Лабораторный практикум по химии. Практикум по общей и неорганической химии
 Скачать 2.2 Mb.
|
|
Окислительно-восстановительные свойства соединений железа (и железа (III) 1. Восстановительные свойства ионов Fe 2+ . В пробирку поместить 6 капель раствора дихромата калия, подкислить разбавленной серной кислотой (5–6 капель, затем добавить один микрошпатель кристаллического сульфата железа (II). Наблюдать изменение окраски раствора. В отчете написать уравнение реакции, уравнять её методом полуре- акций. Используя значения окислительно-восстановительных потенциалов полуреакций, приведенные в таблице 15, определить, возможно ли 188 окисление солей Сои дихроматом калия. Сделать вывод о восстановительных свойствах ионов Fe 2+ в сравнении с ионами Сои Окислительные свойства ионов Fe 3+ . Используя значения окисли- тельно-восстановительных потенциалов полуреакций, приведенные в таблице 15, определить, какой галоген можно получить в молекулярном виде по реакции 2FeCl 3 + Г = Г + 2FeCl 2 + 2NaCl Провести реакцию получения этого галогена и подтвердить его образование качественной реакцией. В отчете описать опыт и сделать вывод об окислительных свойствах соединений железа (III). Таблица Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых полуреакций Элемент Полуреакция ϕ о , В Железо Fe – ее ее Кобальте ее Никель Ni – ее е Ni(OH) 3 –0,25 > +2 +0,49 Другие O 2 + 2H 2 O + ее+ ее ее+ ее Опыт 5. Гидролиз солей железа 189 1. Гидролиз FeSO 4 и FeCl 3 . Приготовить или взять из штатива готовые растворы сульфата железа (II) и хлорида железа (III). С помощью универсального индикатора определить водородный показатель растворов. Пробирку с раствором подогреть на спиртовке, сравнить значения водородного показателя нагретого и холодного раствора. Описать опыт, написать уравнения гидролиза обеих солей. Какая из них (FeSO 4 или FeCl 3 ) и почему в большей степени подвергается гидролизу Ответ мотивировать, используя представления о поляризующих свойствах катионов. Написать уравнения гидролиза хлорида железа (III) при нагревании. Чем объясняется различие в значениях рН холодного и нагретого раствора этой соли 2. Совместный гидролиз FeCl 3 и карбоната натрия К 3–4 каплям раствора хлорида железа (III) прибавить по каплям раствор карбоната натрия. Наблюдать выпадение бурого осадка гидроксида железа (III) и выделение газа. Какой газ выделяется В отчете объяснить, почему в присутствии карбоната натрия гидролиз хлорида железа (III) идет до конца и написать уравнение реакции. Опыт 6. Получение и исследование свойств сульфидов железа 1. Сульфид железа (II). В две пробирки поместить по 5–6 капель свежеприготовленного раствора сульфата железа (II). В одну пробирку добавить две капли сероводородной воды, в другую – две капли раствора сульфида натрия. В какой пробирке выпал осадок сульфида железа (II)? Проверить растворимость осадка в разбавленной серной кислоте. В отчете описать опыт и объяснить, почему сульфид железа (II) не выпадает при действии H 2 S, но образуется при действии Na 2 S? Вывод подтвердить математическими расчетами. Написать уравнения реакций образования FeS и его взаимодействия с соляной кислотой в ионном и молекулярном виде. 2. Действие H 2 S и Na 2 S насоли железа (III). В две пробирки поместить по 3–4 капли раствора FeCl 3 . В первую добавить две капли сероводородной воды, во вторую – две капли раствора сульфида натрия. Наблюдать образование в обеих пробирках коллоидной серы. Отметить, что при действии сульфида аммония образуется, кроме серы, осадок сульфида железа (II), тогда как при действии H 2 S такой осадок не выпадает. В отчете объяснить, почему в обеих пробирках образуется сера и почему FeS образуется только при действии сульфида натрия. Опыт 7. Получение и исследование свойств ферратов 190 В