Лабораторный практикум по химии. Практикум по общей и неорганической химии

• Название: Практикум по общей и неорганической химии
• Дата: 25.02.2023
• Размер: 2.2 Mb.
• Имя файла: Лабораторный практикум по химии.pdf
• Тип: Практикум; #954944
• страница: 17 из 20

Гидролиз солей алюминия
170

1. Гидролиз сульфата алюминия Универсальной индикаторной бумагой определить рН раствора сульфата алюминия. В отчете написать уравнения ступенчатого гидролиза сульфата алюминия в молекулярном и ионном виде. Почему гидролиз этой соли не идет до конца
2. Совместный гидролиз сульфата алюминия и карбоната натрия В пробирку внести 3–4 капли раствора сульфата алюминия и добавить столько же раствора карбоната натрия. Отметить выпадение осадка и выделение газа. В отчете написать уравнение совместного гидролиза двух солей. Почему в этом случае гидролиз идет до конца Контролирующие задания
1. Кислотные свойства ортоборной кислоты объясняются необычной реакцией, которая протекает при растворении этой кислоты вводе напишите уравнение этой реакции.
2. Почему ортоборная кислота является одноосновной кислотой, почему формулу этой кислоты часто записывают в виде основания
3. По названиям напишите формулы следующих соединений бора оксид бора, боран, диборан, борид магния, метаборная кислота, тетраборат натрия, бура, метаборат серебра, метаборат гидроксомеди (II).
4. Как получают алюминий в промышленности Какова роль криолита в этом процессе
5. Напишите уравнения реакций алюминия с соляной кислотой, разбавленной серной кислотой, с раствором и расплавом гидроксида натрия. Напишите реакцию горения алюминия в атмосфере углекислого газа.
6. Напишите уравнения гидролиза сульфата алюминия, сульфида алюминия и совместного гидролиза сульфата алюминия и карбоната натрия. Работа 6. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ К элементам, в атомах которых валентные электроны находятся на подуровнях, относятся два неметалла (H, He), элементы главной подгруппы первой группы (щелочные металлы) и элементы главной подгруппы второй группы периодической системы Д.И. Менделеева. В данной работе изучаются свойства наиболее распространенных s- элементов – металлов и их соединений. Щелочные металлы чрезвычайно активны в химических реакциях, поэтому опыты сих применением опасны ив учебных лабораториях не проводятся. Среди соединений щелочных металлов наибольшее практическое значение имеют NaCl, NaOH, Na
2
CO
3
, NaHCO
3
. Эти вещества использовались во многих предыдущих работах, однако некоторые опыты полезно повторить получение хлора из NaCl, гидролиз Na
2
CO
3
и другие. Среди элементов второй группы особое положение занимает бериллий, гидроксид которого нерастворим и является амфотерным соединением, а растворимые соли гидролизуются по катиону. По-своему интересен магний этот металл не взаимодействует с водой при обычных условиях, так как образующийся на его поверхности слой гидроксида нерастворим и обладает защитными свойствами. Но при нагревании растворяется, поэтому реакция магния с горячей водой идет без кинетических затруднений. Гидроксид магния, как и гидроксид бериллия, – слабое основание, нов отличие от Be(OH)
2
, он не амфотерен. Кальций, стронций, барий – активные щелочноземельные металлы. Они взаимодействуют с водой, образующиеся при этом гидроксиды растворимы вводе и являются щелочами. Но многие соли щелочноземельных металлов, в отличие от солей щелочных металлов, нерастворимы вводе. Опыты по изучению растворимости карбонатов, сульфатов и хроматов кальция, стронция и бария имеют практическое значение. Соединения щелочных и щелочноземельных металлов окрашивают пламя горящего спирта в различные цвета, что используется в фотометрических методах анализа. Этот опыт проводится последним для всей студенческой группы преподавателем. Экспериментальная часть Целью работы является изучение свойств важнейших соединений щелочных металлов и элементов второй группы. Опыт 1.
