Стась Н. Ф. Князева ем лабораторных работ по неорганической химии
 Скачать 0.67 Mb.
|
|
Стась Н. Ф. Князева ЕМ. лабораторных работ по неорганической химии 5 5 3 3 4 1 2 При изучении второй части дисциплины Общая и неорганическая химия – химии элементов периодической системы Д.И. Менделеева большое познавательное значение имеет лабораторный практикум. Данная учебно-методическая разработка представляет собой сборник описаний лабораторных работ, которые выполняют студенты химических направлений и специальностей Томского политехнического университета в курсе Общая и неорганическая химия при изучении его второй части - химии элементов и их соединений. Навыки проведения лабораторного эксперимента студенты к этому времени уже имеют, т.к. ими выполнена программа изучения общей химии. Поэтому основное внимание уделено познавательному значению каждого опыта, умению наблюдать самые тонкие особенности реакций и делать по ним правильные выводы о свойствах соединений. Начиная с 2001 – 2002 учебного года, время аудиторных занятий лабораторного практикума по неорганической химии сокращено до 16 часов, поэтому приходится выбирать самые важные работы. Мы выбрали работы, иллюстрирующие химию галогенов, серы, азота, фосфора, сурьмы и висмута, р-элементов й группы, хрома, марганца, железа, кобальта и никеля. В лабораторный практикум по неорганической химии включена также работа Качественные реакции, которая выполняется первой, пока не начитан лекционный материал, и которая расширяет химический кругозор студентов – химиков. Число опытов в каждой работе превышает временные возможности одного занятия, поэтому у преподавателей имеется возможность выбора в зависимости от цели занятия, подготовленности студентов, наличия реактивов и т.д. Во всех лабораторных работах имеется небольшое теоретическое введение, которое акцентирует внимание студентов на наиболее важных свойствах и закономерностях, изучаемых экспериментально. Это повышает интерес студентов к работе, придает им целенаправленность и практический смысл. Готовность студентов к лабораторным занятиям проверяется в компьютерном классе кафедры общей и неорганической химии по системе программированного контроля. Компьютеры по специальной программе генерируют варианты проверочных заданий из банка вопросов, заложенных в их память. В ближайшее время эти вопросы будут изданы в качестве приложения к данному учебному пособию. Работа 1. КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ Одно из важнейших применений химии – анализ веществ. Химический анализ подразделяется на качественный и количественный. Качественным анализом производится идентификация вещества и устанавливают наличие в нём тех или иных примесей. Количественным анализом устанавливается содержание основного вещества и примесей. Качественный анализ предшествует количественному. Качественный анализ отвечает на вопрос что (присутствует в веществе, а количественный на вопрос сколько. Качественный анализ неорганической веществ основан на обнаружении в растворах этих веществ катионов и анионов с помощью характерных качественных реакций. Характерной называют реакцию, сопровождающуюся изменением окраски, выпадением осадка, растворением осадка или выделением газа. Характерная качественная реакция является селективной, тесе помощью данный элемент обнаруживается в присутствии многих других элементов. Важной характеристикой качественной реакции является ее чувствительность. Чувствительность выражается наименьшей концентрацией раствора, при которой данный элемент еще может быть уверенно обнаружен без предварительной обработки раствора с целью увеличения его концентрации. Все катионы подразделяются на пять аналитических группа анионы – натри. Имеются такие качественные характерные реакции, с помощью которых таили иная аналитическая группа катионов (анионов) может быть отделена от раствора осаждением. Такие реакции называются групповыми, В данной работе групповые характерные реакции не изучаются. Качественные характерные реакции на отдельные ионы, обладающие селективностью и высокой чувствительностью, называются специфическими. Такие реакции изучаются в данной работе. Экспериментальная часть Цель работы. Провести характерные специфические реакции на некоторые катионы и анионы, отразить их сущность химическими уравнениями и познакомиться с внешними проявлениями качественных реакций. Опыт 1. Качественные реакции на катионы серебра Для обнаружения катионов Ag + используются его реакции с хроматом калия, щелочами и галогенидами щелочных металлов. 1. Хромат калия К образует с ионами Ag + кирпично-красный осадок хромата серебра Ag 2 CrO 4 : 2AgNO 3 + K 2 CrO 4 = Ag 2 CrO 4 ↓ + 2KNO 3 , который растворяется в азотной кислоте и растворе аммиака, ноне растворяется в уксусной кислоте. 