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: 26 из 40

Выполнение работы

Опыт 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.

( = –1440,6 кДж/моль; = –1676 кДж/моль).

(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.

( = –1050 кДж/моль; = –1582 кДж/моль).

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.

( = –1050 кДж/моль; = –228,6 кДж/моль).

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 …; б) Cr(NO₃)₃ + NaBiO₃+ HNO₃ = ….

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

Марганец

Цель 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).