8 лабораторных работ по неорганической химии

Голосов: 1

Данная учебно-методическая разработка представляет собой сборник описаний лабораторных работ, которые выполняют студенты химических направлений и специальностей Томского политехнического университета в курсе "Общая и неорганическая химия" при изучении его второй части - химии элементов и их соединений. Навыки проведения лабораторного эксперимента студенты к этому времени уже имеют, т.к. ими выполнена программа изучения общей химии. Поэтому основное внимание уделено познавательному значению каждого опыта, умению наблюдать самые тонкие особенности реакций и делать по ним правильные выводы о свойствах соединений. Число опытов в каждой работе превышает временные возможности одного занятия, поэтому у преподавателей имеется возможность выбора в зависимости от цели занятия, подготовленности студентов, наличия реактивов и т.д. Во всех лабораторных работах имеется небольшое теоретическое введение, которое акцентирует внимание студентов на наиболее важных свойствах и зако-номерностях, изучаемых экспериментально. Подготовлено на кафедре общей и неорганической химии Томского политехнического университета.

Приведенный ниже текст получен путем автоматического извлечения из оригинального PDF-документа и предназначен для предварительного просмотра.
Изображения (картинки, формулы, графики) отсутствуют.
    уравняв его методом полуреакций. Найти в учебных пособиях (например, у Кара-
петьянца и Дракина, гл. 84) формулу окрашенного комплексного соединения, ко-
торое образуется при взаимодействии H3PO4 с молибдатом аммония и написать
уравнение его образования. Как называется класс неорганических соединений, к
которым принадлежит это вещество?
                           Опыт 7. Гидролиз фосфатов
    С помощью универсального индикатора определить рН раствора Na3PO4 или
K3PO4. Написать молекулярные и ионные уравнения ступенчатого гидролиза этой
соли. Используя табличные значения констант ступенчатой диссоциации фосфор-
ной кислоты (К1 = 7,1·10-3, К2 = 6,2·10-8, К3 = 5,0·10-13), вычислить константу гид-
ролиза и степень гидролиза в одномолярном 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 об-
щем 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 спра-
вочную величину произведения растворимости (ПР) полученной соли например:
         Na3PO4 + 3AgNO3 = 3NaNO3 + Ag3PO4↓; ПР(Ag3PO4) = 1,3·10-20
    В выводе указать практическое значение проведенных реакций.

                  Соединения мышьяка, сурьмы, висмута
     У мышьяка, сурьмы и висмута, вследствие увеличения радиуса атомов, изме-
няются химические свойства: мышьяк является неметаллом, сурьма – сильно ам-
фотерный 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.
         Опыт 9. Получение гидроксидов сурьмы (III) и висмута (III)
                        и исследование их свойств
     а) Получение гидроксида сурьмы (III). В две пробирки налить по 3 - 4 капли
раствора хлорида сурьмы (III). В каждую пробирку прибавить по 3 - 5 капель рас-
твора щелочи до выпадения осадка. В одну из пробирок с осадком гидроксида
сурьмы (III) добавить несколько капель соляной кислоты, в другую – щелочи. На-
блюдать растворение осадков в обоих случаях. В отчете описать опыт, написать
все уравнения проделанных реакций в молекулярном и ионно-молекулярном ви-
де. Сделать вывод об основно-кислотных свойствах гидроксида сурьмы (III).


    б) Получение гидроксида висмута (III). Получить Bi(OH)3 взаимодействием
нитрата висмута (III) с раствором щелочи. Испытать растворимость осадка в рас-
творах азотной кислоты и щелочи. В обоих ли случаях растворяется осадок?
    В отчете описать опыт, указать окраску гидроксида висмута (III), написать
уравнения реакций получения Bi(OH)3 и его растворения в азотной кислоте в мо-
лекулярном 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 рас-
твор стеклянной палочкой. Наблюдать помутнение растворов и выпадение осад-
ков основных солей.
     Прибавить несколько капель концентрированной соляной кислоты к хлориду
сурьмы (III) и концентрированной азотной кислоты к нитрату висмута (III); осад-
ки при этом растворяются. Снова прилить воду – наблюдается вторичное образо-
вание 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) с образованием ос-
новных солей: хлорида дигидроксосурьмы (III) и нитрата дигидроксовисмута (III);
     б) разложения основных солей с образованием хлорида оксосурьмы (III)
SbOCl и нитрата оксовисмута (III) BiONO3;
     в) растворения осадков оксосолей при приливании кислот.
     В выводе объяснить причину гидролиза солей сурьмы (III) и висмута (III), а
также указать, какая из солей гидролизуется в большей степени и почему.

