения реакций. Сформулировать вывод о термической устойчивости гидроксида меди (II) и его свойствах.

2. Свойства оксида меди (II). Оксид меди (II), полученный при нагревании гидроксида меди (II), испытать к действию кислоты и щелочи. В отчете написать уравнения реакций. Сделать вывод о свойствах оксида меди (II).

3. Получение сульфида меди (II). В пробирку с 5–7 каплями сульфата меди (II) добавить столько же раствора сульфида натрия. Отметить цвет выпавшего осадка. Разделить осадок на две части. В одну добавить несколько капель концентрированной соляной кислоты, в другую – концентрированной азотной. В какой пробирке осадок растворился?

В отчете написать уравнения получения сульфида меди и его взаимодействия с одной из кислот.

К какой группе сульфидов относится CuS? Можно ли его получить действием сероводородной воды на соль меди?

4. Гидролиз соли меди (II). В пробирку поместить 5–6 капель раствора сульфата меди (II) и с помощью полоски универсального индикатора определить среду раствора. Затем в пробирку внести 5–6 капель раствора карбоната натрия, отметить образование зеленого осадка основного карбоната меди (II) (CuOH)₂CO₃ (тривиальное название - малахит).

Описать опыт. Написать уравнения реакций в ионном и молекулярном виде. Почему при взаимодействии соли меди (II) с раствором соды не выпадает средний карбонат меди?

5. Получение амминокомплексного соединения меди (II). К 4–5 каплям раствора сульфата меди (II) добавить1–2 капли раствора аммиака. Наблюдать выпадение осадка основной соли (CuOH)₂SO₄. Растворить осадок в избытке аммиака. Отметить цвет раствора. Внести в пробирку 5–7 капель сероводородной воды. Что наблюдается?

Описать опыт. Написать уравнения реакций. Пользуясь значениями константы нестойкости амминокомплекса меди (2·10^-13) и произведения растворимости сульфида меди (6·10^-36), объяснить образование CuS.

Опыт 3. Получение и свойства соединений меди (I)

1. Получение йодида меди (I). В пробирку с 5-6 каплями раствора сульфата меди (II) внести 5-6 капель раствора йодида калия. Отметить выпадение осадка и окрашивание раствора. С помощью крахмала доказать, что в реакции образовался молекулярный йод.

В отчете написать уравнение и определить тип реакции. Объяс­нить, почему в растворе не идёт ионообменная реакция и не образуется йодид меди CuI₂.

2. Получение комплексного соединения меди (I). В пробирку с йодидом меди (I), полученным в предыдущем опыте, прибавить несколько капель раствора тиосульфата натрия. Наблюдать растворение осадка.

В отчете написать уравнение образования комплексного соединения меди (I), учитывая что координационное число меди (I) равно 2, а тиосульфат-ион является монодентатным лигандом.

Опыт 4. Получение оксида серебра (I)

В пробирку с 3-4 каплями нитрата серебра (I) прилить столько же раствора гидроксида натрия. Отметить цвет выпавшего осадка оксида серебра (I).

Написать уравнения образования гидроксида серебра и его мгновенного разложения, объяснить причину неустойчивости гидроксида, учитывая сильное поляризующее действие катиона Аg⁺.

Опыт 5. Получение малорастворимых галогенидов серебра (I)

В три пробирки внести по 2-3 капли раствора нитрата серебра и добавить по 2-3 капли растворов хлорида натрия, бромида натрия и йодида калия. Отметить цвет выпавших осадков и сохранить их для сле­дующего опыта. В отчете написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Какой галогенид-ион является наиболее чувствительным реагентом на катион серебра, если произведения растворимости га­логенидов серебра равны:

ПР(AgCl) = 1,78·10^–10, ПР(AgBr) = 7,7·10^–13, ПР(AgI) = 8,3·10^–17

Опыт 6. Получение комплексных соединений серебра

Каждый осадок, полученный в опыте 2, разделить на две части. К первой добавить раствор аммиака, ко второй - раствор тиосульфата на­трия. Все ли осадки растворились?