Получение хлора из хлорида натрия Поместить в три пробирки по одному микрошпателю смесей хлорида натрия с различными окислителями NaCl + KMnO
4
(первая пробирка (вторая пробирка) и NaCl + PbO
2
(третья пробирка. Добавляя в каждую пробирку по 1–2 капли концентрированной серной кислоты (опыт проводить в вытяжном шкафу, наблюдать выделение хлора. Какую окраску имеет этот газ В отчете написать уравнения реакций и объяснить, почему реакции не идут между твердыми веществами в этих смесях и почему они не идут при добавлении (вместо серной кислоты) воды Опыт 2. Гидролиз карбонатов и гидрокарбонатов
172

щелочных металлов С помощью универсальной индикаторной бумаги определить среду и водородный показатель растворов Na
2
CO
3
, NaHCO
3
и В отчете привести значения рН, написать уравнения гидролиза и ответить наследующие вопросы а) почему водородный показатель растворов и K
2
CO
3
выше семи и практически одинаков б) почему среда раствора гидрокарбоната близка к нейтральной Опыт 3. Гидроксид бериллия
и его свойства Поместить в пробирку 5–6 капель раствора соли бериллия и добавить (по каплям) раствор щелочи до образования осадка гидроксида бериллия. Осадок разделить на две части на одну часть осадка подействовать соляной кислотой, на другую – избытком щелочи. В отчете описать опыт и привести уравнения реакций получения
Be(OH)
2
и его взаимодействия с кислотой и щёлочью. Сделать вывод о свойствах гидроксида бериллия. Написать схемы его диссоциации по основному и кислотному типу. Привести название комплексного соединения, образующегося при взаимодействии Be(OH)
2
с избытком щелочи. Объяснить, почему бериллий образует комплексные соединения и почему его координационное число равно четырем. Опыт 4. Гидролиз солей бериллия С помощью универсальной индикаторной бумаги определить водородный показатель раствора хлорида (или нитрата) бериллия. В отчете привести значение рН и написать уравнение гидролиза в молекулярном и ионном виде. Опыт 5. Взаимодействие магния с водой Взять кусочек магниевой ленты и очистить её поверхность от оксида наждачной бумагой. В пробирку внести 6–7 капель дистиллированной воды и опустить вне очищенный магний. Отметить отсутствие реакции при комнатной температуре. Нагреть пробирку на спиртовке. Что наблюдается Прибавить к полученному раствору одну каплю фенолфталеина. Образование каких ионов в растворе приводит к появлению окраски фенолфталеина В отчете описать опыт, ответить на вопросы и написать уравнение взаимодействия магния с водой при нагревании. Опыт 6. Взаимодействие магния с кислотами
173

В четыре пробирки опустить по кусочку магниевой стружки. Вод- ну пробирку внести 5–6 капель 2 н. соляной кислоты, в другую такое же количество капель 2 н. серной кислоты, в третью концентрированной серной кислоты, в четвертую – 2 н. азотной кислоты (опыты сконцентрированной серной и азотной кислотами проводятся в вытяжном шкафу. По окраске и запаху определить выделяющиеся из пробирок газы. В отчете описать опыт и написать уравнения реакций. Опыт 7. Получение оксида магния и взаимодействие его с водой Взять щипцами кусочек магниевой стружки и поджечь его в пламени спиртовки. Как только магний загорится, вынуть его из пламени и держать над тиглем. Образовавшийся оксид магния сбросить в тигель, прибавить туда же несколько капель дистиллированной воды, размешать всё стеклянной палочкой и перелить содержимое тигля в пробирку. Почему жидкость мутная Доказать образование в растворе
Mg(OH)
2
, добавив одну каплю фенолфталеина. В отчете описать опыт. Написать уравнения реакций образования
MgO и его превращения в Mg(OH)
2
. Объяснить, почему при обработке оксида магния водой получается мутный раствор. Опыт 8. Получение гидроксида магния и взаимодействие его с кислотой и солями аммония В двух пробирках получить гидроксид магния действием раствора щелочи на раствор соли магния. В одну пробирку прибавить по каплям
2 н. соляную кислоту до полного растворения осадка. В другую пробирку внести по каплям 2 н. раствор хлорида аммония также до полного растворения осадка. В отчете описать опыт. Написать уравнения реакций получения
Mg(OH)
2
и его взаимодействия си. Объяснить, почему гидроксид магния взаимодействует с кислотой и с хлоридом аммония. Опыт 9. Получение оксида и гидроксида кальция Кусочек мрамора поместить в сухой фарфоровый тигель и поставить прокаливаться вгорячую муфельную печь при температуре 900–
950 С. Примерно через 20–25 минут щипцами перенести тигель в эксикатор. После охлаждения вынуть тигель из эксикатора и добавить в него
8–10 капель воды. Размешать образовавшийся гидроксид кальция и дать осадку отстояться. Несколько капель полученного раствора перенести пипеткой в пробирку и добавить одну каплю фенолфталеина. Наблюдать изменение окраски индикатора.