2. Гидроксиды (NaOH или КОН) образуют с ионами Ag + осадок AgOH, разлагающийся с образованием оксида серебра (I) бурого цвета 2AgNO 3 + 2NaOH = Ag 2 O ↓ + 2NaNO 3 + H 2 O 3. Растворы галогенидов (хлоридов, бромидов и йодидов) образуют с ионами Ag + белый творожистый осадок хлорида AgCl, бледно-зеленый – бромида AgBr и желтый – йодида AgI: AgNO 3 + NaCl = AgCl ↓ + NaNO 3 AgNO 3 + NaBr = AgBr ↓ + NaNO 3 AgNO 3 + KI = AgI ↓ + KNO 3 Осадок хлорида серебра хорошо растворяется в растворе аммиака (гидроксида аммония NH 4 OH) с образованием комплексного соединения AgCl + 2NH 4 OH = [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl + 2H 2 O, бромид серебра растворяется в NH 4 OH частично, а йодид серебра практически нерастворим. Получив от лаборанта раствор нитрата серебра, провести все реакции, написать их уравнения и указать признаки, по которым обнаруживаются катионы серебра. Сделать вывод о том, какая из реакций является наиболее чувствительной. Опыт 2. Качественные реакции на катионы ртути 1. Щелочи образуют с солями ртути (II) желтый осадок HgO, так как образующийся по ионообменной реакции гидроксид ртути (II) неустойчив Hg(NO 3 ) 2 + 2NaOH = Hg(OH) 2 + 2NaNO 3 ; Hg(OH) 2 = HgO ↓ + H 2 O 2. Йодид калия образует с ионами Hg 2+ оранжево-красный осадок йодида ртути (II), который в избытке реактива растворяется, образуя в растворе бесцветное устойчивое комплексное соединение тетрайодогидраргират (II) калия Hg(NO 3 ) 2 + 2KI = HgI 2 ↓ + 2KNO 3 ; HgI 2 + 2KI = K 2 [HgI 4 ]. Провести реакции, указать признаки обнаружения катионов Hg 2+ и сделать вывод о том, какая из этих реакций является более чувствительной. Опыт 3. Качественные реакции на катионы свинца 1. Иодид калия образует с ионами Р желтый осадок йодида свинца (II): Pb(NO 3 ) 2 + 2KI = PbI 2 ↓ + 2KNO 3 Получив осадок, прибавьте в пробирку несколько капель воды и 2 н. раствора уксусной кислоты и нагрейте. При этом осадок растворяется, но при охлаждении (погружении пробирки вхолодную воду) йодид свинца (II) снова появляется в виде блестящих золотистых кристаллов. Эта специфическая для Р реакция является одной из наиболее красивых реакций в аналитической химии. 2. Хромат и дихромат калия образуют с катионами Родин и тот же осадок хромат свинца (II) желтого цвета Pb(NO 3 ) 2 + K 2 CrO 4 = PbCrO 4 ↓ + 2KNO 3 Pb(NO 3 ) 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = PbCrO 4 ↓ + Осадок растворяется в растворах щелочей, в растворе аммиака ив уксусной кислоте, а в разбавленной азотной кислоте растворяется частично. Эта реакция на ионы Р является наиболее чувствительной. 3. Серная кислота и растворимые сульфаты осаждают ион Р в виде белого осадка сульфата свинца Pb 2+ + SO = PbSO − 2 4 4 ↓ Осадок растворим при нагревании в растворах щелочей, вследствие образования тетрагидроксоплюмбатов (II), например PbSO 4 + 4NaOH = Na 2 [Pb(OH) 4 ] + Провести реакции и написать их уравнения. Опыт 4. Качественные реакции на катионы бария Дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 образует с ионами Ва 2+ желтый осадок BaCrO 4 , а не BaCr 2 O 7 , как можно было бы ожидать. Объясняется это тем, что в растворе дихромата калия имеются ионы CrO , которые образуются в результате взаимодействия ионов Cr − 2 4 2 O с водой по обратимой реакции − 2 7 Cr 2 O + H − 2 7 2 O С + 2H − 2 4 + Концентрация ионов С невелика, но она все же достаточна для того, чтобы образовался осадок BaCrO − 2 4 4 , произведение растворимости которого намного меньше, чем произведение растворимости дихромата бария 2Ba 2+ + 2CrO = 2BaCrO − 2 4 4 ↓ При сложении обоих уравнений получают общее ионное уравнение этой специфической реакции 2Ba 2+ + Cr 2 O + H − 2 7 2 O = 2BaCrO 4 ↓ + 2H + , по которому можно написать молекулярное 2BaCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2BaCrO 4 ↓ + 2KCl + 2HCl Осадок хромата бария растворим в сильных кислотах и нерастворим в уксусной кислоте. Сильная кислота НС образуется при самой реакции, поэтому полного осаждения BaCrO 4 не происходит. Но если к исходному раствору хлорида бария прибавить избыток ацетата натрия (CH 3 COONa), то соляная кислота будет взаимодействовать с ним с образованием слабой уксусной кислоты CH 3 COONa + НС = CH 3 COOH + NaCl, в которой BaCrO 4 нерастворим. Ионы Са 2+ и Sr 2+ с дихроматом калия осадков не образуют и обнаружению бария не мешают, поэтому рассмотренная реакция применяется не только для открытия ионов Ва 2+ , но и для отделения их от ионов кальция и стронция. Осадок BaCrO 4 образуется также при действии на растворы солей бария хроматом калия K 2 CrO 4 . Однако хромат калия образует такой же желтый осадок SrCrO 4 c ионами Sr 2+ , поэтому данная реакция уже не является специфической. Для проведения опыта необходимо внести в пробирку 2 - 3 