Стась Н. Ф. Князева ем лабораторных работ по неорганической химии
 Скачать 0.67 Mb.
|
|
Получение малорастворимых хроматов В двух пробирках к 5 каплям растворов хромата и дихромата калия добавить по 2 - 3 капли раствора хлорида бария. Отметить различие в окраске полученных осадков. Наблюдать за изменениями, происходящими в пробирке с дихроматом. Описать опыт. Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Объяснить, почему при взаимодействии хлорида бария с хроматами и дихроматами щелочных металлов образуется одно и тоже вещество – хромат бария. Опыт 4. 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. Опыт 5. Окислительные свойства соединений хрома) В три пробирки поместить 4–5 капель раствора дихромата калия, добавить 3–4 капли серной кислоты (из штатива. 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 микрошпа- тель сульфата железа. Наблюдать за изменением окраски растворов. Описать опыт. Написать уравнения реакций, уравнять их методом полуреакций. Работа 7. Марганец Изучение химических свойств марганца и его соединений имеет большое познавательное значение вследствие их разнообразия и широкого применения. Марганец – металл со средней восстановительной способностью в ряду напряжений он находится между алюминием и цинком, его электродный потенциал отрицателен (-1,18 В. Марганец активно взаимодействует с кислотами, а со щелочами этот металл не взаимодействует. 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 группе в периодической системе, в которой находится марганец, и числу валентных электронов в его атоме. У однотипных соединений марганца при увеличении его степени окисления наблюдается закономерное изменение основно-кислотных и окислительно- восстановительных свойств. Так, в ряду оксидов основные свойства ослабевают, а кислотные усиливаются 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 Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца зависят от степени его окисления металлический марганец – восстановитель, соединения марганца) – окислители, а соединения в промежуточных степенях окисления (+2, +3, +4, +6) обладают окислительно-восстановительной двойственностью и при определенных условиях многие из них диспропорционируют. В химической практике в качестве окислителя очень часто используется перманганат калия KMnO 4 . Его окислительная активность и состав продуктов восстановления зависят от среды раствора кислая среда MnO + 8H 4 − + + е = Mn 2+ + 4H 2 O ϕ = 1,531 В нейтральная среда MnO + 2H 4 − 2 O + е = MnO 2 + 4OH - ϕ = 0,621 В щелочная среда MnO + е MnO 4 2 − ϕ = 0,558 В Экспериментальная часть Цель работы. Получение и исследование свойств марганца и его наиболее распространенных соединений. Опыт 1. Получение марганца и его отношение к кислотам а) Получение порошкообразного марганца. Всухую пробирку поместить кристаллический оксалат марганца и нагреть в пламени спиртовки до разложения соли с образованием мелкодисперсного металла. В отчете написать уравнение реакции и объяснить, к какому типу она относится (межмолекулярная, внутримолекулярная, диспропорционирование и т.д.) б 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) В три пробирки внести по 2 - 3 капли раствора сульфата марганца) ив каждую добавить по 2 - 3 капли раствора щелочи наблюдать образование осадка Mn(OH) 2 , отметить цвет осадка. В первую пробирку добавить 6 капель серной кислоты - осадок растворяется. 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 б) взаимодействия Mn(OH) 2 с серной кислотой в) окисление его кислородом воздуха (при перемешивании) с образованием гидроксида марганца) – в этой реакции участвует также вода г) его окисления бромной водой с образованием. Сделать вывод об основно-кислотных и окислительно- восстановительных свойствах гидроксида марганца. Опыт 3. Окислительно-восстановительные свойства а Окислительные свойства диоксида марганца. В пробирку внести микро- шпатель MnO 2 , прилить 4 капли концентрированной соляной кислоты, пробирку подогреть. Наблюдать выделение хлора. Опыт проводить под тягой Написать уравнение реакции, какова роль MnO 2 в этой реакции Подобрать коэффициенты методом полуреакций. б Восстановительные свойств диоксида марганца. В тигель поместить гранулу гидроксида калия и микрошпатель нитрата калия. Смесь расплавить в пламени спиртовки и внести на кончике микрошпателя несколько кристалликов диоксида марганца. Отметить цвет полученного расплава. В отчете описать опыт, написать уравнение реакции окисления MnO 2 до K 2 MnO 4 (манганат калия, подобрать коэффициенты методом полуреакций. Опыт 4. Получение и свойства манганата калия