Главная страница
Навигация по странице:

  • и Cr 2 O

  • Практикум по общей и неорганической химии рекомендовано учебнометодическим объединением по химическому образованию в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений


    Скачать 2.18 Mb.
    НазваниеПрактикум по общей и неорганической химии рекомендовано учебнометодическим объединением по химическому образованию в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений
    Дата28.12.2022
    Размер2.18 Mb.
    Формат файлаpdf
    Имя файла化学实验报告册.pdf
    ТипПрактикум
    #868035
    страница13 из 20
    1   ...   9   10   11   12   13   14   15   16   ...   20
    2+
    1. Щёлочи NaOH и КОНа также гидроксид аммония NH
    4
    OH образуют с ионами Fe
    2+
    зеленый осадок гидроксида железа (II). Осадок растворим только в кислотах, так как Fe(OH)
    2
    обладает преимущественно основными свойствами. При перемешивании стеклянной палочкой зеленый осадок становится бурым вследствие окисления кислородом воздуха до Ход опыта Несколько микрокристалликов сульфата железа (II) или соли Мора (NH
    4
    )
    2
    Fe(SO
    4
    )
    2
    ·6H
    2
    O растворить в 20 каплях воды и разделить раствор на две примерно равные части, отлив половину во вторую пробирку для проведения следующего опыта. В первую пробирку добавить 2–3 капли раствора щелочи или гидроксида аммония. Образуется нерастворимый гидроксид железа (II) светло-зеленого цвета. Перемешать раствор стеклянной палочкой. Что происходит с осадком В отчете написать уравнения реакций образования гидроксида железа) и его окисления кислородом при участии воды.
    2. Гексацианоферрат (III) калия образует с ионом Fe
    2+
    синий осадок комплексного соединения – «турнбулевой сини
    FeSO
    4
    + K
    3
    [Fe(CN)
    6
    ] = KFe[Fe(CN)
    6
    ]
    ↓ + Эта реакция – наиболее чувствительная на ионы железа (II). Она проводится во второй пробирке с раствором сульфата железа (II) добавлением (по каплям) гексацианоферрата (III) калия. Осадок обычно образуется уже после добавления первой капли этого реактива. б) Обнаружение ионов Fe

    3+
    1. Гексацианоферрат (II) калия образует с ионом Fe
    3+
    темно-синий осадок комплексного соединения – берлинской лазури С + K
    4
    [Fe(CN)
    6
    ] = KFe[Fe(CN)
    6
    ]
    ↓ + 3KCl Ход опыта. Поместить в пробирку одну каплю раствора FeCl
    3
    , разбавить его водой (6–8 капель) и внести 1–2 капли раствора K
    4
    [Fe(CN)
    6
    ]. В отчете описать опыт и объяснить, чем отличается берлинская лазурь от турнбулевой сини. Для правильного ответа на этот вопрос необходимо определить степени окисления атомов железа в обоих соединениях и ознакомиться с соответствующим материалом в учебных пособиях. Роданид аммония NH
    4
    SCN или калия KSCN образует с ионами
    Fe
    3+
    роданид железа Fe(SCN)
    3
    , окрашивающий раствор в кроваво- красный цвет
    Fe
    3+
    + 3SCN