капли раствора ВаСl 2 , добавить 5 - 6 капель раствора ацетата натрия и действовать раствором дихромата калия, наблюдая образование желтого осадка хромата бария. Опыт 5. Качественные реакции на катионы железа Железо в виде катионов Fe 2+ и Fe 3+ постоянно присутствует в грунтовых водах Западной Сибири. Для обнаружения этих катионов используется несколько высокочувствительных реакций. а) Обнаружение ионов Fe 2+ 1. Щёлочи NaOH и КОНа также гидроксид аммония NH 4 OH образуют с ионами зеленый осадок гидроксида железа (II). Осадок растворим только в кислотах, так как Fe(OH) 2 не обладает амфотерными 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 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 (II) и его окисления кислородом при участии воды. 2. Гексацианоферрат (II) калия (жёлтая кровяная соль) образует с ионом 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) или соли Мора добавлением по каплям) гексацианоферрата (II) калия. Осадок обычно образуется уже после добавления первой капли этого реактива. б) Обнаружение ионов Fe 3+ 1. Гексацианоферрат(III) калия (красная кровяная соль) 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 прибавить 1 - 2 капли раствора K 4 [Fe(CN) 6 ]. 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. 2. 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+ , ноне всегда надежна, так как вещества, образующие комплексы с ионом Fe 3+ , мешают появлению окраски. К таким веществам относятся фосфорная кислота, соли щавелевой кислоты и др. Провести опыт, добавляя в разбавленный раствор хлорида железа (III) роданид аммония убедиться в появлении кроваво-красной окраски раствора. Опыт 6. Качественные реакции на катионы висмута 1. При гидролизе солей висмута (III) образуется белый осадок оксосоли. 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, те. снова выпадает в осадок оксосоль. 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- 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 вместо BiI 3 образуется оранжевый осадок оксосоли – йодида оксовисмута (III): [BiI 4 ] - + H 2 O = BiOI ↓ + 3I - + Провести и описать опыт, написать уравнения реакций в молекулярном виде. 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 SnCl 2 прибавляют 8 - 10 капель 2 н. раствора NaOH или КОН, чтобы первоначально выпавший осадок растворился с образованием тетрагидроксостанната (II): Sn 2+ + 2OH - = Sn(OH) 2 ↓; Sn(OH) 2 + 2OH - = [Sn(OH) 4 ] 2- К полученному раствору, содержащему избыток щелочи, прибавляют каплю раствора соли висмута (III). При этом образуется черный осадок металлического висмута 2Bi 3+ + [Sn(OH) 4 ] 2- + 2OH - = Bi ↓ + [Sn(OH) 6 ] 2- Провести и описать опыт, написать уравнения реакций в молекулярном виде. Опыт 7. Качественные реакции на катионы меди 1. Щелочи NaOH и КОН образуют с ионами Cu 2+ голубой осадок Cu(OH) 2 , чернеющий при нагревании вследствие превращения в оксид меди (II) CuO: 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+ красно-бурый осадок гексацианоферрата (II) меди (II): 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, например Cu 2+ + Zn = Cu ↓ + Zn 2+ Металл-восстановитель может быть в любом виде, но лучше всего реакция наблюдается при их использовании в порошкообразном виде. Провести все реакции и сравнить их по наглядности и чувствительности. 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 серо- фиолетового или серо-зеленого цвета, обладающего амфотерными свойствами. К 5 каплям раствора сульфата хрома (III) прибавить раствор 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 + H 2 O 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. 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) CrO + Р 4 2+ = PbCrO 4 ↓ (осадок желтого цвета) CrO + 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 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 анионы 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-анионы Хлорид бария BaCl 2 осаждает ионы СО в виде белого осадка ВаСО − 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 галогенид-анионы Анионы Cl - , Br - и I - обнаруживаются нитратом серебра, концентрированной серной кислоты, действием окислителей и других качественных реакций. 1. Нитрат серебра образует с галогенид-анионами белый творожистый осадок, 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 NH 4 OH, Na 2 S 2 O 3 , KCN. В случае NH 4 OH реакция идет по уравнению AgCl + 2NH 4 OH = [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl + 2H 2 O 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 (1,5·10 -16 ) 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 ↑ + H 2 O Концентрированная серная кислота окисляет сухие иодиды до свободного иода и восстанавливается при этом до сероводорода 8KI + 5H 2 SO 4 = 4I 2 + 4K 2 SO 4 + H 2 S ↑ + 4H 2 O Образующийся иод окрашивает раствор в бурый цвета сероводород обнаруживается по запаху тухлых яиц, а также по почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца (II), как в опыте 11.1. 