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.
|
|
. Получение и свойства водорода Водород входит в состав кислот, оснований, кислых и основных солей и наиболее распространенного на Земле вещества – воды. Он применяется как восстановитель при получении металлов и во многих органических синтезах. В недалеком будущем водород будет использоваться как горючее вместо бензина, керосина, мазута, газа и угля, так как при его горении не образуется вредных примесей. Водород в промышленности получают конверсией метана, электролизом воды, а в лабораториях из кислот при их взаимодействии с металлами. В пробирку поместить 2–3 гранулы цинка и прилить соляной кислоты до 1 / 3 объема пробирки. Выделяющийся водород в течение 3–4 мин собирать в перевернутую вверх дном более широкую пробирку. Не переворачивая пробирку, поднести к ней горящую спичку. Водород загорается с легким звуком па. В отчете написать уравнение реакции цинка с соляной кислотой, указать окислитель и восстановитель, составить электронные схемы окисления и восстановления. Объяснить, почему выделяющийся водород необходимо собирать, держа пробирку отверстием вниз. Указать, какие металлы, кроме цинка, можно использовать для получения водорода из соляной кислоты. Опыт 2. Получение и свойства кислорода Кислород – самый распространенный на Земле химический элемент около половины (47 % по массе) вещества земной коры приходится на кислород. Без кислорода невозможна жизнь, так как он поддерживает дыхание человека и животных. Сего помощью сжигают топливо, получая тепло и электроэнергию. Кислород содержится в воздухе ив химических соединениях – воде, оксидах, гидроксидах, солях, органических веществах. Для промышленных целей кислород получают ректификацией жидкого воздуха, а в лабораториях – из веществ, которые при нагревании разлагаются сего выделением (KMnO 4 , KClO 3 , BaO 2 ). Всухую пробирку поместить два микрошпателя хлората калия KClO 3 (бертолетова соль, опустить вне тлеющую лучинку. Пробирку нагреть на спиртовке. Через некоторое время от начала нагревания тлеющая лучинка вспыхивает. Повторить опыт со смесью бертолетовой соли и оксида марганца (IV), смешанных в соотношении приблизительно по объему порошков. В отчете записать уравнение разложения KClO 3 и объяснить, почему вспыхивает тлеющая лучинка. Объяснить, почему во втором опыте время от начала нагревания пробирки до вспыхивания лучинки меньше, чем в первом. Какую роль во втором опыте играет оксид марганца (IV)? Опыт 3. Получение и свойства хлора Самая мрачная страница в истории хлора – применение его впервой мировой войне в качестве боевого отравляющего вещества. Это произошло на одном из западных участков фронта, где англо– французские войска вели сражение с германской армией. Утром 22 апреля года германское командование провело первую в истории войн газовую атаку, выпустив около 180 т хлора. Облако тяжелого ядовитого желто-зеленого газа поразило более 15 тысяч человек, причем около пяти тысяч – насмерть. Это напоминает, как опасен хлор, поэтому все опыты с ним необходимо проводить только в вытяжном шкафу. Хлор применяется для отбеливания бумаги и тканей, для получения соляной кислоты и хлорорганических соединений, среди которых наиболее известен поливинилхлорид (ПВХ, используемый для изоляции электрических проводов и изготовления деталей радиоаппаратуры. 1. Получение хлора.В сухую пробирку внести два микрошпателя перманганата калия и 20 капель концентрированной соляной кислоты. Наблюдать протекание реакции HCl + KMnO 4 → MnCl 2 + Cl 2 ↑ + KCl + H 2 O В уравнении реакции указать окислитель и восстановитель, написать электронные схемы окисления и восстановления, определить и расставить стехиометрические коэффициенты. 2. Отбеливающие свойства хлора. Три пробирки заполнить на 1 / 3 объема хлорной водой. В одну поместить лоскутки цветной материи, в другую – окрашенную бумагу, в третью прилить любого органического красителя. Через некоторое время всё, что было окрашено, обесцвечивается. Отбеливающие свойства хлора объясняются протеканием двух последовательных реакций 1) Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO хлорноватистая кислота) HClO = HCl + O атомарный кислород) Атомарный кислород – сильнейший окислитель. Он окисляет органические красители и тем самым отбеливает материалы. Этими же реакциями объясняется применение хлора для дезинфекции помещений и для обеззараживания водопроводной воды. В отчете показать, у каких элементов изменяется степень окисления в реакциях 1 и 2. К каким типам относятся эти окислительно-восстановительные реакции Опыт 4. Получение металлов Каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, расположенные в электрохимическом ряду активности металлов (ряд напряжений металлов) правее его. Это свойство используется для получения многих