Описать опыт. Используя значения константы нестойкости ком-плексов – К_н([Ag(NH₃)₂]⁺) = 9,3·10^–8, К_н([Ag(S₂O₃)₂]^3-) = 2,5·10^–14 – объяснить, почему йодид серебра не растворяется в избытке аммиака, но растворяется в растворе тиосульфата натрия.

Опыт 7. Окислительные свойства катиона Ag⁺

В пробирку внести 1–2 капли раствора АgNO₃, 3–5 капель 3%-го раствора пероксида водорода и 1–2 капли раствора щелочи. Наблюдать образование мелкодисперсного металлического серебра. В отчете написать уравнение реакции, уравнять её методом полуреакций.

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Какие степени окисления являются характерными для меди? Приведите примеры соединений меди в данных степенях окисления.

2. Какой из реактивов позволит перевести металлическую медь в растворимое состояние: HCl, H₂SO₄(конц), HNO₃(конц), H₂SO₄(разб), ZnSO₄, HI, NaOH, Pb(NO₃)₂? Напишите уравнения реакций.

3. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Cu → CuCl₂ → Cu(OH)₂ → CuO → [Cu(NH₃)₄](OH)₂

4. Объясните причину устойчивости степени окисления +1 у серебра.

5. К нитрату серебра прилили раствор щелочи. Какое соединение выпало в осадок. Напишите уравнение реакции.

6. Какой из галогенидов серебра растворяется в воде? Объясните причину его хорошей растворимости.

Лабораторная работа 13.

Тема. ЦИНК, КАДМИЙ, РТУТЬ

Цинк, кадмий и ртуть находятся в побочной подгруппе второй группы периодической системы. Полное заполнение электронами пред-внешних d-орбиталей и внешних s-орбиталей объясняет свойства этих элементов.

Zn, Cd, Hg – мягкие, легкоплавкие металлы, их температуры плав-ления ниже по сравнению с другими d-металлами, так как спаренные d-электроны атомов не принимают участия в образовании металлической связи. Ртуть, имеющая температуру плавления –38,8 ^оС, является самым легкоплавким металлом, что позволяет использовать её в термометрах.

В своих соединениях цинк, кадмий и ртуть всегда двухвалентны. Для ртути известны соединения, в которых она, будучи двухвалентной (электронная валентность) проявляет степень окисления +1, например Hg₂Cl₂, Hg₂(NO₃)₂ и др. Такие соединения со связью металл-металл (например: Cl-Hg-Hg-Cl) называются кластерами (от английского слова cluster - гроздь). Образование таких соединений у ртути объясняется повышенной устойчивостью 6s²-состояния.

Образование химической связи в двухатомных ионах Hg₂²⁺ проис­ходит по донорно-акцепторному механизму:

Hg: + □Hg²⁺ = [Hg - Hg]²⁺, где □ - 6s-орбиталь.

В ряду Zn - Cd - Hg увеличивается химическое «благородство» металлов, что подтверждается значениями электродных потенциалов: -0,76 В (Zn), -0,40 В (Cd), +0,85 В (Hg). Поэтому цинк и кадмий взаимодействуют как с разбавленными, так и с концентрированными кислотами. Ртуть с кислотами-неокислителями не взаимодействует, а с азотной кислотой взаимодействует своеобразно: в зависимости от концентрации и избытка кислоты образуются или Hg(NO₃)₂, или Hg₂(NO₃)₂:

3Hg + 8HNO₃ = 3Hg(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O - при избытке

HNO₃, 6Hg + 8HNO3 = 3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O - при недостатке HNO₃.

Основные свойства оксидов и гидроксидов увеличиваются от цинка к ртути. Соединения цинка ZnO и Zn(OH)₂ взаимодействуют с разбавленными растворами щелочей при обычных условиях. Амфотерность гидроксида кадмия проявляется в более жёстких условиях: он взаимодействует с концентрированными растворами едких щелочей при нагревании. Оксид ртути проявляет только основные свойства, а гидроксид ртути не существует (разлагается в момент образования).