    = Эта реакция наиболее чувствительная на ионы Fe
    3+
    , однако, она не всегда надежна, так как ряд веществ, образующих комплексы с ионом
    Fe
    3+
    , мешают появлению окраски. К таким веществам относятся фториды, фосфорная кислота, соли щавелевой кислоты. Провести опыт, добавляя в разбавленный раствор хлорида железа
    (III) роданид аммония убедиться в появлении кроваво-красной окраски раствора. Написать уравнение реакции в молекулярном виде. Опыт 6. Качественные реакции на катионы висмута
    1. При гидролизе солей висмута (III) образуется белый осадок ок- сосоли. Сначала на первой и второй ступенях гидролиза образуются гидроксосоли:
    BiCl
    3
    + H
    2
    O = Bi(OH)Cl
    2
    + HCl
    Bi(OH)Cl
    2
    + H
    2
    O = Bi(OH)
    2
    Cl + HCl Но хлорид дигидроксовисмута (III) Bi(OH)
    2
    Cl неустойчив, и самопроизвольно разлагается с образованием нерастворимой оксосоли и воды
    Bi(OH)
    2
    Cl = BiOCl
    ↓ + H
    2
    O При обработке осадка кислотой он растворяется, но при повторном разбавлении водой снова образуется оксосоль снова выпадает в осадок. Провести и описать опыт. Уравнения реакций гидролиза написать в молекулярном и ионном виде.
    2. Иодид калия KI взаимодействует с катионами Bi
    3+
    с образованием черного осадка BiI
    3
    , который в избытке KI растворяется с образованием комплексных ионов [BiI
    4
    ]
    - оранжевого цвета
    Bi
    3+
    + 3I
    -
    = BiI
    3
    ↓; BiI
    3
    + I
    -
    = При умеренном разбавлении водой комплекс разлагается и из раствора снова выпадает черный осадок BiI
    3
    , а при сильном разбавлении вместо BiI
    3
    образуется оранжевый осадок оксосоли – йодида оксовис- мута (III):
    [BiI
    4
    ]
    -
    + H
    2
    O = BiOI
    ↓ + 3I
    -
    + Провести опыт, написать молекулярные уравнения реакций.

    132 3. Тетрагидроксостаннаты (II) натрия и калия восстанавливают ион
    Bi
    3+
    до металлического висмута, который образуется в виде осадка черного цвета. Для выполнения реакции к 2 каплям раствора хлорида олова
    (II) прибавляют 8–10 капель 2 н. раствора NaOH или КОН, чтобы первоначально выпавший осадок Sn(OH)
    2
    растворился с образованием тет- рагидроксостанната (II):
    Sn
    2+
    + 2OH
    -
    = Sn(OH)
    2
    ↓ Sn(OH)
    2
    + 2OH
    -
    = К полученному раствору, содержащему избыток щелочи, прибавляют каплю раствора соли висмута (III). При этом образуется черный осадок металлического висмута
    2Bi
    3+
    + 3[Sn(OH)
    4
    ]
    2-
    + 6OH
    -
    = 2Bi
    ↓ + Провести и описать опыт, написать уравнения реакций в молекулярном виде. Опыт 7. Качественные реакции на катионы меди
    1. Щелочи NaOH и КОН образуют с ионами Cu
    2+
    голубой осадок
    Cu(OH)
    2
    , чернеющий при нагревании вследствие превращения в оксид
    Cu
    2+
    + 2OH
    -
    = Cu(OH)
    2
    ↓ Cu(OH)
    2
    = CuO + H
    2
    O
    2. Гексацианоферрат (II) калия в нейтральной или слабокислой среде образует с ионом Cu
    2+
    осадок гексацианоферрата (II) меди красно- бурого цвета
    2Cu
    2+
    + [Fe(CN)
    6
    ]
    4-
    = Cu
    2
    [Fe(CN)
    6
    ]
    ↓ Осадок нерастворим в разбавленных кислотах, но разлагается при действии щелочей
    Cu
    2
    [Fe(CN)
    6
    ] + 4OH
    -
    = 2Cu(OH)
    2
    ↓ + [Fe(CN)
    6
    ]
    4-
    3. Металлический алюминий, цинк и железо восстанавливают ионы
    Cu
    2+
    до металла, выпадающего в осадок в виде красной губчатой массы
    Cu
    2+
    + Zn = Cu
    ↓ + Zn
    2+
    Металл-восстановитель может быть в любом виде, но лучше всего реакция наблюдается при их использовании в виде порошка. Провести все реакции и сравнить их наглядность и чувствительность. Опыт 8. Качественные реакции на хром Хром в растворах может находиться как в виде катионов Cr
    3+
    , таки в виде анионов CrO