3. Действие окислителей. Окислительно-восстановительный потенциал хло- рид-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 KMnO 4 , PbO 2 , KClO 3 и др. Все окислители, способные окислять хлорид-ионы, легко окисляют бромид- и йодид-ионы, потенциалы которых ниже, чему хлорид-ионов. При проведении реакции 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 йодкрахмаленной 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, 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 характерный красивый фиолетовый цвет. Провести описанные реакции и оценить их селективность и чувствительность. Опыт 12. Качественные реакции на сульфид-анионы 1. Кислоты взаимодействуют с сульфидами с образованием сероводорода Na 2 S + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S ↑; FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S ↑ Выделение сероводорода обнаруживается по запаху тухлых яиц, а также по почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца H 2 S + Pb(NO 3 ) 2 = 2HNO 3 + PbS ↓ черный осадок. Соли кадмия образуют с ионами S 2- характерный ярко-желтый осадок сульфида кадмия CdS: CdSO 4 + Na 2 S = Na 2 SO 4 + CdS ↓ (жёлтый осадок. 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 описанные реакции и оценить их чувствительность. Работа 2. ГАЛОГЕНЫ Галогены (фтор, хлор, бром, йод) находятся в земной коре ив воде морей и соленых озер в составе их солей – галогенидов NaCl, Сидр. Из этих соединений галогены получают в свободном виде для технических и лабораторных целей химическими и электрохимическими методами. Будучи неметаллами, галогены являются окислителями, однако их окислительные свойства в ряду фтор – хлор – бром – йод уменьшаются, о чем свидетельствуют значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для полуреакций: F 2 + ее+ ее Большое техническое значение имеют галогеноводороды (HF, HCl, HBr, HI), в особенности хлороводород, водный раствор которого называется соляной кислотой. В этих соединениях галогены находятся в отрицательной степени окисления, поэтому они являются восстановителями. Восстановительные свойства галогеноводородов возрастают в порядке, обратном увеличению окислительных свойств галогенов. Таким образом, наиболее сильным среди галогеноводородов восстановителем является йодоводород HI. Среди многочисленных соединений галогенов в положительных степенях окисления особое место занимает хлорат калия KClO 3 (бертолетова соль. Это соединение является сильным окислителем, его окислительные свойства проявляются ив растворенном, ив расплавленном, ив твердом состояниях. В растворах хлорат калия, будучи окислителем, восстанавливается до хлорида калия или до свободного хлора. В кислой среде при стандартных условиях окислительные свойства хлора-ионов характеризуются следующими значениями окислительно-восстановительных потенциалов ClO + 6H 3 − + + ее Хлорат калия в твердом порошкообразном состоянии входит в состав спичек, зажигательных смесей, осветительных ракет и составы для фейерверков. В этом случае его окислительные свойства объясняются разложением при нагревании с выделением кислорода по уравнению 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 ↑ Экспериментальная часть Цель работы 1) ознакомиться с лабораторными методами получения галогенов и галогеноводородов 2) изучить окислительно-восстановительные свойства галогенов и их важнейших соединений. Опыт 1. Получение галогенов В три сухие пробирки внести по одному микрошпателю KCl, KBr и KI (или NaCl, NaBr, NaI) и по одному микрошпателю любого окислителя из числа KMnO 4 , MnO 2 или K 2 Cr 2 O 7 . Вещества в пробирках перемешать встряхиванием. Вовсе пробирки добавить по 2 - 3 капли концентрированной серной кислоты и наблюдать выделение газообразных хлора, брома и йода, отличающихся окраской. Галогены являются ядовитыми веществами, поэтому опыт следует проводить в вытяжном шкафу Убедившись в протекании реакции, в пробирки внести по 5 - 6 капель тиосульфата натрия, который подавляет выделение галогенов, восстанавливая их до безвредных галогенидов. Хлор можно также получить из соляной кислоты. Для этого в пробирку внести микрошпатель окислителя (KMnO 4 или MnO 2 ) и 2 - 3 капли концентрированной соляной кислоты. Убедившись в протекании реакции, добавить в пробирку 5 - 6 капель В отчете описать опыт, написать уравнения реакций и указать окраску галогенов. Все реакции уравнять методом полуреакций. В выводе сформулировать сущность лабораторного метода получения галогенов и объяснить, почему этот метод неприменим для получения фтора. Опыт 2. |