металлов. Приготовить три пробирки. В первую пробирку внести 20 капель раствора сульфата меди (II), во вторую – столько же раствора сульфата кадмия, в третью – нитрата свинца (II). В каждую пробирку опустить по одной грануле цинка. Наблюдать протекание реакций с выделением меди, кадмия и свинца на поверхности цинка. В отчете записать уравнения реакций, указать в каждой окислитель и восстановитель, составить электронные схемы окисления и восстановления. Опыт 5. Получение и свойства оксидов 1. Получение оксида магния. Серебристо-белый легкий металл магний при 500 С вспыхивает и быстро сгорает ослепительно ярким пламенем. Горение сопровождается излучением света и выделением большого количества тепла. На сильном выделении света при горении магния основано его применение для изготовления осветительных ракет ив фотографии (магниевая вспышка. Образующийся оксид MgO (жженая магнезия) применяется в медицине как средство от изжоги, как сорбент и катализатор, он входит в состав огнеупорных изделий. Взять щипцами небольшой кусочек стружки магния и поджечь его пламенем спиртовки. Горящий магний держать над фарфоровой чашкой. В чашку с образовавшимся оксидом магния добавить несколько миллилитров воды, размешать стеклянной палочкой и определить среду раствора индикатором фенолфталеином или универсальной индикаторной бумагой. В отчете описать опыт, составить уравнения реакций горения магния и взаимодействия оксида магния с водой, объяснить среду раствора и сделать вывод о химической природе оксида магния. 2. Получение оксида хрома (III) разложением соли. Темно-зеленый оксид хрома Cr 2 O 3 получают разложением гидроксида хрома (III) или хромосодержащих солей. Он применяется в качестве пигмента, катализатора, полирующего материала, вводится в стёкла для их окраски. В фарфоровую чашку поместить небольшой горкой кристаллический дихромат аммония и ввести в центр горки горящую спичку. Наблюдать разложение соли, которое вначале идет медленно, а затем убыстряется. Схема реакции (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 → T Cr 2 O 3 + N 2 ↑ + 4H 2 O ↑ Описать опыт и указать, какое природное явление он напоминает в уменьшенном масштабе. Переписать схему реакции, составить к ней электронные схемы окисления и восстановления, определить стехиометрические коэффициенты перед веществами и тип реакции. 3. Получение СО в аппарате Киппа. Оксид углерода (IV) – углекислый газ – содержится в небольшом количестве в атмосфере (0,03 %) ив растворенном виде в некоторых минеральных источниках. В технике его получают прокаливанием известняка по реакции CaCO 3 → T CaO + CO 2 ↑, а в лабораториях – разложением мрамора соляной кислотой в аппарате Киппа по уравнению CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ↑ Главным потребителем углекислого газа является пищевая промышленность производство сахара, пива, газированной воды. Он применяется также в качестве хладоагента (сухой лед, для тушения пожаров ив качестве нагнетающего газа для перекачки легковоспламеняющихся жидкостей. В химической промышленности диоксид углерода используется при получении кальцинированной соды – карбоната натрия В течение примерно трех минут большую пробирку наполнять углекислым газом из аппарата Киппа, затем внести вне капель раствора NaOH, тотчас закрыть пробирку смоченным водой большим пальцем и встряхнуть, после чего пробирка свободно повисает на пальце. Углекислый газ взаимодействует со щелочью, в результате чего в пробирке образуется вакуум, и внешнее давление прочно прижимает ее к пальцу. Эту реакцию применяют в промышленности для удаления СО из газовых смесей. Углекислый газ тяжелее воздуха, поэтому его можно переливать, как воду. В течение примерно трех минут заполнять углекислым газом химический стакан емкостью 100 мл. Затем перелить газ во второй стакан и опустить в него горящую лучинку. Пламя гаснет, так как углекислый газ не поддерживает горения. В отчете нарисовать аппарат Киппа (рис. 1) и описать принцип его действия. Написать уравнение реакции получения углекислого газа и его взаимодействия с NaOH. Сделать вывод о химической природе этого оксида. 4. Изучение свойств оксида цинка. Оксид цинка имеется в каждом помещении, где окна и двери окрашены белой краской. Эта краска цинковые белила) является самой распространенной из всех белил. Оксид цинка применяется также при изготовлении белой резины, в косметике ив медицине. В две пробирки поместить по одному микрошпателю порошкообразного оксида цинка. В первую пробирку добавить 15–20 капель одно- молярной серной кислоты, а в другую – столько же го раствора гидроксида натрия. Для ускорения реакций подогреть пробирки на спиртовке. Записать уравнения реакций и сделать вывод о химической природе оксида цинка. Опыт 6. Получение и исследование свойств щелочей Гидроксиды-основания подразделяются на растворимые и нерастворимые. Растворимые основания – это гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Они называются щелочами. Самое распространенное среди щелочей вещество – гидроксид натрия (едкий натр. По масштабам производства и применения он занимает среди неорганических веществ третье место после серной кислоты и карбоната натрия. В промышленности его получают электролизом раствора хлорида натрия, а в лабораторных условиях – взаимодействием натрия с водой. Эта реакция протекает бурно с разбрызгиванием получаемой щелочи, поэтому при проведении опыта необходимо соблюдать осторожность. 