Лабораторные работы по общей и неорганической химии
 Скачать 1 Mb.
|
|
Опыт 1. Получение комплексных соединений а) Налить в пробирку 2-3 капли раствора нитрата серебра, прибавить такое же количество раствора хлорида натрия. Прилить к образовавшемуся осадку раствор гидроксида аммония до полного растворения осадка. Почему растворился осадок? Сохранить раствор для опыта 2а. AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3 AgCl + 2NH3H2O [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O б) Налить в пробирку 3-4 капли раствора сульфата меди, прибавить 2-3 капли раствора гидроксида аммония (25%) - выпадает светло-голубой осадок основной соли меди (CuOH)2SO4. Прибавить по каплям избыток раствора гидроксида аммония. Что наблюдается? Написать уравнение реакций в молекулярной и ионной формах. Сохранить раствор для опыта 2б. 2CuSO4 + 2NH3H2O (CuOH)2SO4 + (NH4)2SO4 (CuOH)2SO4 + (NH4)2SO4 + 6NH3H2O 2[Cu(NH3)4]SO4 + 6H2O в) К раствору Hg(NO3)2 добавить по каплям раствор иодида калия. Обратить внимание на образование осадка иодида ртути(II), отметить его цвет и добавить избыток иодида калия. Что наблюдается? Написать уравнения реакции в молекулярной и ионной формах. Hg(NO3)2 + 2KI HgI2 + 2KNO3 HgI2 + 2KI K2[HgI4] Опыт 2. Разрушение комплексных соединений а) К раствору, оставшемуся от опыта 1а, прибавить по каплям концентрированную азотную кислоту. Объяснить наблюдаемое явление. Написать уравнение реакции. [Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 AgCl + 2NH4NO3 б) К раствору оставшемуся от опыта 1б, прибавить 3-5 капель сероводородной воды или раствора сульфида натрия. Написать уравнение реакции и объяснить причину образование осадка. [Cu(NH3)4]SO4 + Na2S CuS + Na2SO4 + 4NH3 Опыт 3. Электролитическая диссоциация комплексных соединений В две пробирки налить по 3-5 капель раствора гексациано-III-феррата калия K3[Fe(CN)6], а в третью пробирку налить 1-2 капли раствора FeCl3. В первую пробирку прибавить 2-3 капли раствора гексанитрокобальтата натрия Na3[Co(NO2)6], а во вторую и третью пробирки прибавить по 2-3 капли раствора роданида аммония NH4SCN. Что наблюдается? Почему во второй пробирке нет окраски. Написать молекулярные уравнения реакций. Объяснить разницу в диссоциации комплексной и средней солей. K3[Fe(CN)6] 3K+ + [Fe(CN)6]3- 1) 2K+ + Na3[Co(NO2)6] K2Na[Co(NO2)6] 2) [Fe(CN)6]3- + KSCN FeCl3 Fe3+ + 3Cl- 3) Fe3+ + 6SCN- [Fe(SCN)6]3- Вопросы для самоподготовки
Задачи и упражнения 1. Найти заряды коммплексных частиц и указать центральный атом, лиганд, координационное число для соединений: а) [Cr(NH3)4PO4]; б) [Co(NH3)5Br]SO4; в) Ba[Cr(NH3)2(SCN)4]2. 2. Определить степень окисления комплексообразователя в следующих комплексных ионах: а) [AuCl4]-, б) [Co(NH3)2(NO2)4]-, в) [Cr(H2O)4(NH3)2]3+, г) [Ni(NH3)5Cl]+. 3. Определить степень окисления комплексных ионов, образованных Со (III): а) [Co(H2O)(NH3)4CN], б) [Co(NH3)5SO4], в) [Co(NH3)2(NO2)4]. 4. Написать уравнения диссоциации и выражения для константы нестойкости следующих комплексных соединений: а) K2[Cu(CN)4], б) Na2[PdI4], в) [Pd(H2O)(NH3)2Cl]Cl, г) [Pt(NH3)2Cl4]. 5. Пользуясь таблицей констант нестойкости, установить, в каких случаях произойдет взаимодействие между растворами веществ: а) K2[HgI4] + KBr б) [Ag(NH3)2]Cl + K2S2O3 в) K[Ag(CN)2] + NH3 г) K3[Cu(CN)4] + Hg(NO3)2 6. Какие магнитные свойства характерны для комплексных ионов: а) [Fe(CN)6]3- и [Fe(CN)6]4-; б) [CoF6]3- и [Co(СN)6]3- 7. Известно, что комплексные соединения золота (III) имеют окраску, а комплексы золота (I) неокрашены. Объяснить это явление. 