пробирку поместить пинцетом несколько гранул гидроксида калия, добавить 1–2 капли насыщенного раствора FeCl 3 и две капли брома опыт проводить в вытяжном шкафу. После слабого нагревания образуется фиолетовый раствор феррата калия K 2 FeO 4 , в котором железо находится в степени окисления +6. Внести в полученный раствор 3–4 капли раствора хлорида бария, наблюдать выпадение красно-фиолетового осадка феррата бария Оба феррата получены в щелочной среде, в которой они устойчивы. Проверить на опыте устойчивость ферратов в кислой среде. Для этого осторожно слить с осадка BaFeO 4 жидкость и добавить к осадку по каплям разбавленную соляную кислоту. Наблюдать вначале выделение газа и изменение цвета осадка, а затем полное растворение осадка. Описать опыт и написать уравнения реакций а) окисления хлорида железа (III) бромом в щелочной среде б) образования малорастворимого феррата бария в) разложения феррата бария при действии первых капель HCl с образованием Fe 2 O 3 , O 2 , BaCl 2 и H 2 O (к какому типу относится эта реакция г) растворения Fe 2 O 3 в избытке соляной кислоты. Опыт 8. Комплексные соединения железа, кобальта и никеля 1. Получение турнбулевой сини и берлинской лазури Приготовить в пробирке раствор сульфата железа (II) и добавить одну каплю красной кровяной соли K 3 [Fe(CN) 6 ]. Наблюдать образование осадка комплексного соединения, тривиальное название которого «турнбулева синь. Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной форме, привести номенклатурные названия обоих соединений. Поместить в пробирку 2–3 капли раствора хлорида железа (III) и добавить одну каплю раствора желтой кровяной соли K 4 [Fe(CN) 6 ]. Наблюдать выпадение осадка комплексного соединения, тривиальное название которого берлинская лазурь. Написать молекулярное и ионное уравнения образования комплексного соединения, привести его номенклатурное название. В отчете отметить, что современные исследования показали идентичность состава турнбулевой сини и берлинской лазури, которые отличаются только строением комплексов (Ахметов НС. Общая и неорганическая химия. Часть вторая, раздел III, глава 8). 2. Аквакомплекс кобальта (II) и его разрушение Написать стеклянной палочкой, смоченной раствором хлорида кобальта (II), какую-либо цифру или слово на фильтровальной бумаге. Подсушить бумагу до почти полного исчезновения надписи, а затем подогреть на пламени спиртовки, пока надпись не станет видимой. Обратить внимание на последующее обесцвечивание надписи при охлаждении бумаги. 191 Описать и объяснить опыт, имея ввиду, что простые ионы имеют синюю окраску, а аквакомплексные [Co(H 2 O) 6 ] 2+ – розовую. 3. Амминокомплексное соединение кобальта (II). К 6 каплям хлорида кобальта (II) прибавить по каплям й раствор аммиака до выпадения осадка гидроксида кобальта (II). Полученный осадок растворить в избытке аммиака. Раствор перемешать стеклянной палочкой, наблюдать изменение окраски раствора вследствие окисления полученного комплексного соединения кобальта (II) в комплексное соединение кобальта (III) кислородом воздуха. Прилить в пробирку раствор сульфида натрия (2–3 капли, наблюдать выпадение осадка (какого вещества. В отчете описать опыт и написать уравнения реакций а) образования амминокомплексного соединения кобальта (II); б) его окисления кислородом воздуха в) взаимодействия амминокомплекса кобальта (III) с сульфидом натрия. Сделать вывод об устойчивости степеней окисления +2 и +3 для кобальта в некомплексных и комплексных соединениях, имея ввиду, что обычные соединения (соли) кобальта (II) кислородом воздуха не окисляются, и только гидроксид кобальта (II) окисляется очень медленно. Также указать в выводе причину разрушения амминокомплекса кобальта) сульфидом натрия, используя значения константы нестойкости комплекса (4·10 –5 ) и произведения растворимости Со (4·10 –21 ). 