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: 18 из 20

Соединения хрома (VI)
1. Получение малорастворимых хроматов В двух пробирках к 5 каплям растворов хромата и дихромата калия добавить по 2–3 капли раствора хлорида бария. Отметить различия в окраске полученных осадков. Наблюдать за изменениями, происходящими в пробирке с дихроматом. В отчёте написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде, учитывая, что при взаимодействии хлорида бария с хроматами и дихроматами щелочных металлов образуется одно и тоже вещество – хромат бария. Объяснить явление с учётом процессов, происходящих в растворе с дихроматом калия
2Cr
2
O
7 2-
+ H
2
O
'
2CrO
4 2-
+ 2H
+
2. Смещение равновесия между хроматами и дихроматами. В пробирку поместить 2–3 капли раствора хромата калия, прибавить несколько капель раствора серной кислоты. Отметить изменение цвета раствора. Сюда же добавить несколько капель раствора щелочи. Раствор приобретает первоначальную окраску. Опыт повторить два–три раза. Описать опыт. Написать уравнения взаимных переходов хроматов в дихроматы. Сформулировать вывод о влиянии среды на существование растворимых хроматов и дихроматов.
3. Окислительные свойства соединений хрома (VI). В три пробирки внести по 4–5 капель раствора дихромата калия, добавить 3–4 капли серной кислоты. В первую пробирку прилить несколько капель раствора йодида калия, во вторую добавить один микрошпатель сульфита натрия и пробирку слегка подогреть, в третью пробирку внести один микро- шпатель сульфата железа (II). Наблюдать изменение окраски растворов. Описать опыт. Написать уравнения реакций, коэффициенты перед веществами найти методом полуреакций. Контролирующие задания
1. Напишите полную электронную формулу атома хрома. Укажите его валентные электроны. Для валентных электронов постройте элек-
180

тронно-графическую формулу. Каковы возможные степени окисления хрома
2. Укажите наиболее характерные степени окисления хрома, приведите формулы оксидов и гидроксидов хрома в указанных степенях окисления.
3. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения
(NH
4
)
2
Cr
2
O
7
→ Cr
2
O
3
→ KCrO
2
→ Cr(OH)
3
→ Cr(NO
3
)
3
→ Cr
2
O
3 4. Опишите свойства гидроксида хрома (III).
5. В какой среде более устойчивы хроматы металлов, а в какой дихроматы Как из дихромата калия получить хромат калия Работа 8. МАРГАНЕЦ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Изучение химических свойств марганца и его соединений имеет большое познавательное значение вследствие их разнообразия и широкого применения. Марганец – металл со средними восстановительными свойствами в ряду напряжений он находится между алюминием и цинком, его электродный потенциал отрицателен (–1,18 В. Марганец активно взаимодействует с кислотами, ноне взаимодействует со щелочами. В периодической системе марганец расположен в седьмой группе. В его атоме имеется семь валентных электронов в состоянии 3d
5 4s
2
. В соединениях марганец проявляет степени окисления +2, +3, +4, +6 и
+7. Максимальная степень окисления соответствует его положению в периодической системе и числу валентных электронов в его атоме. Самая устойчивая степень окисления марганца +4, которую он проявляет в природном соединении – минерале пиролюзите МnО
2
У однотипных соединений марганца при увеличении его степени окисления наблюдается закономерное изменение основно-кислотных и окислительно-восстановительных свойств. Так, в ряду оксидов основные свойства уменьшаются, а кислотные увеличиваются
MnO основной основной амфотерный кислотный кислотный Также изменяются основно-кислотные свойства гидроксидов
Mn(OH)
2
Mn(OH)
3
Mn(OH)
4
или основание основание амфолит кислота кислота
181

Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца зависят от степени его окисления металлический марганец – восстановитель, соединения марганца (+7) – окислители, а соединения в промежуточных степенях окисления обладают окислительно- восстановительной двойственностью. В химической практике в качестве окислителя часто используется перманганат калия KMnO
4
. Его окислительные свойства и продукты восстановления зависят от среды раствора, что видно из уравнений по- луреакций и их потенциалов кислая среда
MnO + 8H
4
−
+
+ е = Mn
2+
+ 4H
2
O, о = 1,531 В нейтральная среда MnO + 2H
4
−
2
O + е = MnO
2
+ 4OH
-
,
о = 0,621 В щелочная среда
MnO + е MnO ,
4
−
4 о = 0,558 В. Экспериментальная часть Целью работы является получение и исследование свойств марганца и его наиболее распространенных соединений. Опыт 1. Получение марганца и его взаимодействие с кислотами. Получение порошкообразного марганца. Всухую пробирку поместить кристаллический оксалат марганца и нагреть в пламени спиртовки до разложения соли с образованием мелкодисперсного металла. Высыпать из пробирки с большой высоты на металлическую поверхность мелкодисперсный металл, наблюдать вспышки. Описать опыт, написать уравнение реакции разложения оксалата. Как называется явление самовоспламенения металлов в тонкодисперс- ном состоянии
2. Взаимодействие марганца с кислотами. В пять пробирок налить по несколько капель кислот соляной, серной разбавленной, серной концентрированной, азотной разбавленной, азотной концентрированной. Вовсе пробирки внести порошкообразного марганца, полученного в предыдущем опыте. Описать ход реакций, написать их уравнения. Опыт 2. Получение и исследование свойств гидроксида марганца (II) В три пробирки внести по 2–3 капли раствора сульфата марганца
(II) ив каждую добавить по 2–3 капли раствора щелочи наблюдать образование осадка Mn(OH)
2
, отметить цвет осадка.
182

