Предисловие

1
Предисловие
Предлагаемые методические указания представляют собой вторую часть
руководства к лабораторным занятиям по химии для первого курса.
Описываемые в настоящем руководстве методика и техника выполнения
опытов полумикрометодом в значительной степени отличаются от
применяемых работ, выполняемых макрометодом.
Работа с малыми количествами веществ, приучает студентов к
аккуратности и способствует приобретению навыков, необходимых в
аналитической химии. При этом значительно сокращается расход времени на
все операции, что особенно важно для нехимических специальностей, где
число часов, отводимых по плану на лабораторные работы очень мало, а
программный материал достаточно велик. Кроме того, работа с малыми
количествами веществ создает гигиенические условия в лаборатории, т.к.
воздух помещения почти не загрязняется вредными газами.
Чтобы успешно выполнять опыты на практических занятиях, нужно
тщательно к ним готовиться. Для этого необходимо:
1) предварительно изучить теоретический материал данной темы по
учебнику;
2) ознакомиться с описанием предстоящей работы и ответить на
контрольные вопросы;
3) не начинать опыт, пока не станет ясной цель работы, последовательность
ее выполнения и не будет проверен собранный прибор;
4) описание всех проведенных опытов, наблюдений и выводов следует
заносить сразу в лабораторную тетрадь (подробности смотри в ч.1
настоящего пособия).
В пособии обобщен многолетний преподавательский опыт кафедры
химии Северо-Кавказского горно-металлургического института (ГТУ).
Методические указания составлены авторским коллективом
преподавателей кафедры химии: профессором Алихановым В.А., доцентами
Горбатковой Б.Х., Абрамьян А.Х., Мишениной И.В., ассистентом
Таутиевой М.А.
2
Лабораторная работа №1
Свойства элементов главной подгруппы и группы.
Бериллий, магний, кальций, стронций, барий составляют главную
подгруппу II группы периодической системы элементов. Бериллий и магний
значительно отличаются по своим свойствам от следующих элементов
подгруппы. Более сходны между собой кальций, стронций, барий и радий. Их
называют щелочноземельными металлами. Электронная конфигурация
бериллия – 1S2 2S2, а конфигурация последнего электронного слоя остальных
металлов можно представить формулой nS2, предпоследнего (n – 1)S2,
(n – 1)p6.
В своих соединениях они исключительно двухвалентны. Кроме бериллия
это активные металлы, причем активность их возрастает от кальция к барию,
т.е. сверху вниз. В том же порядке увеличивается растворимость их оксидов
и гидроксидов. Усиливается сверху вниз и основной характер гидроксидов
металлов, амфотерных у Be(OH)2, основной у Mg(OH)2 и, наконец, щелочной
у последующих членов подгруппы. На воздухе эти металлы (кроме Ве)
недостаточно устойчивы. Особенно это касается щелочноземельных
металлов, оксидная пленка которых хорошо растворяется в воде:
Ме + О2 = МеО;
МеО + Н2О = Ме(ОН)2.
С кислородом элементы главной подгруппы образуют гидроксиды:
2Ме + О2 = 2МеО;
2МеО + О2 = 2МеО2(Ме – Mg, Ca, Ba);
и проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства, а в воде
подвергаются гидролизу
BaO2 + 2H2O = Ba(OH)2 + H2O2.
Рассматриваемые металлы легко отдают два электрона и являются
сильными восстановителями. Активность их взаимодействия с водой
различна. Бериллий разлагает воду только при нагревании, магний
окисляется водой на холоде, но медленно. Образующиеся малорастворимые
гидроксиды предохраняют эти металлы от дальнейшего окисления.
У кальция, стронция и бария по мере возрастания порядкового номера
потенциалы ионизации уменьшаются и реакция их с водой протекает все
более энергично.
BeO и Be(OH)2 обладают амфотерными свойствами. Mg(OH)2 проявляет
только основные свойства, хотя и слабые. Ca(OH)2, Sr(OH)2 и Ba(OH)2
являются сильными основаниями Me2+. В том же направлении увеличивается
растворимость оксидов и гидроксидов металлов.
Гидроксид магния плохо растворим в воде. Растворяется в кислотах, а
также в растворах солей.
Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH4OH.
3
Соли бериллия и магния, в отличие от солей других щелочноземельных
металлов, в водном растворе подвергаются гидролизу
MgCl2 + H2O = MgOHCl + HCl.
В твердом состоянии соли образуют кристаллогидраты.
Термическая устойчивость карбонатов увеличивается от магния к барию.
Малорастворимые в воде карбонаты щелочноземельных металлов
растворяются в кислотах:
CaCO3
Ca2+ + CO32-,
H+ + CO32HCO3-,
HCO3- + H+
CO2 + H2O
или
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2.
В результате реакции происходит уменьшение концентрации ионов CO32-,
поэтому произведение концентрации Ca2+ ∙ CO32- становиться меньше
произведения растворимости CaCO3 и переходит в раствор.
Насыщение водных растворов малорастворимых карбонатов диоксидом
углерода также приводит к уменьшению концентраций ионов CO32вследствие образования ионовHCO3-:
CO2 + H2O = H2CO3,
H2CO3
H+ + HCO3-,
CO32- + H+ = HCO3-.
Поэтому малорастворимые карбонаты превращаются в растворимые
гидрокарбонаты
CaCO3 + CO2 + H2O
Ca(HCO3)2.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Восстановительные свойства магния и кальция.
а) Поместите в пробирку стружку металлического кальция и налейте в нее
воды. Наблюдайте быстрое протекание реакции. Проделайте такой же опыт
со стружками магния. Напишите уравнения реакций;
б) На стружку металлического магния и кальция прилейте разбавленную
соляную кислоту. Наблюдайте за происходящими изменениями и напишите
уравнения реакций.
Опыт 2. Свойство оксидов и гидроксидов.
Поместите в две пробирки отдельно оксид магния и оксид кальция, налейте в
каждую из них воды. Наблюдайте изменения, происходящие в пробирке с
оксидом кальция. Убедитесь в щелочности среды. Напишите уравнения
реакций.
Опыт 3. Получение гидроксида магния.
Налейте в две пробирки 2-3см3 раствора натрия, в другую – раствор аммиака.
Добавьте в пробирки раствор хлорида магния. Отметьте цвет образующегося
гидроксида магния. К осадкам прилейте раствор хлористого аммония до их
растворения. Объясните происходящее явление. Напишите уравнения всех
реакций.
4
Опыт 4. Получение гидроксидов щелочноземельных металлов.
К растворам хлористого кальция, стронция и бария, взятыми в отдельных
пробирках, прилейте раствор едкого натрия. Обратите внимание на
количество выпавшего осадка в каждой пробирке.
Повторите опыт, взяв вместо едкого натрия разбавленный раствор
аммиака. Сравните результаты опытов. Напишите уравнения реакций в
молекулярном и ионной формулах.
Опыт 5. Получение карбоната и бикарбоната кальция.
Налейте в пробирку известковой и дистиллированной воды (1:1). Из аппарата
Киппа пропустите в пробирку СО2. Наблюдайте выпадение осадка и
последующее его растворение. Напишите уравнения реакций.
Опыт 6. Сравнение растворимости солей щелочноземельных металлов.
На растворы солей кальция, стронция, бария подействуйте растворами солей
угольной, серной и фосфорной кислот. Сравните растворимость карбонатов,
сульфатов, фосфатов кальция, стронция, бария. Напишите уравнения
реакций.
Опыт 7. Образование гипса.
К насыщенном на холоде раствору хлористого кальция прибавьте равный
объем 50% H2SO4. Наблюдайте выпадение кристалликов гипса. Напишите
уравнения реакций.
Вопросы и задачи:
1. В чем выражается возрастание металлических свойств от бериллия к
барию?
2. Каково отношение магния в воде, кислотам и щелочам?
3. Какова окраска лакмуса в растворе хлорида магния? Какие ионы
определяют эту окраску? Напишите уравнение гидролиза хлорида
магния.
4. Составьте схему электролиза расплава хлорида магния.
5. Из водных растворов соли магния карбонат натрия осаждает основную,
а бикарбонат натрия среднюю соль магния. Чем это объясняется?
6. При каких условиях можно получить оксиды щелочноземельных
металлов из соответствующих карбонатов?
7. Составьте уравнения реакций:
Са
Са(ОН)2
СаСО3
Са(НСО3)2.
8. Как из образовавшегося бикарбоната кальция выделить двумя
методами осадок карбоната кальция.
9. При каких условиях амфотерные гидроксиды проявляют свои
амфотерные свойства? Для ответа используйте уравнения реакций.
10.Что называют негашеной известью? В чем заключается процесс
гашения извести?
5
11.Вычислите, сколько гашенной извести можно получить из 10г
известняка СаСО3?
12.Вычислите объем водорода (н.у.), выделившегося при действии
избытка соляной кислоты на смесь порошков меди и магния массой
10г, в которой соотношение масс металлов составляет 1:1.
6
Лабораторная работа №2.
Бор, алюминий.
Бор - B, алюминий - Al, галлий - Ga, индий - In, таллий – Tl - элементы IIIА
группы периодической системы Д.И. Менделеева. Электронная
конфигурация внешнего слоя представлена формулой - ns2np1. Для этих
элементов характерна степень окисления (3+), электроотрицательность их не
высока. По химическим свойствам бор – неметалл, алюминий – амфотерный
элемент.
Наличие четырехвалентных – sp-орбиталей вакантных nd-орбиталей
обуславливает акцепторную способность атомов элементов в комплексных
соединениях (особенно у алюминия).
Бор окисляется азотной кислотой в растворе и кислородом при условии со
щелочами:
B + 3HNO3(k) = H3BO3 + 3NO2,
4B + 4NaOH + 3O2 = 4NaBO2 + 2H2O.
Алюминий как амфотерный элемент, взаимодействует с кислотами –
неокислителями ( в растворе Al входит в состав катиона)
2Al + 6H3O + 6H2O = 2[Al(H2O)6] + 3H2
и с водой в щелочной среде
2Al + 2OH- + 6H2O = 2[Al(OH)4]- + 3H2.
Бор и алюминий реагируют с кислородом, галогенами, серой, азотом и др.,
при этом образуются оксиды B2O3 и Al2O3, галогениды BГ3 и AlГ3, сульфиды
B2S3 и Al2S3, нитриды BN и AlN и др.
Оксиды бора и алюминия при сплавлении со щелочами образуют соли
(бораты, алюминаты)
B2O3 + 2NaOH = 2NaBO2 + H2O.
При обработке оксидов кислотами – неокислителями переходят в раствор
только оксиды алюминия
Al2O3 + 6H3O+ + 3H2O = 2[Al(H2O)6]3+.
Оксиды B2O3 и его Гидроксид обладают кислотными свойствами; так при
растворении B2O3 в воде образуется слабая ортоборная кислота H3BO3. При
нагревании эта кислота переходит в метаборную HBO2, а последняя затем в
тетраборную H2B4O7. При гидролизе тетрабората натрия (Na2B4O7),
называемого бурой, образуется борная кислота (H2BO3), как при действии на
буру серной кислотой
Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O = 4H3PO3 + Na2SO4.
Раствор тетрабората натрия вследствие гидролиза имеет pH > 7:
Na2B4O7
2Na+ + B4O72-,
B2O72- + 11H2O
4[H3BO3(H2O)] + 2OH-; pH < 7.
Аквакатионы алюминия в водном растворе проявляют функции слабой
кислоты, поэтому соли алюминия подвергаются гидролизу
[Al(H2O)6]3+ + H2O
[Al(H2O)5OH]2+ + H3O+; pH < 7.
7
Самыми известными солями алюминия являются двойные соли типа квасцов
[MI(H2O)6][MIII(H2O)6(SO4)2,
где MI = Na, K, Rb, Tl,
MIII = Al, Ga, In, Tl, Cr, Fe.
Сульфид алюминия в растворе полностью гидролизуется
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S.
Поэтому при взаимодействии в растворе некоторой соли алюминия и
сульфида металла сразу выпадает осадок гидроксида алюминия и выделяется
сероводород
Al2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S + 3Na2SO4.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Получение борной кислоты.
Налейте в пробирку немного насыщенного раствора буры Na2B4O7 ∙ 10H2O,
осторожно добавьте к нему несколько капель концентрированной серной
кислоты. Охладите пробирку холодной водой и наблюдайте выделение
кристаллов борной кислоты. Составьте уравнение реакции в молекулярной и
ионной формах.
Опыт 2. Свойства борной кислоты.
1) Насыпьте в пробирку немного борной кислоты и испытайте ее
растворимость в холодной воде и при нагревании. Исследуйте полученный
раствор лакмусовой бумажкой.
2) Растворите в воде немного буры и испытайте раствор лакмусовой
бумажкой.
Составьте уравнения гидролиза буры в молекулярной и ионной формах. На
основании проделанных (1 и 2) реакций укажите к сильным или слабым
кислотам следует отнести борную кислоту.
Опыт 3. Свойства буры.
Захватите в ушко стальной проволоки, вплавленной в стеклянную палочку
или трубочку, несколько кристаллов буры и внесите его в пламя горелки.
Прозрачное стеклообразное тело, образующееся в ушке «проволочки»,
называется «перлом буры». Перл на проволочке смочите водой и коснитесь
кристаллов нитрата или сульфата кобальта, меди, хрома, а затем накалите его
в пламени до полной прозрачности.
Охладив «перл буры», отметьте его цвет, обусловленный образованием
двойного метабората.
Составьте уравнения реакции в молекулярной и ионной формах
образования буры из борной кислоты и едкого натра, а также уровня
реакции образования различных солей тетрабората, учитывая, что при
прокаливании нитрата он распадается с образованием оксида, который и
взаимодействует с бурой, образуя метаборат.
Опыт 4. Отношение алюминия к воздуху и воде.
8
Очистите наждачной бумагой три алюминиевых пластины. Одну из них
оставьте на воздухе и наблюдайте образование оксидной пленки, другую
опустите в стакан с водой. Будет ли реагировать алюминий с водой при
комнатной температуре?
Третью пластинку опустите в раствор нитрата ртути. Выньте ее, протрите
фильтровальной бумагой и погрузите в стакан с водой, где находится вторая
пластинка. Какой газ при этом выделится? Составьте уравнения реакции.
Пластинку, на поверхности которой выделяется газ, выньте из стакана,
протрите фильтровальной бумагой и оставьте для наблюдения. Объясните
наблюдаемое, учитывая, что при погружении алюминиевой пластинки в
раствор соли ртути происходит образование амальгамы.
Опыт 5. Отношение алюминия кислотам и щелочам.
Напишите необходимые уравнения реакций.
В четыре пробирки положите по кусочку алюминия и налейте в три из них
несколько капель 2н раствора кислоты: в одну - соляной, в другую – серной,
в третью – азотной. В четвертую пробирку налейте несколько капель 30%
раствора щелочи. Составьте уравнения реакций и выставьте коэффициенты
на основании электронных схем. Полученный в четвертой пробирке раствор
слейте с оставшихся стружек и оставьте для следующего опыта.
Опыт 6. Амфотерность гидроксида алюминия.
а) К полученному в предыдущем опыте (4-ая пробирка) раствору алюмината
добавьте по каплям (избегая избытка) разбавленную соляную кислоту до
получения осадка гидроксида алюминия. Составьте уравнения реакции в
молекулярной и ионной формах;
б) Получите гидроксид алюминия, действием на его соль щелочью.
Составьте уравнения реакции в молекулярной и ионной формах;
в) Полученный в предыдущем опыте осадок гидроксида алюминия разделите
на две части и к одной части добавьте раствор кислоты, а к другой – избыток
едкого натра. Составьте уравнения реакции в молекулярной и ионной
формах.
Опыт 7. Гидролиз солей алюминия и алюминатов.
а) испытайте лакмусом растворы разных солей алюминия. Отметьте
изменения окраски и составьте уравнения реакций гидролиза его солей в
молекулярной и ионной формах;
б) Проведите гидролиз сульфида алюминия. К раствору сульфата алюминия
добавьте несколько капель сульфида аммония. Полученный осадок разделите
на две части. К одной части осадка прилейте соляной кислоты. Можно ли
полученный осадок считать сульфидом алюминия? Составьте уравнения
реакции в молекулярной и ионной формах;
в) Проведите гидролиз алюмината аммония. К раствору сульфата алюминия
добавьте немного едкого натра до растворения первоначально выпавшего
осадка. Добавьте к образовавшемуся алюминату натрия раствор хлористого
9
аммония, при этом алюминат натрия полностью гидролизуется с
образованием осадка гидроксида алюминия. Составьте уравнения реакции
образования алюмината аммония и реакцию полного гидролиза в
молекулярной и ионной формах.
Опыт 8. Получение алюмокалиевых квасцов.
В пробирке смешайте растворы сульфата алюминия и сульфата калия. Через
некоторое время наблюдайте помутнение раствора и затем осаждение мелких
кристаллов. Составьте уравнения реакции образования алюмокалиевых
квасцов.
Опыт 9. Адсорбция красителей гидроксидом алюминия.
К раствору алюминиевых квасцов добавьте небольшое количество
разбавленных анилиновых чернил. Затем прилейте туда же разбавленный
водный раствор аммиака. Чем объяснить изменения цвета раствора?
Контрольные вопросы и задачи.
1. При растворении тетрабората натрия в воде среда становится щелочной.
На основании этого определите, является ли переход данной соли в раствор
только физическим процессом, если после полного растворения соли раствор
остается прозрачным.
2. Трифторид бора образует гидрат состава BF3 ∙ 2H2O. Составьте
координационную формулу и систематическое название этого соединения,
если известно, что в твердом состоянии оно является ионным кристаллом, а в
растворе полностью диссоциирует на ионы и создает сильнокислотную
среду.
3. Объясните, почему для тетерафторбората (III) водорода правильной
является запись формулы H[BF4], а не [B(H)F4]. При ответе учтите, что это
соединение является сильной кислотой в водном растворе.
4. Тетрагидроборат (III) натрия Na[BH4] вносят в горячую воду, при этом
наблюдается выпадение осадка и выделение газа. Установлено, что
выделение газа уменьшается при увеличении щелочности среды, а при
подкислении реакция возобновляется.
Объясните результаты опыта и напишите уравнения реакции.
5. Трифторид бора хорошо растворим в жидком фтороводороде, а фторид
алюминия в нем практически нерастворим, однако, полностью переходит в
раствор в присутствии фторида натрия. При пропускании газообразного
трифторида бора через раствор фторидов алюминия и натрия в жидком
фтороводороде фторид алюминия снова выпадает в осадок. По результатам
этих опытов сделайте вывод об относительной силе акцепторных свойств
соединения алюминия (III) и бора(III) по отношению к фторид-иону.