а Получение манганата калия. В пробирку внести 5 - 6 капель концентрированного раствора NaOH (или KOH). Добавить 3 - 4 капли раствора перманганата калия и нагреть смесь на спиртовке до изменения цвета раствора на изумрудно- зеленый, который свидетельствует об образовании манганата калия по реакции 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 определить, к какому типу она относится. б 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 роли K 2 MnO 4 и хлора (брома) в этой реакции. Коэффициенты найти методом полуреакций. в Взаимодействие манганата калия 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 реакции взаимодействие манганата калия с сульфитом натрия и определить роли K 2 MnO 4 ив этой реакции. г Диспропорционирование манганата калия в нейтральной среде. Манганат калия устойчив в сильнощелочной среде. При нейтрализации щелочи кислотой он разлагается. В пробирку с полученным перед этим щелочным раствором манганата калия (третья пробирка) медленно, по каплям, прибавлять разбавленную серную кислоту. При этом наблюдается изменение окраски раствора и выпадение осадка, что свидетельствует о протекании реакции K 2 MnO 4 + H 2 SO 4 → MnO 2 + KMnO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O Определить тип реакции, уравнять ее методом полуреакций. По опытам б, в и г сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах соединений марганца) - 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, наблюдавшиеся в каждой из пробирок при протекании реакции. Закончить уравнения всех трех реакций, имея ввиду, что в кислой среде происходит восстановление ионов до ионов Mn 2+ , в нейтральной среде – до оксида марганца, а в щелочной среде – до манганат-ионов При этом продуктом окисления сульфита натрия во всех трех случаях является сульфат натрия. Сделать вывод о том, как изменяются окислительные свойства перманганата калия при переходе от кислой среды к нейтральной. Работа 8. ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ Железо, кобальт и никель – элементы (металлы) восьмой группы периодической системы близки по физическими химическим свойствам, поэтому их изучают совместно как семейство железа. В электрохимическом активности (ряду напряжений) эти металлы расположены в средней части, до водорода. Они взаимодействуют с соляной и разбавленной серной кислотами 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 и Co(NO 3 ) 2 , 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 +2, однако соединения двухвалентного железа (как гидроксид, таки соли) окисляются до трехвалентного состояния кислородом воздуха. Соединения кобальта) и никеля) устойчивее подобных соединений железа например, соединения никеля) окисляются до никеля) действием более сильных, чем кислород, окислителей и т.п. Из этого следует, что соединения кобальта) и никеля) обладают окислительными свойствами действительно, эти свойства наблюдаются при взаимодействии Ni(OH) 3 и Co(OH) 3 с соляной кислотой вместо обменных реакций наблюдаются окислительно-восстановительные реакции с выделением хлора и образованием NiCl 2 и Окислительные свойства соединений железа) выражены слабее они не выделяют хлор из соляной кислоты, нос йодоводородной кислотой HI 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) восстанавливается сульфид-ионами до двухвалентного состояния и наблюдается образование FeS и серы. Для железа, кобальта и никеля характерно существование большого числа различных комплексных соединений. Особенно интересно наблюдать образование окрашенных амминокомплексных соединений кобальта и никеля и циано- комплексных 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 др) на гидроксид железа. Растворимые ферраты Na 2 FeO 4 , K 2 FeO 4 и малорастворимый BaFeO 4 – 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 а)Взаимодействие железа с кислотами. В три пробирки внести по 5 капель 2 н. растворов кислот соляной, серной и азотной. В четвертую пробирку внести 4 капли концентрированной серной кислоты. В каждую пробирку поместить по одному кусочку железной стружки. Пробирку сконцентрированной серной кислотой подогреть. Наблюдать протекание реакций. Затем в каждую пробирку прибавить по одной капле раствора роданида калия, который с ионами железа) образует соединение Fe(SCN) 3 с характерной красной окраской. Убедится в том, что в соляной и разбавленной серной кислоте образуются ионы железа, а в азотной и концентрированной серной кислоте (при нагревании) – ионы железа. В отчете описать опыт, написать уравнения реакций и сформулировать общий вывод о взаимодействии железа с кислотами. б) Взаимодействие кобальта и никеля с кислотами. Поместить в три пробирки по маленькому кусочку кобальтовой стружки. В первую пробирку внести 2 н. соляную кислоту, во вторую – 2 н. серную, в третью – 2 н. азотную кислоту (все кислоты добавлять по 4 - 5 капель. 