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: 27 из 40

Выполнение работы

Опыт 1. Получение и свойства гидроксида марганца (II)

В две пробирки налить по 1–2 мл раствора соли марганца (II) и в каждую добавить по каплям раствор щелочи до образования осадка. Отметить его цвет. В одну из пробирок прилить раствор кислоты, другую оставить на воздухе и наблюдать изменение цвета осадка. Осадок сохранить для опыта 3.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение реакции образования Mn(ОН)₂.

2. Написать уравнение реакции растворения гидроксида марганца (II) в кислоте.

3. Написать уравнение реакции окисления гидроксида марганца (II) на воздухе до MnО(ОН)₂

4. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах Mn(ОН)₂.

Опыт 2. Восстановительные свойства соединений марганца (II)

В пробирку налить 2–3 мл раствора азотной кислоты HNO₃ (1:1) и 2–3 капли раствора сульфата марганца MnSO₄, перемешать и на кончике шпателя добавить висмутата натрия NaBiO₃. По изменению окраски раствора определить образовавшееся соединение.

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнение реакции

MnSO₄ + NaBiO₃ + HNO₃ = …

2. Сделать вывод, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляют соединения марганца (II).

Опыт 3. Окислительные свойства соединений марганца (IV)

Приготовить 2–3 мл раствора сульфата железа (II), подкислить его 1–2 мл разбавленной H₂SO₄ и добавить к осадку, полученному в опыте 1. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение реакции взаимодействия MnO(ОН)₂ с FeSO₄ в кислой среде.

2. Сделать вывод, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляет соединение марганца (IV) в данной реакции.

Опыт 4. Разложение перманганата калия

В сухую пробирку поместить шпатель перманганата калия и нагреть на пламени спиртовки. К отверстию пробирки поднести тлеющую лучинку. Что наблюдается? Какой газ выделяется при разложении KМnO₄? Нагревание продолжить до прекращения выделения газа. Пробирку охладить и влить в нее

2–3 мл воды. По окраске образовавшегося раствора и осадка определить соединения.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение реакции разложения KМnO₄ при нагревании и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

2. Закончить уравнение реакции K₂МnO₄ + Н₂О = … и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

Опыт 5. Окислительные свойства соединений марганца (VII)

• 
  Налить в пробирку 1–2 мл раствора KМnO₄, 0,5–1 мл раствора H₂SO₄ и
  

2–3 мл раствора пероксида водорода Н₂O₂. Отметить обесцвечивание раствора и выделение газа.

• 
  К 1–2 мл раствора сульфата марганца MnSO₄ по каплям прилить раствор перманганата калия до выделения бурого осадка MnO₂. При помощи универсальной индикаторной бумаги убедиться, что реакция раствора стала кислой.
  

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: KМnO₄ +Н₂O₂ + H₂SO₄ = …;

MnSO₄ + KМnO₄ + Н₂О = ….

2. Сделать вывод, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляют соединения марганца (VII).

Опыт 6. Влияние среды на характер восстановления перманганата калия

В три пробирки налить по 2–3 мл раствора перманганата калия и добавить: в первую – 1–2 мл раствора серной кислоты, во вторую – столько же воды, а в третью 1–2 мл концентрированной щелочи. Во все три пробирки добавить по каплям раствор нитрита калия КNO₂ до исчезновения фиолетового окрашивания. По окраскам полученных растворов и осадков определить соединения марганца.

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций:

KМnO₄ + КNO₂ + H₂SO₄ = …;

KМnO₄ + КNO₂ + Н₂О = …;

KМnO₄ + КNO₂ + КОН = ….

2. Сделать вывод о характерной степени окисления марганца в кислой, нейтральной и щелочной среде.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

21.1. Как получить сульфат марганца (II) из: а) оксида марганца (II);

б) металлического марганца; в) KMnO₄? Составить соответствующие уравнения реакций.

21.2. Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO₄ в кислой среде? (Ответ: 1,58 г).

21.3. Рассчитать молярную массу эквивалентов перманганата калия в реакции

KMnO₄ + PH₃ + H₂SO₄ = H₃PO₄ + ….

Какая масса H₃PO₄ образуется, если в реакции участвовало 17 г PH₃?

(Ответ: 31,6 г/моль; 49 г).