В первую пробирку добавить 5–6 капель серной кислоты. Что происходит с осадком Содержимое второй пробирки перемешать стеклянной палочкой – осадок изменяет окраску. В третью пробирку прилить
5–6 капель бромной воды – окраска осадка также изменяется. Описать опыт. Написать уравнения реакций а) получения гидроксида марганца (II); б) взаимодействия Mn(OH)
2 с серной кислотой в) окисления его кислородом воздуха (при перемешивании) с образованием гидроксида марганца (IV); г) его окисления бромной водой с образованием Сделать вывод об основно-кислотных и окислительно- восстановительных свойствах гидроксида марганца (II). Опыт 3.
Окислительно-восстановительные свойства MnO
2
1. Окислительные свойства оксида марганца (IV). Всухую пробирку внести микрошпатель оксида марганца (IV) и прилить капли концентрированной соляной кислоты. Наблюдать выделение хлора. Если хлор не выделяется, пробирку подогреть. Опыт проводить под тягой Написать уравнение реакции. Какова роль MnO
2
в этой реакции
2. Восстановительные свойства MnO
2
. В тигель поместить несколько гранул гидроксида калия и один микрошпатель нитрата калия. Смесь расплавить в пламени спиртовки и внести на кончике микрошпа- теля несколько кристалликов диоксида марганца. Отметить цвет полученного расплава. В отчете написать уравнение реакции окисления MnO
2
до манганат калия, подобрать коэффициенты методом полуреакций. Опыт 4. Получение и свойства манганата калия
1. Получение манганата калия. В пробирку внести 5–6 капель концентрированного раствора KOH (или NaOH). Добавить 3–4 капли раствора перманганата калия и нагреть смесь на спиртовке до изменения цвета раствора на изумрудно-зеленый.
KMnO
4
+ конц = 4K
2
MnO
4
+ O
2
+ Раствор манганата разлить в три пробирки и использовать в следующих опытах. В отчете написать уравнение реакции и указать, к какому типу она относится.
2. Взаимодействие манганата калия с хлором. К раствору манганата калия впервой пробирке прилить 4–5 капель хлорной воды (или бромной) – наблюдается изменение окраски раствора. Указать, как изменяется окраска раствора. Написать уравнение реакции. Определить
183