Как и все d-металлы, цинк, кадмий и ртуть - комплексообразователи. Для цинка и ртути характерно координационное число, равное четырем, для кадмия - шести. Комплексные соединения цинка, кадмия и ртути бесцветны ввиду полного заполнения электронами d-подуровня.

Экспериментальная часть

Целью работы является изучение химических свойств цинка, кад­мия, ртути и их характерных соединений.

Опыт 1. Исследование химических свойств металлов

1. Изучение свойств металлов. В две пробирки внести по 5-7 ка­пель растворов сульфата кадмия и нитрата ртути (II). В каждую пробирку опустить гранулу цинка. Наблюдать выделение металлов на поверх­ности цинка. Описать опыт, привести уравнения реакций, сравнить восстановительные свойства цинка, кадмия и ртути, пользуясь значениями стандартных электродных потенциалов.

2. Взаимодействие цинка с кислотами. В четыре пробирки поместить по одной грануле цинка и добавить по 8–10 капель кислот: соляной, разбавленной серной, концентрированной серной (пробирку подогреть), разбавленной азотной. Выделение каких газов наблюдается? Описать опыт, написать уравнения реакций, уравнять их методом полуреакций.

3. Взаимодействие цинка со щелочами. В пробирку с раствором гидроксида натрия опустить гранулу цинка, наблюдать выделение газо-образного вещества? Написать уравнение реакции, учитывая, что в ней участвует вода и образуется гидроксокомплексное соединение.

Опыт 2. Гидроксиды металлов

1. Получение и свойства гидроксидов цинка и кадмия. В две пробирки поместить по 5 капель растворов солей цинка и кадмия. В каждую добавить по 2 капли раствора щелочи. Полученные осадки разделить на три части и исследовать взаимодействие гидроксидов с растворами соляной кислоты, щелочи и аммиака.

В отчете описать опыт. Написать уравнения реакций в ионном и молекулярном виде, принимая во внимание, что в комплексных соединениях координационное число цинка равно 4, а кадмия – 6. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксидов цинка и кадмия.

2. Взаимодействие солей ртути со щелочью. В одну пробирку внести 5 капель раствора нитрата ртути (II), в другую – столько же нитрата ртути (I), добавить по 3 капли раствора NaOH. Отметить цвет выпавших осадков. В отчете написать уравнения реакций, имея в виду, что в первой пробирке образуется оксид ртути (II), а во второй – смесь металлической ртути и оксида ртути (II), получившихся в результате диспропорционирования оксида ртути (I). Сделать вывод об устойчивости гидроксида ртути (II) и гидроксида ртути (I).

Опыт 3. Получение малорастворимых солей цинка, кадмия, ртути

1. Получение сульфидов цинка, кадмия, ртути. В три пробирки с растворами солей цинка, кадмия и ртути (3–4 капли) добавить 1–2 капли свежеприготовленного раствора сульфида аммония. Отметить цвет образовавшихся осадков. В каждую пробирку добавить 2–3 капли соляной кислоты. В какой пробирке наблюдается растворение осадка?

В отчете описать опыт. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Объяснить различную растворимость сульфидов в соляной кислоте, используя значения произведения растворимости: ПР(ZnS) = 1,6·10^-24; ПР(CdS) = 1,1·10^-29; ПР(HgS) = 3,0·10^-53. Какие сульфиды металлов подгруппы цинка можно получить по реакции:

Me²⁺ + H₂S = MeS↓ + 2H⁺

2. Получение хлоридов ртути. Действием раствора хлорида натрия на растворы солей Hg(NO₃)₂ и Hg₂(NO₃)₂ получить хлорид ртути (I) и хлорид ртути (II). Какой из хлоридов выпадает в осадок?

В отчете написать уравнения реакций, сравнить растворимость сулемы HgCl₂ и каломели Hg₂Cl₂. Где применяются эти соединения?

