Главная
Каталог
Библиотека
Избранное
Порталы
Библиотеки вузов
Отзывы
Новости
 
12+
 
Предварительный просмотр документа

8 лабораторных работ по неорганической химии

Автор/создатель: Стась Н. Ф. Князева Е.М.
 
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.
Показать полное описание документа
Популярные ресурсы рубрик:
РЕЙТИНГ

Оценка пользователей: 5.0
Количество голосов: 1
Оцените ресурс:
5 4 3 2 1

ОТЗЫВЫ


Популярные ресурсы по теме

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