Лабораторный практикум по химии. Практикум по общей и неорганической химии
 Скачать 2.2 Mb.
|
|
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 ]. 130 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. 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 131 вместо BiI 3 образуется оранжевый осадок оксосоли – йодида оксовис- мута (III): [BiI 4 ] - + H 2 O = BiOI ↓ + 3I - + Провести опыт, написать молекулярные уравнения реакций. 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. 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. 132 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 и Cr − 2 4 2 O . − 2 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 и Cr − 2 4 2 O − 2 7 1. Образование нерастворимых хроматов. Ионы CrO образуют с катионами Ва − 2 4 2+ , Рис нерастворимые хроматы CrO + Ва − 2 4 2+ = ВаCrO 4 ↓ осадок желтого цвета + Р 4 2+ = PbCrO 4 ↓ осадок желтого цвета + 2Ag = Ag − 2 4 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 133 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 – это образование сульфата бария, который нерастворим не только вводе, но ив кислотах (этим BaSO − 2 4 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 в виде белого осадка Ва- СО − 2 3 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 4 134 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 135 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). 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. 136 3. Заполните таблицу Катион Качественные реактивы Fe 3+ Ag + Pb 2+ Ba 2+ 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 11 137 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) = 5·10 –9 138 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. |