8. Определить тип гибридизации атомных орбиталей Mn2+ и указать магнитные свойства аниона в комплексном соединении – Na4[Mn(CN)6]. 9. Вычислить концентрацию ионов платины в 0,5 М растворе K2[PtCl4] (К1-4 = 1,0∙10-16), если концентрация цианид ионов CN- равна 0,05 М. 10. При какой концентрации ионов хлора начнется выпадение осадка AgCl из 0,1М раствора [Ag(NH3)2]NO3, содержащего 1 моль аммиака в 1 л раствора? Константа растворимости AgCl равна Ks(AgCl) = 1,5610-10, константа нестойкости иона [Ag(NH3)2]+ равна К1-2 = 5,710-8. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6 Окислительно-восстановительные реакции. Теоретическая часть Реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ называются окислительно-восстановительными. Степень окисления элемента в соединениях определяется как число электронов, смещенных от данного элемента к другим атомам (положительная) или от других атомов к данному элементу (отрицательная). Процесс повышения степени окисления атома, в результате отдачи электронов, называется окислением. Присоединение атомом электронов, приводящее к понижению степени окисления называется восстановлением. Различают межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции (одно из реагирующих веществ является окислителем, другое – восстановителем), реакции диспропорционирования (один из элементов исходного вещества является и окислителем, и восстановителем), внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции (один из элементов, входящих в состав вещества является окислителем, другой – восстановителем). К типичным окислителям относятся элементы, находящиеся в высшей степени окисления, так как их атомы способны только принимать электроны. Элементы, находящиеся в низшей степени окисления, могут лишь отдавать электроны и являются типичными восстановителями. Вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления могут проявлять свойства, как окислителя, так и восстановителя в зависимости от свойств второго реагента и условий проведения реакции. Эквивалентом окислителя (восстановителя) называется такое его количество, которое, восстанавливаясь (окисляясь), присоединяет (высвобождает) 1 моль электронов. Молярная масса эквивалента (Мэ) окислителя (востановителя) равна его молярной массе (М), деленной на число электронов (n), которое присоединяет (высвобождает) одна молекула окислителя (востановителя) в протекающей реакции. Возможность протекания окислительно-восстановительной реакции определяется электродвижущей силой ( или Э.Д.С.). реакции. В стандартных условиях она может быть представлена как разность стандартных электродных потенциалов (Е0) окислителя и восстановителя (см. приложение 6) : 0 = ΔE0 = E0окислителя – Е0восстановителя Если ΔE0>0 реакция идет, если ΔE0<0 реация не идет. Зависимость самого электродного потенциала от концентрации веществ, участвующих в электродных процессах, и от температуры выражается уравнением Нернста: Е = Е0 + 0,059/n∙lg[Ок.]/[Вос.], где n – число электронов в полуреакции, [Ок.] и [Вос.] ˗ концентрации окисленной и восстановленной форм одного и того же реагента. Экспериментальная часть Опыт 1. Окисление иона Cr3+ до высшей степени окисления В пробирке к 6-8 каплям раствора Cr(NO3)3 прибавить осторожно, по каплям раствор NaOH до растворения образующегося осадка Cr(OH)3 и затем 3-4 капли 3% раствора Н2О2. Смесь встряхнуть и, при необходимости, нагреть на водяной бане в течение 1-2 мин. Желтый цвет раствора свидетельствует об образовании иона CrO42-. Эта реакция используется для определения иона Cr3+ в растворе. Расставить коэффициенты в уравнении реакции методом полуреакций, вычислить Э.Д.