21.4. Под действием HNO₃ манганаты диспропорционируют следующим образом: 3K₂MnO₄ + 4HNO₃ = 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KNO₃ + 2H₂O.

Какой объем раствора HNO₃ (ρ = 1,185 г/мл) с массовой долей 30 % необходим для получения 9,48 г перманганата калия? (Ответ: 21,3 мл).

21.5. Как получить соединения марганца (VI) из соединений с более высокой и с более низкой степенью окисления? Составить соответствующие уравнения реакций.

21.6. Окисление сульфата железа (II) перманганатом калия в нейтральной среде протекает по уравнению KMnO₄ + FeSO₄ + Н₂О = FeОНSO₄ + ….

Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO₄?

(Ответ: 2,63 г).

21.7. Закончить уравнения реакций: а) MnO + H₂SO₄ = …;

б) Mn₂O₇ + KOH = …; в) MnSO₄ + KClO₃ + KOH K₂MnO₄ + ….

21.8. Закончить уравнения реакций, в которых соединения марганца проявляют свойства: а) окислительные Fe(OH)₂ + KMnO₄ + H₂O = …;

б) восстановительные MnSO₄ + PbO₂ + HNO₃ = …;

в) окислительные и восстановительные одновременно K₂MnO₄ + H₂O = ….

21.9. Почему оксид марганца (IV) может проявлять и окислительные и восстановительные свойства? Закончить уравнения реакций:

а) MnO₂ + KI + H₂SO₄ = …; б) MnO₂ + KNO₃ + KOH = ….

21.10. Как меняется степень окисления марганца при восстановлении KMnO₄ в кислой, щелочной и нейтральной среде? Закончить уравнения реакций:

а) KMnO₄ + К₂SO₃ + H₂SO₄ = …;

б) KMnO₄ + К₂SO₃ + КОН = …; в) KMnO₄ + К₂SO₃ + H₂O = ….

21.11. Восстановление перманганата калия сульфатом железа (II) в кислой среде протекает по уравнению KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ =…. На восстановление KMnO₄ израсходовано 47 мл 0,208 н. раствора FeSO₄. Какая масса KMnO₄ содержалось в исходном растворе? (Ответ: 0,154 г).

21.12. Закончить уравнения реакций: а) Mn + H₂SO₄ (разб.) = …;

б) MnCl₂ + KOH = …; в) MnCl₂ + H₂O ↔ …; г) Mn + HNO₃ (разб.) = ….

21.13. Окисление сульфата железа (II) перманганатом калия в щелочной среде протекает по уравнению KMnO₄ + FeSO₄ + КОН = FeОНSO₄ + ….

Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO₄?

(Ответ: 7,9 г).

21.14. Можно ли восстановить марганец из его оксида алюминием? Ответ мотивировать, вычислив ΔG° реакции 3MnO₂ + 4Al = 2Al₂O₃ + 3Mn.

( = –464,8 кДж/моль; = –1582 кДж/моль).

21.15. Как можно перевести в растворимое состояние марганец? Составить соответствующие уравнения реакций.

21.16. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент окислителя в реакции NaNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ = ….

21.17. По стандартным энтальпиям образования вычислить тепловой эффект реакции получения марганца 3MnO₂ + 4Al = 2Al₂O₃ + 3Mn.

( = –519,4 кДж/моль; = –1676 кДж/моль).

(Ответ: −1793,8 кДж).

21.18. Закончить уравнения реакций: а) KMnO₄ + H₂SO₄ (конц.) = …;

б) Mn₂O₇ + HCl = …; в) Mn₂O₇ + NaOH = …; г) MnO₂ + KOH = ….

21.19. За 10 мин из раствора MnSO₄ ток силой 5 А выделил 0,85 г Mn. Определить молярную массу эквивалентов марганца. (Ответ: 27,3 г/моль).

21.20. Закончить уравнения реакций: а) K₂MnO₄ + Cl₂ = …;

б) Mn(NO₃)₂ + H₂O ↔ …; в) MnSO₄ + H₂O ↔ …; г) MnCl₂ + NaOH = ….

Реакции б), в), г) написать в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Лабораторная работа 22

Железо, кобальт, никель
Цель работы: изучить химические свойства соединений железа, кобальта, никеля.