                   Опыт 11. Получение и изучение свойств
                   сульфидов сурьмы (III) и висмута (III)
     а) Сульфид сурьмы (III). В пробирку с 2 - 3 каплями раствора SbCl3 прибавить
5 - 8 капель раствора сульфида натрия (или сульфида аммония), отметить яркую
окраску образующегося сульфида сурьмы (III). После отстаивания осадка слить с
него жидкость (или удалить пипеткой), после чего добавить раствор сульфида на-
трия (или аммония). Перемешивая осадок стеклянной палочкой, наблюдать его
растворение с образованием сульфосоли Na3AsS3. К полученному раствору при-
бавить 5 - 6 капель концентрированной соляной кислоты, при этом снова образу-
ется сульфид сурьмы (III) и выделяется газ с характерным запахом. По запаху оп-
ределить, какой газ выделяется.
     В отчете описать опыт и составить уравнения реакций: а) получения сульфи-
да сурьмы (III); б) его растворения в сульфиде натрия; в) разложения сульфосоли
соляной кислотой. В выводе привести общее название всех сульфидов, раство-
ряющихся в растворах сульфидов щелочных металлов и аммония; привести фор-
мулы подобных сульфидов.


    б) Сульфид висмута (III). Получить сульфид висмута (III) по ионообменной
реакции нитрата висмута (III) с сульфидом натрия, отметить цвет осадка. Подей-
ствовать на осадок раствором Na2S – осадок не растворяется. Слить раствор с
осадка и подействовать на него концентрированной азотной кислотой – осадок
растворяется (для ускорения реакции пробирку подогреть на пламени спиртовки).
    В отчете описать опыт. Составить уравнения реакций получения Bi2S3 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.

            Работа 5. p-ЭЛЕМЕНТЫ ЧЕТВЕРТОЙ ГРУППЫ
              (углерод, кремний, германий, олово, свинец)
     Главную подгруппу четвертой группы периодической системы Д.И. Менде-
леева составляют химические элементы углерод, кремний, германий, олово и сви-
нец. Их простые вещества и многие соединения широко используются в жизни и
деятельности человека.
     Углерод – основа органической химии, но и в неорганической химии его со-
единения 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 кремневой ки-
слоте, так как это случай нерастворимой кислоты и гелеобразного состояния ве-
щества, с которыми знакомятся студенты при изучении химии. Полезны также
опыты по получению нерастворимых силикатов и гидролизу растворимых, так
как они позволяют сравнить их с соответствующими соединениями углерода.
     Германий и его соединения редки и в учебных целях не используются. Оло-
во, свинец и их соединения, наоборот, широко используются в лабораторных це-
лях. Эти металлы можно получать из растворов их солей вытеснением более ак-
тивными металлами. Оксиды и гидроксиды этих металлов амфотерны.
     Особое внимание заслуживают окислительно-восстановительных свойств со-
единений олова и свинца. Хлорид олова(II) используется в химических лаборато-
риях 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 от-
личие проявляется, в частности, при получении и растворении сульфидов: суль-
фиды олова SnS и SnS2 – сульфосоли, а PbS относится к сульфидам, растворимым
в кислотах – окислителях. Дисульфид свинца PbS2 не существует вследствие раз-
ложения в момент образования по реакции внутримолекулярного окисления-
восстановления.