    2 4
    и Cr
    2
    O

    2 7
    а) Обнаружение катиона Гидроксид аммония образует с катионами Cr
    3+
    осадок Cr(OH)
    3
    се- ро-фиолетового или серо-зеленого цвета, обладающего амфотерными свойствами. Ход опыта. К 5 каплям раствора сульфата хрома (III) прибавить столько же капель раствора ОН. Полученный осадок разделить в две пробирки. Водной растворить осадок добавлением раствора серной кислоты, а в другой – гидроксида натрия. Схемы реакций
    Cr
    2
    (SO
    4
    )
    3
    + NH
    4
    OH
    → Cr(OH)
    3
    + (NH
    4
    )
    2
    SO
    4
    Cr(OH)
    3
    + H
    2
    SO
    4
    → Cr
    2
    (SO
    4
    )
    3
    + H
    2
    O
    Cr(OH)
    3
    + NaOH
    → Na[Cr(OH)
    4
    ] Пробирку с ярко-зеленым раствором тетрагидроксохромата (III) натрия нагреть на пламени спиртовки при этом комплекс разлагается с выпадением в осадок Cr(OH)
    3
    . В отчете описать опыт и написать все уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. б) Обнаружение ионов CrO


    2 4
    и Cr
    2
    O

    2 7
    1. Образование нерастворимых хроматов. Ионы CrO

    2 4
    образуют с катионами Ва
    2+
    , Рис нерастворимые хроматы
    CrO

    2 4
    + Ва
    2+
    = ВаCrO
    4
    ↓ осадок желтого цвета 4
    + Р = PbCrO
    4
    ↓ осадок желтого цвета 4
    + 2Ag = Ag
    2
    CrO
    4
    ↓ осадок кирпично-красного цвета)
    При проведении реакций раствор необходимо подкислять уксусной кислотой для более полного протекания реакций.
    2. Восстановление хрома (VI) в хром (III). В качестве восстановителей можно использовать сульфит натрия, нитрит натрия, сероводород, этиловый спирт, соли железа (II) и другие восстановление проводить в кислой среде. Аналитическим признаком реакции является изменение окраски раствора растворы хроматов имеют желтую окраску, растворы дихроматов – оранжевую, а растворы солей трехвалентного хрома – зеленую или фиолетовую. При выполнении реакции в раствор K
    2
    Cr
    2
    O
    7
    (5–6 капель, подкисленный серной кислотой (3–4 капли, внести микрошпатель кристаллического сульфита натрия. Описать опыт и привести уравнение реакции.
    Опыт 9. Качественная реакция на сульфат-анионы Самая известная качественная реакция на ионы SO

    2 4
    – это образование сульфата бария, который нерастворим не только вводе, но ив кислотах (этим BaSO
    4
    отличается от солей бария с другими анионами. Провести реакцию между Na
    2
    SO
    4
    и BaCl
    2
    и убедиться в том, что белый осадок BaSO
    4
    не растворяется в серной, соляной и азотной кислотах. Написать уравнение качественной реакции в молекулярном и ионном виде. Опыт 10. Качественная реакция на карбонат-ионы Хлорид бария BaCl
    2
    осаждает ионы СО 3
    в виде белого осадка Ва-
    СО
    3
    , который растворяется в соляной, азотной и уксусной кислотах с выделением углекислого газа. При действии на ВаСО
    3
    серной кислоты он превращается в менее растворимый сульфат бария также с выделением СО
    2
    При выполнении реакции к раствору О добавлять раствор
    BaCl
    2
    , наблюдая образование осадка ВаСО
    3
    . После отстаивания слить с осадка жидкость и подействовать на осадок соляной или азотной кислотой, наблюдая выделение СО. Уравнения реакций привести в молекулярном и ионном виде. Опыт 11. Качественные реакции на сульфид-ионы
    1. Кислоты взаимодействуют с сульфидами с образованием сероводорода Выделение сероводорода обнаруживается по запаху тухлых яиц, а также по почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца (II):
    H
    2
    S + Pb(NO
    3
    )
    2
    = 2HNO
    3
    + черный. Соли кадмия образуют с ионами S
    2- характерный ярко-желтый осадок сульфида кадмия CdS:
    CdSO
    4
    + Na
    2
    S = CdS
    ↓ + Na
    2
    SO
    4 3. Нитрат серебра образует с ионами S
    2- черный осадок Ag
    2
    S. Осадок не растворяется в растворе аммиака, но растворяется при нагревании в разбавленной азотной кислоте
    2AgNO
    3
    + Na
    2
    S = Ag
    2
    S
    ↓ + 2NaNO
    3 3Ag
    2
    S + 14HNO
    3
    = 6AgNO
    3
    + 3H
    2
    SO
    4
    + 8NO
    ↑ + 4H
    2
    O Провести все описанные реакции и оценить их чувствительность.
    Опыт 12. Качественные реакции на галогенид-ионы Ионы Cl

