Стась Н. Ф. Князева ем лабораторных работ по неорганической химии
 Скачать 0.67 Mb.
|
|
Получение галогеноводородов а) Получение хлороводорода. Всухую пробирку внести один микрошпатель кристаллического хлорида натрия и добавить 4 - 5 капель концентрированной серной кислоты. Вспучивание хлорида натрия и выделение газа свидетельствуют о протекании реакции. Поднести к пробирке смоченную водой синюю лакмусовую бумагу (вместо лакмуса можно использовать универсальную индикаторную бумагу) и наблюдать изменение её окраски. В отчете описать опыт, написать уравнение реакции и объяснить изменение окраски лакмуса. Объяснить, почему в опыте используется твердый хлорид натрия и концентрированная кислота, а не раствор соли и неразбавленная кислота. б) Получение бромоводорода и йодоводорода. В две сухие пробирки внести по одному микрошпателю кристаллических солей - бромида и йодида натрия (или калия. Добавить к ним по 4 - 5 капель концентрированной ортофосфорной кислоты. Пробирки слегка подогреть на пламени спиртовки. Вспучивание солей ивы- деление газов свидетельствует о протекании реакции. Смочить водой индикаторную бумагу и подержать ее у отверстия пробирок, наблюдать изменение окраски индикатора. В отчете описать опыт, объяснить изменение окраски индикатора, написать уравнения реакций. Объяснить, почему в опытах используется не серная кислота как при получении хлороводорода, а ортофосфорная. Опыт 3. Восстановительные свойства галогеноводородов и галогенидов В три пробирки внести по 4 - 5 капель раствора FeCl 3 и по 2 - 3 капли разбавленного (одномолярного) раствора серной кислоты. Добавить по 3 - 4 капли растворов (первая пробирка, KBr (вторая и KCl (третья пробирка. По изменению окраски раствора определить, в какой пробирке произошло восстановление FeCl 3 дои окисление галогенид-иона. Написать уравнение реакции. Сравнивая окислительно-восстановительные потенциалы галогенид-ионов (см. введение) с потенциалом полуреакции: Fe + е Fe ; ϕ 2 + 0 = 0,77 B, объяснить результаты опыта. Опыт 4. Исследование окислительных свойств хлората калия а Взаимодействие KClO 3 c иодидом калия. В пробирку внести 4 - 5 капель раствора KI, прибавить 2 - 3 капли раствора хлората калия или несколько кристалликов сухой соли и 3 - 4 капли разбавленной серной кислоты . Наблюдать появление бурой окраски раствора. Объяснить опыт, написать уравнение реакции. б Окисление соляной кислоты. В пробирку поместить 1 / 3 микрошпателя кристаллического хлората калия и прибавить 2 - 3 капли концентрированной соляной кислоты. Наблюдать выделение газа, обратить внимание на его окраску. Написать уравнение реакции. в Окисление диоксида марганца. В сухом фарфоровом тигле смешать по одному микрошпателю хлората калия и диоксида марганца и внести в смесь одну гранулу твердого гидроксида калия. На пламени спиртовки довести смесь до расплавленного состояния и нагревать несколько минут. Наблюдать изменение окраски, что свидетельствует об окислении MnO 2 . Описать опыт и написать уравнение реакции, учитывая, что зеленый цвет продукта свидетельствует об образовании манганата калия. г Зажигание смеси сахара и KClO 3 Внимание Опыт опасен, поэтому его выполнение требует осторожности. Небольшое количество (1 - 2 микрошпате- ля) мелко растертой бертолетовой соли осторожно смешать стеклянной палочкой в фарфоровом тигле с равным количеством сахарной пудры. Смесь не растирать, так как при растирании возможно воспламенение. К смеси прибавить (осторожно, из длинной пипетки) одну каплю концентрированной серной кислоты. Наблюдать вспышку смеси. Описать опыт, объяснить инициирующее действие серной кислоты, написать уравнение реакции. Опыт 5. Растворение галогенов в органических растворителях В две пробирки раздельно внести по 2 - 3 капли бромной и йодной воды. Добавить в каждую пробирку по 5 - 6 капель какого-либо органического растворителя. Растворы перемешать стеклянной палочкой. Отметить окраску отстоявшихся слоев в пробирках. В