                             Экспериментальная часть
     Цель работы. Получение и исследование свойств простых веществ и наибо-
лее распространенных соединений углерода, кремния, олова и свинца.
       Опыт 1. Получение диоксида углерода и его растворение в воде.
     Собрать простейшую установку для получения диоксида углерода по рисун-
ку 1а или 1б. В первом случае используется колба Вюрца (1), плотно закрываю-
щаяся пробкой (3), а во втором – круглодонная колба (2), которая также закрыва-
ется пробкой со вставленной в нее газоотводной стеклянной трубкой (4). В обоих
случаях конец газоотводной трубки опускается в пробирку с водой.
                       3
                                                                             4
                                                              3




                                  5                                              5
                       1
                                                                       2


                  а)                                              б)

               Рис.1. 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 про-
бирку 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 раство-
ре 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 взаимодей-
ствием растворов соответствующих солей с карбонатом натрия. Дать растворам
отстоятся и, удалить пипеткой или кусочком фильтровальной бумаги часть жид-
кости, добавить к осадкам по одной капле концентрированной соляной кислоты.
Что наблюдается? Написать уравнения получения карбонатов и их взаимодейст-
вия с соляной кислотой в молекулярном и ионно-молекулярном виде.


                  Опыт 3. Гидролиз растворимого карбоната
     С помощью универсальной индикаторной бумаги установить среду раствора
карбонатов натрия и калия. Написать уравнения гидролиза в молекулярном и
ионно-молекулярном виде и объяснить, почему в обоих случаях среда одинако-
вая.
                   Опыт 4. Получение кремневой кислоты
     К 4 - 5 каплям раствора силиката натрия добавить 6 - 7 капель 2 н. соляной
кислоты. Наблюдать образование геля кремневой кислоты. Написать уравнение
реакции. Объяснить, почему формула кремневой кислоты H2SiO3 является услов-
ной, каков действительный состав геля кремневой кислоты?
              Опыт 5. Получение малорастворимых силикатов
    В три пробирки внести по 3 - 4 капли растворов хлорида бария, хлорида ни-
келя(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 из раствора
     В две пробирки внести растворы хлорида олова(II), и нитрата свинца(II). В
каждую пробирку опустить по одной грануле цинка. Наблюдать появление на
гранулах мелких кристалликов металлического олова и свинца. Написать уравне-
ния реакций и объяснить их самопроизвольное протекание. Возможно ли проте-
кание таких реакций, если гранулы цинка заменить на медь? Сформулировать вы-
вод.
        Опыт 8. Получение и исследование основно-кислотных свойств
                      гидроксидов олова(II) и свинца(II)
     а) Гидроксид олова(II). В двух пробирках получить гидроксид олова(II) взаи-
модействием раствора хлорида олова(II) с гидроксидом аммония. Отметить цвет
осадка. Для исследования свойств гидроксида олова(II) в одну пробирку добавить
соляную кислоту до растворения осадка, в другую – избыток раствора щелочи.
     Написать молекулярные и ионные уравнения реакций получения гидроксида
олова(II) и растворения его в растворе гидроксида натрия и соляной кислоте, учи-
тывая, что в щелочном растворе образуется гидроксокомплексное соединение.
     б) Гидроксид свинца(II). В двух пробирках получить гидроксид свинца(II)
взаимодействием раствора нитрата свинца(II) с гидроксидом аммония. Отметить
цвет осадка. Растворить осадок, добавляя: в первую пробирку 2 н. азотную кисло-