174

Описать опыт и написать уравнения реакций разложения карбоната кальция при нагревании и взаимодействия оксида кальция с водой. Как называется вторая реакция в технике Какое техническое название имеет гидроксид кальция Как называется раствор гидроксида кальция вводе Опыт 10. Карбонат и гидрокарбонат кальция
1. Получение CaCO
3
и Ca(HCO
3
)
2
. Наполнить пробирку наполовину её высоты известковой водой и пропустить через нее углекислый газ из аппарата Киппа. Отметить появление взвеси карбоната кальция. Продолжать пропускать диоксид углерода до исчезновения взвеси вследствие образования растворимого гидрокарбоната кальция. Как называется вода, содержащая растворенные гидрокарбонаты кальция и магния Раствор сохранить для следующего опыта. В отчете описать наблюдаемые явления и написать уравнения реакций а) образования карбоната кальция при взаимодействии углекислого газа с известковой водой б) растворения карбоната кальция под действием диоксида углерода и воды с образованием гидрокарбоната. Указать практическое значение данного опыта.
2. Устранение временной жесткости воды Разделить полученный в опыте а раствор гидрокарбоната кальция на две части, перелив половину его в другую пробирку. В одну пробирку добавить 1–2 капли раствора щелочи, наблюдать образование осадка CaCO
3
. Другую пробирку прокипятить на спиртовке. Наблюдать образование такого же осадка. В отчете описать опыт и привести уравнения реакций разрушения гидрокарбоната кальция при кипячении и при взаимодействии со щелочью. Указать практическое значение данного опыта. Опыт 11. Свойства нерастворимых солей
1. Карбонаты кальция, стронция, бария Получить в трех пробирках осадки карбонатов кальция, стронция и бария взаимодействием растворов соответствующих солей с раствором соды.Подействовать на полученные карбонаты раствором 2 н. соляной кислоты, добавляя её по каплям. В отчете написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде, объяснить их протекание. Указать практическое значение данного опыта.
2. Сульфаты кальция, стронция, бария Получить в трех пробирках осадки сульфатов кальция, стронция и бария взаимодействием растворов соответствующих солей с раствором сульфата натрия. Подействовать на полученные сульфаты 2 н. соляной кислотой. Наблюдается ли при этом протекание реакций В отчете написать уравнения реакций
175

образования сульфатов и объяснить, почему они не взаимодействуют с соляной кислотой. Указать практическое значение данного опыта.
3. Оксалаты кальция, стронция, бария Получить в трех пробирках осадки оксалатов кальция, стронция и бария взаимодействием растворов соответствующих солей с раствором оксалата аммония. Испытать действие соляной кислоты на осадки оксалатов. В отчете написать уравнения реакций образования оксалатов и их растворения в соляной кислоте.
4. Хроматы кальция, стронция, бария Получить в трех пробирках осадки хроматов кальция, стронция и бария взаимодействием растворов соответствующих солей с раствором хромата калия. Отметить их цвет. Испытать действие уксусной кислоты на осадки хроматов. Какой из них не растворяется в уксусной кислоте Хромат, не растворяющийся в уксусной кислоте, получить повторно и подействовать на него соляной кислотой. В отчете написать уравнения реакций а) образования хроматов кальция, стронция и бария б) их взаимодействия с уксусной кислотой в) взаимодействие хромата бария с соляной кислотой. Указать практическое значение данного опыта.