отчете описать опыт ответить наследующие вопросы 1) Почему галогены растворяются в органических растворителях гораздо лучше, чем вводе) Как называется процесс извлечения брома и йода из водного раствора органическим растворителем 3) Какое практическое значение имеет изученное явление Работа 3. СЕРА Сера является неметаллом, поэтому в реакциях с металлами она является окислителем. Однако при взаимодействии с более сильными окислителями (фтор, кислород, азотная кислота и др) сера проявляет восстановительные свойства. В соединениях сера находится в степенях окисления -2 (H 2 S, Na 2 S, ZnS и т.д.), +4 (SO 2 , H 2 SO 3 , Na 2 SO 3, и т.д ) и +6 (SO 3 , H 2 SO 4 , K 2 SO 4 и т.д.). Соединения серы (II) – восстановители, серы (VI) – окислители, а соединения серы (IV) проявляют окислительно-восстановительную двойственность и при определённых условиях могут диспропорционировать. Самое важное соединение серы – серная кислота. Она производится в огромных количествах и применяется в производстве удобрений, в нефтехимии, при получении химических реактивов, для обработки металлов. Серная кислота является окислителем, причем, её окислительные свойства увеличиваются с увеличением её концентрации в растворе. Концентрированная серная кислота окисляет металлы, находящиеся в ряду напряжений до серебра, а также многие неметаллы. Познавательное и практическое значение имеет гидролиз соединений серы – сульфидов, сульфитов и сульфатов, а также изучение растворимости сульфидов в различных растворителях. Все сульфиды подразделяются на четыре группы 1) растворимые вводе (к ним относятся сульфиды щелочных металлов, сульфиды бария, кальция, стронция и сульфид аммония 2) нерастворимые вводе, но растворимые в соляной и разбавленной серной кислотах (к ним относятся сульфиды цинка, двухвалентных железа и марганца 3) нерастворимые вводе, в HCl ив разбавленной H 2 SO 4 , но растворимые в кислотах-окислителях (HNO 3 , концентрированная H 2 SO 4 , хлорноватая, селеновая 4) растворимые вводных растворах сульфидов щелочных металлов и сульфида аммония (NH 4 ) 2 S с образованием сульфосолей. Большинство сульфидов имеют окраску (например, PbS - черный, CdS - желтый- оранжевый и т.д.). Различие в окраске и растворимости сульфидов в различных средах используется в аналитической химии для обнаружения и разделения катионов. По химическим свойствам различают сульфиды основные, кислотные и амфотерные. Различие химической природы сульфидов проявляется в реакциях гидролиза и при взаимодействии сульфидов разной природы между собой. Экспериментальная часть Цель работы. Изучить свойства серы и её наиболее распространенных соединений. Опыт 1. Окислительные и восстановительные свойства серы а Окислительные свойства серы Всухую пробирку насыпать смесь порошков цинка (или алюминия, железа) с серой в соотношении 1:2. Пробирку нагреть на пламени спиртовки в вытяжном шкафу. Доказать опытом, что образовавшийся белый порошок содержит в своем составе ион S 2- . Написать уравнение реакции. б Восстановительные свойства серы. В пробирку внести один микрошпа- тель порошка серы и добавить 5 - 6 капель концентрированной азотной кислоты. Смесь нагреть на пламени спиртовки до полного исчезновения серы. Какой газ при этом выделяется К полученному раствору добавить 1 - 2 капли раствора хлорида бария. На наличие какого иона указывает образование белого осадка Описать опыт и написать уравнение взаимодействия серы с азотной кислотой. Уравнять реакцию методом полуреакций. По опытам аи б сделать общий вывод о химических свойствах серы. Опыт 2. Сероводород и его свойства а) Получение сероводорода и его горение. Пробирку, на 1 / 3 наполненную мелкими кусочками сульфида железа (II), закрепить в штативе. Добавить вне капель концентрированной соляной кислоты. Быстро закрыть пробирку пробкой с отводной трубкой (рисунок на обложке пособия. Выделяющийся газ зажечь у конца отводной трубки. Над пламенем горящего газа подержать смоченную водой