6. К 0,5дм3 0,2М водного раствора сульфата алюминия добавляют 0,5дм3
0,2М раствора сульфата калия, смесь упаривают и охлаждают. Какое
вещество и в каком количестве выпадает в осадок?
7. Укажите тип реакций, протекающих между следующими реагентами:
10
а) тетрагидридоалюминатом (III) лития и водой;
б) тетрагидридогаллатом (III) натрия и хлороводородной кислотой. Почему
эти реакции необратимы?
8. Составьте уравнения реакции:
а) Ga + H3O+
;
б) Ga + OH
;
в) In(OH)3 + OH-конц
;
г) Ga2(SO4)3 + H2O
.
9. При сливании следующих растворов выпадают осадки, укажите их состав
и напишите уравнения соответствующих реакций:
а) хлорида галлия (III) и сульфида аммония;
б) нитрата индия (III) и сероводорода;
в) сульфата галлия (I) и гидроксида бария;
г) трихлоротриакваталлия и сероводорода.
10. К водному раствору AlCl3(k) добавляют цинк, смесь нагревают и
наблюдают выделение газа. Составьте уравнения реакций.
11. Не проводя вычислений, расположите вещества каждого набора в
порядке увеличения их растворимости в воде:
а) TlI, TlCl, TlBr;
б) Tl2C2O4, TlSeO4, Tl2CO3.
Почему для оценки растворимости веществ во всех указанных наборах
можно использовать значения ПР.
12. Известна константа равновесия реакции при некоторых условиях
4Al(T) + 3O2(Г)
2Al2O3(T); Kc = 1 ∙ 106.
Какие вещества – реагенты или продукты – преобладают в равновесной
смеси? Дайте обоснованный ответ.
13. Укажите какой оксид в наборе из двух реакций обладает более
основными свойствами:
Al2O3(T) + 3SO3(Г) = Al2(SO4)3(T); ∆G0298 = - 405кДж;
Tl2O3(T) + 3SO3(Г) = Tl2(SO4)3(T); ∆G0298 = -442кДж.
14. Составьте уравнения реакций и сделайте вывод о свойствах Tl(I) Tl(III):
а) TlNO3 + KOH + Cl2
;
б) TlCl + HNO3(K)
;
в) Tl(NO3)3 + KNO2
;
г) Tl2(SO4)3 + SO2
.
15. Проведите реакции замещения лигандов водном растворе и напишите
уравнения образования продуктов реакции:
а) [In(H2O)6](NO3)3 + NaBr
;
б) [In(H2O)6](NO3)3 + NaCl
;
в) [In(H2O)6](NO3)3 + NaI + NaF
.
11
Лабораторная работа №3.
Углерод и кремний.
Углерод – необходимый компонент организма всех живых существ.
Кремний – главный элемент неорганической химии и всей неживой природы.
Углерод.
В невозбужденном состоянии атом углерода имеет электронную формулу
1s22s22p2, из которой 2s22p2 являются валентными электронами. В
невозбужденном состоянии спаренные электроны (2s2) в образовании связи
не участвуют.
n=2
В этом состоянии углерод может образовывать три ковалентные связи: две из
них осуществляется по обменному механизму, а одна – донорноакцепторному. Первые две связи возникают за счет двух неспаренных
электронов, а третья – с использованием одной вакантной 2p – орбитали,
например, в оксиде углерода CO неподеленная пара электронов (2s2)
используется в реакциях присоединения оксида углерода, например, при
образовании карбонилов металлов Co2(CO)8, Fe(CO)5. В возбужденном атоме
углерода один электрон с 2s переходит на 2p
s
p
и в образовании связи принимают участие четыре электрона, максимальная
валентность углерода равна четырем.
В виде простых веществ углерод известен в трех аллотропных
модификациях: алмаз, графит и карбин.
Алмаз тверже всех найденных в природе веществ – это бесцветное,
прозрачное, сильно преломляющее свет вещество, но довольно хрупок. Его
структура кубическая.
Графит серо-черного цвета с металлическим блеском. Хорошо проводит
тепло и электрический ток. Имеет гексагональную структуру.
Карбин – черный мелкокристаллический порошок. Гексагональная
решетка карбина построена из прямолинейных цепей = C = C = C = C =. При
нагревании до 8000С карбин превращается в графит.
Алмаз и графит при обычных условиях инертны. Сгорают в чистом
кислороде при температуре 8000С с образованием CO2. Обе модификации
углерода устойчивы к действию кислот и щелочей. Простейшими
соединениями углерода с кислородом являются : диоксид CO2 (углекислый
газ) и оксид CO (угарный газ)
CO – бесцветный газ, очень ядовит, без запаха. Плохо растворяется в воде, в
спирте лучше. В лаборатории получают из муравьиной кислоты
HCOOH = CO + H2O.
12
Водоотнимающим средством служит серная кислота. Диоксид CO2 – газ, в
1,5 раза тяжелее воздуха, не обладает возобновительными свойствами. CO
может проявлять окислительные и восстановительные свойства. Например:
+2
+2
-4
+4
o
CO + CO + 2H 2 = CH4 + CO2
1/2
Одна молекула CO (окислитель) присоединяет суммарно 6 электронов (два
от второй молекулы CO и 4 от двух молекул H2) и переходит в CH4. Вторая
молекула CO – восстановитель, окисляясь, превращается в CO2. Катализатор
для реакции получения метана никелевый, реакцию происходят при 3000С.
Если изменить условия проведения реакции (катализатор ZnO 3000С,
250,5 ∙ 105 Па), получают метанол
+2
-2
CO + 2H2 = CH3OH (CO – окислитель).
+2
В реакции CO + NaOH = HCOONa степень окисления углерода (+2) не
меняется.
Важную роль играют карбонилы металлов: Cr(CO)2, Fe(CO)5, Mn2(CO)10.
Углерод взаимодействует с металлами и неметаллами.
В водном растворе диоксида углерода существует равновесие
CO2 + H2O
H2CO3
H+ + HCO-3
2H+ + CO2-3.
равновесие смещено влево.
Угольная кислота (H2CO3) является кислотой средней силы (pK = 3,93).
Существует только в растворах, в свободном состоянии не выделена. Как
двухосновная кислота она образует нормальные соли – карбонаты и кислый
гидрокарбонаты. Кроме того, для нее известно большое число основных
солей.
Гидрокарбонаты (или бикарбонаты) и карбонаты получают действием
углекислого газа на щелочь
NaOH + CO2 = NaHCO3, NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O,
или реакциями обмена между растворимыми солями угольной кислоты и др.
кислот
Ba(NO3)2 + K2CO3 = BaCO3 + 2KNO3.
Карбонаты щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде и
вместе с тем весьма термоустойчивы, тогда как карбонаты прочих металлов в
воде нерастворимы или труднорастворимы и подвергаются термической
диссоциации, например:
CaCO3 = CaO + CO2,
FeCO3 = FeO + CO2.
Большинство гидрокарбонатов растворимы в воде, гидрокарбонаты кальция,
магния и железа (II) существуют только на растворе при его выпаривании
термически диссоциируют с образованием соответствующих карбонатов.
Карбонаты щелочных металлов сильно гидролизуются при растворении в
13
воде и обуславливают щелочную реакцию раствора, почему и называются
углекислыми щелочами. Наиболее практически важными являются сода,
поташ и карбонат кальция.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Адсорбционные свойства углерода:
а) Поместите в коническую пробирку 3-4 микрошпателя измельченного угля
и прилейте разбавленный раствор индиго, лакмуса или фуксина до 1/3
объема пробирки, закройте пробирку пальцем или пробкой и энергично
встряхивайте ее содержимое в течение 1-2мин. Дайте частичкам угля осесть
или отцентрифугируйте их и отметьте наблюдения;
б) В пробирку внесите 2-3 капли 0,01н раствора нитрата свинца. Добавьте к
нему 1 каплю 0,1н раствора йодида калия. Наблюдайте выпадения осадков
йодида свинца (пробирку с полученным осадком сохраните в качестве
контрольной). В другую пробирку налейте того же раствора нитрата свинца,
внесите небольшое количество активированного угля, закрыв отверстие
пробирки пальцем, и энергично встряхивайте ее 2-3мин. С помощью
центрифугирования отделите жидкость от угля, возьмите пипеткой 2-3 капли
полученного прозрачного раствора и поместите его в другую пробирку.
Добавьте туда же 1 каплю 0,1н раствора KI. Составьте уравнения реакций.
Сравните количество осадка йодида свинца, полученного во втором случае и
в контрольной пробирке. Чем объяснить различие?
Опыт 2. Восстановление углем серной кислоты.
2-4 капли концентрированной серной кислоты (пл. 1,84г/см3) внесите в
микроколбу, укрепите ее в штативе и опустите в кислоту кусочек угля.
Осторожно мелким пламенем горелки подогрейте кислоту (не наклоняйтесь
над отверстием колбы). Наблюдайте выделение пузырьков газа. Отставьте
горелку в строну и по запаху определите продукт восстановления серной
кислоты. Как изменилась степень окисления серы? Напишите уравнения
реакций, считая, что углерод окисляется до диоксида.
Опыт 3. Восстановление оксидом углерода перманганата калия.
(Получать CO только под тягой)
Микроколбу укрепите в штативе и внесите в нее 5-10 капель муравьиной
кислоты. Закройте колбу пробкой с газоотводной трубкой, конец которой
опустите в приготовленный подкисленный раствор перманганата калия.
Реакционную смесь слегка подогрейте и пропустите выделяющийся CO газ в
раствор до изменения его окраски. Напишите уравнения реакций
восстановления перманганата оксидом углерода.
Опыт 4.Восстановительные свойства угля.
На листе бумаги перемешайте небольшие, примерно равные по массе порции
оксида меди (II) и мелко измельченного древесного угля. Смесь пересыпьте в
сухую пробирку, укрепленную горизонтально в штативе.
14
Закройте пробирку пробкой с изогнутой газоотводной трубкой, конец
которой опустите в сосуд с известковой водой. Пробирки сильно нагреть до
прекращения выделения газа. Наблюдайте за происходящими изменениями.
Дайте пробирке остыть, рассмотрите ее содержимое, отметьте ее цвет.
Напишите уравнения реакции.
Опыт 5.Свойства солей угольной кислоты.
Испытайте отношение к нагреваниюNaHCO3, Na2CO3 CaCO3. Для этого
небольшие порции солей прокалите в пробирках с газоотводными трубками,
опущенными в известковую воду. Наблюдайте за происходящим. Напишите
уравнения реакций.
Опыт 6. Гидролиз солей угольной кислоты:
а) Испытайте раствор бикарбоната натрия и карбоната натрия красной
лакмусовой бумажкой. В первом случае она показывает очень
слабощелочную реакцию, почти нейтральную, во втором – сильно
щелочную;
б) Получение карбоната гидроксомеди. Внесите в пробирку 4-5 капель
раствора сульфата меди и добавьте столько же раствора карбоната натрия .
Отметьте зеленовато-голубой цвет осадка основной соли меди (CuOH)2CO3.
Напишите уравнения реакции взаимодействия сульфата меди с карбонатом
натрия с участием воды.
в) К раствору сульфата алюминия прибавить раствор соды. Выпадает белый
объемистый осадок гидроксида алюминия и одновременно выделяются
пузырьки CO2. Составьте уравнения реакции.
Кремний.
У атома кремния в невозбужденном состоянии на s-орбитали имеют два
спаренных электрона, а p-орбитали имеют два неспаренных электрона. У
кремния, в отличие от углерода, в образовании связи могут участвовать рорбитали. Теоретически максимальная валентность кремния может быть
равна 9 против 4 у углерода. Атом кремния может находится sp3d2 –
гибридном состоянии, однако, для него характерно sp3 – гибридное
состояние. В наиболее стабильных соединениях кремний проявляет степени
окисления +4, 0, -4. Окислительное число +2 мало характерно для кремния. У
кремния большое сродство к кислороду. С кислородом кремний образует два
соединения SiO и SiO2.
SiO получают из SiO2 восстановлением при 1350-15000С
SiO2 + C = SiO + CO.
SiO устойчив при высоких температурах, при быстром охлаждении получают
SiO в твердом состоянии. При медленном охлаждении –
диспропорционирует:
2SiO = Si + SiO2,
SiO + 2NaOH = Na2SiO3 + H2.
(SiO - восстановитель).
15
SiO2 – кислотный оксид, но в воде не растворяется, поэтому кремниевую
кислоту получают косвенным путем
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl.
Силикаты ( соли кремниевой кислоты) получают путем спекания SiO2 с
щелочами, карбонатами и оксидами металлов:
SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2,
SiO2 + PbO = PbSiO3.
Состав кремниевой кислоты отвечает формуле xSiO2 ∙ yH2O;
если x = 1 и y = 1, то формула кислоты будет H2SiO3 – метакремниевая
кислота; если x = 1, y = 2 - H2SiO4 ортокремниевая кислота и т.д.
Все кремниевые кислоты очень слабы, поэтому растворимые в воде силикаты
сильно гидролизованы
Na2SiO3 + 2H2O = 2NaOH + H2SiO3.
Водородные соединения кремния (кремневодороды или силаны) получают
действием кислот на силициды активных металлов, например
Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4.
Кремний взаимодействует с галогенами и другими неметаллами.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Получение гидрозоля и гидрогеля кремниевой кислоты:
а) К 3см3 концентрированного раствора кремнекислого натрия прибавьте
разбавленный раствор соляной кислоты – образуется раствор золя
кремниевой кислоты;
б) К 3см3 концентрированного раствора кремнекислого натрия прибавьте 2-3
капли концентрированной соляной кислоты. Наблюдайте выделения студня –
геля кремниевой кислоты. Напишите уравнения реакции.
Опыт 2. Вытеснение кремниевой кислоты из ее солей
Налейте ¼ часть пробирки раствора кремнекислого натрия. В него
пропустите ток углекислого газа из аппарата Кипа.
Наблюдайте образование кремниевой кислоты. Напишите уравнения
реакции и сделайте вывод – какая из кислот – метакремниевая или угольная –
является более сильным электролитом?
Опыт 3. Гидролиз солей кремниевой кислоты.
Испытайте раствор кремнекислого натрия лакмусовой бумажкой.
Напишите уравнения реакции гидролиза.
К 1-2см3 раствора кремнекислого натрия прибавить 2-3см3 насыщенного
раствора хлористого аммония (нашатыря). Наблюдайте выделение
кремниевой кислоты и аммиака. Напишите уравнения реакции.
Опыт 4. Получение малорастворимых солей кремниевой метакислоты.
В небольшой химический стаканчик с раствором жидкого стекла (15-20см3)
опустите несколько кристаллов солей хлорида кальция, сульфата меди,
16
сульфата никеля. Обратите внимание на появление и рост длинных
окрашенных нитей, образующихся солей кремниевой метакислоты. Отметьте
их цвет и напишите ионные уравнения реакций их получения. Появление
длинных цветных нитей обусловлено явлением осмоса в связи с
образованием мономолекулярных полупроницаемых оболочек из
получающихся малорастворимых силикатов.
Опыт 5. Выщелачивание стекла (групповой опыт).
Кусочек стеклянной трубки нагрейте в пламени горелки и быстро опустите в
стакан с водой. Трубка лопается. Кусочки стекла перенесите в фарфоровую
ступку и, добавив небольшой объем дистиллированной воды, разотрите в
мелкий порошок (надеть защитные очки). Затем в ступку добавьте несколько
капель раствора фенолфталеина. Что наблюдается? Дайте объяснение, имея в
виду, что состав обыкновенного стекла выражают формулой
Na2O ∙ CaO ∙ 6SIO2.
Опыт 6. Выделение кремниевой кислоты хлоридом аммония.
Налейте в пробирку 1см3 10%-ного раствора силиката натрия и несколько
миллилитров насыщенного раствора хлорида аммония. Выпадение осадка
объясняется реакцией гидролиза. Соль слабой кремниевой кислоты и слабого
основания полностью гидролизуется.
Опыт 7. Действие раствора фенолфталеина на обычное и кварцевое стекло.
Маленькие кусочки обычного и кварцевого стекол разотрите отдельно в
ступке, насыпьте в отдельные пробирки и добавьте по 5-6 капель
дистиллированной воды и 1-2 капли спиртового раствора фенолфталеина. В
какой из пробирок и как изменилась окраска фенолфталеина? Какой ион
определяет изменение окраски фенолфталеина?
Различное отношение фенолфталеина объясняется тем, что кварцевое
стекло представляет собой полиоксид кремния (SiO2)n, а обычное стекло
содержит силикат натрия NaSiO3.
Коллоидные растворы.
Под коллоидными растворами в настоящее время понимают не отдельные
классы веществ, а особое состояние веществ, характеризующихся, прежде
всего, определенными размерами его частиц. Среди дисперсных систем
коллоидные растворы занимают промежуточное положение между
суспензиями и истинными растворами.
Диаметр частиц в:
истинном растворе = 10Ао,
«коллоидном растворе» = 10 – 1000 Ао,
«суспензии» = 1000 Ао.
Поэтому коллоидные растворы могут получены двумя методами:
дисперсионными (измельчением частиц более грубых дисперсных систем –
суспензий) и конденсационным (укрупнением частиц истинных растворов)
путем их слияния. Коллоидные растворы также называются золями.
17
От истинных растворов коллоидные отличаются по их оптическим
свойствам. Световые лучи в них подвергаются светорассеянию. Этим
объясняется явление конуса Тиндаля в коллоидных растворах и их
опалесценция (разные окраски в отраженном и проходящем свете). Так как
величина частиц коллоидного раствора одного и того же вещества
колеблется в широких пределах, то окраска этих растворов может быть
различной.
Коллоиды по отношению к жидкой фазе, в которой они распределены,
делятся на две группы. Одни из них хорошо адсорбируют на своей
поверхности молекулы вещества окружающей среды, образующие с ним
комплексы сольватного типа. Такие коллоиды называются лиофильными (в
частном случае водной среды – гидрофильными). Например, клей, желатин,
кремниевая кислота. Частицы других коллоидов молекул жидкой фазы не
адсорбируют. Такие коллоиды называют лиофобными (в частном случае
водной среды – гидрофобными). Например, сульфиды металлов в
тонкодисперсионном состоянии.