5. Дробное осаждение сульфата и карбоната кальция Получить сульфат кальция, добавив к 3–4 каплям раствора CaCl
2 5–6 капель раствора cульфата натрия. Дать раствору отстояться и пипеткой перенести его осветлённую часть вчистую пробирку. В раствор внести несколько капель раствора карбоната натрия что при этом наблюдается В ответе описать опыт, написать уравнения и объяснить, почему раствор, после того как из него выпал осадок CaSO
4
, снова образует осадок при действии Na
2
CO
3
. При объяснении использовать справочные данные из таблицы 14. Таблица Произведения растворимости соединений бериллия, магния и щелочноземельных элементов Соединения ПР Соединения ПР
Be(OH)
2
(Be
2+
, 2OH
-
)
(BeOH
+
, OH
-
)
6,3·10
-23 2·10
-14
CaCrO
4
SrCO
3 7,1·10
-4 1,1·10
-10
Mg(OH)
2
(Mg
2+
, 2OH
-
)
(MgOH
+
, OH
-
)
7,1·10
-12 2,7·10
-9
SrSO
4
SrC
2
O
4 3,2·10
-7 1,6·10
-7
Ca(OH)
2
(Ca
2+
, 2OH
-
)
(CaOH
+
, OH
-
)
5,5·10
-6 1,4·10
-4
SrCrO
4
BaCO
3 3,6·10
-5 4,0·10
-10 176

CaCO
3 3,8·10
-9
BaSO
4 1,1·10
-10
CaSO
4 2,5·10
-5
BaC
2
O
4 1,1·10
-7
CaC
2
O
4 2,3·10
-9
BaCrO
4 Опыт 12. Окрашивание пламени солями щелочных и щелочноземельных металлов Опыт проводится в вытяжном шкафу. В шесть фарфоровых тиглей поместить по половине микрошпателя соединений лития, натрия, калия, кальция, стронция, бария. Залить соли до половины объема тиглей этиловым спиртом, перемешать с целью некоторого растворения соединений в спирте и поджечь. Наблюдать окрашивание пламени, которое особенно заметно в конце горения. В отчете описать опыт и указать его практическое значение. Контролирующие задания
1. Объясните, какие химические свойства характерны для щелочных металлов и как они изменяются в ряду литий – натрий – калий – рубидий – цезий.
2. Хлорид натрия является исходным веществом для получения в большом количестве едкого натра. Опишите этот процесс.
3. Хлорид натрия является исходным веществом для получения в большом количестве кальцинированной соды. Опишите этот процесс.
4. Объясните, почему среда раствора средних солей Na
2
CO
3
и
K
2
CO
3
щелочная, а кислых солей NaHCO
3
и КНСО
3
– нейтральная.
5. Почему четыре элемента второй группы периодической системы (кальций, стронций, барий, радий) имеют общее название щелочноземельные элементы, а бериллий и магний к ним не относятся
6. Объясните, как изменяются химические свойства оксидов в ряду
ВеО – MgO – CaO – SrO – BaO; напишите уравнения соответствующих реакций.
7. Объясните, как изменяются химические свойства оснований в ряду Ве(ОН)
2
– Н – Н – Н – Н напишите уравнения соответствующих реакций.