4. Амминокомплексное соединение никеля (II). К 6 каплям раствора соли никеля (II) прибавить по каплям й раствор аммиака до выпадения осадка гидроксида никеля (II) и его дальнейшего растворения вследствие образования комплексного соединения. Отметить, как изменяется при этом цвет раствора. Добавить к полученному раствору 2–3 капли раствора сульфида натрия. Наблюдать выпадение осадка (какого вещества. В отчете описать опыт и привести уравнения реакций образования амминокомплексного соединения никеля (II) и его взаимодействия с сульфидом натрия. Объяснить причину разрушения комплекса сульфидом аммония, используя значения константы нестойкости комплекса (2·10 –9 ) и произведения растворимости NiS (1,4·10 –24 ). По опыту 8 сформулировать общий вывод о свойствах катионов железа, кобальта и никеля в реакциях комплексообразования. Контролирующие задания 192 1. Чем обусловлено сходство химических свойств металлов триады железа и их соединений 2. Укажите возможные, характерные и устойчивые степени окисления железа, кобальта, никеля. 3. Напишите уравнения реакций, которые иллюстрируют различные способы получения гидроксида железа (III). 4. Напишите уравнения реакций для цепочки превращений Fe(OH) 2 ⎯ ⎯ → ⎯ 2 2 O H X 1 HCl ⎯⎯⎯ → X 2 NaI ⎯⎯→ X 3 NaOH ⎯⎯⎯→ X 4 5. Вычислите константу равновесия реакции FeS + 2HCl ' FeCl 2 + H 2 S. Сделайте вывод о направлении её протекания. 6. Закончите уравнения реакций Fe(OH) 3 + HCl → Co(OH) 3 + HCl → Ni(OH) 3 + HCl → Сделайте вывод об изменении устойчивых степеней окисления в триаде железа. Работа 10. МЕДЬ И СЕРЕБРО Медь, серебро и золото относятся к металлам первой группы – это её побочная подгруппа. Эти элементы известны человеку с глубокой древности. Физические свойства простых веществ этих элементов очень близки и во многом уникальны медь, серебро и золото обладают наивысшей тепло- и электропроводностью, очень пластичны, кристаллизуются в одинаковой кубической решетке. В электрохимическом ряду напряжений эти металлы расположены после водорода, поэтому с разбавленной соляной и серной кислотами они не взаимодействуют. Медь и серебро взаимодействуют с азотной и концентрированной серной кислотой, а золото растворяется в селеновой кислоте и царской водке. Медь в соединениях бывает в степенях окисления +1, +2, +3. Но преимущественной степенью окисления является +2 (CuO, Сидр соединения со степенью окисления +1 менее устойчивы и, как правило, в растворах диспропорционируют: Cu + = Cu 2+ + Cu ↓, а соединения меди (+3) являются сильнейшими окислителями. Для серебра характерной степенью окисления является +1, что объясняется повышенной устойчивостью предвнешнего полностью заполненного электронами подуровня (4d 10 ), сформировавшегося еще у палладия. Самое распространённое соединение одновалентного серебра – это его нитрат А, который используется в аналитической химии как надёжный реагент для обнаружения в растворах галогенид-ионов, а в медицине как лекарственный препарат ляпис. Гидроксиды меди (II) и серебра (I) – неустойчивые соединения первый разлагается на оксид Си воду при 40–50 о С, а второй – при комнатной температуре. Соли серебра, особенно хлорид и бромид, ввиду их способности разлагаться под влиянием света с выделением металлического серебра, используются для изготовления фотоматериалов. Наиболее характерная степень окисления золота в соединениях +3, но обычных соединений этого элемента мало, т.