ту, а во вторую – раствор щелочи. Написать уравнения реакций получения гидро-
ксида свинца(II) и растворения его в кислоте и щелочи в молекулярном и ионном виде.
     Почему для растворения Sn(OH)2 можно использовать растворы серной и со-
ляной кислот, а для растворения Pb(OH)2 – нельзя? Сделать вывод об основно-
кислотных свойствах гидроксидов олова(II) и свинца(II).
       Опыт 9. Получение и исследование основно-кислотных свойств
                 гидроксида олова(IV) и оксида свинца(IV)
     а) Гидроксид олова(IV). В две пробирки внести по 3 - 5 капель раствора хло-
рида олова(IV) и добавить гидроксид натрия до появления осадков гидроксида
олова(IV). Отметить их цвет. Растворить осадки, добавляя в первую пробирку 2 н.
раствор соляной кислоты, а во вторую – 2 н. раствор гидроксида натрия. Написать
уравнения получения гидроксида олова(IV) и его растворения в кислоте и в щело-
чи в молекулярном и ионном виде. Сформулировать вывод.
     б) Амфотерные свойства диоксида свинца. В фарфоровый тигель внести
один микрошпатель диоксида свинца, 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
желтого осадка хлорида свинца(IV). Написать уравнения реакций получения гек-
сагидроксоплюмбата(IV) натрия и его взаимодействия с соляной кислотой. Какие
свойства проявляет диоксид свинца в этом опыте?
     Как можно на опыте установить свойства диоксида свинца, противополож-
ные тем, которые он проявляет при взаимодействии с гидроксидом натрия? Чем
затруднено проведение такого опыта?
                Опыт 10. Гидролиз солей олова(II) и свинца(II)
    а) Гидролиз хлорида олова(II). В пробирку с 3 - 4 каплями воды опустить 2 - 3
кристаллика хлорида олова(II). Размешать содержимое пробирки стеклянной па-
лочкой до полного растворения кристаллов и с помощью универсальной индика-
торной бумаги определить рН раствора. Добавить в пробирку еще 5 - 6 капель во-
ды, отметить образование осадка основной соли – хлорида гидроксоолова(II).
Прибавлением какого реактива можно уменьшить гидролиз хлорида олова(II)?
Проверить свое заключение опытом. Что наблюдается?
    Написать уравнения всех реакций. Указать тип гидролиза. Отметить рН сре-
ды. Объяснить влияние добавления воды и кислоты на смещение равновесия гид-
ролиза этой соли.
    б) Гидролиз нитрата свинца(II). Поместить в пробирку несколько кристал-
ликов нитрата свинца и 3 - 4 капли дистиллированной воды. Размешать содержи-
мое пробирки стеклянной палочкой до полного растворения соли. Определить рН
полученного раствора с помощью универсального индикатора. Какова средf в
этом растворе? Нагреть раствор в пламени спиртовки, добавить 2 - 3 капли карбо-
ната 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 вза-
имное усиление или взаимное ослабление гидролиза Pb(NO3)2 и Na2CO3? Напи-
сать уравнение совместного гидролиза нитрата свинца и карбоната натрия.
            Опыт 11. Окислительно-восстановительные свойства
                        соединений свинца и олова
     а) Восстановление перманганата калия хлоридом олова(II). В пробирку с
раствором перманганата калия добавить 2 н. соляную кислоту и раствора хлорида
олова(II). Что наблюдается? Описать опыт и написать уравнение реакции. Ис-
пользуя стандартные значения окислительно-восстановительных потенциалов ϕ0,
показать возможность протекания реакции.
     б) Окисление иодида калия диоксидом свинца. В пробирку внести один мик-
рошпатель диоксида свинца, 3 - 5 капель 2 н. серной кислоты и 5 - 6 капель йоди-
да калия. Нагреть пробирку на спиртовке. Отметить изменение цвета раствора.
Перенести стеклянной палочкой каплю этого раствора в пробирку с 8 - 10 капля-
ми раствора крахмала. Отметить появление синей окраски раствора.
     в) Окисление сульфата марганца(II) диоксидом свинца. В пробирку помес-
тить диоксид свинца на кончике микрошпателя, добавить 6 - 8 капель 2 н. азотной
кислоты и одну каплю раствора сульфата марганца(II). Содержимое пробирки
прокипятить, дать раствору отстоятся. Отметить окраску полученного раствора.
     Написать уравнения реакций в опытах 11в и 11г, учитывая, что в последнем
опыте образовалась марганцовая кислота и соль свинца(II). По результатам опыта
сравнить окислительные свойства PbO2 и MnO − -ионов и сопоставить результаты
                                               4
                          0
сравнения со значениями ϕ соответствующих полуреакций:
                        Полуреакция                                ϕ0, В
        Sn2+ + 2e– = Sn                                            –0,14
        Sn4+ + 2e– = Sn2+                                          +0,15
        Sn4+ + 4e– = Sn                                            +0,01
        Pb2+ + 2e– = Pb                                            –0,13
        Pb4+ + 2e– = Pb2+                                          +1,80
        Pb4+ + 4e– = Pb                                            +0,84
        PbO2 + 4H+ + 2e– = Pb2+ + 2H2О                             +1,46
        MnO − + 8H+ + 5e– = Mn2+ + 4H2O
              4                                                    +1,51
        Cr2O 7 + 14H+ + 6e– = 2Cr3+ + 7H2O
              2−
                                                                   +1,33
        I2 + 2e– = 2I–                                             +0,54
        Mn2+ + 2e– = Mn                                            –1,19