Из раствора электролита коллоидные частицы могут адсорбировать ионы
тех элементов, которые входят в состав самой частицы. Так как характер
поверхности у одинаковых коллоидных частичек один и тот же, то все они
заряжаются при этом одновременно. Коллоиды, адсорбирующие катионы,
заряжаются положительно (например, гидроксиды металлов), а
адсорбирующие анионы – отрицательно, например, сернистые соединения.
Коллоидные частицы с адсорбированными ионами называются гранулами,
а вместе с ионами противоположного знака («противоионами»), связанными
с гранулами – мицеллами.
Одинаковые заряды у гранулы в коллоидных растворах являются главной
причиной устойчивости последних.
Под влиянием электрического напряжения гранулы движутся к электроду
противоположного знака, а противоионы к другому электроду.
Перемешивание коллоидных частиц под действием электрического
напряжения называется электрофорезом. С помощью электрофореза
определяется знак электрического заряда гранул в мицеллах.
Коллоидные растворы являются системами довольно устойчивыми.
Устойчивость гидрофильных коллоидов объясняется наличием гидратной
оболочки, а гидрофобных – одинаковым зарядом гранул. При потере заряда,
вследствие введения электролита в коллоидный раствор или других причин,
наступает слияние частиц – коагуляция золя. Агрегаты частиц, достигнув
известной величины, становятся уже неспособными удерживаться во
взвешенном состоянии и выделяются из жидкой фазы – происходит
седиментация (осаждение) коллоида. Лиофильные коллоиды при выпадении
в осадок увлекают за собой большое количество растворителя, образуя
желатинообразные массы, называемые студнями или гелями. Вещества
вызывающие коагуляцию, называются коагулянтами: к ним относятся
различные электролиты. Коагулирующее действие электролита зависит от
валентности тока, ионов, заряд которых противоположен по знаку
18
коллоидных частиц. При сливании двух коллоидных растворов, гранулы
которых имеют противоположный электрический заряд, происходит
взаимная коагуляция коллоидов.
Различают коллоиды обратимые и необратимые. Осадок обратимых
коллоидов при добавлении растворителя может снова образовать золь.
Необратимые же коллоиды при добавлении растворителя не переходят в
жидкую фазу, но могут образовывать золь при добавлении ничтожных
количеств электролита. Это явление получило название пептизации.
Опыт 1. Получение золя гидроксида железа (III) путем гидролиза и его
коагуляции.
25см3 дистиллированной воды нагрейте до кипения, затем добавьте по
каплям 2% раствор хлорного железа до получения красно-коричневого
окрашивания – золя гидроксида железа (III).
Составьте уравнения реакции гидролиза хлорного железа и объясните
образование его гидрозоля.
Полученный коллоидный раствор гидроксида железа (III)разделите на две
порции. К одной порции прибавьте (по каплям) раствор хлорида натрия.
Следите за изменением раствора после прибавления каждой капли. В каком
случае произошла коагуляция быстрее и почему?
Вопросы и задачи.
1. Напишите электронные формулы атомов углеродов и кремния.
Начертите схемы распределения электронов в энергетических ячейках.
2. Какие степени окисления проявляют атомы углерода и кремния в
соединениях? Какую роль выполняют углерод и кремний в
окислительно-восстановительных процессах? Напишите уравнения
реакций.
3. Перечислите известные аллотропные модификации углерода. Опишите
их свойства. Как доказать, что они являются видоизменениями одного
и того же элемента?
4. Пользуясь приведенной ниже таблицей, сравните между собой
прочность химических связей, образуемых атомами кремния и
углерода, и сделайте выводы: а) какие соединения кремния должны
быть более устойчивыми, чем аналогичные соединения углерода; б)
чем объяснить существование огромного количества соединений?
Энергия химических связей, образуемых атомами углерода и кремния.
Связь
Энергия связи,
Связь
Энергия связи,
кДж/моль
кДж/моль
C–H
410
Si – H
310
C–O
335
Si – O
440
C–C
347
Si – Si
210
5. Каково строение молекул метана, этилена, ацетилена (тип связи, вид
гибридизации, геометрия молекул)?
19
6. В чем сходство и различие химических свойств водородных
соединений углерода и кремния? Дать объяснение. Приведите примеры
уравнений соответствующих реакций.
7. Напишите уравнения реакций получения силицидов, оксида кремния
(IV) и кремниевых кислот. Укажите условия получения этих кислот.
8. Сравните кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства оксидов углерода (II) и (IV), исходя из строения молекул.
Напишите уравнения соответствующих реакций.
9. Сравните свойства оксидов и гидроксидов кремния и углерода,
привлекая сведения по теории строения вещества.
10.Определите валентность и степень окисления атома углерода в
следующих соединениях: CH4, CH3OH, HCOH, CO2.
11.Назовите соединения углерода, которые в химических реакциях
являются: а) только восстановителями; б) только окислителями; в)
восстановителями и окислителями. Напишите уравнения
соответствующих реакций.
12.Почему для отделения CO от CO2 смесь этих газов пропускают через
раствор щелочи, а не через воду? Напишите уравнения реакций.
13.Можно ли с помощью реакций протекающих в растворе, приготовить
карбонат железа и алюминия? Дайте объяснение.
14.Как влияет понижение температуры и уменьшение давления на
равновесие реакций:
а) C + 2H2 = CH4 + 75,31 кДж;
б) CO + Cl2 = COCl2 + 112,97 кДж;
в) H2O + CO = H2 + CO2 + 41,84 кДж.
15.Закончите уравнения следующих реакций:
CO + KMnO4 + H2SO4 к-ат
CO + K2Cr2O7 + H2SO4 к-ат
16.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия:
а) NaHCO3 и HCl;
б) NaHCO3 и NaOH;
в) Ca(HCO3)2 и Ca(OH)2.
17.Массовая доля углерода в молекуле газообразного вещества 42,86%,
кислорода 57,14%. Относительная плотность этого газа по хлору 0,395.
Определите формулу вещества и его относительную плотность по
воздуху.
18.При сжигании смеси, состоящей из 100см3 метана и 100см3 кислорода,
часть газа не вступила в реакцию. Определите объем
непрореагировавшего газа.
19.В 1300г воды растворено 180г кристаллизационной соды. Плотность
полученного раствора 1,16 г/см3. Определите процентную
концентрацию раствора в расчете на безводную соль; молярную и
нормальную концентрации определите исходя из кристаллогидрата.
20.Какой объем оксида углерода (II) при нормальных условиях необходим
для восстановления 2кг оксида железа (III) до свободного железа?
20
21. Напишите уравнения реакций следующих превращений:
Si
SiH4
SiO2
H2SiO3
Na2SiO3
SiF4
Si
22. Напишите уравнения реакций, протекающих при прокаливании:
а) оксида кремния (IV) с карбонатом натрия;
б) оксида кремния (IV) с гидроксидом натрия;
в) карбоната калия с кремниевой кислотой ;
г) оксида кремния (IV) с гидроксидом кальция.
23. Состав оконного стекла приблизительно выражается формулой
CaO ∙ 6SiO2. Вычислите теоретический расход сырья – соды,
известняка и кремнезема – для получения 1т такого стекла. Напишите
уравнения реакций взаимодействия этих веществ при сплавлении.
24. Какой объем воздуха, измеренного при Р = 98,64кПа и t = 20оС,
потребуется для сжигания 200см3 силана (SiH4) при н.у.?
25. Какую массу Na2SiO3 ∙ 9H2O нужно взять для приготовления 350г
20%-ного раствора силиката натрия (в расчете на безводную соль)?
26. Сколько килограммов кремния и какой объем 32%-ного раствора
NaOH (ρ = 1,35г/см3) потребуется для получения 15м3 водорода
измеренного при t = 17оС и Р = 98,64 кПа?
27. Закончите уравнения:
а) C + SiO2 + Cl2
б) SiCl4 + H2O
в) SiF4 + H2O
г) SiO2 + HF
28. Напишите уравнения гидролиза солей угольной и кремниевой кислот:
Na2CO3, KHCO3, (NH4)2CO3, Na2SiO3.
29. При пропускании 2м3 воздуха через раствор Ca(OH)2 образовалось 3г
CaCO3. Вычислите содержание углекислого газа в воздухе (г/дм3) и в
процентах по объему.
30. Взаимодействие кремния с раствором щелочи протекает по схеме
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2 .
Сколько килограммов кремния и 30%-ного раствора щелочи
потребуется для получения 15см3 водорода (н.у.)?
31.В состав силиката входит 68,7% SiO2, 19,5% Al2O3 и 11,8% Na2O.
Выведите формулу силиката, выразив ее в виде соединения оксидов.
21
Лабораторная работа №4.
Олово и свинец.
Олово и свинец являются элементами IVA периодической системы
элементов.
Строение внешнего электронного уровня - …s2p2.
При переходе от германия к свинцу повышается устойчивость соединений
этих элементов, в которых они проявляют степень окисления 2+, и
понижается устойчивость соединений со степенью окисления 4+. Поэтому
соединения свинца (IV) являются сильными окислителями. Соединения
олова (II) проявляют сильные восстановительные свойства.
Олово и свинец растворяются в соляной кислоте, образуя SnCl2 и PbCl2
(свинец растворяется только при нагревании). Взаимодействуя с азотной
кислотой, свинец образует Pb(NO3)2; олово в разбавленной кислоте
переходит в Sn(NO3)2, а в концентрированной окисляется в метаоловянную
кислоту H2SnO3. Разбавленная серная кислота на свинец не действует, так как
на поверхности металла образуется слой нерастворимого PbSO4.
Концентрированная серная кислота растворяет свинец, образуя Pb(HSO4)2.
Олово в разбавленной серной кислоте растворяется незначительно, но легко
растворяется в горячей концентрированной серной кислоте
Sn + 4H2SO4 = Sn(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O.
Олово и свинец с кислородом образуют оксиды SnO и PbO и диоксиды
SnO2 и PbO2. Все они, а также их гидроксиды, амфотерны. Реагируя с
избытком раствора щелочи, они образуют гидрооксостанниты Na2[Sn(OH)4],
гидрооксоплюмбиты Na2[Pb(OH)4], гидрооксостаннаты Na2[Sn(OH)6],
гидрооксоплюмбаты Na2[Pb(OH)6].
Два свинца известны еще кислородные соединения Pb2O3 и Pb3O4, которые
следует рассматривать как соли мета- и ортосвинцовой кислот:
O
2
4+
Pb2O3
Pb + Pb O3
Pb
Pb = O
O
O
“
“
O
O
2+
4+
Pb3O4
Pb2 + Pb O4 Pb
Pb
Pb
O
O
Реакция Pb3O4 + 4HNO3 = 2Pb(NO3)2 + PbO2 + 2H2O подтверждает
приведенное строение.
Соли олова (II) и свинца (II) легко гидролизуются
SnCl2 + H2O
SnOHCl + HCl.
Соли олова (IV) в растворе существуют только в кислой среде, так как они
гидролизуется еще в большей степени
SnCl4 + 4H2O Sn(OH)4 + 4HCl4.
22
Способность олова (IV) к комплексообразованию приводит к тому, что
образующаяся кислота вступает во взаимодействие
SnCl4 + 4HCl
H2[SnCl6].
Олово (II) и свинец (II) с избытком галогенов – ионов образуют
комплексные соединения, например в насыщенном растворе йодида калия
PbI2 + 2KI
K2[PbI4].
Соединения олова (II) в щелочной среде проявляют восстановительные
свойства сильнее, чем в кислоте:
3SnCl2 + 2Bi(NO3)3 + 18NaOH = 2Bi + 3Na2[Sn(OH)6] + 6NaNO3 + 6NaCl,
Sn2+ - 2e + 6OH- = [Sn(OH)6]23
3+
o
Bi + 3e = Bi
2
Очень сильными окислителями являются соединения свинца (IV):
PbO2 + 4HCl = PbCl2 + Cl2 + 2H2O,
5Pb3O4 + 2MnSO4 + 26HNO3 = 13Pb(NO3)2 + 2HMnO4 + 2PbSO4 + 12H2O,
Pb3O4 + 2e + 8H+ = Pb2+ + 4H2O
5
2+
+
Mn - 5e + H2O = MnO4 + 8H
2
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Отношение олова и свинца к кислотам и щелочам:
а) Взаимодействие олова с кислотами и щелочью.
В пять пробирок положите небольшие кусочки олова. В первую из них
добавьте 3-4 капли разбавленной соляной кислоты, во вторую и третью –
соответственно по 3-4 капли разбавленной и концентрированной серной
кислоты, в четвертую – 3-4 капли концентрированной азотной кислоты, в
пятую – 3-4 капли гидроксида натрия.
Напишите уравнения реакций.
б) Взаимодействие свинца с кислотами.
В четыре пробирки поместите по небольшому кусочку свинца. В первую из
них добавьте 3-4 капли разбавленной соляной кислоты, во вторую – 3-4
капли разбавленной серной кислоты, в третью – 3-4 капли
концентрированной серной кислоты, в четвертую – 3-4 капли разбавленной
азотной кислоты.
Объясните наблюдаемое и напишите уравнения всех происходящих
реакций.
Опыт 2. Вытеснение олова и свинца цинком
Налейте в два стаканчика растворы солей олова и свинца. В оба раствора
опустите пластинки металлического цинка и дайте постоять 2-3мин.
Напишите уравнения реакций.
Опыт 3. Получение и свойства гидроксида олова (II) и свинца (II).
К 2-3 каплям соли олова (II) добавьте 2-3 капли гидроксида натрия, в другой
пробирке аналогично получите гидроксид свинца. Каждый полученный
гидроксид разделите на две части: к одной добавьте несколько капель
азотной кислоты, к другой гидроксид натрия.
23
Напишите уравнения образования гидроксидов и их растворения в
молекулярной и ионной формах.
Опыт 4. Восстановительные свойства станнитов.
К полученном в опыте 3 раствору станнита натрия добавьте 3-4 капли
раствора азотнокислого висмута. Наблюдайте образование черного осадка
металлического висмута. Напишите уравнение реакции.
Опыт 5. Получение и свойства гидроксидов олова (IV) и свинца (IV).
В одну пробирку поместите 2-3 капли раствора хлористого олова, а в другую
– 2-3 капли азотнокислого свинца. В обе пробирки по каплям добавляйте
бромную воду до обесцвечивания последней.
К полученным растворам прибавьте гидроксид натрия до образования
осадков.
Каждый из полученных осадков разделите на две части на одну часть
подействуйте кислотой, а на другую – избытком гидроксида.
Сделайте выводы о характере гидроксидов. Напишите уравнения реакций:
а) окисления олова (II) и свинца (II); б) взаимодействие гидроксидов олова
(IV) и свинца (IV) с кислотами и щелочами.
Опыт 6. Растворение диоксида свинца в соляной кислоте и щелочи.
В две пробирки поместите небольшое количество диоксида свинца. В одну
пробирку добавьте 3-4 капли концентрированной соляной кислоты, а во
вторую – 3-4 капли раствора гидроксида натрия. Обе пробирки подогрейте.
Напишите реакции растворения диоксида свинца щелочи и соляной
кислоте, учитывая, что в последней образуется PbCl4, который распадается с
выделением свободного хлора.
Опыт 7. Окислительные свойства диоксида свинца:
а) Окисление сульфата хрома (III).
В пробирку поместите 3-4 капли раствора сульфата хрома, добавьте 5-6
капель концентрированного раствора гидроксида натрия и немного диоксида
свинца. Раствор нагрейте и отметьте появление желтой окраски, характерной
для иона CrO42-.
б) В пробирку поместите 5-6 капель раствора йодида калия, подкислите 3-4
каплями 2н серной кислоты и внесите немного диоксида свинца. Пробирку
подогрейте. Отметьте изменение цвета раствора. Перенесите одну каплю
этого раствора в пробирку с 5-6 каплями крахмала. Напишите уравнения
происходящих реакций.
Опыт 8. Гидролиз солей олова (II) и свинца (II).
В две пробирки поместите по 3-4 капли раствора хлорида олова и нитрата
свинца (II).
Растворы испытайте лакмусом. Напишите уравнения гидролиза солей в
молекулярной и ионной формах.
24
Опыт 9. Получение малорастворимых солей свинца.
а) Получение сульфата свинца.
В пробирку с 2-3 каплями раствора соли свинца прибавьте столько же 2н
раствора серной кислоты. Напишите уравнение реакций в молекулярной и
ионной формах.
б) Получение сульфида свинца и его окисление в сульфат.
В пробирку с 2-3 каплями раствора соли свинца прибавьте столько же
сероводородной воды. Определите цвет осадка. К полученному осадку
добавьте по каплям 3%-ный раствор пероксида водорода до изменения цвета
осадка. Напишите уравнения реакций.
в) Получение галогенидов свинца.
В две пробирки внесите по 3-4 капли раствора соли свинца. В одну пробирку
добавьте 3-4 капли 2н раствора соляной кислоты, а в другую – 2-3 капли
раствора йодида калия. Добавьте в каждую пробирку по 3-4 капли воды и
нагрейте. Отметьте растворение осадков при нагревании. Дайте растворам
остыть и наблюдайте появления осадков галогенидов в
крупнокристаллической форме.
г) Получение основного карбоната свинца.
В пробирку внесите 2-3 капли раствора соли и свинца, нагрейте и добавьте
2-3 капли раствора карбоната натрия и нагрейте. Выпадает осадок основного
карбоната Pb(OH)2 ∙ PbCO3. в какой кислоте можно растворить полученную
соль? Проведите опыт. Напишите уравнения всех происходящих реакций в
молекулярной и ионной формах.
Вопросы и задачи.
1. Дайте общую характеристику элементов подгруппы германия.
2. Напишите электронные формулы и укажите, на каких подуровнях
находятся валентные электроны у германия, олова и свинца.
3. Напишите формулы возможных оксидов и гидроксидов германия,
олова и свинца. Укажите характер оксидов и гидроксидов каждого
элемента.
4. Как реагируют германий, олово и свинец с кислотами различной
концентрации и щелочами?
5. Для свинца известны следующие кислородные соединения: PbO, Pb3O4,
Pb2O3 и PbO2. К каким классам соединений они относятся? Как они
называются? Какую степень окисления проявляет свинец в этих
соединениях?
6. Закончить уравнения окислительно-восстановительных реакций:
Pb2O3 + MnSO4 + H2SO4
PbO2 + HClk
SnCl2 + FeCl3
Na2SnO3 + Bi(NO3)3 + NaOH
NaCrO2 + PbO2 + NaOH
PbO2 + KNO2 + HNO3
25
7. Почему приготовлении водного раствора SnCl2 к воде добавляют
соляную кислоту? Составьте уравнения реакций.
