Лабораторная работа Основные классы неорганических соединений
 Скачать 2.63 Mb.
|
Выполнение работыОпыт 1. Получение кислорода Насыпать в сухую пробирку 2 шпателя перманганата калия КМnО4, укрепить ее вертикально в зажиме штатива и нагреть. Выделяющийся газ испытать тлеющей лучинкой. Требование к результатам опыта Составить уравнение реакции разложения перманганата калия, указать окислитель и восстановитель и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция. Опыт 2. Разложение пероксида водорода В две пробирки налить по 1–2 мл пероксида водорода. Одну пробирку слегка нагреть, а во вторую добавить немного оксида марганца (IV) MnO2. Внести в пробирку тлеющую лучинку. Отметить свои наблюдения. Требования к результатам опыта 1. Написать уравнение реакции разложения H2O2. 2. Сделать вывод о роли оксида марганца (IV) в реакции разложения Н2О2. Опыт 3. Окислительные свойства пероксида водорода Налить в пробирку 1–2 мл иодида калия KI, столько же разбавленной серной кислоты и добавить раствор Н2O2. Какое вещество выделилось? В пробирку налить 1–2 мл раствора соли хрома (Ш), добавить концентрированной щелочи до растворения первоначально образующегося осадка и прилить 2–3 мл Н2O2. Наблюдать изменение окраски раствора. К 1–2 мл раствора MnSO4 добавить столько же разбавленной щелочи и 2–3 мл раствора пероксида водорода. Что наблюдается? Требование к результатам опыта Закончить уравнения реакций: KI + H2O2 + H2SO4 = …; Cr2(SO4)3 + H2O2 + NaOH = …; MnSO4 + H2O2 + NaOH = …. В каждой реакции указать окислитель и восстановитель. Опыт 4. Восстановительные свойства пероксида водорода Налить в пробирку 1–2 мл раствора перманганата калия KMnO4 добавить 1–2 мл разбавленной серной кислотой и 2–3 мл раствора Н2О2. В пробирку внести тлеющую лучинку. Что происходит? К 5–10 каплям раствора нитрата серебра AgNO3 добавить 1–2 мл разбавленной щелочи и 2–3 мл раствора пероксида водорода. Наблюдать образование черного осадка металлического серебра. В пробирку внести тлеющую лучинку. Какой газ выделяется? Требования к результатам опыта 1. Закончить уравнения реакций: KMnO4 + H2O2 + H2SO4 = …; AgNO3 + H2O2 + NaOH = …. В каждой реакции указать окислитель и восстановитель. 2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах Н2О2. Задачи и упражнения для самостоятельного решения 24.1. Составить уравнения реакций получения кислорода в лабораторных условиях. Как получают кислород в промышленности? 24.2. Какой объем кислорода (условия нормальные) можно получить при разложении 200 мл 15,5 %-го раствора пероксида водорода Н2О2, плотность раствора 1,1 г/мл? (Ответ: 11,2 л). 24.3. Закончить уравнения реакций: а) P + O2 = …; б) Al + O2 = …; в) H2S + O2 = …; г) Na2O + CO2 = …. 24.4. Закончить уравнения реакций: а) Na2O + SO3 = …; б) Na2O + Al2O3 = …; в) Al2O3 + SO3 = …; г) ВаО + H2O = …; д) Cl2O7 + H2O = …. 24.5. Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет пероксид водорода? Закончить уравнения реакций: а) KI + H2O2 + H2SO4 = …; б) Hg(NO3)2 + H2O2 + NaOH = …. 24.6. Определить массовую долю (%) Н2О2 в растворе, если при разложении 500 г его выделилось 5,6 л кислорода (условия нормальные). (Ответ: 3,4 %). 24.7. Закончить уравнения реакций: а) Cr2(SO4)3 + H2O2 + KOH = …; б) Ag2O + H2O2 = …; в) MnO2 + H2SO4 (конц.) = …. 24.8. При термическом разложении перманганата калия образовался объем кислорода (условия нормальные), равный объему О2, который получился в результате разложения водой 18,32 г Na2O2. Рассчитать массу разложившегося KMnO4. (Ответ: 37,1 г). 24.9. Закончить уравнения реакций: а) AgNO3 + H2O2 + KOH = …; б) Cl2 + H2O2 = …; в) Co(OH)2 + H2O + O2 = …. 24.10. Написать уравнения реакций получения кислорода: а) из оксида марганца (IV); б) из оксида ртути (II); в) из нитрита калия. 24.11. Закончить уравнения реакций: а) HgCl2 + H2O2 + K2CO3 = …; б) AuCl3 + H2O2 + NaOH = …; в) KClO3  ….24.12. Сколько миллилитров 3 %-го раствора пероксида водорода (плотность раствора 1,1 г/мл) и воды надо взять для получения 750 мл 0,1 М раствора Н2О2? (Ответ: 77,27 мл Н2О2; 672,73 мл Н2О). 24.13. Закончить уравнения реакций: а) HgCl2 + H2O2 = …; б) Fe(OH)2 + O2 + H2O = …; в) KMnO4 ….24.14. Какой объем 3 %-ного раствора Н2О2 (ρ = 1,1 г/мл) и какая масса кристаллического KMnO4 прореагировали в кислой среде, если в результате реакции выделилось 1,12 л кислорода при нормальных условиях? (Ответ: 51,52 мл Н2О2; 3,16 г KMnO4). 