роли K
2
MnO
4
и хлора (брома) в этой реакции. Коэффициенты найти методом полуреакций.
3. Взаимодействие K
2
MnO
4
с сульфитом натрия. Во вторую пробирку с раствором манганата калия добавить микрошпатель кристаллического сульфита натрия. Наблюдать обесцвечивание раствора и появление коричневого осадка MnO
2
. Качественной реакцией на сульфат- ион SO
4 2- доказать его образование входе реакции. Написать уравнение взаимодействия манганата калия с сульфитом натрия и определить роли
K
2
MnO
4 ив этой реакции.
4. Диспропорционирование манганата калия в нейтральной среде. Манганат калия устойчив в сильнощелочной среде. При нейтрализации щелочи кислотой он разлагается. В пробирку с полученным щелочным раствором манганата калия (третья пробирка) прибавлять по каплям разбавленную серную кислоту. При этом наблюдается изменение окраски раствора и выпадение осадка, что свидетельствует о протекании реакции Определить тип реакции, уравнять ее методом полуреакций. Сделать общий вывод об окислительно-восстановительных свойствах манганатов. Опыт 5. Влияние среды на свойства перманганата калия
В трех пробирках провести параллельно три реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия. Впервой пробирке реакция проводится в кислой среде
KMnO
4
+ Na
2
SO
3
+H
2
SO
4
= ... Во второй пробирке реакция проводится в нейтральной среде
KMnO
4
+ Na
2
SO
3
+H
2
O = … В третьей пробирке – в щелочной среде
KMnO
4
+ Na
2
SO
3
+KOH = … Описать изменения в каждой из пробирок при протекании реакций. Закончить уравнения всех трех реакций, имея ввиду, что в кислой среде перманганат-ионы восстанавливаются до ионов Mn
2+
, в нейтральной среде – до оксида марганца (IV), а в щелочной среде – до манганат- ионов. Сделать вывод о том, как изменяются окислительные свойства перманганата калия при переходе от кислой среды к нейтральной и щелочной Контролирующие задания
1. Выпишите все элементы, входящие в подгруппу марганца. Укажите характер изменения свойств этих элементов.
2. Какими свойствами обладает оксид марганца (II)? Напишите несколько уравнений реакций, подтверждающие его свойства.
3. Приведите примеры соединений марганца, обладающих только окислительными, только восстановительными свойствами и окисли- тельно-восстановительными свойствами.
4. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения
MnO
2 3
KClO
KOH
+
⎯⎯⎯⎯⎯
→
K
2
MnO
4
X
⎯→
⎯
2
Cl
1
→
MnCl
2
X
⎯
⎯ →
⎯
NaOH
2
→
Mn(OH)
4 5. Рассчитайте объем кислорода (ну, который можно получить при действии 500 мл 0,5 М раствора перманганата калия на пероксид водорода в кислой среде. Работа 9. ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ Железо, кобальт и никель – элементы (металлы) восьмой группы периодической системы. Они близки по физическими химическим свойствам, поэтому их изучают совместно как семейство железа. В электрохимическом ряду напряжений эти металлы расположены в средней части, до водорода. Они взаимодействуют с соляной и разбавленной серной кислотой с выделением водорода и окислением до двухвалентного состояния. В концентрированных серной и азотной кислотах металлы пассивируются, что позволяет концентрированную
H
2
SO
4
перевозить в железных цистернах. С разбавленной азотной кислотой железо и кобальт взаимодействуют с образованием Fe(NO
3
)
3
и
Co(NO
3
)
3
, а никель – с образованием Ni(NO
3
)
2
. Никель устойчив к действию щелочных растворов и расплавов железо и кобальт взаимодействуют сконцентрированными) растворами щелочей при нагревании, что свидетельствует об их слабой амфотерности. Для всех трех элементов в соединениях характерна степень окисления, однако соединения двухвалентного железа, как гидроксид, таки соли, окисляются до трехвалентного состояния кислородом воздуха. Соединения кобальта (II) и никеля (II) устойчивее подобных соединений железа например, соединения никеля (II) окисляются до никеля
(III) действием более сильных, чем кислород, окислителей H
2
O
2
, NaClO и т.п. Из этого следует, что соединения кобальта (III) и никеля (III) обладают окислительными свойствами. Действительно, эти свойства наблюдаются при взаимодействии Ni(OH)
3
и Co(OH)
3
с соляной кислотой вместо обменных идут окислительно-восстановительные реакции с выделением хлора и образованием NiCl
2
и Окислительные свойства соединений железа (III) выражены слабее они не выделяют хлор из соляной кислоты, нос йодоводородной кислотой и её солями (йодидами) окислительно-восстановительные реакции с образованием йода возможны. Окислительные свойства солей железа) также можно наблюдать при их взаимодействии с сульфидами щелочных металлов и аммония в этих реакциях железо (III) восстанавливается сульфид-ионами до двухвалентного состояния и наблюдается образование FeS и серы. Для железа, кобальта и никеля характерно существование большого числа комплексных соединений. Особенно интересно наблюдать образование окрашенных амминокомплексных соединений кобальта и никеля и цианокомплексных соединений железа берлинской лазури и турнбулевой сини. Современными исследованиями установлено, что их состав одинакова разная окраска обусловлена различным строением этих веществ. Железо отличается от кобальта и никеля существованием ферратов
– соединений в степени окисления +6. Их получают в щелочных средах действием сильных окислителей (Cl
2
, Br
2
, O
3
, NaClO и т.п.) на гидроксид железа (III). Все ферраты – сильные окислители. Экспериментальная часть Целью работы является исследование свойств металлов семейства железа получение и исследование свойств соединений железа, кобальта и никеля. Опыт 1. Взаимодействие металлов с кислотами
1.
Взаимодействие железа с кислотами. В три пробирки внести по 5 капель 2 н. растворов соляной, серной и азотной кислот. В четвертую пробирку внести 4 капли концентрированной серной кислоты. В каждую пробирку поместить по одному кусочку железной стружки. Пробирку сконцентрированной серной кислотой осторожно нагреть. Наблюдать происходящие реакции. В каждую пробирку добавить по одной капле раствора роданида калия, который является качественным реактивом на ионы железа (+3). Убедится в том, что в соляной и разбавленной серной кислоте образуются ионы железа (+2), а в азотной и концентрированной серной кислоте (при нагревании) – ионы железа (+3).
186