8. При взаимодействии 23,7г металлического олова с избытком соляной
кислоты выделится водород в количестве, достаточном, чтобы
получить 12,7г Cu при восстановлении оксида меди. Определите
эквивалент олова.
9. Сколько получится по объему диоксида свинца при растворении 1кг Pb
в концентрированной азотной кислоте? Газ собран при 200С и
750мм.рт.ст.
10.Олово получают восстановлением оловянной руды SnO2 углем.
Сколько тонн металлического олова можно получить из 10т руды,
содержащей 92% SnO2?
11.Определите массовую долю и эквивалентную концентрацию раствора
хлорида олова (II), полученного смешиванием 2,5дм3 22%-ного
раствора (ρ = 1,19г/см3) и 1,5дм3 4%-ного раствора (ρ = 1,03г/см3).
12.Какой объем 2н раствора гидроксида калия потребуется прибавить к
200г 5%-ного раствора хлорида олова (II), чтобы последний полностью
перевести в гидрооксостаннит?
13.100г свинцового сурика было обработано избытком азотной кислоты.
Осадок после высушивания был растворен и раствор разбавлен до
2дм3. определите мольную и эквивалентную концентрации
полученного раствора.
14.степень гидролиза какой из солей будет больше при одинаковых
условиях: а) Pb(NO3)2 и Sn(NO3)2; б)SnCl2 и SnCl4; в) K2SnO2 или
K2PbO2. Напишите уравнений реакций.
15.Какие процессы будут протекать в растворе, содержащем ионы Pb2+ и
Sn2+, при добавлении: а) небольшого количества щелочи, а затем
избытка ее; б) сульфида, а затем полусульфида аммония. Напишите
уравнения протекающих реакций.
26
Лабораторная работа №5.
Азот и его соединения.
Азот, элемент 5 группы главной подгруппы, имеет электронную
конфигурацию…2s22p3.
Молекула азота состоит из двух атомов соединенных тройной связью,
поэтому она инертна при нормальных условиях. N2 термически устойчива. С
повышением температуры химическая активность молекулы азота
возрастает.
Для азота характерны соединения со следующими степенями окисления:
-3, 0, +1, +2, +3, +4, +5;
а) водородные соединения:
аммиак - NH3 (-3),
гидразин - N2H4 (-2),
гидроксиламин - NH2OH (-1);
б) кислородные соединения
(оксиды азота):
N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5;
в ряду соединений:
N-3, N+1, N+2, N+3, N+4, N+5
усиливаются окислительные свойства
усиливаются восстановительные свойства
Аммиак NH3 – газ, без цвета, с резким запахом, хорошо растворимый в воде.
NH3 + H2O
NH4OH
NH4+ + OH-.
Водные раствор аммиака (нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию,
проявляет все свойства оснований.
Оксид азота N2O3 при взаимодействии с водой образует азотистую кислоту
HNO2, соли которой называются нитратами.
Азотистая кислота проявляет свойства как восстановителя, так и
окислителя. В качестве восстановителя азотистая кислота реагирует
следующим образом:
NO2- + H2O – 2e
NO3- + 2H+,
а в качестве окислителя азотиста я кислота превращается в NO
NO2- + 2H+ + e
NO + H2O.
N2O5 – оксид азота при взаимодействии с водой образует азотную кислоту
HNO3, которая является окислителем. При нагревании она разлагается с
выделением кислорода и оксида азота NO2
4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O.
Степень восстановления азота будет зависеть от концентрации кислоты и от
силы восстановителя. При одной и той же силе восстановителя азот будет
восстанавливаться до двухвалентного состояния NO (если HNO3
27
разбавленная) и до четырехвалентного NO2, если кислота
концентрированная.
Металлы, стоящие в ряду напряжений Бекетова за водородом, будут
восстанавливать азот только до двухвалентного состояния (NO)
Me + HNO3(p)
Me(NO3)x + NO + H2O,
а при взаимодействии с концентрированной кислотой до NO2
Me + HNO3(K)
Me(NO3)x + NO2 + H2O.
Чем активнее металл, тем сильнее он восстанавливает азот, а такие
металлы, как цинк, магний могут восстанавливать азот до N2, NH3 или солей
аммония NH4NO3:
Me + HNO3(k)
Me(NO3)x + NO2 + H2O,
Me + HNO3(p)
Me(NO3)x + NH4NO3(N2) + H2O.
При нагревании нитраты металлов, стоящие в ряду напряжений левее
водорода, разлагаются с образованием нитритов соответствующих металлов
и выделением кислорода
Me(NO3)x t Me(NO2)x + O2 .
Нитриты менее активных металлов (магний – медь) разлагаются с
образованием оксидов и кислорода.
Me(NO3)x t MexOy + NO2 + O2,
а еще менее активных (правее меди) с образованием свободных металлов
Me(NO3)x t Me + NO2 + O2.
Концентрированная азотная кислота окисляет и неметаллы (S, P, C) по
схеме:
HNO3(K) + S
H2SO4 + NO,
HNO3(K) + C
CO2 + H2O + NO.
Экспериментальная часть.
Опыт 1.Получение и свойства азота.
Насыпьте в пробирку 1-2г измельченного нитрита натрия, прилейте по
каплям 2-3см3 концентрированного раствора хлорида аммония и осторожно
нагрейте. Соберите выделяющийся газ и проверьте, поддерживает ли он
горение. Напишите уравнения реакции получения азота.
Опыт 2. Получение и свойства аммиака.
Смесь NH4Cl и Ca(OH)2 всыпьте на 1/3 в пробирку и закрепите ее в штативе
так, чтобы дно было несколько выше отверстия. На газоотводную трубку
наденьте сухую пробирку и закройте ее ватой. Нагрейте смесь (несильно) и
через несколько минут, когда пробирка наполнится аммиаком, осторожно
снимите с трубки (не переворачивая) и закройте пальцем. Пробирку
погрузите в кристаллизатор с водой и под водой откройте отверстие. Так как
на поверхности воды образуется при этом насыщенный аммиачный раствор,
который легче воды, то дальнейшее растворение идет медленно и для его
ускорения нужно пробирку слегка покачивать. Когда вода перестанет
входить в пробирку, закройте отверстие пробирки над водой пальцем и
28
выньте пробирку из кристаллизатора. К полученному раствору добавьте
фенолфталеин, отметьте цвет раствора и разделите раствор на две части.
Одну часть полученного раствора нагрейте до кипения, прокипятите 2-3 мин
и отметьте изменение окраски. Во вторую часть раствора добавьте немного
твердого хлористого аммония и наблюдайте изменение окраски.
Объясните все наблюдаемые явления, напишите химические равенства.
Дайте ответ, какие молекулы и ионы находятся в равновесии друг с другом в
водном растворе аммиака. Укажите в какую сторону смещается равновесие:
при нагревании; при введении хлористого аммония.
Опыт 3. Получение аммиака и открытие иона аммония.
Налейте в пробирку немного раствора хлористого аммония и прибавьте к
нему щелочи. Нагрейте смесь до кипения. Определите по запаху
выделяющийся газ.
Напишите химические уравнения всех происходящих при этом
химических реакций.
Опыт 4. Термическая диссоциация хлористого аммония.
Положите в сухую пробирку немного хлористого аммония и нагрейте ее,
держа пробирку наклонно. Нагревать следует до тех пор, пока весь
хлористый аммоний не возгонится.
Отличается ли возогнанное вещество по своему составу от хлористого
аммония; для доказательства этого полученные кристаллы растворите в воде
и откройте в растворе ионы хлора и аммония.
Опыт 5. Получение оксида азота (I) и его свойства
В пробирку с газоотводной трубкой, укрепленную в штативе, насыпьте около
1/3 сухого азотнокислого аммония и осторожно ее нагрейте. После начала
разложения соли нагревание надо вести так, чтобы выделение газа было
равномерным и не очень сильным.
Как только разложение начнет идти быстрее, горелку необходимо
отодвинуть. При сильном нагревании реакция идет очень бурно и может
произойти взрыв.
Когда весь воздух вытеснен из прибора соберите выделяющийся газ в
цилиндр, наполненный горячей водой и опрокинутый кристаллизатор тоже с
горячей водой.
Наполнив цилиндр газом, выньте газоотводную трубку из воды и только
после того прекратите нагревание.
Закройте цилиндр под водой стеклом, выньте из кристаллизатора и внесите
в него тлеющую лучинку.
Опыт 6. Получение оксида и диоксида азота.
В пробирку, укрепленную в штативе, положите немного медных стружек,
налейте 1/3 разбавленной азотной кислоты (1:1) и закройте пробкой с
газоотводной трубкой.
29
Слегка подогрейте пробирку. Газоотводную трубку опустите в воду. Когда
выходящий из пробирки газ перестанет окрашиваться в бурый цвет,
подведите конец газоотводной трубки под цилиндр, заполненный водой, и
соберите в него выделяющийся газ.
Закройте под водой стеклянной пластинкой цилиндр и выньте его из воды.
Держите цилиндр на фоне белой бумаги и наблюдайте происходящее
явление.
Налейте в цилиндр немного воды и испытайте полученный раствор синей
лакмусовой бумажкой или метилоранжем. Объясните наблюдаемое явление
и напишите уравнения реакции.
Опыт 7. Термическое разложение нитратов.
Проколите в пробирке 2г азотнокислого натрия до прекращения выделения
газа. Выделяющийся газ испытайте тлеющей лучинкой. То же проделайте со
следующими солями: азотнокислым свинцом и азотнокислым серебром.
Напишите уравнения всех проведенных реакций, составьте схемы
перераспределения электронов и отметьте какие атомы или ионы
восстанавливаются и какие окисляются.
Опыт 8. Разложение азотной кислоты при нагревании.
Налейте 2см3 концентрированной азотной кислоты в пробирку, укрепите ее в
штативе и слегка нагрейте (в вытяжном шкафу). Внесите в пробирку
тлеющую лучинку, держа ее щипцами.
Напишите уравнения реакции разложения азотной кислоты, составив к ней
окислительно-восстановительную схему.
Опыт 9. Действие азотной кислоты на металлы и неметаллы.
В одну пробирку положите кусочек цинка, в другую кусочек олова и
прибавьте в обе пробирки концентрированной азотной кислоты. Какой газ
выделяется?
Напишите уравнение реакции, имея в виду, что цинк переходит в нитрат, а
олово – в H2SnO3 бета – метаоловянную кислоту. В две другие пробирки
положите те же металлы и добавьте сильно разбавленной азотной кислоты;
при этом образуются нитраты этих металлов. Напишите уравнения реакций.
В фарфоровую чашку налейте немного концентрированной азотной
кислоты и бросьте туда кусочек серы. Нагрейте. Сера постепенно окисляется
до серной кислоты.
После охлаждения жидкость налейте в пробирку с водой и обнаружьте в
растворе серную кислоту. Напишите уравнения всех проведенных реакций
составив окислительно-восстановительные схемы.
Опыт 10. Окислительно-восстановительные свойства азотистой кислоты.
Налейте в пробирку 2см3 раствора йодистого калия, подкислите его
разбавленной серной кислотой и затем прибавьте к нему немного раствора
30
азотисто-кислого натрия. К небольшой части полученного раствора добавьте
воды и прилейте раствор крахмала для обнаружения свободного йода.
К подкисленному серной кислотой раствору перманганата калия добавьте
нитрат калия до обесцвечивания раствора. Составьте уравнение реакций,
учитывая, что ионы MnO4- восстанавливаются в ионы Mn2+.
MnO4- + 8H+ + 5e
Mn2+ + 4H2O.
Контрольные вопросы.
1. Что общего между электролитической и термической диссоциацией и в
чем состоит различие между ними?
2. Приведите примеры термической и электролитической диссоциации.
3. Может ли азотная кислота проявлять восстановительные свойства?
4. Можно ли получить водород из азотной кислоты вытеснением его
металлами: магнием, алюминием и медью? Почему?
5. Напишите химические уравнения взаимодействия разбавленной и
концентрированной азотной кислоты с цинком, оловом и серой.
6. Почему соли азотной кислоты являются окислителями? Могут ли они
быть восстановителями? Почему?
7. Напишите химические уравнения разложения при нагревании азотнокислых солей натрия, алюминия, меди.
8. Какими свойствами обладает оксид азота (I), оксид азота (II) и оксид
азота (IV).
9. Почему азотистая кислота обладает окислительными и
восстановительными свойствами?
10.Чем объясняется различная прочность азотной и азотистой кислоты?
11.Чем объясняется небольшая химическая активность азота в свободном
состоянии?
12.Составьте уравнения реакций:
а) Cu + HNO3(P)
NO +…
б) Cu + HNO3(K)
NO2 + …
13. Дайте характеристику азотной и азотистой кислотам по термической
устойчивости.
31
Лабораторная работа №6.
Фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.
Элемент фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi относятся к VA
группе периодической системы. Валентный уровень атомов отвечает
электронной формуле ns2np3.
Фосфор и мышьяк – неметаллы, сурьма типичный амфотерный элемент, а
у висмута преобладают металлические свойства. Элементы VA группы
образуют соединения в степенях окисления (3+) и (5+).
Высшая степень окисления (V) для висмута неустойчива. Соединения
висмута (V) проявляют сильные окислительные свойства.
NaBiO3 + 6H+ + 2e = Bi3+ + Na + 3H2O.
Переход типа Bi(OH)3
NaBiO3 происходит только под действием
очень сильных окислителей. В большинстве соединений элементов VA
группы связи ковалентные.
Все элементы VA группы (за исключением висмута) образуют оксиды
Э2О5. В качестве гидроксидов им соответствуют слабые ортофосфорная и
мышьяковая кислоты H3PO4 и H3AsO4 и малорастворимый полигидрат
Sb2O5 ∙ nH2O, переходящий в водный раствор в виде гидроксокомплекса
[Sb(H2O)(OH)5], обладающий слабыми кислотными свойствами.
[Sb(H2O)(OH)5] + H2O
[Sb(OH)6]- + H3O.
Оксиды Э2О5 существуют для всех типов элементов VA группы. В качестве
гидроксидов им отвечают слабые кислоты H2(PHO3), H3AsO3 и HAs3O2;
сурьма (III) образует амфотерный полигидрат Sb2O3 ∙ nH2O, у гидроксидов
висмута (III) состава Bi(OH)3, BiO(OH) преобладают основные свойства.
Степень окисления (3-) проявляют фосфор, мышьяк и сурьма в
водородных соединениях ЭH3. Эти соединения образуют основные катионы
ЭH4+, где Э – P и As, которые малоустойчивы.
Из элементов VA группы твердые фосфор и мышьяк окисляются
концентрированной азотной кислотой до H3PO4 и H3AsO4, сурьма и
реагирует и с концентрированной и с разбавленной HNO3, образуя
соответственно осадки Sb2O5 ∙ nH2O и Sb2O3 ∙ nH2O. Висмут реагирует с
разбавленной HNO3 (Bi – 3e = Bi3+), тогда как в HNO3(K) висмут
пассивируется. В электрохимическом ряду напряжений висмут стоит после
водорода и с кислотами – неокислителями не взаимодействует.
В степени окисления (3+) фосфор образует кислоту H3PO4, в которой один
атом водорода связан непосредственно с фосфором (H2(PHO3)), и соли
M21+(PHO3). В водном растворе H3PO3 – слабый электролит:
H2(PHO3) + H2O
H(PHO3)- + H3O; pH < 7.
Кислота H3PO3 и ее соли являются сильными восстановителями.
H3PO3 + 2AgNO3 + H2O = H3PO4 + 2Ag + 2HNO3.
32
При нагревании кислота H3PO3 и ее соли диспрпорционируют:
Na2HPO3 = 2PH3 + 5Na3PO4 + NaH2 PO4.
Фосфор в степени окисления (V) образует оксид P4O10 – декаоксид
тетрафосфора, который, постепенно присоединяя воду, образует кислоты:
метафосфорную HPO3, дифосфорную H4P2O7, ортофосфорную H3PO4.
Все кислоты фосфора (V) – слабы протолиты. Для фосфорной кислоты
известны кислые и средние соли M3PO4 – ортофосфаты, M2HPO4 –
гидроортофосфаты и MH2PO4 – дигидрофосфаты. Большинство
ортофосфатов малорастворимы в воде, растворы ортофосфатов и
гидроортофосфатов щелочных металлов имеют рH > 7, растворы
дигидроортофосфатов - pH < 7 (PO43- - слабое основание, HPO42- - амфолит с
преобладанием основных свойств, H2PO4- - амфолит с преобладанием
кислотных свойств). Кислые соли термически неустойчивы:
2Na2HPO4 = Na4P2O7 + H2O,
NaH2PO4 = NaPO3 + H2O.
Фосфорные кислоты и их соли содержат фосфор в устойчивой степени
окисления (+V) и поэтому окислительными свойствами не обладают.
Хлориды мышьяка, сурьмы и висмута подвергаются в водных растворах
гидролизу
As3+ + 3H2O = H3AsO3 + 3H+.
Гидролиз SbCl3 и BiCl3 протекает с образованием основных солей
Sb3+ + Cl- + H2O = SbOHCl + 2H+.
Сульфиды мышьяка и сурьмы при взаимодействии с растворимыми
сульфидами Na2S, K2S, (NH4)2S, (NH4)2S2 образуют тиосоли или сульфосоли,
т.е. соли тиокислот, например:
As2S3 + 3(NH4)2S = 2(NH4)3AsS3
или
As2S5 + 3(NH4)2S = 2(NH4)3AsS4.
Все соединения мышьяка ядовиты!
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Получение ортофосфорной кислоты.
В пробирку под тягой внесите несколько кристалликов красного фосфора и
добавьте 3-5 капель концентрированной азотной кислоты. Нагрейте
пробирку, перемешав реакционную массу до прекращения выделения азота.
Ортофосфорная кислота получается в виде сиропообразной, почти
бесцветной жидкости.
Составьте полное уравнение реакции окисления фосфора азотной кислотой
и расставьте коэффициенты на основании электронного баланса.
Опыт 2. Получение ортофосфора железа, алюминия и бария.
Налейте в три пробирки немного растворов FeCl3, Al2(SO4)3 и BaCl2.
Добавьте к нему по 5-7 капель раствора Na2HPO4. Содержимое каждой из
пробирок разделите пополам и на одну подействуйте 2н раствором уксусной
кислоты, а на другую – 2н раствором соляной кислоты. Напишите уравнения
33
реакций получения и растворения фосфатов железа, алюминия и бария.