18 1. Получение гидроксида натрия В фарфоровую чашку или кристаллизатор налить до половины дистиллированной воды. Из банки, в которой находится натрий подслоем керосина, пинцетом извлечь натрий, осушить фильтровальной бумагой от керосина, отрезать ножом кусочек (не более половины горошины) и опустить вводу. После окончания реакции определить с помощью индикатора среду полученного раствора. В отчете описать опыт и объяснить наблюдаемые эффекты (шипение, «бегание» кусочка по поверхности, разбрызгивание и т.д.). Написать уравнение реакции получения NaOH. Объяснить, почему щелочные металлы хранят подслоем керосина. Составить список всех щелочей их должно быть десять. 2. Взаимодействие щелочи с кислотой. В результате реакций щелочей с кислотами среда раствора становится нейтральной, поэтому эти реакции называются реакциями нейтрализации. Независимо от состава взаимодействующих щелочей и кислот, все реакции нейтрализации выражаются одними тем же ионным уравнением H + + OH - = H 2 O Реакции нейтрализации фиксируются по изменению окраски индикаторов. Заполнить пробирку десятью каплями раствора гидроксида натрия и добавить одну каплю индикатора фенолфталеина. Затем прибавлять по каплям соляную кислоту до изменения окраски раствора. Опыт повторить несколько раз, заменив фенолфталеин сначала на метилоранжа затем на другие имеющиеся индикаторы. В отчете написать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде, начертить и заполнить таблицу окраски индикаторов в различных средах. Название Цвет индикатора в различных средах индикатора в кислой в нейтральной в щелочной Опыт 7. Получение и исследование свойств малорастворимых оснований Большинство металлов, кроме щелочных и щелочноземельных, образуют малорастворимые вводе основания. Они применяются как сорбенты, катализаторы, красители и как исходные вещества при получении солей, оксидов и других соединений. Из имеющихся реактивов получить малорастворимые основания гидроксид меди (II), гидроксид никеля (II) и гидроксид железа (III). Написать уравнения реакций, указать цвет осадков. Пробирку с гидроксидом меди (II) подогреть на спиртовке до изменения цвета осадка (потемнения. Написать уравнение реакции разложения при нагревании. Из остальных трех пробирок осторожно слить жидкость и к оставшимся осадкам добавлять по каплям соляную кислоту, наблюдать исчезновение осадков. Написать уравнения протекающих реакций. Опыт 8. Получение и исследование свойств амфотерных оснований Амфотерность – интересное явление, характерное для многих гидроксидов. Оно означает их способность проявлять свойства как оснований, таки кислот, и проявляется тем сильнее, чем меньше радиус металла и выше его степень окисления (валентность. Поэтому среди гидроксидов одновалентных металлов амфотерные отсутствуют, среди двухвалентных их только пять (Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Ge(OH) 2 , Sn(OH) 2 и Pb(OH) 2 ), среди трехвалентных – большинство (Al(OH) 3 , Fe(OH) 3 , Сидра гидроксиды четырехвалентных металлов все являются сильно амфотерными. Гидроксиды металлов в более высоких степенях окисления уже являются кислотами (H 2 CrO 4 , HMnO 4 , HVO 3 ). Получить в пробирке гидроксид цинка, добавляя к раствору его соли раствор разбавленного гидроксида натрия (осторожно, по каплям. Половину полученного осадка перенести в другую пробирку. На оставшийся впервой пробирке осадок подействовать соляной кислотой, на содержимое второй пробирки – тем же раствором NaOH. В отчете описать опыт и наблюдения. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций а) получения гидроксида цинка б) его взаимодействия св) его взаимодействия с раствором NaOH. Написать схемы электролитической диссоциации Zn(OH) 2 по типу основания и кислоты. Провести и описать такой же опыт по получению и исследованию свойств гидроксида алюминия, ответить нате же вопросы. Опыт 9. Получение и исследование свойств кислот 1. Получение соляной кислоты из её соли. Промышленный способ получения соляной кислоты – синтез из хлора и водорода. Эта реакция является классическим примером цепной реакции, на свету она может принимать взрывной характер, поэтому в учебных лабораториях её не проводят. В отдельных случаях применяется старый способ получения соляной кислоты – взаимодействием хлорида натрия c серной кислотой. Всухую пробирку поместить один микрошпатель хлорида натрия и несколько (8–10) капель концентрированной серной кислоты (опыт проводить в вытяжном шкафу. Наблюдать выделение бесцветного газа. Поднести к пробирке смоченную дистиллированной водой синюю лакмусовую бумагу и наблюдать изменение её окраски. В отчете описать опыт и наблюдения, записать уравнение реакции, объяснить изменение окраски индикатора. 