В отчете описать опыт, написать уравнения реакций и сформулировать общий вывод о взаимодействии железа с кислотами.
2. Взаимодействие кобальта и никеля с кислотами. Поместить в три пробирки по маленькому кусочку кобальтовой стружки ив каждую добавить по 10 капель 2 н. растворов соляной, серной и азотной кислот. Пробирки слегка нагреть и наблюдать выделение газообразных продуктов. Обратить внимание на окраску образующихся растворов солей. В отчете описать опыт, написать уравнения реакций и сформулировать общий вывод о взаимодействии кобальта с кислотами. Проделать точно такие же опыты, используя никелевую стружку. Отметить окраску образующихся растворов солей. В отчете описать опыт, написать уравнения реакций и сформулировать общий вывод о взаимодействии никеля с кислотами. Опыт 2. Получение и исследование свойств гидроксидов железа (II), кобальта (II) и никеля (II)
1. Гидроксид железа (II). Растворы солей железа (II) никогда него- товят заранее, так как они легко окисляются кислородом воздуха. Поэтому в опытах используется наиболее устойчивая кристаллическая двойная соль – соль Мора (NH
4
)
2
SO
4
·FeSO
4
·6H
2
O или её раствор, который готовится непосредственно перед опытом (в пробирку насыпают один микрошпатель соли Мора и растворяют в 6–8 каплях воды. В уравнениях реакций вместо формулы соли Мора можно пользоваться формулой сульфата железа (II). В пробирку с 6 каплями раствора соли Мора добавить по каплям
2 н. раствор щелочи до выпадения осадка Fe(OH)
2
. Обратить внимание на цвет полученного гидроксида. Перемешать полученный осадок стеклянной палочкой, наблюдать постепенный переход окраски в бурый цвет вследствие окисления гидроксида железа (II) в гидроксид железа
(III), формулу которого следует записывать в виде FeO(OH), т.к. катион железа (+3) обладает сильным поляризующим действием, следствием которого является протекание в момент образования Fe(OH)
3
реакции
Fe(OH)
3
= FeO(OH) + H
2
O В отчете написать уравнения реакций а) образования гидроксида железа (II); б) его окисления в гидроксид железа (III) под действием кислорода воздуха и воды в) превращения Fe(OH)
3
в гидроксид оксожеле- за (III).
2. Гидроксид кобальта (II). В две пробирки внести по 6 капель раствора соли кобальта (II) и добавить по каплям раствор щелочи. Реакция
187

протекает ступенчато. Сначала появляется синий осадок основной соли
CoOHCl, который затем становится розовым, что указывает на образование гидроксида кобальта (II). Осадок водной пробирке размешать стеклянной палочкой и оставить на воздухе, а в другую прибавить 2–3 капли 3 го раствора пероксида водорода. В какой из пробирок наблюдается окисление гидроксида кобальта (II)? В отчете описать опыт и написать уравнения реакций. Пробирку с гидроксидом кобальта (III) сохранить для опыта 3.
3. Гидроксид никеля (II). В три пробирки поместить по 6 капель раствора соли никеля (II) и добавить по каплям раствор щелочи до выпадения осадка Ni(OH)
2
. Отметить цвет осадка. Впервой пробирке осадок перемешать стеклянной палочкой и оставить на воздухе, во вторую добавить 2–3 капли 3 % раствора H
2
O
2
, а в третью – 1 каплю бромной воды. В каком случае происходит окисление Ni(OH)
2
? В отчете описать опыт и написать уравнения реакций. Пробирку с гидроксидом никеля (III) сохранить для опыта 3. По опыту 2 сделать общий вывод об изменении восстановительных свойств соединений в ряду Fe(OH)
2
– Co(OH)
2
– Опыт 3.
Окислительныые свойства Co(OH)
3
и Слить жидкость с осадков гидроксидов кобальта (III) и никеля (III), полученных во втором опыте, и подействовать на них концентрированной соляной кислотой (опыт проводить в вытяжном шкафу. Пробирки подогреть на спиртовке, прикрыв их фильтровальной бумагой, смоченной раствором йодида калия. Наблюдать образование йода на бумаге. В отчете описать опыт и написать уравнения реакций а) взаимодействия гидроксидов кобальта (III) и никеля (III) с соляной кислотой боб- разования йода на фильтровальной бумаге. Сделать вывод об изменении окислительных свойств соединений в ряду Fe(OH)
3
– Co(OH)
3
– Опыт 4.