Объясните процесс растворения.
Опыт 3. Получение окрашенных перлов.
Насыпьте в пробирку слой в 3-5мм соли NaNH4HPO4. Осторожно расплавьте
соль и после того, как окончится выделение паров воды и аммиака, в жидкую
массу бросьте крупинку соли кобальта соль Cr3+ или оксид хрома (III).
Заметьте полученную в этом случае окраску.
Напишите уравнения реакций, учитывая, что метафосфат натрия NaPO3,
образовавшихся в этих опытах при нагревании NaNH4HPO4, взаимодействует
с оксидами кобальта и хрома, образуя при этом фосфаты или их двойные
соли.
Опыт 4. Качественная реакция на фосфат-ионы.
В пробирку налейте 3-5 капель раствора, содержащего фосфат-ионы.
Нейтрализуйте исследуемый раствор раствором соды до слабокислой
реакции и только тогда внесите две капли нитрата серебра. Полученный
желтый осадок разделите на две пробирки, в одну из них добавьте азотной
кислоты, а в другую раствор аммиака.
Напишите уравнения реакций молекулярной и ионной форме, учитывая,
что при взаимодействии фосфата серебра с раствором аммиака образуется
комплексный ион-аммиаката серебра.
Опыт 5. Отношение сурьмы и висмута к кислотам.
а) В две пробирки внесите по 1-2 кусочку сурьмы и добавьте в одну 2-3
капли концентрированной H2SO4, а в другую концентрированной HNO3.
Нагрейте пробирки. Отметьте выделение газа в обеих пробирках. В пробирке
с серной кислотой происходит растворение с образованием Sb2(SO4)3, в
пробирке с азотной кислотой – выпадение осадка сурьмяной кислоты.
Напишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты с учетом
электронного баланса.
б) В две пробирке положите по кусочку металлического висмута. Добавьте в
одну 3-5 капель концентрированной серной кислоты, а в другую –
концентрированной азотной кислоты. Осторожно нагрейте обе пробирке и
наблюдайте растворение висмута в обеих пробирках. Напишите уравнения
реакций и расставьте коэффициенты с учетом электронного баланса, зная,
что в обоих случаях образуются соли висмута (III).
Опыт 6. Гидроксиды сурьмы и висмута.
а) Гидроксид сурьмы.
В две пробирки поместите по 3-4 капли раствора SbCl2 и добавьте в каждую
несколько капель 2н раствора гидроксида натрия до выпадения осадка
Sb(OH)3. Отметьте цвет осадка и напишите уравнения реакции в
молекулярной и ионной формах. В одну из пробирок добавьте несколько
капель раствора соляной кислоты, в другую – гидроксид натрия. Отметьте
34
растворение осадка в двух пробирках. Напишите уравнения реакций в
молекулярной и ионной формах.
б) Гидроксид висмута.
Получите гидроксид висмута Bi(OH)3 взаимодействием 3-4 капель раствора
нитрата висмута (III) и 2н раствора гидроксида натрия. Испытайте
растворимость осадка в 2н растворе азотной кислоты и в 2н растворе щелочи.
В каком случае осадок не растворяется? Напишите в молекулярной и ионной
формах уравнения реакций получения гидроксида висмута и его растворение
в азотной кислоте.
Опыт 7. Окислительные свойства висмута.
В пробирку поместите две капли раствора SnCl2 и прибавьте 5-6 капель 2н
раствора гидроксида натрия до полного растворения выпавшего вначале
осадка гидроксида олова. К полученному раствору станнита добавьте каплю
раствора нитрата висмута. Напишите уравнения реакций, учитывая, что в
результате реакции выделяется металлический висмут. Расставьте
коэффициенты с учетом электронного баланса.
Опыт 8. Окислительные свойства Bi5+.
В пробирку прилейте 1-2 капли раствора MnSO4, 2-3 капли 2н раствора
азотной кислоты и прибавьте несколько кристаллов висмутата натрия
NaBiO3.Наблюдайте появление красно-фиолетовой окраски.
Опыт 9. Сульфиды и тиосоли сурьмы.
а) Прибавьте к раствору хлорида сурьмы (III) 2-3 капли 2н раствора соляной
кислоты и 5-6 капель раствора сероводорода. Отметьте ярко-оранжевый цвет
выпавшего в осадок сульфида сурьмы Sb2S3. Испытайте растворимость
осадка в сульфиде аммония (NH4)2S и в полисульфиде аммония (NH4)2S2.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
б) Разложение тиосоли сурьмы.
Налейте в пробирку несколько капель полученного раствора тиоантимонита
и прибавьте несколько капель 2н раствора соляной кислоты до выпадения
осадка SbS3. Напишите уравнения реакции в молекулярной и ионной форму.
Опыт 10. Получение и свойства сульфида висмута.
а) Получение сульфида висмута Bi2S3.
В две пробирки поместите по 2-3 капли раствора соли висмута и прибавьте 34 капли сероводородной воды. Отметьте цвет осадка. В одну пробирку
прибавьте 4-5 капель сульфида аммония. Происходит ли растворение осадка?
Образует ли висмут тиосоли? Объясните различное отношение сульфидов
сурьмы и висмута к избытку сульфида аммония. Напишите уравнения
реакции в молекулярной и ионной формах.
б) Растворение Bi2S3 в HNO3.
К сульфиду висмута добавьте несколько капель концентрированной азотной
кислоты. Напишите уравнения реакции растворения осадка Bi2S3 в HNO3 с
35
электронным балансом, учитывая, что процесс сопровождается окислением
сульфида висмута в сульфат висмута и восстановлением азотной кислоты до
оксида азота (IV).
Контрольные вопросы и задачи.
1. Значение электроотрицательности фосфора и водорода близки между
собой. Какие химические доводы позволяют приписать фосфору и фосфине
PH3 степень окисления (III)?
2. Спектральными методами доказано, что фосфорноватистая кислота H3PO2
существует в водном растворе в двух таутомерных формах:
H2(PHO2) – фосфонистая и H(PH2O2) – фосфиновая кислота (вторая форма
доминирует). Изобразите их пространственное строение и укажите, почему
предпочтительнее является вторая форма.
3. Составьте уравнения реакции, уравняйте их с помощью электронного
баланса:
а) H3PO3 + Zn + H+
б) H3PO3 + Ag+
в) H3PO2 + HNO3
г) H3PO3 + HgCl2 + H2O
д) H3PO2 + Fe3+ + H+
4. Составьте уравнения следующих реакций:
а) Sb2O3 + OH- + Br2 =
б) [Sb(OH)6]- + H3O+ + I =
в) Sb2S3 + HClk =
г) Bi(OH)3 + OH- + [SnCl3]- =
5. Укажите, о каких свойствах соединений сурьмы (III) свидетельствует
существование следующих веществ:
Sb(NO3)3 и SbBr;
K[Sb(OH)4] и K[Sb(C2O4)2].
Какими свойствами обладают Sb2O3 и SbO(OH)? Дайте мотивированный
ответ.
6. Количественное определение сурьмы в водном растворе основано на
реакции [SbCl4]- + Cl- + H3O+ + IO3 =. Составьте уравнение этой реакции,
объясните, в чем состоит удобство ее использования в аналитической
практике.
7. Составьте уравнения следующих реакций:
а) H3AsO4 + H2O + SO2 =
б) As2O5 + H3O+ + Zn =
в) H3AsO4 + HI =
Какие химические свойства соединений мышьяка (V) отражают эти реакции?
8. Химические свойства фосфора во многих близки к свойствам мышьяка, но
резко отличаются от химических свойств азота. В чем заключается главная
причина сходства и различия химии элементов N, P и As?
9. Опишите строение белого и красного фосфора. Почему белый фосфор
обладает более высокой химической активностью? Объясните, почему белый
36
фосфор хорошо растворим в сероуглероде и плохо в воде, а красный фосфор
нерастворим в обоих растворителях.
10. Составьте уравнения следующих реакций:
а) PI3г + H2O =
б) SbF5ж + HF =
в) PCl5 + H2O =
г) PCl3O2 + Pb(NO3)2 = (NO2)Cl + …
11. Охарактеризуйте тип химической связи в хлоридах мышьяка, сурьмы и
висмута, и объясните некоторые свойства этих соединений, которые
проявляют в следующих химических реакциях:
а) AsCl3 + H2O =
б) SbCl3 + H2O =
в) BiCl3 + H2O =
г) AsCl3 + H3O+ + BrO3- =
д) SbCl5 + HI =
е) SbCl3 + Zn =
12. При нагревании без доступа воздуха минерала арсено-пирита FeAsS
образуется сульфид железа (II) и мышьяк. Приведите возможное объяснение
того факта, что в свободном состоянии выделяется именно мышьяк, а не сера
или железо.
13. Составьте уравнение следующих реакций:
а) Zn3As2 + HClp =
б) Mg3Sb2 + H2SO4p =
в) Na3Sb + HClp + K2Cr2O7 =
14. Составьте уравнение следующих реакций с участием мышьяка и сурьмы:
а) As + OH- + ClO- =
б) As + H3O+ + Cr2O72- =
в) Sb + H2SO4 + KClO3 =
г) Sb + NaNO3 + NaOH =
На основании этих реакций укажите, какой из элементов в свободном виде
As или Sb проявляет более сильнее восстановительные свойства.
37
Лабораторная работа №7.
Сера.
Сера – элемент р - семейства, расположена в третьем периоде
периодической системы элементов Д.И. Менделеева входит в состав главной
подгруппы 6 группы и является аналогом кислорода.
Сера имеет следующую электронную конфигурацию:
1s22s22p63s23p4.
В невозбужденном состоянии у серы два неспаренных электрона, а в
возбужденном – 6,поэтому сера способна образовать соединения со
степенями окисления от –2до +6, проявляя как окислительные, так и
восстановительные свойства.
Сера растворяется: а) в концентрированной азотной кислоте
S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O;
б) в горячих растворах щелочей благодаря реакции диспропорционирования
3S + 2NaOH = 2Na2S + Na2SO4 + 3H2O.
При непосредственном соединении серы с водородом образуется
сероводород. В сероводороде степень окисления серы -2.
Сероводород ядовитый газ, поражающий нервную систему, поэтому
работать с ним надо в вытяжных шкафах или с герметично закрывающимися
приборами. Сероводород – восстановитель.
Соли H2S – сульфиды S-элементов растворимы в воде и сильно
гидролизированы. Сульфиды d-элементов плохо растворяются в воде:
катионы очень слабых оснований (например, Al3+, Cr3+) не могут быть
осаждены в воде в виде сульфидов следствии полного гидролиза
AlCl3 + 3Na2S + 6H2O = Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl.
При сгорании серы на воздухе образуются оксиды серы (IV) SO2 и SO3 –
оксиды серы (VI) в присутствии катализатора. Водный раствор SO2 – H2SO3 –
кислота средней силы, образует соли: кислые (гидросульфиты) и средние
(сульфиты). Как сама H2SO3, так и ее соли могут проявлять окислительные и
восстановительные свойства. Например:
5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O;
Na2SO3 – восстановитель.
Na2SO3 + 4KI + 3H2SO4 = S + I2 + Na2SO4 + 2K2SO4 + 3H2O:
Na2SO3 – окислитель, Na2SO4 – сильная кислота.
В разбавленной серной кислоте окислителем является H+, а в
концентрированной S+6 в SO42-;
Zn + H2SO4(P) = ZnSO4 + H2 ,
Zn + 2H2SO4(k) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O,
3Zn + 4H2SO4(k) = 3ZnSO4 + S + 4H2O,
4Zn + 5H2SO4(k) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.
H2S2O3 – тиосерная кислота, ее можно считать производной серной кислоты
38
H
O
O
S
H
O
S
В состав тиосерной кислоты входят две серы S6+ и S2-, кислота неустойчива и
разлагается, подвергаясь внутримолекулярному окислению-восстановлению
SO2
H2S2O3 = S + H2SO3
H2O.
На практике используется натриевая соль тиосерной кислоты как
восстановитель
Na2S2O3 + Br2 + H2O = Na2SO4 + S + 2HBr.
Na2S2O3 – восстановитель.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Восстановительные свойства сероводорода.
Налейте в пробирки ¼: а) бромной воды; б) йодной воды; в) раствора
перманганата калия; г) раствор соли железа (III) д) раствор дихромата калия,
подкисленного серной кислотой. Во все пробирки добавьте сероводородной
воды.
Что происходит в каждом случае? Напишите уравнение реакции в
молекулярной и ионной формах. Дайте схему электронного баланса к
окислительно-восстановительным реакциям.
Опыт 2. Получение сульфидов.
Налейте в пробирки по 1-2см3 растворов солей: натрия, кадмия, марганца,
свинца, цинка. Подействуйте на эти растворы сероводородной водой. В
каких растворах образовались осадки? Обратите внимание на их цвет.
В пробирку с осадками прилейте небольшое количество разбавленной
соляной кислоты. Отметьте растворившиеся и нерастворившиеся осадки.
Напишите уравнения реакций взаимодействия указанных веществ в
молекулярной и ионной формах.
Опыт 3. Гидролиз сульфидов.
а) Несколько кристаллов сульфида натрия растворите в воде. Исследуйте
характер среды раствора. Напишите уравнения реакций гидролиза в
молекулярном и ионной форме.
б) К раствору соли алюминия прилейте раствор сульфида аммония. Нагрейте
пробирку, отфильтруйте образовавшийся осадок и промойте его горячей
водой. Докажите экспериментально, что образовавшийся осадок является
гидроксидом аммония. Напишите уравнения реакций в молекулярной и
ионной форме.
39
Опыт 4. Получение сернистого газа и сернистой кислоты.
В пробирку насыпьте 2г кристаллического сульфита натрия, влейте 2-3см3
раствора 40% серной кислоты и закройте пробирку пробкой с газоотводной
трубкой.
Погрузите газоотводную трубку в пробирку с водой. Испытайте раствор
сернистой кислоты метилоранжем. Составьте уравнения реакций,
происходящих при взаимодействии:
1) серной кислоты с сульфитом натрия;
2) при пропускании сернистого газа в воду.
Полученный раствор разлейте в четыре пробирки. Одну порцию разделите
на две равные части, в каждую из них добавьте по 2-3 капли метилоранжа,
одну из которых прокипятите. Почему происходит изменение окраски?
Опыт 5. Окислительно-восстановительные свойства сернистой кислоты и ее
солей.
а) Налейте в пробирку 2-3см3 сероводородной воды и добавьте серной
кислоты, полученной в опыте 4. Почему раствор мутнеет? Напишите
уравнение реакции и схему перехода электронов. Какие свойства в этом
опыте проявляет сернистая кислота?
б) Налейте в пробирку 2-3см3 раствора хлорида железа (III) и прибавьте к
нему по каплям раствор сернистой кислоты и раствор сульфита,
подкисленный 1н раствором серной кислоты до тех пор, пока желтый цвет
раствора FeCl3 не изменится светло-зеленого FeCl2. Напишите уравнения
реакции. Представьте схему электронного баланса.
Опыт 6. Восстановительные свойства тиосульфата натрия.
Налейте в две пробирки по ¼ раствора тиосульфата натрия и прибавьте
бромную воду.
Что представляет собой появляющийся в пробирках осадок? Напишите
уравнения реакций и дайте схему перехода электронов.
Опыт 7. Неустойчивость тиосерной кислоты.
Налейте в пробирку 2-3см3 раствора тиосульфата натрия и добавьте
разбавленную соляную кислоту. При этом образуется тиосерная кислота,
которая по реакции внутримолекулярного окисления – восстановления
разлагаются с выделением SO2 и S
Na2S2O3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + S + H2O.
Опыт 8. Реакция открытие иона SO42-.
1) Налейте в одну пробирку немного разбавленной кислоты, а в другую –
сульфат натрия, в третью водопроводной воды. Добавьте в три
пробирки раствора хлористого бария.
2) Напишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах.
Опыт 9. Контрольный раствор.
Докажите присутствие в растворе следующих ионов: S2-, SO32-, SO42-, S2O32-.
40
Подтвердите уравнение реакций в молекулярной и ионной формах.
Контрольные вопросы и задачи:
1. Напишите электронную формулу серы, и охарактеризуйте ее.
2. Назовите аллотропные модификации серы и укажите температуры их
превращений. При какой температуре плавится сера?
3. Укажите возможные степени окисления серы в соединениях. При каких
степенях окисления сера обладает окислительными,
восстановительными и окислительно-восстановительной
двойственностью? Приведите примеры.
4. Напишите реакции получения сульфидов различными способами.
5. Укажите важнейшие свойства и способы получения оксидов серы.
Охарактеризуйте поведение оксида серы (IV) и его гидроксида в
окислительно-восстановительной реакции.
6. Почему сероводород обладает только восстановительными
свойствами? Приведите примеры реакций, характерных для
сероводорода. Составьте соответствующие уравнение реакций.
7. Почему сернистая кислота обладает и окислительными и
восстановительными свойствами, а серная только окислительными?
Сопоставьте свойства и объясните различие разбавленной и
концентрированной кислоты (действие на металлы, водоотнимающие
действия).
8. Почему нельзя применять серную кислоту для получения углерода (IV)
из карбоната кальция.
9. Напишите графические формулы оксидов серы (IV) и (VI). Покажите
характер химической связи и тип гибридизации.
10.Чем объясните различие химических свойств разбавленной и
концентрированной серной кислоты?
11.Можно ли применять азотную кислоту для получения сероводорода и
сульфидов, для получения водорода действием на нее свинцом?
12.Какие из следующих газов:CH4, H2Se, CO2, NH3, H2S – нельзя осушить
пропусканием через концентрированную H2SO4? Дайте объяснение и
составьте соответствующие уравнения реакций.
13.Почему в железных цистернах можно перевозить только
концентрированную 98% серную кислоту и нельзя перевозить
разбавленную?
14.Напишите структурные формулы: а) сульфида и гидросульфида
кальция; б) тиосульфита натрия.
15.Какой объем H2S (t = 7oC, 720мм.рт.ст.) следует пропустить через
400см3 6%-ного раствора KMnO4 (ρ = 1,04г/см3), подкисленного серной
кислотой, до полного восстановления KMnO4.
