Лабораторная работа Основные классы неорганических соединений
![]()
|
Выполнение работыОпыт 1. Получение оксида хрома (III) (групповой) В фарфоровую чашку насыпать горкой небольшое количество дихромата аммония (NH4)2Cr2O7 и горящей спичкой нагреть его сверху. Наблюдать бурное разложение соли. Отметить цвет исходного вещества и продукта реакции. Проверить растворимость последнего в воде. Требования к результатам опыта 1. Написать уравнение реакции разложения дихромата аммония и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция. 2. Сделать вывод о растворимости в воде оксида хрома (III). Опыт 2. Получение и свойства гидроксида хрома (III) В две пробирки налить по 1–2 мл раствора соли хрома (III) и добавить в каждую по каплям раствор щелочи до появления серо-зеленого осадка. Для определения свойств Cr(OH)3 добавить в первую пробирку раствор HCl, а во вторую концентрированный раствор щелочи до полного растворения осадков. (Пробирку с образовавшимся хромитом сохранить для опыта 3). Требования к результатам опыта 1. Написать уравнение реакции получения гидроксида хрома (III). 2. Составить уравнения реакций взаимодействия Cr(OH)3 с кислотой и щелочью. 3. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида хрома (III). Опыт 3. Восстановительные свойства соединений хрома (III) В пробирку с хромитом натрия или калия, полученным в опыте 2, добавить пероксид водорода H2O2 до изменения окраски. Требования к результатам опыта 1. Закончить уравнение реакции KCrO2 + H2O2 + KOH =…. 2. Сделать вывод, какими свойствами (окислительными или восстановительными) обладают соединения хрома (III). Опыт 4. Взаимные переходы хромата и дихромата Налить в одну пробирку 2–3 мл раствора хромата калия K2CrO4, а в другую – столько же дихромата калия K2Cr2O7. Заметить окраску в обеих пробирках. В первую пробирку добавить 1–2 мл раствора H2SO4 , во вторую 1–2 мл раствора щелочи. Наблюдать изменения окраски. Требования к результатам опыта 1. Написать уравнения реакций перехода хромата в дихромат в кислой среде и дихромата в хромат в щелочной среде. 2. Сделать вывод о влиянии реакции среды на устойчивость хроматов и дихроматов. Опыт 5. Окислительные свойства соединений хрома (VI) В две пробирки налить по 1–2 мл раствора K2Cr2O7 и подкислить растворы 1 мл разбавленной H2SO4. Затем в одну пробирку прилить немного свежеприготовленного раствора сульфита натрия, во вторую – раствора нитрита калия. Как изменится окраска растворов? Требования к результатам опыта 1. Закончить уравнения реакций: K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 =…; K2Cr2O7 + KNO2 + H2SO4 =…. 2. Сделать вывод, какими свойствами (окислительными или восстановительными) обладают соединения хрома (VI). Задачи и упражнения для самостоятельного решения 20.1. Закончить уравнения реакций: а) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 = …; б) CrO3 + NaOH = …; в) CrCl3 + H2O ↔ …; г) Cr2O3 + H2SO4 =…. 20.2. Вычислить тепловой эффект реакции получения хрома по стандартным энтальпиям образования: Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr. ( ![]() ![]() (Ответ: –235,4 кДж). 20.3. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений: Na2Cr2O7 → Na2CrO4 → Na2Cr2O7 → CrCl3. 20.4. Закончить уравнения реакций: а) NaCrO2 + PbO2 + NaOH = …; б) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 = …; в) Cr2(SO4)3 + H2O ↔ …. 20.5. Какой объем хлора при нормальных условиях выделится при взаимодействии одного моля дихромата натрия с избытком соляной кислоты? (Ответ: 67,2 л). 20.6. Составить уравнения реакций взаимодействия в щелочной среде хлорида хрома (III): а) с бромом (Br2); б) с пероксидом водорода (H2O2). 20.7. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений: Cr2O3 → Cr2(SO4)3 → Cr(OH)3 → K3[Cr(OH)6]. 20.8. Можно ли восстановить хром из его оксида алюминием? Ответ мотивировать, вычислив ΔG° реакции: Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr. ( ![]() ![]() 20.9. Составить уравнения реакций взаимодействия в щелочной среде сульфата хрома (III): а) с бромом (Br2); б) с диоксидом свинца (PbO2). 20.10. Учитывая, что координационное число хрома (III) равно 6, написать уравнения реакций образования комплексных соединений хрома и назвать их: а) CrCl3 + KCN (избыток) = …; б) Cr(OH)3 + NaOH (избыток) = …; в) CrCl3 + NH4OH (избыток) = …. 20.11. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза солей хрома: а) Cr2(SO4)3 + K2CO3 + H2O = …; б) Cr(NO3)3 + H2O ↔ …; в) CrCl3 + Na2S + H2O = …. 20.12. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент восстановителя в реакции 2СrCl3 + 3Br2 + 16KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 6KCl + 8H2O. 20.13. При сплавлении хромита железа Fe(CrO2)2 с карбонатом натрия в присутствии кислорода хром (III) и железо (II) окисляются и приобретают степени окисления +6 и +3. Составить уравнение реакции. 20.14. Можно ли получить хром восстановлением Cr2O3 водородом с образованием водяного пара при стандартном состоянии всех веществ? Ответ обосновать, рассчитав ΔG° реакции Cr2O3 + 3Н2 = 3Н2O (г) + 2Cr. ( ![]() ![]() 20.15. Закончить уравнения реакций: а) Na2CrO4 + H2SO4 = …; б) Na2Cr2O7 + NaOH = …; в) Na2Cr2O7 + HCl = …; г) Cr + HCl = …. 20.16. Закончить уравнения реакций окисления соединений хрома (III): а) Cr2O3 + NaNO3 + Na2CO3 ![]() 20.17. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент окислителя в реакции 2Al + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O 20.18. Закончить уравнения реакций: а) Cr2O3 + H2SO4 = …; б) Cr2O3 + КОН ![]() в) Cr2O3 + КОН + KMnO4 = … 20.19. Предложить 4 способа получения Cr2O3 Составить соответствующие уравнения реакций. 20.20. Какая масса дихромата калия требуется для приготовления 2 л 0,1 н. (по отношению к реакциям окисления в кислой среде) раствора K2Cr2O7? (Ответ: 9,8 г). Лабораторная работа 21 МарганецЦель работы: изучить химические свойства соединений марганца. Задание: получить и исследовать кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства гидроксида марганца (II); провести реакцию разложения перманганата калия; выяснить, как влияет среда на характер протекания реакций с участием перманганата калия в качестве окислителя. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу. Теоретическое введение Марганец является элементом побочной подгруппы VII группы. Это d-металл. Электронная структура внешнего энергетического уровня его атома выражается формулой 3d54s2. Типичные степени окисления марганца +2, +4, +7, менее свойственные +3, +6. Для химии марганца очень характерны окислительно-восстановительные реакции. При этом в кислой среде для марганца устойчива степень окисления +2, в сильнощелочной +6, в нейтральной +4. В соответствии с возможными степенями окисления марганец образует оксиды: Mn+2O, Mn2+3O3, Mn+4O2, Mn+6O3, Mn2+7O7 С повышением степени окисления марганца ослабевают основные и усиливаются кислотные свойства оксидов и гидроксидов. MnO и Mn2O3 и соответствующие им гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 имеют основной характер. Нерастворимый в воде Mn(OH)2 на воздухе вследствие окисления кислородом постепенно переходит в бурый Mn(OH)3: 4Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Mn(OH)3 Окончательным продуктом окисления является коричневый оксид-гидроксид марганца: 4Mn(OH)3 + O2 + 2H2O = 4Mn(OH)4 = 4MnO(OH)2 + 4H2O Соли марганца (II) и их концентрированные растворы обычно окрашены в светло-розовый цвет. Соединения марганца (II) – восстановители. Оксид марганца (IV) MnO2 – темно-бурое нерастворимое в воде вещество, наиболее устойчивое кислородное соединение марганца при обычных условиях. Обладает слабо выраженными амфотерными свойствами. С концентрированной H2SO4 он дает крайне неустойчивую соль Mn(SO4)2, а при сплавлении со щелочами образует манганиты: MnO2 + 2KOH = K2MnO3 + H2O. MnO2 − сильный окислитель, при этом он восстанавливается до солей марганца (II): MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O. Действием более сильных окислителей MnO2 может быть окислен до соединений Mn (VI), Mn (VII): 2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O. K2MnO4 − манганат калия, соль не выделенной в свободном состоянии марганцовистой кислоты H2MnO4. Не получен и оксид Mn (VI) – MnO3. Растворы манганатов окрашены в темно-зеленый цвет, присущий ионам MnO42−. Они устойчивы только в сильнощелочной среде, при разбавлении раствора водой манганаты диспропорционируют: 3K2MnO4 + 2H2O = 2КMnO4 + MnO2 + 4KOH. Все производные Mn (VI) являются окислителями, особенно в кислой среде. Однако при действии более сильных окислителей они превращаются в соединения марганца (VII): K2MnO4 + Сl2 = 2КMnO4 + 2KCl. Оксид марганца (VII) Mn2O7 – зеленовато-черная жидкость, сильный окислитель. Растворим в воде. Отвечающая ему марганцовая кислота HMnO4 известна только в растворах. Эти растворы, а также растворы ее солей (перманганаты), окрашены в фиолетово-малиновый цвет, характерный для иона (MnO4)−. При нагревании перманганаты разлагаются с выделением кислорода: 2КMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2. Производные Mn (VII) – сильные окислители. В кислой среде они восстанавливаются до солей марганца (II), в нейтральной, а также в слабокислой и слабощелочной – до MnO2, в сильнощелочной до манганатов, которые затем постепенно переходят в соединения Mn (IV). |