8. Если через мутную взвесь карбоната кальция или магния пропускать углекислый газ, то взвесь постепенно исчезает и раствор становится прозрачным, но при кипячении этого раствора взвесь появляется снова. Объясните этот опыт уравнениями реакций. Работа 7. ХРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Хром – это металл средней активности (о = –0,74 В. Он взаимодействует с кислотами-неокислителями, но пассивируется в концентрированных кислотах-окислителях: азотной, серной, хлорной и хлорноватой. Характерными степенями окисления хрома в соединениях являются и +6, но наиболее всего распространены и устойчивы соединения хрома (+3). Оксид и гидроксид хрома (II) проявляют основные свойства и являются сильными восстановителями. Соединения хрома (III) – самые устойчивые и многочисленные. Оксид и гидроксид хрома (III) амфотерны. С кислотами и растворами щелочей оксид хрома (III) практически не взаимодействует, но при спекании с карбонатом калия и щелочами образует хромиты. Свежеприготовленный гидроксид хрома (III) легко растворяется ив растворах кислот, ив растворах щелочей с образованием аквакомплекс- ных и гидроксокомплексных солей, например
2Cr(OH)
3
+ 3H
2
SO
4
+ 6H
2
O = [Cr(H
2
O)
6
]
2
(SO
4
)
3
Cr(OH)
3
+ 3KOH = K
3
[Cr(OH)
6
] В степени окисления +6 хром образует соединения, свойственные неметаллам это хромовый ангидрид CrO
3
, хромовая Ни двухро- мовая Н кислота и соли этих кислот. Они известны своими окислительными свойствами, которые особенно заметны в кислой среде
Cr
2
O
7 2-
+ 14H
+
+ е = 2Cr
3+
+ 7H
2
O о = +1,33 B Экспериментальная часть
Целью работы является получение и изучение свойств хрома и его наиболее распространённых соединений. Опыт 1. Взаимодействие хрома с кислотами В две пробирки поместить по 6–8 капель концентрированных растворов соляной и азотной кислоты, в каждую опустить по кусочку металлического хрома. Наблюдать выделение впервой пробирке газа и появление синей окраски, характерной для иона [Cr(H
2
O)
6
]
2+
. Наблюдается ли взаимодействие хрома с азотной кислотой Вылить азотную кислоту из пробирки, промыть металл водой и добавить соляную или серную разбавленную кислоту. Наблюдается ли реакция в этом случае Описать опыт. Написать уравнение реакции хрома с соляной кислотой. Объяснить, какое действие оказывает азотная кислота на хром. Опыт 2. Соединения хрома (III)
1. Получение и свойства оксида хрома (III). В фарфоровую чашку поместить горкой кристаллический дихромат аммония. Зажженной спичкой прикоснуться к его поверхности. Что наблюдается входе реакции Описать ход реакции. Написать схему реакции, учитывая, что продуктами разложения является оксид хрома (III), свободный азот и вода. Уравнять реакцию методом электронного баланса. Каков тип этой реакции Какое природное явление в уменьшенном масштабе она напоминает Какой цвет имеет полученный оксид Проверить действие на оксид кислоты и щелочи. Небольшую часть полученного оксида хрома (III) поместить в фарфоровый тигель, добавить равный объем карбоната калия и сплавить смесь. Охладить продукт сплавления, растворить его вводе. Отметить цвет раствора. Написать уравнение взаимодействия оксида хрома (III) с карбонатом калия с образованием хромита калия. Отметить инертность
Cr
2
O
3
в растворах кислот и щелочей. Сделать вывод о свойствах оксида.
2. Получение и свойства гидроксида хрома (III). Получить в пробирке гидроксид хрома (III), 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. Отметить цвет образовавшихся растворов.
В отчете написать уравнения реакций получения гидроксида хрома
(III), его взаимодействия с соляной кислотой и щелочью, учитывая, что ив томи в другом случае образуются комплексные соли хлорид гекса- аквахрома (III) и гексагидроксохромат (III) натрия. Сделать вывод о ки- слотно-основных свойствах гидроксида хрома (III).
3. Гидролиз солей хрома (III). Одну каплю раствора соли хрома (III) поместить на кусочек универсальной индикаторной бумажки. Определить рН раствора. Написать уравнение гидролиза в молекулярной и ионной форме. Объяснить, влияние нагревания раствора на смещение равновесия гидролиза.
4. Восстановительные свойства солей хрома (III). В пробирке получить гексагидроксохромат (III) калия (см. опыт 2). К раствору прилить капли бромной воды, пробирку слегка подогреть. Наблюдать изменение окраски раствора. В отчете написать уравнение окисления CrCl
3
в щелочной среде бромной водой, учитывая, что появление желтой окраски свидетельствует об образовании хромата. Уравнять реакцию методом полуреакций. Опыт 3.