универсальную индикаторную бумажку. Наблюдать изменение её цвета. В отчёте описать опыт и наблюдения. Написать уравнения реакций 1) получения сероводорода, 2) его горения, 3) взаимодействия с водой газа, полученного при горении сероводорода. Объяснить изменение цвета индикаторной бумажки. б Восстановительные свойства сероводорода В две пробирки внести по 5 капель перманганата калия и дихромата калия. Растворы подкислить серной кислотой ив каждую из пробирок добавить сероводородную воду до изменения окраски каждого раствора. Объяснить изменение окраски растворов, написать уравнения реакций. Коэффициенты перед веществами найти методом полуреакций. в Кислотные свойства сероводорода Что представляет собой водный раствор, какие молекулы и ионы находятся в этом растворе С помощью универсальной индикаторной бумаги определить водородный показатель сероводородной воды. Написать схемы двух ступеней диссоциации H 2 S в растворе и выражения для расчета констант диссоциации по обеим ступеням. Выписать из справочника численные значения констант диссоциации. Сделать вывод о силе сероводородной кислоты. Опыт 3. Получение сульфидов и изучение их растворимости а Получение сульфидов. В 5 пробирок налить по 4 - 5 капель растворов сульфата цинка, сульфата марганца (II), нитрата свинца (II), хлорида сурьмы (III) и хлорида бария. В каждую пробирку добавить раствор сульфида аммония или сульфида натрия. В каких пробирках выпал осадок Если осадок не выпал, объяснить причину. Отметить окраску полученных осадков и записать уравнения реакций их получения. Полученные сульфиды сохранить для следующего опыта. б Исследование растворимости сульфидов в СВ пробирки с полученными в опыте а сульфидами, добавить соляную кислоту и отметить, в каких пробирках наблюдалось растворение осадков. Написать уравнения реакций в молекулярном ив ионном виде. в Исследование растворимости сульфидов в HNO 3 . В пробирки, в которых осадки сульфидов не растворились в соляной кислоте, добавить концентрированную азотную кислоту (опыт проводить в вытяжном шкафу. Отметить выделение газа (какого. Написать уравнение реакции, коэффициенты перед веществами найти методом полуреакций. По результатам опытов а, б ив составить сводную таблицу опыта Сульфид Растворимость вводе в HCl в Опыт 4. Изучение свойств соединений серы (IV) а Восстановительные свойства сульфита натрия. В пробирку с 5 - 6 каплями перманганата калия добавить 3 - 4 капли серной кислоты и несколько кристалликов сульфита натрия. Что наблюдается Написать уравнение реакции, коэффициенты найти методом полуреакций. б Диспропорционирование сульфита натрия. Поместить микрошпатель кристаллического сульфита натрия всухую пробирку и нагреть в пламени спиртовки в течение 4 - 5 минут. После того, как пробирка остынет, растворить её содержимое вводе. Полученный раствор разделить на две части. К первой части добавить реактив для обнаружения сульфид-ионов. Какое другое соединение образуется при диспропорционировании сульфита натрия и как его обнаружить Написать уравнения всех реакций. в Окислительные свойства сульфита натрия. В свежеприготовленный раствор сульфита натрия добавить раствор сульфида аммония (или натрия. Отметить образование осадка. Какую функцию проявляет сульфит по отношению к сульфиду Почему раствор сульфита натрия не готовится заранее, а используется свежеприготовленный Какие свойства – окислительные или восстановительные – выражены сильнее у сульфита натрия и других соединений серы (IV)? Опыт 5. Изучение свойств серной кислоты а) Дегидратирующие свойства серной кислоты. Стеклянной палочкой, смоченной концентрированной серной кислотой, написать что-нибудь на листочке бумаги. Бумагу слегка прогреть, держа её высоко над пламенем горелки. Что наблюдается В отчёте описать опыт, дать его объяснение и сделать вывод. б Взаимодействие серной кислоты с металлами. Подействовать в трех пробирках разбавленной серной кислотой на магний, цинк и медь. Написать уравнения