16.Дописать уравнения реакций, подобрать коэффициенты:
1) S + KMnO4 + H2SO4
2) H2S + HNO3
H2SO4 + …
3) K2S + K2Cr2O7 + H2SO4
CrCl3 + …
41
4)
5)
6)
7)
8)
9)
HNO3 + SO2 + H2O
Na2SO3 + Zn + HCl(P)
SO2 + SnCl4 + H2O
SnCl2 + H2SO4 + …
FeS + O2
Fe2O3 + SO2
H2O2 + H2S
H2SO4 + …
MnS + HNO3(P)
Mn(NO3)2 + S + NO + …
42
Лабораторная работа №8.
Галогены.
К галогенам относятся элементы: фтор, хлор, бром, йод, астат,
находящиеся в главной подгруппе седьмой группы.
Они составляют 7А группу р-элементов периодической системы. Атомы
всех галогенов в наружном электронном слое имеют семь электронов,
соответственно:
F∙
Cl ∙
Br ∙
I∙
25
25
25
25
2
5
2
5
2
5
…2s 2p ,
…3s 3p ,
…4s 4p ,
…5s25p5,
поэтому они легко присоединяют один электрон, превращаясь в
отрицательные ионы со степенью окисления -1, что характеризует их как
типичные неметаллы и как сильные окислители.
При возбуждении атомов, ввиду возможного перехода s- и р-электронов на
более высокий d-подуровень, все галогены, кроме фтора, могут повышать
окислительные числа: бром и астат до +5, а хлор и йод до +7.
При переходе от фтора к йоду в связи с уменьшением сродства к электрону
(электроотрицательности) окислительная активность нейтральных атомов
постепенно уменьшается, а восстановительная способность отрицательных
ионов возрастает. Этим объясняется способность галогенов вытеснять друг
друга из соединений в ряду F – Cl – Br – I:
F2, Cl2, Br2, I2.
Cl-, Br -, I-.
Уменьшаются окислиУсиливается восстанотельные свойства
вительная активность.
При нормальных условиях (н.у.) фтор и хлор – газы, бром – жидкость, йодтвердое вещество.
Хлор и бром непосредственно соединяются почти со всеми металлами и
неметаллами, за исключением кислорода, азота, углерода. Химическая
активность йода значительно ниже, чем хлора и брома. Галогены
сравнительно малорастворимы в воде, особенно йод, но лучше в спирте,
бензоле, эфире.
Свободные галогены получают окислением отрицательно заряженных
ионов химическим или электрохимическим методами.
С водородом галогены образуют газообразные соединения типа HF,
водные растворы которых являются сильными кислотами, за исключением
фтористоводородной кислоты средней силы. Галогеноводороды получают
действием серной кислоты на их соли. Однако, при получении HBr, HI
происходит частичное окисление их до свободных Br2 и I2
2KBr + 2H2SO4 = K2SO4 + SO2 + Br2 + 2H2O.
Галогеноводороды проявляют восстановительные свойства, возрастающие
от HCl к HI.
43
Кислородные соединения галогенов получают косвенным путем. Это
сравнительно малоустойчивые вещества, обладающие окислительными
свойствами. Хлор и йод в них проявляют степень окисления от +1 до +7, а
бром от +1 до +5.
Наибольшее практическое значение имеют кислородные соединения
хлора, для которого известны следующие кислородные кислоты и их соли:
1. HClO – хлорноватистая кислота, соли хлорноватистой кислоты –
гипохлориты.
2. HClO2 – хлористая кислота, соли ее называют хлористокислые
(хлориты).
3. HClO3 – хлорноватая, соли – хлорноватокислые – хлораты.
4. HClO4 – хлорная кислота, соли – хлорнокислые – перхлораты.
В ряду:
HCl, HClO2, HClO3, HClO4.
усиливаются кислотные свойства
увеличивается окислительная активность.
Галогены при обычной температуре растворимы в воде, реакция идет по
схеме, например:
Cl2 + H2O = HClO + HCl.
Хлорная вода за счет присутствия HClO является окислителем
2HClO = 2HCl + 2O. Присутствие в ней атомарного кислорода обуславливает
ее отбеливающие и дезинфицирующие свойства.
Если газообразный хлор пропустить через щелочной раствор, то
образуется «жавелевая вода»
Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O,
жавелевая вода
Если подействовать углекислым газом, то
NaClO + CO2 + H2O = NaHCO3 +HClO.
При действии хлора на горячий концентрированный KOH получается
3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O,
а при нагревании бертолетовой соли получают перхлорат калия
4KClO3 = 3KClO4 + KCl.
В ряду HClO, HBrO, HIO уменьшаются окислительные и кислотные
свойства.
При действии хлора на гашенную известь получают хлорную известь
2Cl2 + 2Ca(OH)2 = Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O.
Во влажном воздухе хлорная известь образует хлорноватистую кислоту
Ca(ClO)2 + CO2 + H2O = CaCO3 + 2HClO.
При работе с галогенами (хлором, бромом) необходимо соблюдать меры
предосторожности. Опыты следует проводить в вытяжном шкафу , остатки
галогенов после опыта погружать в слабый раствор щелочи или известковой
воды - Ca(OH)2.
44
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Получение хлора.
Пробирку с несколькими кристалликами KMnO4 перманганата калия,
закрепите вертикально в штативе. Штатив поставьте в вытяжной шкаф. Из
капельницы прибавьте немного концентрированной соляной кислоты
(ρ = 1,19г/см3). Что наблюдается? Напишите уравнения реакций и
электронную схему к нему. Соберите хлор в три пробирки.
Опыт 2. Свойства хлора.
а) Взаимодействие хлора с металлами.
В пробирку с хлором насыпьте немного порошкообразной сурьмы. Что
наблюдается? Медную проволоку нагрейте пламенем спиртовки и быстро
внесите в пробирку с хлором. Опишите происходящее и составьте уравнения
реакций.
б) Отбеливающие свойства хлорной воды.
В пробирку с хлором прилейте немного воды и затем прибавьте
подкрашенную фиолетовыми чернилами (фуксином) воду. Объясните
причину обесцвечивания ее.
в) Окислительные свойства хлора.
Пробирку с раствором KI прибавьте по каплям хлорную воду до появления
бурной окраски (цвет водного раствора йода). Содержание пробирки
разделите на две части. К одной части прибавьте раствор крахмала, к другой1-2см3 бензола, взболтайте. Запишите изменение окраски, составьте
уравнения реакций и электронные уравнения. Реактивом на свободный хлор
служит йодокрахмальная бумага.
Демонстрировать опыт в вытяжном шкафу.
Налейте в 1/3 пробирки раствор йодида калия и пропустите через него
газообразный хлор, полученный действием на диоксид марганца
концентрированной соляной кислоты в колбе Вюрца. Наблюдайте появление,
а затем исчезновение темно-бурой окраски йода. Окраска исчезает
вследствие дальнейшего окисления йода хлором до бесцветной йодноватой
кислоты - HIO3.
Напишите уравнения реакций и электронные уравнения к ней.
Опыт 3. Получение и свойства хлористого водорода (Тяга!)
В пробирку насыпьте до четверти объема хлористого натрия, слегка смочите
водой и прилейте серной кислоты (1 : 2). Пробирку закройте пробиркой с
газоотводной трубкой и укрепите наклонно в штативе. Конец газоотводной
трубки опустить в сухую пробирку до дна. Пробирку закройте тампоном из
ваты и слегка нагрейте реагирующую смесь. Когда из пробирки пойдет
«дым», нагревание прекратите, уберите ватный тампон и газоотводную
трубку. Тотчас же отверстие пробирки закройте пальцем, и перевернув ее
верх дном, погрузите сосуд с водой. Вода в пробирке поднимается.
Объясните это явление. Снова закройте пробирку под водой пальцем и
выньте ее. Полученный раствор испытайте на синий лакмус или метилоранж.
45
Опыт 4. Получение и свойства брома.
а) В сухую пробирку поместите немного смеси, составленной из равных
частей металлов бромида натрия (или бромида калия) и диоксида марганца.
Смесь обработайте разбавленной серной кислотой и слегка нагрейте.
Отметьте цвет выделяющихся паров брома и напишите уравнения реакций,
электронные уравнения.
б) Налейте в пробирку немного хлорной воды и прибавьте 2н раствор едкого
натра. Объясните исчезновение окраски брома и составьте уравнения
реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 5. Получение и свойства йода.
а) Опыт выполнить аналогично 4 опыту, взяв смесь йода калия с диоксидом
марганца. Наблюдайте на белом фоне выделения паров йода, отметив цвет, а
их конденсацию в кристаллики (цвет) на холодных частях пробирки.
Напишите уравнения реакций и электронные уравнения к ней.
б) Сравните растворимость йода в воде, этиловом спирте, в водном растворе
йодида калия.
Вывод: йод легко растворяется KI в результате образования комплексного
соединения
I2 + KI = K[I3].
Сопоставить цвет паров йода с цветом его водного, спиртового растворов.
в) В пробирку с йодной водой прилейте 2-3 капли крахмального клейстера. В
какой цвет окрашивается жидкость? Что происходит при ее нагревании,
охлаждении? Чем это объяснить?
г) К водному раствору йода прибавьте 10 капель бензола и сильно
взболтайте. Опишите результат опыта.
Опыт 6. Сравнение восстановительных свойств галогеноводородов (Тяга!)
В три пробирки поместите равные количества хлорида калия (натрия),
бромида калия (натрия), йодида калия (натрия) и прилейте несколько капель
концентрированной серной кислоты. Что выделяется? Почему во второй и
третьей пробирках, помимо бромистого и йодистого водорода образуются
свободный бром и йод?
Напишите уравнения реакций образования галогеноводородов, а также
реакции окисления HBr и HI серной кислотой, учитывая, что серная кислота
(в зависимости от температуры и др. факторов) может восстанавливаться до
сернистого газа или даже до сероводорода и электронные уравнения к ним.
Опыт 7. Реакции обнаружения ионов Cl-, Br -, I-.
В три пробирки прилейте равные количества NaCl, NaBr, KI. В каждую
пробирку 3-4 капли азотнокислого серебра. Запишите цвета осадков.
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Выясните,
растворяются ли осадки в азотной, серной кислотах и в растворе аммиака.
46
Вопросы и задачи:
1. Составьте уравнения реакций взаимодействия хлора с водой и укажите,
какие вещества находятся в хлорной воде.
2. Каким способом получают галогены в свободном виде?
3. Что такое средство к электрону и как оно изменяется при переходе от
фтора к йоду.
4. При помощи каких реакций можно отличить раствор бромистого калия
от раствора йодистого калия?
5. Расположить галогены по их возрастающей окислительной активности.
6. Сколько получится хлористого водорода по весу и объему (н.у.) из
128,7г поваренной соли при действии на нее избытка серной кислоты?
7. Какой из галогеноводородов HCl, HBr, HI проявляет более сильные
восстановительные свойства и почему?
8. Какой объем хлора (н.у.) может быть поглощен раствором,
содержащим 168г едкого калия?
9. Сколько грамм бертолетовой соли KClO3 можно получить при
пропускании хлора через горячий раствор, содержащий 168г едкого
калия?
10.Дайте названия соединениям KClO3, Ca(OCl)2, CaCl2, NaClO4 и
определите степени окисления хлора в них.
11.Почему соли хлорноватистой кислоты проявляют отбеливающие
свойства, а соли хлорноватой кислоты нет?
12.Подберите коэффициенты путем составления электронных уравнений
и укажите, что является окислителем, а что восстановителем в
следующих уравнениях реакций:
K2Cr2O7 + HCl
CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O,
Ca(OH)2 + Cl2
Ca(ClO)2 + CaCl2 + H2O,
I2 + Cl2 + H2O
HCl + HIO3,
HClO3 + H2SO3
HCl + H2SO4,
FeCl3 + HI
FeCl2 + Cl2 + HCl,
KIO3 + KI + H2SO4 K2SO4 + I2 + H2O.
13.Напишите формулы гипохлорита магния, хлорида аммония, хлората
натрия, перхлората аммония.
14.Как меняются окислительные свойства кислородных кислот хлора с
увеличением степени окисления хлора?
15.Что называют возгонкой (сублимацией)?
16. Почему в щелочной среде действием хлора нельзя окислить йодид до
свободного йода?
17.Сколько см3 5% раствора KBrO3 (ρ = 1,04г/см3) потребуется для
окисления 50см3 0,75М сернокислого раствора сульфата железа (II)?
47
Лабораторная работа №9.
Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами.
Химические свойства металлов определяются строением их атомов. Атомы
металлов легко отдают электроны, превращаюсь в положительные ионы и
проявляя при этом восстановительные свойства. Схематически этот процесс
можно изобразить так:
Me
Men+ + ne-.
Мерой прочности связи электронов в атомах являются величины
ионизационных потенциалов. Химическую активность металлов в
окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде,
характеризует ряд напряжений, в котором металлы расположены в порядке
убывания их восстановительных свойств.
1. Окисление металлов ионом H+.
Реакция
Me + nH+
Men+ + n/2H2
для металлов, располагающихся в электрохимическом ряду напряжений
левее водорода, должна иметь положительный потенциал Е0 при условии, что
концентрация кислоты достаточно высока. На основании термодинамических
данных следует ожидать, что щелочные металлы будут легко окисляться
ионами водорода. И действительно, концентрация ионов H+ (в воде [H+]= 10-7
или менее этого) вполне достаточна для окисления щелочных металлов. В
кинетическом отношении подобные реакции также протекают достаточно
легко, а часто даже со взрывом, как это, например, имеет место в реакции
натрия с водой
2Na0 + 2H2O = 2Na+ + 2OH- + H2 .
Пользуясь данным методом окисления металлов, следует избегать
анионов, образующих с ними нерастворимые соединения. Например, при
взаимодействии свинца с хлористоводородной кислотой образуется
нерастворимый осадок PbCl2, а при взаимодействии железа с ортофосфорной
кислотой – осадок FePO4. Осаждение этих продуктов на поверхности еще не
прореагировавшего металла останавливается или замедляет дальнейшую
реакцию. Металлы, расположенные в электрохимическом ряду правее
водорода, не могут быть окислены в измеримых количествах ионами
водорода.
2. Окисление металлов серной кислоты.
В водных растворах серной кислоты ион SO42- устойчив и окислительные
свойства проявляет ион водорода Н+, поэтому для взаимодействия металлов с
разбавленной серной кислотой справедливо все вышесказанное об окислении
ионом H+.
48
Концентрированная серная кислота – сильный окислитель, особенно при
высоких температурах. Окисляет C до СO2, S до SO2, HI и HBr – до
свободных галогенов (I2 и Br2). Серная кислота окисляет многие металлы
(например Cu, Ag, Hg и др.). Однако такие металлы, как Au, Pt, Se и др.
устойчивы по отношению к ней.
Проявляя окислительные свойства, серная кислота, в зависимости от
условий (концентрации кислоты, активности металла, температуры)
восстанавливается следующим образом:
SO42- + 2e + 4H+ = SO2 + 2H2O,
SO42- + 6e + 8H+ = S0 + 4H2O,
SO42- + 8e + 10H+ = H2S + 4H2O.
При взаимодействии малоактивных металлов, а также металлов средней
активности(Cu, Hg, Ag, Sn, Sb, Bi, Fe, Mn, Pb и др.) с концентрированной
H2SO4 продуктом восстановления является SO2, например
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O.
Серная кислота концентрацией выше 93% не действует на железо
(пассивирует).
В случае сильных восстановителей (щелочных и щелочноземельных
металлов) продуктом восстановления серной кислоты является главным
образом H2S, например:
0
6+
2-
2+
4Mg + H2SO4 + 4H2SO4 = H2S + 4MgSO4 + 4H2O.
3. Окисление металлов азотной кислотой.
Азотная кислота сильная, и кроме того, обладает резко выраженными
окислительными свойствами. Состав продуктов восстановления азотной
кислоты зависит от концентрации и восстановительной способности
окисляемого вещества. Влияние ионов H+ на процесс видно из сравнения
электродных потенциалов реакции восстановления NO3- - иона в растворах:
NO3- + H2O + e = NO2 + 2OH-,
φ10 = - 0,86 в;
NO3- + 2H+ + e = NO2 + 2OH-,
φ20 = 0,80 в;
Окислительная способность иона больше в кислых растворах (φ20 > φ10).
При восстановлении азотной кислоты возможны следующие изменения
степени окисления азота:
NO3- + 2H+ + e = NO2 + 2H2O ,
(1)
+
NO3 + 4H + 3e = NO + 2H2O,
(2)
+
2NO3 + 10H + 8e = N2O + 5H2O, (3)
NO3- + 10H+ + 8e = NO4+ + 3H2O. (4)
Вместе с тем, восстановления NO3- иона до элементарного азота по
реакции
2NO3- + 12H+ + 10e = N2 + 6H2O, φ0 = 1,25 в.
практически не происходит, что связывают с более высокой энергией
образования азота по сравнению с другими продуктами реакции.
Металлы, находящиеся в ряду напряжений правее водорода (Сu, Hg, Ag и
др.), восстанавливают концентрированную азотную кислоту по схеме (1),
разбавленную по схеме (2). Более активные металлы (Mg, Ca, Zn и др.)
49
восстанавливают концентрированную азотную кислоту по схеме (3). Сильно
разбавленная азотная кислота этими же металлами, а также Fe, Ni, Sn
восстанавливается до аммиака, образующего с избытком азотной кислоты
соли аммония (схема 4). Восстановление азотной кислоты происходит тем
полнее, чем больше она разбавлена.
Поскольку процесс восстановления может идти различными путями,
следует учитывать, что образующийся по той или иной схеме основной
продукт реакции почти всегда содержит примеси других продуктов
восстановления.
В концентрированной азотной кислоте чистое железо, хром и алюминий не
растворяются по причине образования на поверхности металла плотной
пленки соответствующих оксидов (явление пассивирования).
Металлы Au, Pt, Cr, Nb, Ta, W с азотной кислотой не взаимодействуют.
Состояние пассивности, появляющееся у определенных металлов,
отличается тем, что металлы в этом состоянии ведут себя подобно
благородным металлам. Пассивированные металлы устойчивы относительно
реагентов, с которыми взаимодействует в нормальном состоянии. Они
обнаруживают также более высокий потенциал растворения, чем в
нормальном состоянии.
Явление пассивации объясняют по-разному. Одни приписывают его
образованию оксидного поверхностного слоя, другие предполагают, что
пассивность должна обуславливаться физическим применением металла,
третьи считают, что пассивность вызывается тонким слоем кислорода,
адсорбированного металлом; четвертые объяснят различие пассивного и
активного состоянии разной электронной конфигурацией атомов или ионов,
находящихся на поверхности металла.
