Лабораторная работа Основные классы неорганических соединений

• Название: Лабораторная работа Основные классы неорганических соединений
• Дата: 22.03.2022
• Размер: 2.63 Mb.
• Имя файла: Uchebnoe_posobie_po_khimii.doc
• Тип: Лабораторная работа; #409758
• страница: 25 из 40

Выполнение работы

Опыт 1. Получение и свойства гидроксида меди (II)

В четыре пробирки налить по 1–2 мл раствора соли меди (II) и во все добавить раствор щелочи до выпадения осадка. Затем прилить до растворения осадков в первую – раствор HCl, во вторую – раствор аммиака, в третью – концентрированной щелочи. Содержимое четвертой пробирки нагреть до кипения и отметить изменение окраски.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции получения гидроксида меди (II).

2. Составить уравнения реакций растворения гидроксида меди (II) в:

а) HCl; б) NH₄OH; в) концентрированной щелочи.

3. Составить уравнение реакции, происходящей при нагревании Cu(ОН)₂.

4. Сделать выводы о кислотно-основных свойствах и термической устойчивости гидроксида меди (II).

Опыт 2. Окислительные свойства соли меди (II)

Налить в пробирку 3–4 мл раствора CuSO₄ и прибавить такой же объем раствора KI. Наблюдать образование белого осадка CuI. Дать осадку отстояться и испытать раствор иодкрахмальной бумажкой.

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнение реакции CuSO₄ + KI = … и объяснить изменение окраски йодкрахмальной бумажки.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах соединений меди (II).

Опыт 3. Получение оксида серебра

В пробирку налить 3–4 капли раствора AgNO₃ и добавить 1–2 капли раствора щелочи. Отметить цвет образующегося осадка.

Требование к результату опыта

Составить уравнение реакции образования оксида серебра.

Опыт 4. Действие щелочи на растворы солей металлов подгруппы цинка

Налить в четыре пробирки по 1–2 мл растворов солей цинка, кадмия, ртути (I) и ртути (II). В каждую пробирку по каплям прибавить раствор щелочи до выпадения осадков. Отметить их цвет. Прилить во все пробирки избыток раствора щелочи. Какой из осадков растворяется?

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнения реакций взаимодействия вышеперечисленных солей с раствором щелочи.

2. Написать молекулярное и ионные уравнения реакции растворения осадка в избытке щелочи.

Опыт 5. Окислительные свойства солей ртути

В пробирку налить 1–2 мл раствора нитрата ртути (II) и прибавить по каплям раствор SnCl₂ до образования белого осадка хлорида ртути (I) Hg₂Cl₂. К осадку добавить избыток раствора SnCl₂. Наблюдать постепенное образование серого осадка металлической ртути.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнения реакций образования Hg₂Cl₂ и металлической ртути.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах солей ртути (II) и (I).

Опыт 6. Комплексные соединения цинка и кадмия

Налить в одну пробирку 1–2 мл раствора соли цинка, в другую 1–2 мл раствора соли кадмия. В обе пробирки добавить по каплям раствор NH₄ОН до образования осадков, а затем до полного их растворения.

Требование к результатам опыта

Составить молекулярные и ионные уравнения реакций образования гидроксидов и аммиакатов цинка и кадмия.

Задачи для самостоятельного решения

19.1. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Ag → AgNO₃ → AgCl → [Ag(NH₃)₂]Cl → Ag₂S.

19.2. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

ZnS → ZnO → Zn → ZnSO₄ → Zn(OH)₂ → Na₂ZnO₂.

19.3. Составить в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза:

а) CuSO₄ + H₂O ↔ …; б) CuSO₄ + Na₂CO₃ + H₂O = …; в) CuCl₂ + H₂O ↔ ….

19.4. Вычислить ΔН° реакции восстановления ZnO углем с образованием СО. (  = –350,6 кДж/моль;  = –110,5 кДж/моль).

(Ответ: 240,1 кДж).

19.5. Написать уравнения реакций, сопровождающихся образованием свободного металла: а) AgNO₃ + H₂O₂ + NaOH = …; б) H[AuCl₄] + H₂O₂ + NaOH = ….

19.6. Что происходит при действии на гидроксиды цинка и кадмия растворов: а) щелочи; б) аммиака? Написать уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде.

19.7. Вычислить молярную концентрацию водного раствора сульфата меди

(ρ = 1,107 г/мл), полученного при растворении 5 г соли в 45 г воды.

(Ответ: 0,63 моль/л).

19.8. Закончить уравнения реакций: а) CuCl₂ + NaOH = …;

б) CuO + HNO₃ = …; в) Cu(СN)₂ + КСN = …; г) CuSO₄ + H₂O ↔ … .

19.9. Закончить уравнения реакций: а) Zn + NaNO₃ + NaOH = …;

б) Zn + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ = …; в) Hg + HNO₃ (разб.) = …; г) Zn + H₂SO₄ (разб.) = ….

19.10. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

СuS → CuO → Cu → CuSO₄ → Cu(OH)₂ → CuO.