С. и сделать вывод о возможности протекания реакции. Cr(NO3)3 + NaOH + H2O2 Na2CrO4 + NaNO3 + H2O Опыт 2. Окислительные и восстановительные свойства пероксида водорода а) Смешать в пробирке 3 капли раствора KI и 2 капли 2н раствора H2SO4 и затем добавить по каплям 3%-ный раствор Н2О2 до появления желтой окраски. Для обнаружения I2 в растворе нужно прибавить к нему несколько капель CCl4 и встряхнуть пробирку. Расставить коэффициенты в уравнении реакции методом полуреакций, вычислить Э.Д.С. и сделать вывод о возможности протекания реакции. KI + H2O2 + H2SO4 I2 + K2SO4 + H2O б) К 5-6 каплям раствора KMnO4 в пробирке прибавить 3-4 капли 2н раствора H2SO4 и затем несколько капель 3%-го раствора Н2О2. Наблюдается обесцвечивание раствора и выделение газа. Испытать выделяющийся газ тлеющей лучинкой. Расставить коэффициенты в уравнении реакции методом полуреакций, вычислить Э.Д.С. и сделать вывод о возможности протекания реакции. KMnO4 + H2SO4 + Н2О2 MnSO4 + О2+ K2SO4 + Н2О Опыт 3. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах В три пробирки налить по 5-6 капель раствора KMnO4. Затем в первую пробирку прибавить 3-4 капли 2н раствора H2SO4, во вторую - ничего, а в третью - 3-4 капли 2н раствора NaOH. После этого в каждую пробирку прибавить сухую соль Na2SO3. Следить за изменением окраски растворов. Расставить коэффициенты в уравнениях реакций методом полуреакций, вычислить Э.Д.С. и сделать вывод об окислительных свойствах перманганата калия при различных значениях рН. а) KMnO4 + H2SO4 + Na2SO3 MnSO4 + Na2SO4+ K2SO4 + Н2О б) KMnO4 + H2O + Na2SO3 MnO2 + Na2SO4+ KOH в) KMnO4 + KOH + Na2SO3 K2MnO4 + Na2SO4+ H2O Опыт 4. Окисление катиона d-элемента (Mn2+) до высшей степени окисления В пробирку к 1-2 каплям раствора Mn(NO3)2 (или MnSO4) прибавить 1 мл 2н раствора HNO3, а затем немного сухой соли висмутата натрия NaBiO3 и встряхнуть пробирку. Наблюдается появление розовой окраски иона MnO4-. Эта реакция используется для определения иона Mn2+ в растворе. Расставить коэффициенты в уравнении реакции методом полуреакций, вычислить Э.Д.С. и сделать вывод о возможности протекания реакции. Mn(NO3)2 + HNO3 + NaBiO3 НMnO4 + Bi(NO3)3 + NaNO3 + H2O Опыт 5. Восстановительные свойства катиона p-элемента (Sn2+) Налить в пробирку 3-4 капли раствора SnCl2, прибавить по каплям 2н раствор NaOH до растворения образующегося осадка Sn(OH)2, а затем 2-3 капли раствора Bi(NO3)3. Наблюдается образование черного осадка металлического висмута. Расставить коэффициенты в уравнении реакции методом полуреакций, вычислить Э.Д.С. и сделать вывод о возможности протекания реакции. SnCl2 + NaOH + Bi(NO3)3 Na2[Sn(OH)6] + Bi + NaNO3 + NaCl Опыт 6. Восстановительные свойства аниона p-элемента (SO32-) Поместить в пробирку 1-2 капли раствора I2, прибавить 2-3 капли 2н раствора H2SO4 и 3-4 капли раствора Na2SO3и встряхнуть пробирку. Записать признаки реакции. Расставить коэффициенты в уравнении реакции методом полуреакций, вычислить Э.Д.С. и сделать вывод о возможности протекания реакции. Какова роль серной кислоты в данной реакции? Na2SO3 + I2 + Н2О Na2SO4 + HI Вопросы для самоподготовки 1. Типы окислительно-восстановительных реакций. 2. Типичные окислители и типичные восстановители. 3. Методы составления окислительно-восстановительных реакций. Метод полуреакций или метод ионно-электронного баланса. 4. Факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций. 5. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал. Изменение окислительно-восстановительного потенциала. Уравнение Нернста. 6. Направление окислительно-восстановительной реакции. ЭДС реакции. Задачи и упражнения
|