Опыт 4. Комплексные соединения цинка, кадмия, ртути

1. Получение амминокомплексных соединений. В три пробирки поместить по 3 капли растворов солей цинка, кадмия и ртути. Добавить 2 капли раствора аммиака. Наблюдать выпадение осадков. В каждую пробирку по каплям прибавить избыток раствора аммиака. В какой пробирке осадок не растворился? Описать опыт. Уравнениями реакций показать образование гидроксидов цинка, кадмия и ртути и растворения первых двух в избытке аммиака.

2. Получение тетрайодогидраргирата (II) калия. В пробирку с 3 каплями нитрата ртути (II) внести 2 капли раствора йодида калия. Отметить цвет выпавшего осадка. Прибавить избыток йодида калия. Что наблюдается?

В отчёте написать уравнения реакций получения йодида ртути (II) и комплексного соединения в молекулярной и ионной форме. Написать схемы диссоциации и выражения константы диссоциации и константы нестойкости тетрайодогидраргирата (II) калия.

Опыт 5. Диспропорционирование соединений ртути (I)

В три пробирки внести по 3 капли раствора нитрата ртути (I). В первую добавить 2 капли раствора щелочи, во вторую – столько же раствора йодида калия, в третью – сульфида аммония. Отметить цвет выпавших осадков.

В отчете написать уравнения реакций, учитывая, что в растворе катионы Hg₂²⁺ не устойчивы и диспропорционируют по схеме:

Hg₂²⁺ = Hg↓ + Hg²⁺.

Сравнить устойчивость соединений ртути (II) и ртути (I). Привести примеры устойчивых соединений ртути (I).

Контролирующие вопросы

1. Как сказывается на свойствах цинка, кадмия, ртути и их соединений наличие полностью заполненных s- и р-подуровней?

2. С помощью каких реакций можно доказать амфотерность оксида и гидроксида цинка? Напишите уравнения этих реакций.

3. Сравните свойства (амфотерность, устойчивость) гидроксидов цинка, кадмия и ртути.

4. Какой из сульфидов цинка, кадмия и ртути взаимодействует с соляной кислотой? Напишите уравнение реакции.

5. Напишите формулы каломели и сулемы. Где они применяются?

Список литературы

1. Ардашникова Е.И. Сборник задач по неорганической химии: учеб. пособие / Е.И. Ардашникова, Г.Н. Мазо, М.Е. Тамм; под ред. Ю.Д. Третьякова. - 2-е изд., стер. - М.: Академия, 2010. - 208с.

2. Ахметов Н.С. Лабораторные и семинарские занятия по неорганической химии: учеб. пособие / Н.С. Ахметов, М.К. Азизова, Л.И. Бадыгина – М.: Высш. шк., 1988. – 303с.

3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов / Н.С. Ахметов. - 7-е изд., стер. - М.: Высш.шк., 2009. - 743с.

4. Васильева З.Г. Лабораторные работы по общей и неорганической химии: учеб. пособие / З.Г. Васильева, А.А. Грановская, А.А. Таперова – Л.: Химия, 1986. – 287 с.

5. Васильев А.А. Лабораторный практикум по общей и неорганической химии: учеб. пособие / А.А. Васильев, Н.Ф. Стась, Т. А. Юрмазова – Томск: изд-во ТПУ, 1997. – 64 с.

6. Глинка Н.Л. Общая химия: учебник для вузов / Н.Л. Глинка - М.: Кнорус, 2010. - 752с.

7. Дорофеев А.И. Практикум по неорганической химии: учеб. пособие / А.И. Дорофеев, М.И. Федотова. – Л.: Химия, 1990. – 240 с.

8. Киселев Ю.М. Химия координационных соединений: учеб. пособие / Ю.М. Киселев, Н.А. Добрынина - М.: Академия, 2007. - 352с.

9. Неорганическая химия. Химия элементов: учебник. В 2 т. Т.1 / Ю.Д. Третьяков [и др.]. - 2-е изд., перераб. и доп. - М.: Изд-во МГУ, 2007. - 537с.