При окислении металлов азотной кислоты образуются соли – нитраты или
оксиды, если последние нерастворимы в азотной кислоте. Важнейшее
свойство солей азотной кислоты – их способность разлагаться при
нагревании. Получающиеся при нагревании солей продукты зависят от
положения металлов в электрохимическом ряду напряжений. Схематически
это можно изобразить так:
левее Mg
MeNO2 + O2,
MeNO3
Mg – Cu
MeO + NO2 + O2,
правее Cu
Me + NO2 + O2.
где Ме – соответствующий металл.
Большинство металлов восстанавливают азотную кислоту по схеме (2).
Неметаллы (сера, уголь, фосфор) окисляются азотной кислотой до
соответствующих кислот (серной, угольной и ортофосфорной). Образование
кислородосодержащих кислот (Re, Ge, Sn).
4. Взаимодействие металлов со щелочами.
Со щелочами могут взаимодействовать те металлы, которые образуют
соединения, обладающие амфотерными свойствами. К ним относятся:
Zn(OH)2, Al(OH)3, Be(OH)2, Cr(OH)3, Ge(OH)4, Sn(OH)4 …
50
Растворяясь в щелочах, эти металлы образуют комплексные ионы;
например, растворение алюминия происходит так:
2Al + 6H2O + 6OH- = 3H2 + 2[Al(OH)6]3-.
Координационное число алюминия равно 6. Для цинка координационное
число равно 4.
Zn + 2H2O + 2OH- = [Zn(OH)4]2- + H2 .
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Отношение цинка к кислотам и щелочам.
Поместите в две пробирки по кусочку цинка (или микрошпателю цинковой
пыли) и прилейте в одну десять капель соляной кислоты, а в другую столько
же раствора концентрированной щелочи. Пробирку со щелочью слегка
нагрейте.
1) В какой пробирке энергичнее выделяется водород?
2) О каком свойстве цинка это говорит? Составьте уравнения реакций.
3) Какие еще элементы будут иметь аналогичное поведение?
Опыт 2. Взаимодействием меди и магния с разбавленной азотной кислотой
(2н).
Прилейте разбавленный раствор (2н) азотной кислоты в пробирки с медной
стружкой и магнием. Пробирки слегка нагрейте. Экспериментально докажите
образование нитрата аммония в пробирке с магнием. Напишите уравнения
реакций.
Опыт 3. Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с оловом и
свинцом.
В две пробирки поместите кусочек олова и свинца. Добавьте несколько
капель концентрированной азотной кислоты. Напишите уравнения реакций
взаимодействия олова и свинца сконцентрированной азотной кислотой.
Опыт 4. Пассивируйте действие концентрированной азотной кислоты на
металлы ( демонстрационный).
Обработать кусочек хрома азотной кислотой, промойте в стакане с водой
(сначала водопроводной, потом дистиллированной), перенесите в пробирку с
2н раствором соляной кислоты. Растворение хрома не наблюдается.
Однако при длительном кипячении можно увидеть переход из пассивного
состояния в активное, причем вытеснение водорода из кислоты, сначала еле
заметное, вдруг проявляется такой силой, что вся жидкость вспенивается.
Если вновь погрузить металл в азотную кислоту, выделение водорода тотчас
прекратиться.
Опыт 5. Взаимодействие кадмия, меди и железа с разбавленной серной
кислотой.
В три пробирки поместите несколько капель разбавленной серной кислоты.
51
С каким из взятых металлов разбавленная серная кислота взаимодействует?
Составьте уравнения реакций.
Опыт 6. Взаимодействие цинка и меди с концентрированной серной
кислотой.
1) В пробирку поместите кусочек медной стружки и налейте несколько
капель концентрированной серной кислоты. Слегка подогрейте пробирку.
Определите какой газ выделяется? Для этого пропустите выделяющийся газ
через йодную воду. Составьте уравнения реакций.
2) В пробирку поместите кусочек цинка и прибавьте несколько капель
концентрированной соляной кислоты. Слегка подогрейте пробирку и как
только начнется выделение газа, определите по запаху или внесением
фильтровальной бумажки, смоченной раствором соли свинца. За тем
нагрейте пробирку и наблюдайте появление желтой мути. Составьте
уравнения реакций.
Контрольные вопросы:
1. Как изменяется характер взаимодействия с водой s – элементов II группы
при увеличении порядкового номера? Приведите уравнения реакции
взаимодействия бария с водой.
2. Какая кислота является лучшим растворителем свинца и в каких условиях?
Напишите уравнения реакций.
3. Реагирует ли ртуть с разбавленной и концентрированной кислотой:
соляной, серной, азотной? Какие соли при этом получаются? Напишите
уравнения реакций.
4. Какие продукты получаются при взаимодействии азотной кислоты
различной концентрации с металлами, отличающимися восстановительной
активностью? Приведите возможные уравнения реакции.
5. Чем объяснить различное отношение разбавленной и концентрированной
серной кислоты с металлами? Приведите возможные уравнения реакций.
6. В виде каких ионов существует алюминий и цинк в сильнощелочных
растворах?
7. Чем можно объяснить явление пассивации?
52
Лабораторная работа №10.
Подгруппа меди.
Элементы – медь, серебро, золото находятся в побочной подгруппе 1
группы периодической системы элементов, называемой подгруппой меди.
Электронная формула атомов этих элементов … (n – 1)d10ns1, где n – номер
внешнего электронного слоя.
На внешнем электронном слое у меди, серебра и золота находятся по
одному электрону. Являясь восстановителями, они сравнительно легко
отдают электроны, образуя положительные ионы. Медь образует два ряда
соединений, в которых валентность равна +1, +2, серебро в большинстве
соединений положительно одновалентна, а для золота характерно его
производственные, содержащие ионы одного – и трехвалентного золота.
Катионы подгруппы меди могут присоединять к себе противоположно
заряженные ионы или молекулы полярных веществ, образуя более сложные
«комплексные ионы».
В комплексных ионах катионы меди, серебра и золота занимают
центральное место, являясь комплексообразователями. Ионы или полярные
молекулы, удерживаемые комплексообразователем, образует внутреннюю
сферу комплексного соединения и называются аддендами. Число аддендов во
внутренней сфере называются координационным числом
комплексообразования
внешняя сфера
[Cu(NH3)4]SO4
координационное число
адденды
комплексообразователь
Координационное число у катионов меди Сu2+ равно 4, а у катионов Cu+ и
Ag+ равно 2.
Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов
комплексообразователя и аддендов.
При растворении комплексных солей в воде они диссоциируют на
комплексные ионы и ионы внешней сферы. Например, диссоциация
[Cu(NH3)4]Cl2 происходит согласно уравнению
[Cu(NH3)4]Cl2
[Cu(NH3)4]2+ + 2Cl-.
Комплексные катионы, содержащие в качестве аддендов в качестве аммиака,
называются аммиакатами.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Взаимодействие меди с кислотами.
Нагреть медные стружки в пробирке с концентрированной соляной кислотой,
а затем прибавьте несколько капель пероксида водорода и нагрейте до
появления голубой окраски.
53
Почему при добавлении пероксида водорода медь растворяется? Напишите
уравнения происходящих реакций. Объясните: а) почему медь не
растворяется в разбавленной серной кислоте, но растворяется в горячей
концентрированной серной кислоте?
б) почему медь растворяется как в концентрированной, так и в разбавленной
азотной кислоте?
Опыт 2. Получение и свойства гидрата оксида меди и основной соли
сернокислой меди.
В пробирку с 3-4см3 едкого натра прибавьте 3-4 капли сульфата меди.
Полученный осадок взболтайте и разделите в три пробирки. Напишите
уравнения реакций.
В одну из пробирок прибавьте какой-нибудь кислоты до растворения
осадка (напишите уравнения реакции), в другую – раствор щелочи. На
основании проделанных опытов определите к какому типу гидроксидов
относится гидрат оксида меди.
Нагрейте третью пробирку со взвесью гидрата оксида меди. Наблюдайте
образование осадка черного оксида меди. Сравните термическую
устойчивость гидроксида меди с гидроксидами щелочных металлов.
Напишите уравнения реакций.
Растворите образовавшийся оксид меди в какой-нибудь кислоте. На
основании проделанных опытов определите к какому классу оксидов
относится оксид меди.
К 2-3см3 раствора сульфата меди прибавьте 2-3 капли едкого натра.
Наблюдайте получение осадка, затем нагрейте. Сравните термическую
устойчивость основной сернокислой соли меди и гидроксида меди.
Напишите уравнение реакции получения основной сернокислой соли меди.
Опыт 3. Получение основного карбоната меди Cu2(OH)2CO3.
В пробирку налейте 2-3см3 сульфата меди и прибавьте 1-2см3 углекислого
натрия. Наблюдайте образование основного карбоната меди и выделение
углекислого газа. Напишите уравнения проведенной реакции.
Закройте пробирку с полученной взвесью газоотводной трубкой и, опустив
конец последней в известковую воду, нагрейте взвесь. Напишите уравнение
реакции разложения основного карбоната меди.
Опыт 4. Характерные реакции на катионы Cu+.
а) К растворам солей меди – сульфата меди, хлорида меди, нитрата
двухвалентной меди – прибавьте сероводородной воды. Напишите уравнения
реакций в ионной и молекулярной формах.
б) К растворам солей меди – сульфата меди CuSO4, CuCl2, Cu(NO3)2
прибавьте раствор ферроцианида калияK4[Fe(CN)6]. Запишите уравнения
реакций в молекулярной и ионной формах и отметьте цвет ферроцианида
меди. Ферроцианид очень плохо растворяется в воде и разбавленных
кислотах.
54
Опыт 5. Окислительные свойства катиона Cu2+.
К 2-3см3 раствора сульфата меди прибавить 2-3 капли йодистого калия.
Отделите выпавший осадок йодистой меди Cu2I2 и к фильтрату прибавьте
раствор крахмала. Чем объясняется появление синего окрашивания?
Определите окислитель и восстановитель в проделанной реакции и
запишите уравнение в молекулярной и ионной формах.
Опыт 6. Аммиакаты двухвалентной меди.
а) Получение [Cu(NH3)4](OH)2.
Приготовьте гидрат оксида меди. Промойте его на фильтре водой и
перенесите в фарфоровую чашку. К перенесенному осадку прибавьте водный
раствор аммиака до растворения гидроксида меди, вследствие образования
[Cu(NH3)4](OH)2.
На основании проделанных опытов сравните растворимость в воде
Cu(OH)2 и [Cu(NH3)4](OH)2. Часть полученного раствора перенесите в
пробирку, после чего прилейте в нее концентрированный раствор едкого
натрия. Наблюдайте выпадение гидроксида меди и выделение аммиака.
Напишите уравнения реакций получения [Cu(NH3)4](OH)2 и образование
гидроксида меди при действии на него едкого натра.
Опыт 7. Получение оксида меди (I).
1. К 2см3 раствора сульфата меди прибавьте избыток раствора едкого натра и
раствора глюкозы. Смесь хорошо перемешайте и затем нагрейте.
2. Наблюдайте образование желто-оранжевого осадка гидрата оксида меди
(I), который при дальнейшем нагревании переходит в красный оксид меди.
3. Напишите уравнение реакции получения оксида меди (I), указав
окислитель и восстановитель в этой реакции.
Опыт 8. Получение хлористой меди.
1. В стаканчик с 15см3 крепкого раствора хлорида меди прибавьте 2см3
концентрированной соляной кислоты и немного медных стружек.
Содержимое кипятите до тех пор, пока несколько капель его, прилитых в
пробирку с водой, не перестанут давать голубое окрашивание. В этом случае
Cu2+ полностью восстанавливается металлической медью в Cu+, причем в
растворе образуется комплексная кислота H[CuCl2].
Напишите уравнение реакций восстановления Cu2+ в Cu+ металлической
медью, происходящего с образованием H[CuCl2].
Полученная кислота неустойчива в разбавленных растворах соляной
кислоты.
2. Вылейте раствор H[CuCl2] в стаканчик с водой и наблюдайте образование
белого осадка Cu2Cl2, нерастворимого в разбавленной соляной кислоте.
Осадок сохраните для следующих опытов. Напишите уравнение реакции
получения хлористой меди из раствора.
55
Опыт 9. Растворение хлористой меди в соляной кислоте и водном аммиаке.
С полученного в предыдущем опыте осадка Cu2Cl2 по возможности
полностью слейте жидкость, затем взмутите осадок и разделите его в две
пробирки. В одну из пробирок добавьте концентрированной соляной
кислоты, в другую – крепкого раствора аммиака. В обоих случаях осадок
растворяется с образованием комплексных соединений, в которых у меди –
координационное число, равное 2. Напишите уравнения реакций.
Перелейте раствор в фарфоровые чашки и оставьте стоять на воздухе.
Заметьте появление окраски, происходящее вследствие окисления
одновалентной меди в двухвалентную.
Серебро.
Взаимодействие металлического серебра с кислотами.
1. Возможно ли растворение серебра в разбавленных растворах соляной и
серной кислот при отсутствии окислителей?
2. Объясните растворение серебра в горячей концентрированной серной
кислоте, происходящее с выделением сернистого газа и образованием
сульфата серебра. Напишите уравнения реакций.
3. Почему происходит растворение металлического серебра в азотной
кислоте? Напишите уравнение реакции, происходящей с образованием
нитрата серебра и выделением диоксида азота.
Опыт 10. Получение оксида серебра.
К 2см3 разбавленного раствора едкого натра прибавьте несколько капель
AgNO3. Наблюдайте образование бурого осадка оксида серебра. Напишите
уравнения реакций.
Опыт 11. Реакция катиона Ag+.
1. В отдельные пробирки с 2-3см3 сероводородной воды и растворами
хлоридов, бромидов, йодидов натрия и калия прибавьте по 1-2 капли
раствора азотнокислого серебра. Заметьте цвет образовавшихся
осадков. Полученные осадки очень плохо растворимы в воде и
разбавленных кислотах. Выпавшие осадки галогенидов поставьте на
яркий свет и заметьте их потемнение.
2. Напишите уравнения реакций.
Опыт 12. Комплексные соединения серебра.
для Ag+1 так же, как и для Cu+1, характерно комплексообразование. В
комплексных соединениях у Ag+ координационное число равно 2.
Растворение AgCl в водном аммиаке.
К 2-3см3 раствора хлорида натрия прибавьте несколько капель
азотнокислого серебра. На образовавшуюся смесь хлорида серебра
подействуйте концентрированным раствором аммиака. Наблюдайте
растворение осадка хлорида серебра в следствие образования аммиаката
серебра. Напишите уравнение реакции растворения хлорида серебра в
водном аммиаке.
56
Контрольные вопросы:
1. Какие элементы относятся к 1-ой группе периодической системы?
Какие из них составляют главную, какие побочную подгруппы?
2. Чем объясняется сходство и отличие элементов побочной подгруппы и
щелочных металлов?
3. Можно ли растворить медь, серебро в разбавленной соляной, серной и
азотной кислотах. Почему?
4. Почему медь и серебро не растворяются в разбавленной соляной и
серной кислотах в отсутствие окислителя?
5. Как определить к какому типу гидроксидов относится гидрат оксида
меди?
6. Укажите условия образования гидрата оксида меди и основной соли
сульфата меди?
7. Как получить сульфид и Ферроцианид меди? В чем они не
растворимы?
8. Почему при взаимодействии сульфата меди с йодистым калием
выделяется йод?
9. Как можно получить аммиакат меди? Какого он цвета?
10.Какие соединения называются комплексными?
11.Что называется комплексообразователем, аддендами, внутренней и
внешней координационной сферой, координационным числом?
12.Как определить заряд комплексного иона, комплексообразователя?
13.Чем отличаются комплексные соли от обыкновенных и простых солей?
14.Какую валентность имеют в соединениях ионы меди, серебра и золота?
Какая валентность более устойчива?
15.Можно ли получить гидрат оксида серебра действием на соли серебра
едким натрием?
16.В чем растворяется хлорид серебра?
17.Какими свойствами обладает аммиакат серебра?
CuO
CuCl2 – осуществить ряд превращений.
18. Cu
Cu(OH)2
57
Лабораторная работа №11.
Цинк, кадмий, ртуть.
Цинк и его электронные аналоги – кадмий и ртуть – являются элементами
побочной подгруппы второй группы периодической системы элементов.
Электронная структура атомов этих элементов: … (n – 1)d10ns2, где n – номер
внешнего электронного слоя, совпадающий с номером периода, в котором
находится элемент.
Валентность цинка и его аналогов постоянная и равна 2.
Электроны (n – 1)d10 – энергетического подуровня при возбуждении
атомов не распариваются и не влияют на валентные свойства
рассматриваемых элементов.
Ртуть образует ионы Hg2+ и Hg22+. В Hg22+ртуть двухвалентна, а степень
окисления +1. атомы ртути образуют ковалентную неполярную связь друг с
другом
- Hg – Hg Соединения Hg22+ в зависимости от условий могут быть окислителями и
восстановителями.
Цинк, кадмий, ртуть – металлы. Восстановительная активность падает от
цинка
кадмию
ртути. Стандартные электродные потенциалы.
0
2+
0
Φ Zn/Zn = - 0,763B, φ Cd/Cd2+ = -0,403B, φ0Hg/Hg2+ = +0,850B.
Цинк и кадмий растворяются во всех кислотах (HCl, H2SO4, HNO3
концентрированных и разбавленных). Цинк и кадмий должны
восстанавливать водород даже из воды, но в чистой воде ни цинк, ни кадмий
не растворяются, так как
Me + 2H2O = H2 + 2Me(OH)2
поверхность металлов покрывается тонкой пленкой нерастворимого
гидроксида, которая предохраняет металл от дальнейшего растворения.
Ртуть растворяется только в кислотах – окислителях, в избытке кислоты
образуются соли Hg2+, при недостатке - Hg22+;
3Hg + 8HNO3(p) = 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O,
6Hg + 8HNO3(p) = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Некоторые соединения Hg22+ неустойчивы и при образовании сразу
превращаются в смесь соединений Hg2+ и высокодисперсной металлической
ртути, например:
Hg2(NO3)2 + 2KOH = HgO + Hg + 2KNO3 + H2O.
Гидроксид цинка амфотерен, а в ряду напряжений цинк стоит перед
водородом, поэтому вытесняет водород из растворов щелочей
Zn + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4] + H2 .
Гидроксиды Zn2+, Cd2+ растворяются в растворе аммиака с образованием
амминокомплексов:
Э(OH)2 + 4NH3 + 2H2O = [Э(NH3)4(H2O)2](OH)2,
или
Э(OH)2 + 4NH3 = [Э(NH3)4](OH)2.