19.11. Можно ли восстановить медь из ее оксида водородом? Ответ мотивировать, вычислив ΔG⁰ реакции CuO (к) + H₂ (г) = Cu (к) + H₂O (г).

( = –129,9 кДж/моль; = –228,6 кДж/моль).

19.12. Написать уравнения реакций взаимодействия металлов с кислотами:

а) Сu + H₂SO₄ (конц.) = …; б) Au + H₂SеO₄ (конц.) = …;

в) Ag + HNO₃ (разб.) = …; г) Cu + HNO₃ (разб.) = ….

19.13. Кусочек латуни (сплав цинка и меди) растворили в азотной кислоте. Раствор разделили на две части: к одной части прибавили избыток аммиака, а к другой − избыток щелочи. В растворе или в осадке и в виде каких соединений находятся цинк и медь в обоих случаях? Написать уравнения соответствующих реакций.

19.14. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: HgSO₄ → HgO → HgCl₂ → HgS → HgO →Hg.

19.15. Чему равна молярная масса эквивалентов кадмия, если для выделения 1 г кадмия из раствора его соли надо пропустить через раствор 1717 Кл электричества? (Ответ: 56,2 г/моль).

19.16. Закончить уравнения реакций: а) Hg₂Cl₂ + SnCl₂ = …;

б) Cd + HNO₃ (разб.) = …; в) Cd + H₂SO₄ (конц.) = …; г) Hg + HNO₃ (разб.) = …

19.17. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Cd → Cd(NO₃)₂ → Cd(OH)₂ → [Cd(NH₃)₄](OH)₂ → CdSO₄.

19.18. Учитывая, что координационное число серебра равно двум, написать уравнения реакций образования комплексных соединений серебра и назвать их:

а) AgNO₃ + KCN (избыток) = …; б) AgBr + Nа₂S₂O₃ = …; в) AgCl + NH₄OH = ….

19.19. Какие вещества образуются при добавлении щелочи к растворам одно- и двухвалентной азотнокислой ртути? Составить молекулярные и ионные уравнения реакций.

19.20. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь служила бы катодом, а в другом – анодом. Написать уравнения реакций, происходящих при работе этих элементов. Вычислить значения стандартных ЭДС.
Лабораторная работа 20

Хром

Цель работы: изучить химические свойства соединений хрома.

Задание: убедиться на опытах, что кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений хрома зависят от степени его окисления. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Хром является элементом побочной подгруппы VI группы. Это d-металл. На внешнем энергетическом уровне атома хрома содержится один электрон (3d⁵4s¹), однако соединения, в которых хром был бы одновалентен, неизвестны. Типичные степени окисления хрома +2, +3, +6, наиболее устойчивой является степень окисления +3. Соединения Cr (II) неустойчивы и быстро окисляются кислородом воздуха до соединений Cr (III).

При нагревании в мелкораздробленном состоянии хром окисляется многими неметаллами, сгорает в кислороде. Хром легко пассивируется, поэтому является исключительно химически устойчивым металлом.

Концентрированные H₂SO₄, HNO₃ и царская водка на холоду не действуют на хром и лишь при нагревании медленно его растворяют. Однако хром реагирует с HCl и разбавленной H₂SO₄, вытесняя из них водород.

При прокаливании на воздухе образуется оксид хрома (III) Cr₂O₃ – тугоплавкое вещество зеленого цвета, не растворимое в воде. Cr₂O₃ – амфотерен, но малоактивен и реагирует только при сплавлении:

Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O;

Cr₂O₃ + 3Na₂S₂O₇ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄.

Гидроксид хрома (III) получают реакцией обмена:

Cr₂(SO₄)₃ + 6КОН = 2Cr(OH)₃↓ + 3К₂SO₄.

Cr(OH)₃ не растворим в воде, имеет амфотерный характер. Он растворяется в кислотах с образованием солей, в которых хром (III) выполняет функцию катиона: Cr(OH)₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂O

и в щелочах с образованием солей, называемых хромитами, в которых хром (III) входит в состав аниона: Cr(OH)₃ + 3КОН = К₃[Cr(OH)₆].

Соединения хрома (III) являются восстановителями и под действием окислителей переходят в соединения хрома (VI). Оксид хрома (VI) CrO₃ – вещество темно-красного цвета, сильный окислитель. При растворении его в воде образуется две кислоты хромовая и дихромовая, известные только в растворах. Соли хромовой кислоты (хроматы) окрашены в желтый цвет, присущий иону CrO₄²⁻; соли дихромовой кислоты (дихроматы) имеют оранжевую окраску, характерную для ионов Cr₂O₇²⁻.

Хроматы устойчивы в нейтральной и щелочной среде, дихроматы – в кислой. При изменении реакции среды возможен переход хроматов в дихроматы и наоборот:

2CrO₄²⁻ + 2H⁺ ↔ Н₂O + Cr₂O₇²⁻ (оранжевая окраска);

Cr₂O₇²⁻ + 2OH^‾ ↔ H₂O + 2CrO₄²⁻ (желтая окраска).

Хроматы и дихроматы – сильные окислители. Наиболее сильно окислительные свойства проявляются в кислой среде, при этом соединения хрома (VI) восстанавливаются до соединений хрома (III).