Главная страница
Навигация по странице:

  • Опыт 4.

  • Опыт 5

  • Задачи для самостоятельного решения

  • 19.10

  • 19.14

  • 19.19

  • Лабораторная работа 20 Хром

  • Теоретическое введение

  • Лабораторная работа Основные классы неорганических соединений


    Скачать 2.63 Mb.
    НазваниеЛабораторная работа Основные классы неорганических соединений
    Дата22.03.2022
    Размер2.63 Mb.
    Формат файлаdoc
    Имя файлаUchebnoe_posobie_po_khimii.doc
    ТипЛабораторная работа
    #409758
    страница25 из 40
    1   ...   21   22   23   24   25   26   27   28   ...   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 + 2S2O3 = …; 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).
    1   ...   21   22   23   24   25   26   27   28   ...   40


    написать администратору сайта