               Опыт 12. Получение сульфидов олова и свинца
                         и исследование их свойств
    В три пробирки внести растворы солей: в первую – хлорида олова(II), во вто-
рую – хлорида олова(IV), в третью – нитрата свинца(II). Добавить в каждую про-
бирку 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 од-
ной из них прибавить избыток сульфида аммония, а к другой – концентрирован-
ную 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, указать их цвет, написать реакции
взаимодействия сульфидов олова с избытком сульфида аммония. Растворяется ли
сульфид свинца в избытке сульфида аммония? Сделать вывод о принадлежности
сульфидов олова к сульфоангидридам. Написать уравнения окислительно-
восстановительных реакций при взаимодействии SnS и PbS с концентрированной
азотной кислотой, учитывая, что преимущественным продуктом восстановления
кислоты является диоксид азота.
    Результаты исследования свойств сульфидов представить в виде таблицы:
   Сульфид      Реагент                     Уравнение реакции
     SnS        (NH4)2S
     SnS2       (NH4)2S
     PbS        (NH4)2S
     SnS         HNO3
     SnS2        HNO3
     PbS         HNO3

                                 Работа 6. ХРОМ
     Хром – это блестящий, тугоплавкий металл средней активности (ϕо = -1,67В).
Он взаимодействует с кислотами-неокислителями, но пассивируется в концен-
трированных кислотах-окислителях: азотной, серной, хлорной и хлорноватой. Ха-
рактерными 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 силь-
ными восстановителями. Соединения хрома(III) – самые устойчивые и многочис-
ленные. Оксид и гидроксид хрома(III) амфотерны. Оксид хрома(III) с кислотами и
растворами щелочей практически не взаимодействует, но при спекании с карбо-
натом калия и щелочами образует хромиты. Свежеприготовленный гидроксид
хрома(III) легко растворятся и в растворах кислот, и в растворах щелочей с обра-
зованием аквакомплексных 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 неметал-
лам: хромовый ангидрид CrO3, хромовая7 Н2CrO4 и двухромовая Н2Cr2O7 кислоты
и соли этих кислот. Они известны своими окислительными свойствами, прояв-
ляющимися особенно заметно в кислой среде, и в меньшей степени - в щелочной:
                        +    -
           Cr2O72- + 14H + 6е = 2Cr3+ + 7H2O;           ϕ0 = +1,33 B
                             -                -
           CrO42- + 4H2O + 3е = Cr(OH)3 + 2OH ;         ϕ0 = +0,13 B