реакций H 2 SO 4 с магнием и цинком Почему разбавленная серная кислота не взаимодействует с медью Повторить опыт, подействовав на металлы концентрированной кислотой под тягой, наблюдать выделение газов впервой и третьей пробирках (определить газы по их запаху) и образование белого осадка во второй. Написать уравнения реакций, подобрать коэффициенты методом полуреакций. В выводе сформулировать главное отличие концентрированной серной кислоты от разбавленной в окислительно-восстановительных реакциях с металлами. Опыт 6. Гидролиз солей, содержащих серу а) Обратимый гидролиз сульфидов. На полоску универсальной индикаторной бумаги нанести каплю раствора сульфида натрия и отдельно каплю раствора сульфида аммония. Определить водородный показатель растворов, записать уравнения реакций гидролиза, сделать вывод о полноте гидролиза этих соединений. б Необратимый гидролиз сульфида алюминия. К 3 - 4 каплям сульфата алюминия прибавить несколько капель сульфида аммония. Наблюдать выпадение осадка. Проверить отношение полученного осадка к кислотами щелочам, предварительно разделив его на две части. Написать уравнения реакций гидролиза сульфида алюминия и взаимодействия полученного осадка с кислотой и щелочью. в) Обратимый гидролиз сульфита натрия. С помощью универсальной индикаторной бумаги определить pH раствора сульфита натрия, сделать выводи написать уравнения гидролиза в ионном и молекулярном виде. г) Необратимый гидролиз сульфита алюминия. К 3 - 4 каплям сульфата алюминия прибавить по каплям раствор сульфита натрия, который приготовить предварительно растворением кристаллической соли вводе. Наблюдать выпадение осадка и выделение газа. Написать уравнение реакции. д) Обратимый гидролиз сульфатов. С помощью универсальной индикаторной бумаги определить рН растворов сульфатов цинка, алюминия, железа) и меди (II) Написать уравнения их гидролиза в молекулярном и ионном виде. Провести аналогичный опыт с растворами сульфатов натрия и калия, почему гидролиз этих солей не наблюдается Сделать общий вывод по опыту 6. Работа 4. р-ЭЛЕМЕНТЫ ПЯТОЙ ГРУППЫ азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут) Соединения азота Среди многочисленных соединений азота особый интерес, в связи с широким применением, вызывают аммиак, соли азотистой кислоты нитриты, азотная кислота и ее соли нитраты. В промышленности аммиак получают путем каталитического синтеза из азота и водорода. В лабораториях для получения аммиака используют реакции между солями аммония (например NH 4 Cl) и щелочами. Реагенты берутся в виде твердых веществ, либо в виде концентрированных растворов. В обоих случаях реакция протекает в две стадии 1) образование гидроксида аммония 2) его разложение с выделением Аммиак бесцветен, но, тем не менее, он легко обнаруживается различными способами 1) по запаху 2) с помощью влажной индикаторной бумаги по её окрашиванию) с помощью газообразного хлороводорода, с которым аммиак соединяется, образуя кристаллический хлорид аммония в виде белого дыма (стеклянную палочку, смоченную концентрированным раствором соляной кислоты, подносят к пробирке, в которой идет реакция. Аммиак обладает восстановительными свойствами. В газообразном состоянии при нагревании он восстанавливает металлы из оксидов, а в растворенном, в кислой среде, обесцвечивает раствор перманганата и изменяет окраску дихромата калия, образуя соли марганца (II) и хрома (III); аммиак при этом окисляется с образованием молекулярного азота. Азотистая кислота и её соли нитриты обладают окислительно-восстанови- тельной двойственностью в реакциях с сильными восстановителями (KI, SnCl 2 , H 2 S) они окислители, ас сильными окислителями (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 ) – восстановители. Будучи окислителями, они восстанавливаются до оксида азота (II), а в реакциях с более сильными окислителями превращаются в нитраты. Для азотной кислоты и ее солей нитратов характерны окислительные свойства. В этом качестве азотная