    , Br

    и I

    обнаруживаются с помощью нитрата серебра, концентрированной серной кислоты, действием окислителей и других качественных реакций.
    1. Нитрат серебра образует с галогенид-ионами белый творожистый осадок AgCl, желтоватый осадок AgBr и желтый осадок AgI. Осадок AgCl не растворяется в кислотах, но легко растворяется при действии веществ, способных связывать ион Ag
    +
    в комплексы, например. В случае NH
    4
    OH реакция идет по уравнению Осадок AgBr также нерастворим в кислотах, а в аммиаке он растворяется частично, так как его произведение растворимости (7,7·10
    –13
    ) меньше произведения растворимости AgCl (1,6·10
    –10
    ). Осадок AgI с еще меньшим значением произведения растворимости) не растворяется вино растворяется в тиосульфате натрия
    AgI + 2Na
    2
    S
    2
    O
    3
    = Na
    3
    [Ag(S
    2
    O
    3
    )
    2
    ] + NaI
    2. Концентрированная серная кислота при действии на сухие хлориды выделяет из них газообразный хлороводород
    NaCl + H
    2
    SO
    4
    = NaHSO
    4
    + HCl
    ↑, который обнаруживается по резкому запаху и по покраснению влажной синей лакмусовой бумаге, поднесенной к пробирке. При действии концентрированной H
    2
    SO
    4
    на твердые бромиды выделяется газообразный бромоводород, который частично окисляется серной кислотой до свободного брома, что заметно по буроватой окраске выделяющихся паров. Уравнения реакций
    NaBr + H
    2
    SO
    4
    = NaHSO
    4
    + HBr

    2HBr + H
    2
    SO
    4
    = Br
    2
    ↑ + SO
    2
    ↑ + 2H
    2
    O Концентрированная серная кислота окисляет сухие йодиды до свободного йода и восстанавливается при этом до сероводорода
    8KI + 5H
    2
    SO
    4
    = 4I
    2
    + 4K
    2
    SO
    4
    + H
    2
    S
    ↑ + 4H
    2
    O Образующийся йод окрашивает раствор в бурый цвета сероводород обнаруживается по запаху тухлых яиц, а также по почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца (II).