24.15. Закончить уравнения реакций получения пероксида водорода: а) BaO2 + H2SO4 = …; б) Na2O2 + H2O = …; в) BaO2 + CO2 + H2O = …. 24.16. Написать уравнения реакций получения кислорода разложением: а) KMnO4; б) K2Cr2O7; в) HgO. 24.17. При взаимодействии подкисленного раствора KI с раствором Н2О2 массой 0,8 г выделилось 0,3 г йода. Вычислить массовую долю (%) Н2О2 в растворе. (Ответ: 5 %). 24.18. Для полного обесцвечивания 20 мл 0,02 М раствора KMnO4 в сернокислой среде потребовался равный объем раствора Н2О2. Какова молярная концентрация Н2О2? Какой объем кислорода (условия нормальные) выделился при этом? (Ответ: 0,05 М; 22,4 мл). 24.19. Закончить уравнения реакций: а) K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4= …; б) MnSO4 + H2O2 + KOH = …; в) HIO3 + H2O2 = …. 24.20. Какая масса 3,4 %-го раствора Н2О2 требуется для окисления 100 мл 1 М раствора FeSO4 в присутствии H2SO4? (Ответ: 50 г). Лабораторная работа 25 Сера Цель работы: изучить химические свойства серы и ее соединений. Задание: исследовать поведение серы при различных температурах; получить сероводород и изучить его свойства; провести реакцию взаимодействия серы со щелочью и исследовать окислительно-восстановительные свойства продуктов реакции; убедиться на опытах, что концентрированная серная кислота обладает окислительными и водоотнимающими свойствами. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу. Теоретическое введение Сера находится в главной подгруппе VI группы. Атом серы на внешнем уровне имеет 6 электронов (3s23p4). В своих соединениях сера проявляет степени окисления −2, +4, +6 и редко +2. Сера существует в нескольких аллотропных модификациях. При обычной температуре устойчива ромбическая сера. При 96 °С ромбическая сера переходит в моноклинную. Кристаллы ромбической и моноклинной серы состоят из кольцевых молекул S8 и отличаются друг от друга взаимной ориентацией колец. Моноклинная сера плавится при 119 °С, превращаясь в янтарно-желтую легкоподвижную жидкость. Около 160 °С кольца молекул S8 разрываются, образуя бесконечные опирали S∞, жидкость темнеет и при 200 °С становится темно-коричневой и вязкой, как смола. Дальнейшее нагревание приводит к разрыву и укорачиванию спиральных молекул серы и вязкость жидкой серы уменьшается. При 445 °С сера закипает, образуя оранжево-желтые пары, состоящие из молекул S8 , S6 , S4 , S2. При выливании кипящей серы в холодную воду образуется пластическая сера, которая постепенно переходит в ромбическую. Сера – достаточно активный неметалл. При нагревании она окисляет многие простые вещества, но и сама довольно легко окисляется кислородом и галогенами. С водой и разбавленными кислотами сера не реагирует. При нагревании взаимодействует с растворами щелочей: 3S +6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O. Водородное соединение серы – сероводород Н2S , ядовитый газ с неприятным запахом. Растворяясь в воде, образует слабую сероводородную кислоту. Соли ее называют сульфидами. Сероводород и сульфиды обладают восстановительными свойствами. В лаборатории сероводород получают действием кислот на сульфид железа. Сероводород горит на воздухе голубоватым пламенем, образуя SО2 и Н2О. При недостатке кислорода он переходит в свободную серу. Из соединений серы со степенью окисления +4 наибольшее значение имеет оксид серы (IV). SO2 (сернистый газ) – бесцветный газ с характерным запахом, ядовит, химически активен. SO2 хорошо растворим в воде, при этом частично происходит реакция с водой и образуется сернистая кислота. Н2SO3 неустойчива, в свободном состоянии не выделена, относится к кислотам средней силы. Сернистая кислота и ее соли (сульфиты) обладают окислительными и восстановительными свойствами, причем последние выражены сильнее. Из соединений серы со степенью окисления +6 наибольшее значение имеет серная кислота – H2SO4. Это сильная кислота, с водой смешивается в любых соотношениях с выделением большого количества теплоты за счет образования гидратов. Легко поглощает пары воды из воздуха, отщепляет воду от многих органических веществ (клетчатка, сахар и др.), обугливая их. Концентрированная H2SO4 – сильный окислитель. Неметаллы окисляются ею до своих оксидов, а сама серная кислота восстанавливается в SО2. Взаимодействие H2SО4 с металлами протекает различно в зависимости от ее концентрации и активности металла. |