Лабораторная работа Основные классы неорганических соединений
 Скачать 2.63 Mb.
|
Выполнение работыОпыт 1. Получение и свойства гидроксида железа (II) Налить в пробирку 1–2 мл свежеприготовленного раствора FeSO4 и прилить такой же объем щелочи. Наблюдать выделение осадка. Через несколько минут наблюдается побурение осадка. Почему? Требования к результатам опыта 1. Написать уравнения реакций получения гидроксида железа (II). 2. Составить уравнеие реакии окисления гидроксида железа (II). до Fe(ОН)3 под действием кислорода воздуха и воды. Опыт 2. Получение и свойства гидроксида кобальта (II) Налить в две пробирки по 1–2 мл раствора СоСl2, добавить 1–2 мл раствора щелочи. Наблюдать осаждение синей формы Со(ОН)2. Нагреть содержимое одной пробирки. Образуется Со(ОН)2 розового цвета. При стоянии на воздухе Со(ОН)2 окисляется до Со(ОН)3. Быстро ли происходит эта реакция? В другую пробирку с Со(ОН)2 прилить несколько капель раствора пероксида водорода Н2О2. Что наблюдается? Требования к результатам опыта 1. Составить уравнения реакций получения гидроксида кобальта (II) и окисление его на воздухе до Со(ОН)3. 2. Написать уравнение реакции окисления Со(ОН)2 пероксидом водорода. 3. Сделать вывод о скорости окисления Со(ОН)2 под действием кислорода воздуха и пероксида водорода. Опыт 3. Получение и свойства гидроксида никеля (II)В пробирку налить 1–2 мл раствора NiCl2, добавить столько же раствора щелочи. Наблюдать образование осадка, отметить его цвет. Затем прилить несколько капель пероксида водорода. Изменяется ли цвет осадка? Требования к результатам опыта 1. Написать уравнение реакции получения гидроксида никеля (II). 2. Сделать вывод о характере изменения восстановительной активности в ряду Fe(OH)2 – Co(OH)2 – Ni(OH)2. Опыт 4. Восстановительные свойства иона Fe2+ Налить в пробирку 1–2 мл свежеприготовленного раствора FeSO4, добавить 1–2 мл разбавленной серной кислоты и прилить раствор перманганата калия KMnO4. Почему происходит обесцвечивание? Требования к результатам опыта 1. Закончить уравнение реакции KMnO4 + FeSO4 + Н2SO4 = …. 2. Сделать вывод, какие свойства (окислительные или восстановительные) характерны для соединений железа (II). Опыт 5. Окислительные свойства иона Fe3+К 1–2 мл раствора иодида калия KI прилить 1–2 мл хлорида железа (III) FeCl3 до появления коричневой окраски раствора. Раствор разбавить до бледно-желтого цвета и опустить в него полоску йодкрахмальной бумаги. Что наблюдается? Требования к результатам опыта 1. Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции взаимодействия иодида калия с хлоридом железа (III). 2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах соединений железа (III). Опыт 6. Получение комплексных соединений кобальтаК 1–2 мл раствора соли кобальта (II) прилить такой же объем концентрированного раствора KSCN. Образуется комплексная соль кобальта, раствор которой имеет синюю окраску. Требование к результату опыта Составить уравнение реакции образования комплексной соли кобальта, учитывая, что координационное число кобальта равно 4. Опыт 7. Получение комплексных соединений никеляНалить в пробирку 1–2 мл раствора соли никеля (II), прилить раствор NH4OH до образования осадка основной соли. К полученному осадку прилитьизбыток гидроксида аммония до растворения осадка. Наблюдать образование сине-фиолетового раствора аммиаката никеля. Требования к результатам опыта 1. Составить уравнение реакции образования основной соли никеля (II). 2. Составить уравнение реакции образования комплексной соли никеля, учитывая, что координационное число никеля равно 4. Задачи и упражнения для самостоятельного решения 22.1. Закончить уравнения реакций: а) Fe + H2SO4 (разб.) = …; б) Fe + HNO3 (оч. разб.) = …; в) Ni + H2SO4 (конц.) = …; г) Co + HCl = …. 22.2. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций взаимодействия гидроксидов железа (II), кобальта (II) и никеля (III) с соляной кислотой. 22.3. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений: Fe → FeSO4 → Fe(OH)2 → Fe(OH)3 → FeCl3. 22.4. Могут ли в растворе находиться совместно следующие вещества: а) FeCl3 и SnCl2; б) FeSO4 и NaOH; в) FeCl3 и K3[Fe(CN)6; г) FeSO4 и K3[Fe(CN)6? Для взаимодействующих веществ составить уравнения реакций. 22.5. Восстановление Fe3O4 оксидом углерода идет по уравнению Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2. Вычислить ΔG°х.р. и сделать вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при 298 К. В каком направлении сместится равновесие этой реакции при повышении температуры? (  = –1014,2 кДж/моль;  = –137,1 кДж/моль, = –244,3 кДж/моль,  –394,4 кДж/моль).(Ответ: 24 кДж). 22.6. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений: Fe → FeСl2 → Fe(CN)2 → K4[Fe(CN)6] → K3[Fe(CN)6]. 22.7. Закончить уравнения реакций: а) Fe(OH)2 + O2 + H2O = …; б) Fe(OH)3 + HCl = …; в) Co(OH)3 + HCl = …; г) Ni(OH)3 + HCl = …. 22.8. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений: Ni → Ni(NO3)2 → Ni(OH)2 → Ni(OH)3 → NiCl2. 22.9. Какие степени окисления проявляет железо в своих соединениях? Как можно обнаружить ионы Fe2+ и Fe3+ в растворе? Составить молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций. 22.10. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза солей: а) FeCl2 + H2O ↔ …; б) NiSO4 + H2O ↔ …; в) Co(NO3)2 + H2O ↔ …; г) Fe2(SO4)3 + H2O ↔ …. 22.11. Закончить уравнения реакций получения ферратов калия и бария (K2FeO4, BaFeO4): а) KOH + FeCl3 + Br2 = K2FeO4 + …; б) K2FeO4 + BaCl2 = …; в) Fe2O3 + KNO3 + KOH = KNO2 + …. 22.12. Закончить уравнения реакций образования комплексных соединений и назвать их, учитывая, что координационное число железа равно 6, а кобальта и никеля 4. а) Fe(CN)2 + KCN = …; б) Co(SCN)2 + NH4SCN (избыток) = …; в) NiSO4 + NH4OH (избыток) = …. 22.13. Сколько часов надо вести электролиз раствора FeSO4, чтобы при силе тока в 2 А выделилось 279,2 г чистого железа? (Ответ: 133,6 ч). 22.14. Рассчитать молярную массу эквивалентов и эквивалент восстановителя в реакции Fe(OH)2 + KMnO4 + H2O = …. 22.15. Определить тепловой эффект реакции 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2, если в реакции участвует 59,2 г FeS2, а энтальпии образования реагирующих веществ равны:  = –148,5 кДж/моль;  = –803,3 кДж/моль;  = –297,4 кДж/моль. (Ответ: –418,3 кДж).22.16. Состав комплексной соли кобальта выражается эмпирической формулой CoCl3∙4NH3. При взаимодействии с нитратом серебра осаждается лишь одна треть содержащегося в соли хлора. Учитывая, что координационное число кобальта в этом соединении 6, определить, какие лиганды входят в состав комплексного иона и написать координационную формулу соли. 22.17. По стандартным энтальпиям образования веществ вычислить тепловой эффект реакции, протекающей при выплавке чугуна, 3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2. (  = –110,5 кДж/моль;  = –393,5 кДж/моль; = –822,2 кДж/моль;  = –1117,1 кДж/моль). (Ответ: –50,6 кДж). 22.18. Закончить в молекулярном и ионном виде уравнения качественных реакций на ион Fe3+: а) Fe2(SO4)3 + KOH = …; б) FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = …; в) Fe(NO3)3 + KSCN = …. 22.19. Закончить уравнения реакций: а) FeSO4 + Br2 + H2SO4 = …; б) FeCl3 + H2S = …; в) FeCl3 + Na2CO3 + H2O = …; г) Fe + HNO3 (разб.) = …. 22.20. Как влияет на коррозию железа его контакт с другими металлами? Какой металл будет разрушаться первым при повреждении поверхности а) луженого, б) оцинкованного; в) никелированного железа? Составить схемы образующихся гальванических элементов. Написать уравнения реакций катодных и анодных процессов. Лабораторная работа 23 Галогены Цель работы: изучить химические свойства галогенов и их соединений. Задание: провести опыты по получению хлора и хлорной воды; определить состав хлорной воды и проверить ее окислительные свойства; проделать качественную реакцию на иод; провести реакции взаимодействия концетрированной серной кислоты с NaCl, KBr и KI. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу. Теоретическое введение Галогены − фтор, хлор, бром, йод, астат − расположены в главной подгруппе VП группы. Атомы галогенов на внешнем уровне имеют по семь электронов (ns2np5). Характерная степень окисления галогенов −1. Однако все они, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления +1, +3, +5, +7. В природе галогены встречаются главным образом в виде отрицательно заряженных ионов, и их получение в свободном состоянии сводится к окислению этих ионов. В качестве окислителей используют МnО2, PbО2, KMnO4, K2Cr2O7, KClO3. Двухатомные молекулы галогенов неполярны, поэтому они хорошо растворимы в неполярных или слабополярных жидкостях: сероуглероде, бензине, бензоле, хлороформе. Растворимость галогенов в воде сравнительно мала. Фтор в воде не может быть растворен, так как он ее окисляет. В одном объеме воды при 20 °С растворяется 2,5 объема хлора. Этот раствор называется хлорной водой. Растворенный в воде хлор взаимодействует с ней с образованием хлорноватистой НClO и соляной кислот. Хлорноватистая кислота неустойчива и разлагается с образованием атомарного кислорода, вследствие чего хлорная вода обесцвечивает красители. Йод лучше растворяется в растворе иодида калия. В качестве индикатора для определения йода применяют раствор крахмала. С крахмалом йод образует адсорбционные окрашенные соединения синего цвета, окраска которых исчезает при нагревании. Свободные галогены являются энергичными окислителями, вступая в реакции с большинством элементов. Окислительная активность галогенов уменьшается от фтора к йоду. Отрицательные ионы галогенов являются восстановителями (за исключением F‾), причем их восстановительная способность увеличивается от С1− ∙к I−. Соединения галогенов с водородом – галогеноводороды – бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимы в воде. Их растворы являются кислотами. В ряду HF − НCl − НBr − HI кислотные свойства усиливаются. В этом же ряду возрастает восстановительная активность. HCl и HF получают обменной реакцией их солей с концентрированной H2SO4. НBr и HI подобным образом получить практически невозможно, так как в реакции с серной кислотой они проявляют сильные восстановительные свойства и окисляются до свободных галогенов. НВг и HI получают гидролизом соединений фосфора PBr3 и PI3. Кислородные соединения галогенов могут быть получены только косвенным путем. Они представляют собой сравнительно малоустойчивые вещества и являются сильными окислителями. |