    136 3. Действие окислителей. Потенциал
    ϕ° хлорид-ионов при их окислении до свободного хлора (С – 2e = Cl
    2
    ) равен 1,36 В. Поэтому для окисления этих ионов используются окислители с более высоким потенциалом и др. Все окислители, способные окислять хлорид-ионы, легко окисляют бромид- и йодид-ионы, потенциалы которых ниже, чему хлорид-ионов. При проведении реакций (под тягой) действовать перманганатом калия на подкисленные растворы NaCl, NaBr и KI. Уравнения реакций
    10NaCl + 2KMnO
    4
    + 8H
    2
    SO
    4
    = 5Cl
    2
    ↑ + 2MnSO
    4
    + 5Na
    2
    SO
    4
    + K
    2
    SO
    4
    + 8H
    2
    O
    10NaBr + 2KMnO
    4
    + 8H
    2
    SO
    4
    = 5Br
    2
    ↑ + 2MnSO
    4
    + 5Na
    2
    SO
    4
    + K
    2
    SO
    4
    + 8H
    2
    O
    10KI + 2KMnO
    4
    + 7H
    2
    SO
    4
    = 5I
    2
    ↑ + 2MnSO
    4
    + 7K
    2
    SO
    4
    + 7H
    2
    O Выделение хлора впервой реакции обнаруживается по желто- зеленому цвету этого газа, запаху и посинению йодкрахмальной бумаги, поднесенной к отверстию пробирки. Примечание Йодкрахмальной называется бумага, смоченная растворами крахмала и KI. При взаимодействии KI с хлором образуется свободный йод, дающий с крахмалом синее окрашивание. Образование брома во второй реакции обнаруживается потому, что раствор в пробирке буреет. Если в пробирку внести несколько капель органического растворителя (CCl
    4
    , CS
    2
    , толуол и т.д.) и взболтать, то бром экстрагируется в органический растворитель и окрашивает его в характерный для брома красновато-бурый цвет. Образование йода в третьей пробирке обнаруживается по окрашиванию раствора в бурый цвет. Органические растворители, добавленные в пробирку, окрашиваются йодом в красивый фиолетовый цвет. Провести реакции и оценить их селективность и чувствительность. Контролирующие задания
    1. Какие реакции называются характерными
    2. Напишите уравнения диссоциации следующих веществ дихромат натрия, нитрат свинца (II), гексацианоферрата (III) калия.
    3. Заполните таблицу Катион Качественные реактивы
    Fe
    3+
    Ag
    +
    Pb
    2+
    Ba
    2+

    137 4. В подземных водах Западной Сибири возможно присутствие растворимых соединений железа (II). Приведите качественные реакции обнаружения катиона этого металла.
    5. Предложите способ идентификации солей хлорид натрия, хлорид меди (II) и хлорид алюминия.
    6. Серная кислота используется в качественном анализе. Какие катионы и анионы можно обнаружить с помощью серной кислоты Работа 22. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ Жесткость воды обусловлена содержанием в ней растворимых солей кальция, магния, железа нитратов, хлоридов, гидрокарбонатов и др. Различают жесткость временную и постоянную. Временная жесткость обусловлена содержанием гидрокарбонатов Ca(HCO
    3
    )
    2
    , Mg(HCO
    3
    )
    2
    ,
    Fe(HCO
    3
    )
    2
    , постоянная – содержанием хлоридов, нитратов, сульфатов этих металлов CaCl
    2
    , MgCl
    2
    , Ca(NO
    3
    )
    2
    и др. Сумма постоянной и временной жесткости составляет общую жесткость
    Ж
    общ.
    = Ж
    пост.
    + Ж
    врем. Жесткость воды оценивается числом миллимоль-эквивалентов ионов и Mg
    2+
    , содержащихся водном литре воды. Единица жесткости
    – ммоль/л. Для определения численного значения одного ммоль ионов кальция и магния используются соотношения эк) =
    2 08
    ,
    40
    B
    )
    Ca
    (
    Ar
    =
    = 20,04 г/моль эк) =
    2 31
    ,
    24
    B
    )
    Mg
    (
    Ar
    =
    = 12,15 г/моль, где В – стехиометрическая валентность кальция и магния, равная двум. Из этих соотношений следует, что один миллимоль Ca
    2+
    приблизительно равен 20 мг ионов кальция, а один миллимоль Mg
    2+
    – 12 мг ионов магния. Классификация воды по степени жесткости приведена в табл. 11. Таблица Характеристика жесткости воды Число ммоль/л ионов Mg
    2+
    и Характеристика жесткости воды
    < 4 Мягкая
    4
    ÷ 8
    Умеренно-жесткая
    8
    ÷ 12 Жесткая
    > 12 Очень жесткая
    Жесткая вода непригодна для многих технических целей, поэтому снижение жесткости (умягчение воды) является важной задачей. Эта задача решается в технике тремя способами физическим, химическими физико-химическим. Сущность этих методов заключается в удалении из воды катионов металлов. Физический способ основан на термическом разложении солей
    Ca(HCO
    3
    )
    2
    = CaCO
    3
    ↓ + CO
    2
     + H
    2
    O
    Mg(HCO
    3
    )
    2
    = MgCO
    3
    ↓ + CO
    2
     + H
    2
    O
    Fe(HCO
    3
    )
    2
    = FeCO
    3
    ↓ + CO
    2
     + H
    2
    O Таким образом, после выпадения осадков содержание ионов Ca
    2+
    ,
    Mg
    2+
    , Fe
    2+
    вводе уменьшается. Этот способ пригоден лишь для устранения временной жесткости воды, так как сульфаты, нитраты и хлориды этих металлов при нагревании и кипячении воды остаются в растворе. В промышленных масштабах этот метод применяется в тех случаях, когда вода должна подогреваться, согласно технологии, в других аппаратах. Химический способ основан на удалении из воды ионов кальция, магния, железа за счет перевода их в малорастворимые соединения карбонаты, гидроксиды, тетрабораты и др. Для этого к жесткой воде добавляют реагенты – осадители. Обычно добавляют гашеную известь. В результате электролитической диссоциации извести
    Ca(OH)
    2
    = Ca
    2+
    + 2OH
    – возрастает рН воды, что в соответствии с принципом Ле Шателье приводит к смещению равновесия реакций
    OH