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 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, кобальта) и никеля) а) Гидроксид железа В солях железа) вследствие частичного окисления кислородом воздуха всегда присутствует железо. Поэтому в опытах используется наиболее устойчивая к окислению на воздухе двойная соль – соль Мора (NH 4 ) 2 SO 4 ·FeSO 4 ·6H 2 O или её раствор, которой готовится непосредственно перед опытом (в пробирку засыпают один микрошпатель соли Мора и растворяют в 3 - 4 каплях воды. В уравнениях реакций вместо формулы соли Мора можно пользоваться формулой сульфата железа, так как эта соль практически полностью диссоциирует при растворении вводе на все составляющие её ионы. В пробирку с 3 - 4 каплями раствора соли Мора прибавить по каплям 2 н. раствор щелочи до выпадения осадка Fe(OH) 2 яблочно-зеленого цвета. Перемешать полученный осадок стеклянной палочкой и наблюдать переход окраски в бурый цвет вследствие окисления гидроксида железа) в гидроксид железа, формулу которого следует записывать в виде FeO(OH), так как катион железа) 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 описать опыт и написать уравнения реакций а) образования гидроксида железа б) его окисления в гидроксид железа) под действием кислорода воздуха и воды в) превращения Fe(OH) 3 в гидроксид оксожелеза(III). б) Гидроксид кобальта В две пробирки внести по 2 - 3 капли раствора соли кобальта) и добавлять по каплям раствор щелочи. Сначала появляется синий осадок основной соли, который затем становится розовым, что указывает на образование гидроксида кобальта. Осадок водной пробирке размешать стеклянной палочкой, а в другую прибавить 2 - 3 капли 3 %-ного раствора пероксида водорода. В какой из пробирок наблюдается окисление Co(OH) 2 ? В отчете описать опыт и написать уравнения реакций. Пробирку с гидроксидом кобальта) сохранить для опыта 3. в) Гидроксид никеля В три пробирки поместить по 2 - 3 капли раствора соли никеля) и добавлять по каплям раствор щелочи до выпадения осадка Ni(OH) 2 . Впервой пробирке осадок перемешать стеклянной палочкой, во вторую добавить 2–3 капли 3 %-ного раствора H 2 O 2 , а в третью – одну каплю бромной воды. В каком случае происходит окисление Ni(OH) 2 ? В отчете описать опыт и написать уравнения реакций. Пробирку с гидроксидом никеля) сохранить для опыта 3. По опыту 2 сделать общий вывод об изменении восстановительных свойств однотипных соединений в ряду Fe(OH) 2 – Co(OH) 2 – Опыт 3. Окислительные свойства Co(OH) 3 и Слить жидкость с осадков гидроксидов кобальта) и никеля, 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) и никеля) с соляной кислотой б) образования йода на фильтровальной бумаге. Сделать вывод об изменении окислительных свойств соединений в ряду Fe(OH) 3 – Co(OH) 3 – Опыт 4. Свойства ионов железа и железа) а) Восстановительные свойства ионов Fe 2+ . В двух пробирках провести реакции растворов перманганата и дихромата калия, подкисленных их серной кислотой с кристаллическим сульфатом железа. В отчете написать уравнения реакций. Используя значения окислительно-восстановительных потенциалов полуре- акций, приведенные ниже, определить, возможно ли окисление ионов Сои перманганатом и дихроматом калия. Сделать вывод о восстановительных свойствах ионов Fe 2+ в сравнении с ионами Сои б) Окислительные свойства ионов Fe 3+ . Используя значения окислительно- восстановительных потенциалов полуреакций, приведенные в конце описания этой работы, определите, какой галоген можно получить в молекулярном виде по реакции 2FeCl 3 + Г = Г + 2FeCl 2 + 2NaCl Осуществить реакцию получения этого галогена и подтвердить его образование качественной реакцией. В отчете описать опыт и сделать вывод об окислительных свойствах соединений железа(III). Опыт 5. Гидролиз солей железа а) Гидролиз FeSO 4 и FeCl 3 . Приготовить или взять из штатива готовые растворы сульфата железа) и хлорида железа. С помощью универсальной индикаторной бумаги определить водородный показатель и среду растворов. Пробирку с раствором подогреть на спиртовке, сравнить значения водородного показателя нагретого и холодного раствора. Описать опыт, написать уравнения гидролиза обоих солей. Какая из них (FeSO 4 или FeCl 3 ) и почему в большей степени подвергается гидролизу Ответ мотивировать, используя представления о поляризующей способности катионов. |