Главная страница
Навигация по странице:

  • Опыт 2. Разрушение комплексных соединений

  • Опыт 3. Электролитическая диссоциация комплексных соединений

  • ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6 Окислительно-восстановительные реакции.

  • 0 = ΔE 0 = E 0 окислителя – Е 0 восстановителя Если ΔE

  • Е = Е

  • Опыт 2. Окислительные и восстановительные свойства пероксида водорода

  • Опыт 3. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах

  • Опыт 4. Окисление катиона d -элемента (Mn 2+ ) до высшей степени окисления

  • Опыт 5. Восстановительные свойства катиона p -элемента (Sn 2+ )

  • Опыт 6. Восстановительные свойства аниона p -элемента (SO 3 2- )

  • Методичка. Лабораторные работы по общей и неорганической химии


    Скачать 0.99 Mb.
    НазваниеЛабораторные работы по общей и неорганической химии
    АнкорМетодичка.doc
    Дата22.04.2017
    Размер0.99 Mb.
    Формат файлаdoc
    Имя файлаМетодичка.doc
    ТипМетодические рекомендации
    #5114
    страница6 из 14
    1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   14

    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 + 2NH3H2O  [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 + 2NH3H2O  (CuOH)2SO4 + (NH4)2SO4

    (CuOH)2SO4 + (NH4)2SO4 + 6NH3H2O  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


    1. Состав координационных соединений: центральный атом – комплексообразователь, лиганд, внутренняя и внешняя сферы комплекса.

    2. Заряд комплексного иона. Координационное число комплексообразователя. Связь координационного числа с зарядом центрального атома. Природа химической связи в комплексных соединениях.

    3. Дентатность лиганда. Классификация комплексных соединений по составу лигандов.

    4. Магнитные свойства комплексных соединений. Внешнеорбитальные и внутриорбитальные комплексы. Окраска комплексных соединений.

    5. Диссоциация комплексных соединений. Катионные, анионные и нейтральные комплексы. Константа нестойкости комплексных ионов. Зависимость диссоциации комплексного иона от концентрации свободных молекул (или ионов) лиганда.


    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) = 1,5610-10, константа нестойкости иона [Ag(NH3)2]+ равна К1-2 = 5,710-8.

    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 эквивалентаэ) 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/nlg[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


    1. Какие из приведенных ниже веществ проявляют: а) только окислительные, б) только восстановительные, в) окислительные и восстановительные свойства: H2SO3, Zn, KI, КМnO4, NaNO2, K2Cr2O7, FeSO4, HNO3, H2S, Cl2, H2O2, K2SO3, H2SO4?

    2. Закончить уравнения реакций, в которых окислителем является азотная кислота:

      C + HNO3 (конц.)

      Na + HNO3 (конц.)

      P + HNO3 (конц.)

      K + HNO3 (очень разб.)


      CuS + HNO3 (конц.)

      Zn + HNO3 (разб.)

    3. Закончить уравнения реакций, в которых окислителем является концентрированная серная кислота:

      HI + H2SO4

      Cu + H2SO4

      S + H2SO4

      Ca + H2SO4

    4. Закончить уравнения реакций и на основании значений ЭДС определите возможность их протекания.

      Mn(OH)2 + Cl2 + KOH 

      MgSO4 + Hg 

      Zn + CuSO4

      FeSO4 + Br2 + H2SO4

      KCl + Fe2(SO4)3

      FeCl3 + H2S 

    5. Закончить уравнения реакций с участием КМnO4. Расставить коэффициенты ионно-электронным методом. Указать окислитель и восстановитель. Вычислить ЭДС реакций, молярную массу эквивалента окислителя.

      КМnO4 + NaNO2+ H2SO4

      KMnO4 + HCl(конц.) 

      KMnO4 + FeSO4 + H2SO4

      KMnO4 + H2O2 + H2SO4

      KMnO4 + KBr + H2SO4

      KMnO4 + NO2 + H2O 

      КМnO4 + NaNO2+ KOH 

      КМnO4 + Na2S+ H2SO4  S +

    6. Закончить уравнения реакций, расставить коэффициенты ионно-электронным методом. Указать окислитель и восстановитель. Вычислить ЭДС реакций, молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя.

      KCrO2 + Br2 + KOH 

      FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4

      Mg + HNO3(очень разб.) 

      KI + K2Cr2O7 + H2SO4

      H2O2 + HClO

      NaI + MnO2 + H2SO4

      K2Cr2O7 + H2S + H2SO4  S +

      Na3[Cr(OH)6] + Br2 + NaOH 

      FeCl3 + KI 

      CrCl3 + H2O2 + NaOH 

      Na2SO3+K2Cr2O7+ H2SO4

      H2SO3 + Cl2 + Н2О 

      H2SO3 + H2S + Н2О 

      KI + KNO2 + H2SO4

    7. Дополнить уравнения окислительно-восстановительных реакций и уравнять их методом полуреакций

      ….= СrCl3 + Cl2 + KCl +7H2O

      ……..= CuSO4 + SO2 + H2O

      …= MnSO4 + I2 + K2SO4 + 8H2O

      KMnO4 + KI +…. = MnO2 + ….

    8. Опрелить массу кислоты, полученной в результате окисления 184 г толуола, 200 г 30 % раствора перманганата калия, если выход реакции составил 80 %.

    9. Какой объем газа, выделившегося при разложении нитрата натрия, необходим для сжигания 89,6 л сероводорода при н.у.

    10. Какой объем газа выделится при взаимодействии меди с 150 мл 0,25 М раствора азотной кислоты? Условия приведены к нормальным.

    11. Определить массу бертолетовой соли, полученной в результате взаимодействия 11,2 л хлора (н.у.) с 200 мл 40 % раствора KOH (ρ = 1,3881 г/мл).

    12. 40 г смеси меди и алюминия обработали концентрированной азотной кислотой. Полученный газ, пропустили через 100 г 30 % раствора гидроксида натрия (ρ = 1,3277 г/мл). Определить массовые доли металлов в исходной смеси.

    1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   14


    написать администратору сайта