                         Экспериментальная часть
    Целью работы является получение и изучение свойств хрома и его характер-
ных соединений.
                 Опыт 1. Взаимодействие хрома с кислотами
     В две пробирки поместить по 10 капель соляной и азотной кислот, в каждую
опустить по кусочку металлического хрома (феррохрома). Наблюдать выделение
в первой пробирке газа и появление синей окраски, характерной для иона
[Cr(H2O)6]2+. Взаимодействует ли хром с азотной кислотой? Слить азотную кисло-
ту, промыть металл дистиллированной водой и добавить соляную кислоту. На-
блюдается ли реакция в этом случае?
     Описать опыт и наблюдения. Написать уравнения реакций. Объяснить, какое
действие оказывает азотная кислота на хром.
                        Опыт 2. Соединения хрома(III)
     а) Получение и свойства оксида хрома(III). В фарфоровую чашку насыпать
порошка дихромата аммония. Сформировать его в виде горки и спичкой поджечь
вершину. Наблюдать бурное разложение соли. Как называется этот опыт? 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 про-
дукт сплавления, растворить его в воде. Отметить цвет раствора.
     Описать опыт и наблюдения. Написать уравнения реакций разложения ди-
хромата аммония, учитывая, что при этом, кроме оксида хрома(III), образуются
вода и азот, а также взаимодействия оксида хрома(III) с карбонатом калия с обра-
зованием хромита калия. Отметить инертность Cr2O3 в растворах кислот и щело-
чей. Сделать вывод о свойствах оксида хрома(III).
     б) Получение и свойства гидроксида хрома(III). В двух пробирках осадить
гидроксид хрома(III) взаимодействием соли хрома(III) с раствором аммиака. Ис-
пытать отношение полученного вещества к действию кислоты и щелочи.
     В отчете написать уравнения реакций получения гидроксида хрома(III), его
взаимодействия с серной кислотой и щелочью. Сделать вывод о кислотно-
основных свойствах гидроксида хрома(III).
     в) Гидролиз солей хрома(III). Одну каплю раствора соли хрома(III) поместить
на универсальнe. Индикаторнe. Бумажкe и определить рН раствора.
     Описать опыт. Написать уравнение гидролиза в молекулярном и ионном ви-
де. Объяснить, как могло бы повлиять нагревание раствора на гидролиз этой соли.
     г) Восстановительные свойства солей хрома(III). В пробирке получить гид-
роксохромат(III) калия (см. опыт 2б). К раствору прилить 2 - 3 капли бромной во-
ды, пробирку слегка подогреть. Наблюдать изменение окраски раствора.
     В отчете написать уравнение окисления CrCl3 в щелочной среде бромной во-
дой, учитывая, что появление желтой окраски свидетельствует об образовании
хромата. Уравнять реакцию методом полуреакций.


               Опыт 3. Получение малорастворимых хроматов
     В двух пробирках к 5 каплям растворов хромата и дихромата калия добавить
по 2 - 3 капли раствора хлорида бария. Отметить различие в окраске полученных
осадков. Наблюдать за изменениями, происходящими в пробирке с дихроматом.
     Описать опыт. Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
Объяснить, почему при взаимодействии хлорида бария с хроматами и дихромата-
ми щелочных металлов образуется одно и то же вещество – хромат бария.

      Опыт 4. Смещение равновесия между хроматами и дихроматами
    В пробирку поместить 2–3 капли раствора хромата калия, прибавить не-
сколько капель раствора серной кислоты. Отметить изменение цвета раствора.
Сюда же добавить несколько капель раствора щелочи. Раствор приобретает пер-
воначальную 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.

          Опыт 5. Окислительные свойства соединений хрома(VI)
     В три пробирки поместить 4–5 капель раствора дихромата калия, добавить
3–4 капли серной кислоты (из штатива). 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 микрошпа-
тель сульфата железа(II). Наблюдать за изменением окраски растворов. Описать
опыт. Написать уравнения реакций, уравнять их методом полуреакций.

                            Работа 7. Марганец
    Изучение химических свойств марганца и его соединений имеет большое по-
знавательное значение вследствие их разнообразия и широкого применения.
    Марганец – металл со средней восстановительной способностью: в ряду на-
пряжений он находится между алюминием и цинком, его электродный потенциал
отрицателен (-1,18 В). Марганец активно взаимодействует с кислотами, а со ще-
лочами этот металл не взаимодействует.
    В периодической системе марганец расположен в седьмой группе. В его ато-
ме имеется семь валентных электронов в состоянии 3d54s2. В соединениях марга-
нец проявляет степени окисления +2, +3, +4, +6 и +7. Максимальная степень
окисления соответствует группе в периодической системе, в которой находится
марганец, и числу валентных электронов в его атоме.
    У однотипных соединений марганца при увеличении его степени окисления
наблюдается закономерное изменение основно-кислотных и окислительно-
восстановительных свойств. Так, в ряду оксидов основные свойства ослабевают, а
кислотные усиливаются:
       MnO         Mn2O3           MnO2            MnO3          Mn2O7
     основной     основной     амфотерный       кислотный     кислотный



    
Яндекс цитирования Яндекс.Метрика