к. они, как правило, термодинамически неустойчивы. Медь, серебро и золото входят в состав многих комплексных соединений. На образовании одного из комплексных соединений – дициа- ноаурата (I) натрия основан наиболее распространённый способ извлечения золота из песка игорных пород. Из-за различия состава и химических свойств соединений меди и серебра, они рассматриваются отдельно. Золото и его соединения из-за дороговизны в учебных химических лабораториях не применяются. Экспериментальная часть Целью работы является изучение свойств металлической меди и важнейших соединений меди и серебра. Опыт 1. Получение меди и исследование её свойств 1. Получение меди восстановлением из раствора В пробирку налить раствор сульфата меди (II) и опустить гранулу цинка. Наблюдать выделение кристаллической меди на поверхности цинка. В отчете написать уравнение реакции. Используя значения электродных потенциалов, привести примеры других металлов, способных вытеснять медь из растворов её солей. 2. Взаимодействие меди с кислотами Исследовать взаимодействие меди с соляной, разбавленной серной, разбавленной азотной кислотами и сконцентрированной серной и азотной кислотами. В отчете написать уравнения реакций, коэффициенты подобрать методом полуреакций. Объяснить разный состав продуктов взаимодействия меди с разбавленной и концентрированной серной, с разбавленной и концентрированной азотной кислотами. 194 Опыт 2. Получение и свойства соединений меди (II) 1. Получение и свойства гидроксида меди (II). В четырёх пробирках получить осадок гидроксида меди (II) взаимодействием раствора сульфата меди (II) с раствором щелочи. Испытать отношение гидроксида медик нагреванию, к растворам серной кислоты, аммиака и щелочи. Описать опыт. Написать уравнения реакций. Сформулировать вывод о термической устойчивости гидроксида меди (II) и его свойствах. 2. Свойства оксида меди (II). Оксид меди (II), полученный при нагревании гидроксида меди (II), испытать к действию кислоты и щелочи. В отчете написать уравнения реакций. Сделать вывод о свойствах оксида меди (II). 3. Получение сульфида меди (II). В пробирку с 5–7 каплями сульфата меди (II) добавить столько же раствора сульфида натрия. Отметить цвет выпавшего осадка. Разделить осадок на две части. В одну добавить несколько капель концентрированной соляной кислоты, в другую – концентрированной азотной. В какой пробирке осадок растворился В отчете написать уравнения получения сульфида меди и его взаимодействия с одной из кислот. К какой группе сульфидов относится CuS? Можно ли его получить действием сероводородной воды на соль меди 4. Гидролиз соли меди (II). В пробирку поместить 5–6 капель раствора сульфата меди (II) и с помощью полоски универсального индикатора определить среду раствора. Затем в пробирку внести 5–6 капель раствора карбоната натрия, отметить образование зеленого осадка основного карбоната меди (II) (CuOH) 2 CO 3 (тривиальное название - малахит. Описать опыт. Написать уравнения реакций в ионном и молекулярном виде. Почему при взаимодействии соли меди (II) с раствором соды не выпадает средний карбонат меди 5. Получение амминокомплексного соединения меди (II). К 4–5 каплям раствора сульфата меди (II) добавить капли раствора аммиака. Наблюдать выпадение осадка основной соли (CuOH) 2 SO 4 . Растворить осадок в избытке аммиака. Отметить цвет раствора. Внести в пробирку 5–7 капель сероводородной воды. Что наблюдается Описать опыт. Написать уравнения реакций. Пользуясь значениями константы нестойкости амминокомплекса меди (2·10 -13 ) и произведения растворимости сульфида меди (6·10 -36 ), объяснить образование CuS. Опыт 3. Получение и свойства соединений меди (I) 195 1. Получение йодида меди (I). В пробирку с 5–6 каплями раствора сульфата меди (II) внести 5–6 капель раствора йодида калия. Отметить выпадение осадка и окрашивание раствора. С помощью крахмала доказать, что в реакции образовался молекулярный йод. В отчете написать уравнение и определить тип реакции. Объяснить, почему в растворе не идёт ионообменная реакция и не образуется йодид меди CuI 2 2. Получение комплексного соединения