2. Взаимодействие соляной кислоты с металлами. В четыре пробирки налить по 10 капель разбавленной соляной кислоты. В первую опустить кусочек магния, во вторую – железа, в третью – цинка, в четвертую меди. В отчете записать уравнения протекающих реакций. Объяснить, почему в четвертой пробирке реакция не идет. 3. Взаимодействие азотной кислоты с оксидами. В три пробирки поместить по одному микрошпателю оксидов цинка, меди и хрома. В каждую пробирку внести по 10 капель азотной кислоты, наблюдать протекание реакций. В отчете записать уравнения реакций. 4. Взаимодействие серной кислоты с солями. В три пробирки поместить по 10 капель растворов хлорида бария, нитрата свинца (II) и карбоната натрия. В каждую пробирку добавить по 5–6 капель серной кислоты. Наблюдать образование осадков в первых двух пробирках и выделение газа в третьей. Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. В общем выводе копыту сформулировать отношение кислот к металлам, оксидам, основаниями солям. Опыт 10. Получение солей и их свойства 1. Получение солей свинца и серебра К пяти каплям раствора Pb(NO 3 ) 2 прибавить 5 капель раствора любого хлорида, например KCl. Наблюдать выпадение осадка PbCl 2 . Самостоятельно подобрать реактивы и получить сульфат свинца PbSO 4 и йодид свинца PbI 2 . Описать опыты, записать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Подобрать необходимые реактивы и получить галогениды серебра хлорид, бромид и йодид. Обратить внимание на различную окраску полученных солей (что используется в качественном анализе. Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. 2. Взаимодействие солей со щелочами В трех пробирках провести реакции растворов солей никеля (NiSO 4 ), железа (FeCl 3 ) и меди (CuSO 4 ) с гидроксидом натрия (NaOH). Описать опыт, записать уравнения реакций. 3. Взаимодействие солей с солями. В трех пробирках смешать растворы солей впервой и Na 2 CO 3 , во второй Pb(NO 3 ) 2 ив третьей KNO 3 и NaCl. Написать уравнения реакций впервой и второй пробирках. Объяснить, почему в третьей пробирке реакция не идет. 21 4. Взаимодействие солей с кислотами. Соли взаимодействуют с кислотами в том случае, если образующаяся новая соль или кислота выпадает в осадок. Реакции солей с кислотами с образованием новых нерастворимых солей были проведены в опыте 9.4. В этом опыте следует получить одну из немногих малорастворимых кислот. Для этого налить в пробирку 4–6 капель раствора силиката натрия и добавить по каплям разбавленную соляную кислоту. Наблюдать образование гелеобразного осадка метакремниевой кислоты. В отчете описать внешние признаки геля кремниевой кислоты, написать уравнение реакции. 5. Окислительные свойства солей (опыт огонь – художник»). Нитраты щелочных металлов при нагревании выделяют кислород, поэтому используются как окислители в составе спичек, зажигательных смесей, пороха, ракетного горючего. Концентрированным раствором KNO 3 сделать рисунок на фильтровальной бумаге в виде спирали (линия должна быть непрерывной, без пересечений. Конец линии отметить карандашом. Подождать высыхания и исчезновения рисунка, после чего прикоснуться тлеющей спичкой к метке. Огонь продвигается по рисунку, проявляя его. Описать и объяснить опыт. В общем выводе копыту перечислить способы получения солей и их важнейшие химические свойства. Контролирующие задания 1. Какие вещества называются простыми, по каким свойствам они подразделяются на металлы и неметаллы 2. Среди оксидов (CaO, SnO, NO, SO 3 ) найти амфотерный и показать его амфотерность уравнениями реакций. 3. Распределите предложенные соединения (Na 2 SO 3 , Ва(ОН) 2 , НАlО 2 , SbOCl, KAl(SO 4 ) 2 , AlOH(NO 3 ) 2 , KHSO 4 , K 2 S) по классам кислоты, основания, соли. Приведите названия всех веществ. 4. Из каких кислот (HCl, H 2 SO 4 (разб.) , конц, HNO 3 (разб.) , HNO 3 (конц.) , Н 3 РО 4 ) можно получить водород при их взаимодействии с цинком 5. Напишите продукты возможных реакций Ag + CuSO 4 = Mg + ZnSO 4 = Cu + MgSO 4 = Zn + CuSO 4 = Ag + ZnSO 4 = Ag + MgSO 4 = 6. Определите массовую долю примесей в 100 г известняка (СаСО 3 ), если при его термическом разложении выделилось 20 л СО 7. Чем отличается протекание реакций между гидроксидами алюминия и натрия в растворе и расплаве Напишите уравнения реакций. |