    + H
    2
    CO
    3
    = HCO
    3

    + H
    2
    O
    OH

    + HCO
    3

    = CO
    3 2–
    + H
    2
    O в сторону образования карбонат-ионов, в результате чего достигается произведение растворимости карбоната кальция ион выпадает в осадок
    Ca
    2+
    + CO
    3 2–
    = CaCO
    3
    ↓; ПР) = Кроме того, при увеличении концентрации гидроксид-ионов достигается произведение растворимости гидроксида магния, ион также выпадает в осадок
    Mg
    2+
    + 2OH
    -
    = Mg(OH)
    2
    ↓ ПР) = Реакции, протекающие при введении извести, можно записать уравнениями в молекулярном виде
    Ca(HCO
    3
    )
    2
    + Ca(OH)
    2
    = 2CaCO
    3
    ↓ + 2H
    2
    O
    Mg(HCO
    3
    )
    2
    + 2Ca(OH)
    2
    = Mg(OH)
    2
    ↓ + 2CaCO
    3
    ↓ + 2H
    2
    O
    Метод известкования непригоден для снижения постоянной жесткости. Для этих целей необходимо вводить растворимую соль, содержащую карбонат-ионы. Обычно вводу добавляют карбонат натрия, который при диссоциации дает ионы CO
    3 2-
    , связывающие катионы кальция (магния
    Na
    2
    CO
    3
    = 2Na
    +
    + CO
    3 2–
    ; Ca
    2+
    + СОВ молекулярном виде этот способ можно записать уравнением
    CaSO
    4
    + Na
    2
    CO
    3
    = CaCO
    3
    ↓ + Почему для устранения постоянной жесткости не проводят осаждения сульфатов Сравнение значений произведения растворимости сульфата кальция (6·10
    –6
    ) и карбоната кальция (5·10
    –9
    ) показывает, что связывание ионов кальция в виде CaCO
    3
    является более прочным. Учитывая, что ортофосфаты еще менее растворимы, чем карбонаты, более полного устранения жесткости можно достичь с помощью реагента-осадителя ортофосфата натрия
    3CaSO
    4
    + 2Na
    3
    PO
    4
    → Ca
    3
    (PO
    4
    )
    2
    ↓ + 3Na
    2
    SO
    4
    ; ПР = Химические методы связаны с расходом реагентов, поэтому в последние годы широкое распространение получил физико-химический метод – метод ионного обмена.
    1   ...   9   10   11   12   13   14   15   16   ...   20


    написать администратору сайта