10. Николаева Р.Б. Практикум по неорганической химии: учеб. пособие. Ч. 2 / Р.Б. Николаева, С.В. Сайкова, А.С. Казаченко. - 3-е изд. – Красноярск: Сибирский федер. ун-ет, 2007. – 118с.

11. Основы аналитической химии. Практическое руководство: учеб. пособие / Ю. А. Барбалат [и др.]; под ред. Ю.А. Золотова. - 2-е изд., испр. - М.: Высш. шк., 2003. - 463с.

12. Практикум по неорганической химии: учеб. пособие / В.А. Алешин [и др.]; под ред. Ю.Д. Третьякова. - М.: Академия, 2004. - 384с

13. Практикум по неорганической химии: учеб. пособие / под ред. А.Ф. Воробьева, С.И. Дракина – М.: Химия, 1984. – 246с.

14. Практикум по общей и неорганической химии: учеб. пособие / под ред. Н.Н. Павлова, С.В. Петрова – М.: Высш. шк., 1986. – 298с.

15. Практикум по общей химии: учеб. пособие / под ред. Е.М. Соколовской, О.С. Зайцева – М.: Изд-во Моск. ун-та, 1981. – 400с.

16. Пурмаль А.П.  А, Б, В... химической кинетики: учеб. пособие / А.П. Пурмаль – М.: ИКЦ Академия, 2004. - 277с.

17. Стась Н.Ф. Лабораторный практикум по общей и неорганической химии: учеб. пособие / Н.Ф. Стась, А.А. Плакидкин, Е.М. Князева - Томск: Изд-во ТПУ, 2007. – 207 с.

18. Стёпин Б.Д. Техника лабораторного эксперимента в химии: учеб. пособие / Б.Д. Стёпин. – М.: Химия, 1999. – 600с.

ОГЛАВЛЕНИЕ Введение	3
Техника выполнения лабораторных работ	4
Часть I. ОБЩАЯ ХИМИЯ	16
Глава первая. Атомно-молекулярное учение	16
Лабораторная работа 1. Химическая посуда.	16
Лабораторная работа 2. Установление формулы кристаллогидрата	20
Лабораторная работа 3. Определение молярной массы диоксида углерода	22
Лабораторная работа 4. Определение эквивалентной и атомной массы металла	26
Глава вторая. Закономерности химических реакций	32
Лабораторная работа 5. Тепловой эффект реакции	32
Лабораторная работа 6. Скорость химических реакций	38
Лабораторная работа 7. Химическое равновесие	45
Глава третья. Растворы	52
Лабораторная работа 8. Приготовление и определение концентрации раствора	52
Лабораторная работа 9. Ионообменные реакции	58
Лабораторная работа 10. Гидролиз солей	63
Лабораторная работа 11. Произведение растворимости	67
Лабораторная работа 12. Комплексные соединения	76
Глава четвертая. Электрохимические процессы	80
Лабораторная работа 13. Окислительно-восстановительные реакции	80
Лабораторная работа 14. Гальванические элементы	93
Лабораторная работа 15. Электролиз	97
Лабораторная работа 16. Коррозия металлов	101
Часть II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ	110
Лабораторная работа 1. Водород	110
Лабораторная работа 2. Галогены	118
Лабораторная работа 3. Кислород	123
Лабораторная работа 4. Сера	129
Лабораторная работа 5. Главная подгруппа пятой группы	136
Лабораторная работа 6. Главная подгруппа четвёртой группы	143
Лабораторная работа 7. Бор, алюминий	152
Лабораторная работа 8. Химия s-элементов	157
Лабораторная работа 9. Хром и его соединения	164
Лабораторная работа 10. Марганец и его соединения	168
Лабораторная работа 11. Железо, кобальт, никель	172
Лабораторная работа 12. Медь и серебро	182
Лабораторная работа 13. Цинк, кадмий, ртуть	187
Список литературы	192

191