меди (I). В пробирку с йодидом меди (I), полученным в предыдущем опыте, прибавить несколько капель раствора тиосульфата натрия. Наблюдать растворение осадка. В отчете написать уравнение образования комплексного соединения меди (I), учитывая что координационное число меди (I) равно 2, а тиосульфат-ион является монодентатным лигандом. Опыт 4. Получение оксида серебра (I) В пробирку с 3–4 каплями нитрата серебра (I) прилить столько же раствора гидроксида натрия. Отметить цвет выпавшего осадка оксида серебра (I). Написать уравнения образования гидроксида серебра и его мгновенного разложения, объяснить причину неустойчивости гидроксида, учитывая сильное поляризующее действие катиона Аg + Опыт 5. Получение малорастворимых галогенидов серебра (I) В три пробирки внести по 2–3 капли раствора нитрата серебра и добавить по 2–3 капли растворов хлорида натрия, бромида натрия и йодида калия. Отметить цвет выпавших осадков и сохранить их для следующего опыта. В отчете написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Какой галогенид-ион является наиболее чувствительным реагентом на катион серебра, если произведения растворимости галогенидов серебра равны ПР = 1,78·10 –10 , ПР = 7,7·10 –13 , ПР = Опыт 6. Получение комплексных соединений серебра Каждый осадок, полученный в опыте 2, разделить на две части. К первой добавить раствор аммиака, ко второй – раствор тиосульфата натрия. Всели осадки растворились 196 Описать опыт. Используя значения константы нестойкости комплексов Кн) = 9,3·10 –8 , Кн) = 2,5·10 –14 – объяснить, почему йодид серебра не растворяется в избытке аммиака, но растворяется в растворе тиосульфата натрия. Опыт 7. Окислительные свойства катиона В пробирку внести 1–2 капли раствора А, 3–5 капель го раствора пероксида водорода и 1–2 капли раствора щелочи. Наблюдать образование мелкодисперсного металлического серебра. В отчете написать уравнение реакции, уравнять её методом полуреакций. Контролирующие задания. Какие степени окисления являются характерными для меди Приведите примеры соединений меди в данных степенях окисления. 2. Какой из реактивов позволит перевести металлическую медь в растворимое состояние HCl, конц, конц, H 2 SO 4 (разб) , ZnSO 4 , HI, NaOH, Pb(NO 3 ) 2 ? Напишите уравнения реакций. 3. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения Cu → CuCl 2 → Cu(OH) 2 → CuO → [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 4. Объясните причину устойчивости степени окисления +1 у серебра. 5. К нитрату серебра прилили раствор щелочи. Какое соединение выпало в осадок. Напишите уравнение реакции. 6. Какой из галогенидов серебра растворяется вводе Объясните причину его хорошей растворимости. Работа 11. ЦИНК, КАДМИЙ, РТУТЬ Цинк, кадмий и ртуть находятся в побочной подгруппе второй группы периодической системы. Полное заполнение электронами пред- внешних орбиталей и внешних орбиталей объясняет свойства этих элементов. Zn, Cd, Hg – мягкие, легкоплавкие металлы, их температуры плавления ниже по сравнению с другими металлами, так как спаренные d- электроны атомов не принимают участия в образовании металлической связи. Ртуть, имеющая температуру плавления –38,8 о С, является самым легкоплавким металлом, что позволяет использовать её в термометрах. В своих соединениях цинк, кадмий и ртуть всегда двухвалентны. Для ртути известны соединения, в которых она, будучи двухвалентной электронная валентность) проявляет степень окисления +1, например 197 Hg 2 Cl 2 , Hg 2 (NO 3 ) 2 и др. Такие соединения со связью металл–металл например) называются кластерами (от английского слова cluster – гроздь. Образование таких соединений у ртути объясняется повышенной устойчивостью состояния. Образование химической связи в двухатомных ионах Hg 2 происходит по донорно-акцепторному механизму Hg |