кислота используется в реакциях с металлами, а нитраты для вскрытия минералов. Вскрытием минералов называются реакции, в которых химически инертные минералы пиролюзит MnO 2 , хромит FeO 3 ·Cr 2 O 3 , рутил, циркон ZrSiO 4 и другие превращаются в растворимые соединения, удобные для дальнейшей переработки. Вскрытие минералов чаще всего производится их сплавлением со смесью щелочей и нитратов. Опыт 1. Получение и обнаружение аммиака Смесь кристаллических NH 4 Cl и NaOH (или KOH), помещенную в пробирку, осторожно нагреть на спиртовке. Выделение аммиака установить с помощью влажной индикаторной бумаги (универсальной или красно - лакмусовой) или с помощью стеклянной палочки, смоченной концентрированной соляной кислотой. В отчете описать опыт и свои наблюдения, а также уравнения реакций образования аммиака и белого дыма около стеклянной палочки. Опыт 2. Восстановительные свойства раствора аммиака В две пробирки поместить по 5 - 6 капель растворов перманганата калия и дихромата калия, подкислить их серной кислотой и прибавлять по каплям раствор аммиака до обесцвечивания первого и изменения окраски второго. Написать уравнения реакций и подобрать в них коэффициенты методом полуреакций. Опыт 3. Окислительно-восстановительная двойственность нитритов а) Окислительные свойства нитритов. Провести в пробирке (под тягой) реакцию между растворами NaNO 2 (или К) и подкисленным раствором NaI или KI), обратить внимание на изменение окраски раствора и цвет выделяющегося газа. В отчете описать опыт и составить уравнение реакций а) взаимодействия нитрита с йодидом в присутствии серной кислоты б) окисления образующегося оксида азота (II) кислородом воздуха на выходе из пробирки. Первую реакцию уравнять методом полуреакций. б) Восстановительные свойства нитритов. Выбрать из штатива два известных окислителя и провести их восстановление нитритом натрия (или калия) в кислой среде. Описать ход опыта, написать уравнения реакций. В выводе по опыту 3 объяснить причину окислительно-восстановительной двойственности нитритов. Опыт 4. Взаимодействие азотной кислоты с металлами Внимание! Все опыты с азотной кислотой проводятся в вытяжном шкафу под тягой. В отдельных пробирках провести шесть опытов по взаимодействию разбавленной (из штатива) и концентрированной HNO 3 (хранится в вытяжном шкафу) с магнием, цинком и медью. Гранулы цинка и меди после опыта обмыть струей воды и возвратить для повторного использования. Описать наблюдения, составить уравнения реакций и подобрать в них коэффициенты методом полуре- акций, сделать выводы. В выводе отразить влияние природы металла (положение в электрохимическом ряду активности) и концентрации азотной кислоты на состав продуктов её восстановления металлами. Опыт 5. Вскрытие минерала расплавленным нитратом Смесь твердых веществ К и KOH расплавить в тигле на пламени спиртовки и добавить в расплав немного (на кончике микрошпателя) MnO 2 . Наблюдать образование в расплаве манганата калия, имеющего красивую окраску цвета морской волны или бирюзы. Составить уравнение реакции, подобрать коэффициенты методом полуреакций, сформулировать вывод. Соединения фосфора Среди соединений фосфора наибольшее практическое значение имеют фосфорная кислота и ее соли – фосфаты. Фосфорную (ортофосфорную) кислоту в промышленности получают действием серной кислоты на природное соединение фосфат кальция (суперфосфата в лабораториях для этой цели используют реакцию красного фосфора с азотной кислотой. Обнаружить ортофосфорную кислоту можно раствором молибдата аммония, с которым образуется комплексное соединение ярко-желтого цвета. Фосфорная кислота – слабая, поэтому её растворимые соли (фосфаты щелочных металлов) гидролизуются по аниону. Но большинство фосфатов не растворяется вводе, кислотах, щелочах и агрессивных средах. Образование нерастворимых фосфатов на поверхности металлов (в технике эту операцию называют фосфатированием) применяется для зашиты металлов от коррозии. Опыт 6. |