Задание: получить гидроксиды железа (II), кобальта (II), никеля (II) и изучить их окислительно-восстановительные свойства; убедиться на опытах, что соединения железа (II) проявляют восстановительные, а железа (III) – окислительные свойства; получить комплексные соединения никеля и кобальта. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Железо, кобальт, никель составляют первую триаду элементов VIII группы побочной подгруппы (семейство железа), расположены в 4 периоде, относятся к d-элементам. Электронное строение 3dⁿ4s² (n = 6, 7, 8). Степени окисления +2, +3 и +6 (для Fe).

В ряду напряжений Fe, Co, Ni располагаются перед водородом в той же последовательности, в какой они стоят в периодической системе элементов.

В соляной и разбавленной серной кислоте железо, кобальт, никель растворяются при комнатной температуре с выделением водорода и образованием солей М (II).

Под действием концентрированной H₂SO₄ и дымящей HNO₃ при обычной температуре эти металлы пассивируются. Разбавленная азотная кислота растворяет железо с образованием соли Fe (II); продуктами восстановления HNO₃ могут быть (в зависимости от концентрации) NH₄NO₃, N₂, N₂O: Только концентрированная HNO₃ при нагревании растворяет железо с образованием солей

Fe (III).

4Fe + 10HNO₃ = 4Fe(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O;

5Fe + 12HNO₃ = 5Fe(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O;

Fe + 6HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 6H₂O.

Кобальт и никель растворяются в HNO₃ с образованием солей М (II) и выделением NO₂ в случае концентрированной кислоты и NO в случае разбавленного раствора.

Fe, Co, Ni образуют оксиды MО, M₂O₃ и М₃О₄ (МО ^. М₂О₃).

Оксид железа Fe⁺⁶O₃, в свободном состоянии не получен, известны соответствующие соли − ферраты Na₂FeO₄, K₂FeO₄.

Оксиды МО и соответствующие им гидроксиды М(ОН)₂ обладают основными свойствами, практически не растворимы в воде и растворяются только в кислотах. М(ОН)₂ получаются при взаимодействии солей М (II) со щелочами. Гидроксид Fe(OH)₂ легко окисляется и частично переходит в Fe(OH)₃:

4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃.

Гидроксид Со(ОН)₂ существует в виде двух модификаций − синей и розовой, окисляется в Со(ОН)₃ под воздействием кислорода воздуха, но медленнее, чем Fe(OH)₂. Под действием окислителей Н₂О₂, Br₂ окисление идет гораздо быстрее. В отличие от Fe(OH)₂ и Со(ОН)₂ гидроксид Ni(OH)₂ устойчив на воздухе и устойчив к действию Н₂О₂. Окисляется только более энергичными окислителями (Cl_2, Br₂):

2Ni(OH)₂ + Br₂ + 2NaOH = 2Ni(OH)₃ + 2NaBr.

Оксид Fe₂O₃ и соответствующий гидроксид проявляют основные свойства, легко растворяются в кислотах, но могут проявлять и слабые амфотерные свойства. При сплавлении со щелочами или содой образуют ферриты:

Fe₂O₃ + Na₂CО₃ 2NaFeO₂ + CО₂.

Оксиды Co₂O₃ и Ni₂O₃ и соответствующие им гидроксиды Со(ОН)₃ и Ni(OH)₃ плохо растворимы в воде, проявляют только основные свойства, являются сильными окислителями. При действии на них кислот образуют соли

М (II) и продкуты окисления, например:

Cо₂O₃ + 6HCl = 2CoCl₂ + Cl₂ + 3H₂O;

Для железа более устойчивыми являются соединения со степенью окисления +3, для никеля и кобальта +2. Поэтому Fe²⁺ является довольно сильным восстановителем, тогда как Со²⁺ и Ni²⁺ этими свойствами в заметной степени не обладают. В степени окисления +3 железо, кобальт и никель проявляют окислительные свойства; окислительная способность увеличивается в ряду

Fe − Co − Ni .

Соли сильных кислот, как правило, все хорошо растворимы, растворы их вследствие гидролиза имеют кислую среду.

Элементы триады железа легко образуют комплексные соединения, в которых железо может иметь степень окисления +2, +3, кобальт, главным образом, +3, а никель +2. Наиболее характерное координационное число 6, редко 4.