58
Гидроксиды ртути неустойчивы и разлагаются с образованием HgO и Hg2O.
Hg(NO3)2 + 2NaOH = HgO + 2NaNO3 + H2O,
Hg2(NO3)2 + 2NaOH = Hg2O + 2NaNO3 + H2O.
Элементы подгруппы цинка очень склонны к образованию комплексных
соединений с координационными числами 3, 4 и 6, например:
ZnCl2 + 6NH4OH = [Zn(NH3)6]Cl2 + 6H2O,
Cd(OH)2 + 4KCN = K2[Cd(CN)4] + 2KOH,
2KI + HgI2 = K2[HgI4].
Металлическая ртуть, а также ее соединения очень ядовиты даже в малых
концентрациях. Ртуть накапливается в организме и тяжелые последствия
этого могут проявиться не сразу.
Соединения кадмия ядовиты также, как и соединения ртути, менее
ядовиты соединения цинка.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Получение кадмия.
Пользуясь данными таблицы нормальных электродных потенциалов,
подберите металлы, способные восстанавливать ионы кадмия из растворов
его солей. Проделайте соответствующий опыт, используя один из
имеющихся в лаборатории металлов. Напишите уравнения реакций.
Опыт 2. Взаимодействие цинка с кислотами.
(Работа проводить в вытяжном шкафу)
В шесть пробирок поместите по кусочку гранулированного цинка и
подействуйте на них в отдельности разбавленными и концентрированными
растворами кислот HCl, H2SO4, HNO3.
Наблюдайте происходящие явления. Напишите уравнения реакций.
Составьте схему перехода электронов. Подберите коэффициенты.
Опыт 3. Взаимодействие цинка со щелочами.
Поместите в пробирку немного цинковых стружек и прилейте
концентрированный раствор щелочи. Нагрейте и наблюдайте выделение газа.
Объясните механизм происходящих реакций. Напишите уравнения реакций.
Опыт 4. Получение и свойства гидроксидов цинка и кадмия.
Из находящихся в лаборатории реактивов получите гидроксид цинка и
кадмия. Напишите уравнения реакций. Испытайте отношение гидроксидов
цинка и кадмия к разбавленной соляной кислоте и щелочи. Какой из
гидроксидов обладает амфотерными свойствами? Подтвердите уравнениями
химических реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 5. Получение и свойства сульфида кадмия.
Получите сульфиды цинка и кадмия, используя в качестве осадителя
сероводородную воду. Напишите уравнение реакций, отметьте цвет осадков.
Слейте с осадков жидкость и добавьте к осадкам разбавленный раствор
соляной кислоты. Растворяются ли осадки в соляной кислоте?
59
Опыт 6. Комплексные соединения цинка и кадмия.
В две пробирки налейте растворы солей цинка и кадмия (порознь) и в
каждую добавьте по каплям раствор гидроксида аммония до образования
осадков, а затем до полного их растворения.
Напишите уравнения реакций, учитывая, что координационные числа
цинка и кадмия в полученных комплексных соединениях равны 4. Напишите
уравнения электролитической диссоциации полученных комплексных
соединений и выражение констант нестойкости комплексных ионов.
Опыт 7. Гидролиз солей цинка и кадмия.
1. Испытайте раствором нейтрального лакмуса реакцию среды растворов
сульфатов цинка, кадмия и хлорида цинка. Напишите уравнения
реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах.
2. В горячий раствор хлорида цинка опустите кусочек цинка,
предварительно очистив его поверхность наждачной бумагой.
Наблюдайте выделение водорода. Объясните механизм происходящих
процессов. Напишите уравнения в молекулярной и ионной формах.
3. К раствору сульфата кадмия прилейте раствор карбоната натрия.
Наблюдайте образование осадка. Продуктом какой ступени гидролиза
является образовавшееся вещество? Напишите молекулярные и ионные
уравнения реакций гидролиза карбоната кадмия по ступеням.
Вопросы и задачи:
1. Напишите электронные формулы атомов цинка, кадмия и ртути. В
какой группе они расположены, к какому семейству относятся?
2. Напишите уравнения реакций растворения цинка:
а) в соляной кислоте (конц. и разб.);
б) в серной кислоте (конц. и разб.);
в) в азотной кислоте (конц. и разб.);
г) в щелочи.
3. Чем объяснить растворение металлического цинка в растворе хлорида
аммония? Составьте уравнения реакций.
4. Как получить гидроксиды цинка и кадмия?
5. Напишите схему равновесия в системе: «осадок – раствор – гидроксид
Zn2+» и укажите в каком направлении сместиться равновесие при
добавлении: а) кислоты; б) щелочи. Растворяется ли гидроксид кадмия
в кислотах и щелочах?
6. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
следующие превращения:
ZnCO3
ZnO
ZnSO4
Zn(OH)2
Na2ZnO2
ZnSO4 Zn.
7. Как из нитрата цинка получить гидроксоцинкат калия? Напишите
уравнения реакций в молекулярной и оной формах.
60
8. Напишите уравнения реакций, протекающих при добавлении при
добавлении к раствору, содержащему ионы Zn2+ и Cd2+.
а) избытка щелочи;
б) избытка раствора аммиака.
9. Назовите некоторые комплексные соединения цинка, кадмия и ртути и
составьте уравнения реакций, с помощью которых их можно получить.
10. Приведите примеры и напишите уравнения реакций, в которых:
а) цинк является восстановителем;
б) ион Hg2+ является окислителем;
в) ион Hg2+ - окислителем, восстановителем.
11. Какими реактивами нужно пользоваться и какие условия создавать,
чтобы возможно полнее осадить ионы Zn (II) из растворов в виде ZnS?
12. Какое количество цинкового купороса ZnSO4 ∙ 7H2O можно получить
при взаимодействии цинка с 500см3 20%-ного раствора H2SO4 (ρ =
1,14г/см3)?
13. Цинковая обманка содержит 30% ZnS. Сколько теоретически можно
получить цинка и 92%-ного раствора H2SO4 из 1т этой руды?
14. 0,1405г металла вытесняет из кислоты 28см3 водорода (при н.у.).
Определите эквивалент металла.
15. Определите титр, молярность и нормальность 25%-ного раствора
CdSO4 (ρ = 1,294г/см3).
16. Сколько потребуется по объему 45%-ного раствора ZnCl2 (ρ =
1,489г/см3) и воды для приготовления 1м3 8%-ного раствора (ρ =
1,084г/см3)?
17. Какое количество склянок емкостью 200см3 можно наполнить
металлической ртутью (ρ = 13,55г/см3), полученной путем
восстановления 314,4кг чистой киновари?
18. Какой объем 1н раствора (NH4)2S требуется, чтобы осадить из раствора
в виде сульфидов ионы Zn2+, Cd2+, Hg2+, если общее содержание в
растворе солей ZnSO4, CdSO4, Hg(NO3)2 составляет 1г, а процентное
содержание каждой из солей таково:
ZnSO4 – 40%, CdSO4 – 10%, Hg(NO3)2 – 50%?
19. Нитрат ртути (I) получают растворением ртути в разбавленной азотной
кислоте в условиях избытка металла. Сколько литров 25%-ного
раствора HNO3 (ρ = 1,15г/см3) расходуется на 1кгртути, исходя из
принятого молярного соотношения Hg : 1,19 HNO3?
20. Сколько см3 2н раствора серной кислоты потребуется для растворения
20г Cd?
21. Какой объем 2М раствора соляной кислоты потребуется для
растворения 150г Zn?
22. Сколько см3 20%-ного раствораH2SO4 (ρ = 1,14г/см3) потребуется для
растворения 100кг Zn?
23. Закончить уравнения реакций:
Cd + HNO3(K)
Zn + NaOH
61
Zn(OH)2 + NaOH
Zn(OH)2 + NH4OH
Zn(NO3)2 + Na2CO3 + H2O
Hg(NO3)2 + NaOH
Hg2(NO3)2 + NaOH
Hg(NO3)2 + H2S
HgS + (NH4)2S
CdS + HNO3(P)
62
Лабораторная работа №12.
Свойства соединения хрома.
Хром относится к переходным d – элементам и находится в побочной
подгруппе VI группы периодической системы элементов. В соответствии с
электронной конфигурацией (3d54s1) хром может проявлять степень
окисления от I до VI. Наиболее устойчивы соединения хрома (III) и хрома
(VI).
На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой, которая не
растворяется в воде и кислотах и предохраняет металл от коррозии. Хром не
растворяется в растворах кислот, анионы которых выступают как
окислители.
Соединения хрома (III).
Оксид хрома Cr2O3 нерастворим не в воде, ни в кислотах. Отвечающий ему
гидроксид Cr(OH)3 амфотерен:
2Cr(OH)3 + 3H2SO4
Cr2(SO4)3 + 6H2O,
Cr(OH)3 + 3KOH
K3[Cr(OH)6]
или Cr(OH)3 + KOH
KCrO2 + 2H2O.
Соли типа KCrO2 – хромиты – можно рассматривать как производные
метахромитной кислоты HСrO2. Соли этой кислоты подвержены сильному
гидролизу. Поэтому водные растворы хромитов имеют сильнощелочную
реакцию, а солей содержащих катионы Cr (III), - кислую.
Соли хрома (II) и слабых кислот нацело гидролизуются:
Cr2S3 + 6H2O
2Cr(OH)3 + 3H2S .
Хром в степени окисления 3+ может быть восстановителем. Он легко
окисляются в щелочной среде хлором, бромом, пероксидом водорода с
образованием хроматов:
Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10KOH
3K2SO4 + 2K2CrO4 + 5H2O,
3+
2+
Cr - 3e + 4OH = CrO4 + 4H
2
22O2 + 2e = 2O
3
В кислой среде хром окисляется такими окислителями, как перманганат
калия, висмутат калия до двухромовой кислоты:
2Cr(NO3)3 + 3KBiO3 + 6HNO3
H2Cr2O7 + 3KNO3 + 3Bi(NO3)3 + 2H2O
3+
22Cr - 6e + 7H2O = Cr2O7 + 14H+ 1
BiO3- + 2e + 6H+ = Bi3+ + 3H2O
3
Соединения хрома (VI)
Оксид хрома (VI) CrO3 – хромовый ангидрид – легко растворяется в воде с
образованием хромовой (H2CrO4) и двухромовой (H2Cr2O7) кислот
2H2CrO4 = H2Cr2O7 + H2O.
Соли этих кислот называются хроматами и бихроматами. Водные
растворы хроматов – щелочную. Это связано с протеканием следующих
процессов:
Cr2O72- + H2O
2HCr
2H+ + 2CrO42-,
2CrO42- + 2H+
2HCrO4Cr2O72- + H2O.
63
Следовательно, чтобы провести хромат в бихромат принято подкислять
раствор, а чтобы перевести бихромат в хромат – добавлять в раствор щелочь.
Хроматы тяжелых металлов плохо растворимы в воде
Pb(NO3)2 + K2CrO4 = PbCrO4 + 2KNO3.
Соединения хрома (VI) являются сильными окислителями.
Например, в кислой среде
K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O,
в нейтральной среде
2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 8H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 4KOH + 6NH4OH.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Получение и свойства гидроксида хрома (III).
Получение в двух пробирках тригидроксид хрома взаимодействием раствора
соли хрома (III) (3-4 капли) с 2нраствором щелочи (1-2 капли). Испытайте его
свойства, для чего добавьте в одну пробирку по каплям 2н раствор соляной и
серной кислоты, а в другую – 2н раствор щелочи до растворения осадка и
образования хромита.
Составьте уравнения реакций получения тригидроксида хрома и
взаимодействия его с кислотой и щелочью в молекулярной и ионной формах.
Сделайте вывод о химическом характере гидроксида хрома (III).
Опыт 2. Восстановительные свойства соединений хрома (III).
1. К полученному в опыте 1 раствору хромита натрия добавьте 1-2 капли
гидроксида натрия и 3-5 капель 3%-ного раствора пероксида водорода.
Смесь нагрейте до изменения окраски.
2. К раствору соли хрома (III)добавьте избыток щелочи до растворения
осадка и по каплям хлорную (бромную) воду до изменения цвета
раствора.
Напишите уравнения всех происходящих реакций.
Опыт 3. Условия существования в растворе хроматов и бихроматов
1. Поместите в пробирку 4-5 капель раствора хромата калия K2CrO4.
Каков цвет раствора, характерный для ионов CrO42-?
Добавьте несколько капель серной кислоты. Каков цвет раствора,
обусловленный ионами Cr2O72-?
Напишите уравнения реакций в молекулярной и оной формах, учитывая, что
процесс обратим.
2. Учитывая обратимость процесса, исследуемого в предыдущем опыте,
определите смещение равновесия при добавлении нескольких капель
щелочи. Напишите уравнения реакций перехода бихромата в хромат.
Опыт 4. Гидролиз солей хрома.
1. В пробирку с несколькими каплями дистиллированной воды добавьте
1-2 капли лакмуса и несколько кристаллов сульфата хрома (III). После
64
растворения соли отметьте изменение окраски лакмуса и напишите
уравнения гидролиза в молекулярной и ионной формах.
2. Получите хромат натрия (опыт 1) и нагрейте его на водяной бане до
выпадения осадка. Напишите уравнения гидролиза и укажите, какое
значение имеет нагревание.
Опыт 5. Получение малорастворимых хроматов
1. В пробирку с раствором хромата калия (3-4 капли) прибавьте по 2-3
капли растворов хлорида бария (в первую пробирку) и нитрат свинца
(во вторую пробирку). Отметьте цвет осадков. Напишите уравнения
реакций в молекулярной и ионной формах.
2. Проделайте те же опыты, заменив раствор хромата калия бихроматом.
Напишите уравнения реакций.
Опыт 6. Окислительные свойства соединений хрома (VI).
а) Окисление сероводорода.
В раствор бихромата калия (4-5 капель), подкисленного 2н раствором серной
кислоты (2-3 капли), внесите по каплям свежеприготовленную
сероводородную воду до изменения окраски раствора. Отметьте помутнение
раствора. Напишите уравнения реакции.
б) Окисление йодида калия.
К подкисленному серной кислотой раствору бихромата калия (3-4 капли)
добавьте 3-4 капли раствора йодида калия. Отметьте изменение окраски.
Докажите с помощью крахмала выделение свободного йода, для чего в
пробирку с 4-5 каплями крахмала внесите 1 каплю полученного в опыте
раствора. Напишите уравнения реакций.
Вопросы и задачи.
1. Привести схему строения атома хрома. Почему он проявляет
металлические свойства?
2. Напишите уравнения реакций, которые позволяют определить
химический характер оксидов Cr2O3 и CrO3.
3. Напишите уравнения диссоциации гидроксидов хрома (III) и хрома
(VI).
4. Напишите уравнения реакций получения из оксида хрома (VI) хромат
натрия и хромат калия.
5. Приведите реакции, доказывающие амфотерность гидроксида хрома
(III).
6. Что получается при действии на сульфат хрома (III): а) соды? б)
сульфата натрия?
7. Приведите уравнения реакций, показывающие отношение хрома к
кислотам и щелочам.
8. В виде каких ионов находится хром (III) и хром (VI) в кислых и
щелочных растворах?
9. Приведите уравнения реакций, показывающие восстановительные
свойства соединений хрома (III).
65
10.Какие свойства – окислительные или восстановительные – проявляет
бихромат?
11.Как меняются окислительно-восстановительные свойства соединений
хрома с увеличением степени их окисления?
12.Почему осадок гидроксида хрома (III) после растворения в избытке
щелочи снова выпадает при разбавлении или кипячении раствора?
13.Какой объем хлора (н.у.) выделится при взаимодействии 1 моля
бихромата натрия с избытком соляной кислоты?
14.Молярная концентрация эквивалента раствора бихромата калия равна
0,25моль/дм3. Какой объем этого раствора надо взять для реакции с
йодидом калия в подкисленном растворе, содержащем йодид - ионы в
количестве 0,01моль?
15.Найдите объемы растворов гидроксида калия с концентрацией
2моль/дм3 и 3%-ного раствора пероксида водорода (ρ = 1г/см3),
которые потребуются для реакции с сульфатом хрома (III) массой 200г.
16.Какую массу хромата калия надо взять, чтобы приготовить раствор
объемом 500см3 с молярной концентрацией эквивалента 0,1моль/дм3?
17.Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить следующие переходы:
KCr(SO4)
K2Cr2O7
CrO3
K2CrO4
CrCl3.
18. Допишите уравнения следующих реакций:
Cr(OH)3 + O2 + H2O
Cr2(SO4)3 + H2O2 + KOH
K2Cr2O7 + KI + H2SO4
Cr2(SO4)3 + PbO2 + KOH
.
66
Лабораторная работа №13
Молибден и вольфрам.
Молибден и вольфрам – элементы побочной подгруппы VI группы
периодической системы элементов. Электронная структура - … 4d55s1;
…5d46s2.
Молибден (Мо) может проявлять окислительные числа 2+, 3+, 4+, 5+, 6+,
однако соединения обладают различной устойчивостью.
Молибден относится к элементам с малой химической активностью. Он
способен гореть в кислороде
2Mo + O2 = 2MoO3.
При нагревании до 700 – 8000С Мо реагирует с парами воды:
Mo + 2H2O = MoO2 + 2H2,
MoO2 + H2O = MoO3 + H2,
с галогенами:
Mo + 3F2 = MoF6,
Mo + 2Br = MoBr4.
На холоду молибден устойчив к разбавленным кислотам (HCl, HF и HNO3)
и водным растворам щелочей. Растворяется в концентрированных горячих
H2SO4, HCl, царской водке, смеси HF и HNO3 и в окислительно-щелочных
расплавах (Na + KNO3; NaOH + KClO3).
Состояние Mo (III) не характерно; известны устойчивые соединения Mo2O3
и Mo(OH)3.
Диоксид молибдена MoO2 – прочное соединение, не обнаруживающее ни
основных, ни кислотных свойств.
Известно много устойчивых соединений Mo (VI). Оксид MoO3 является
ангидридом молибденовой кислоты, растворяется в щелочах
MoO3 + 2NaOH = Na2MoO4 + H2O.
При сплавлении со щелочами получаются более сложные соединения –
изомолибдаты, например: K2MoO7; K2Mo3O11.
Кроме того, анионы MoO42- кислой среде способны к концентрации, в
результате образуются анионы тетра -, гекса -, гептамолибдатов, например,
7MoO42- + 8H+ = [Mo7O24]6- + H2O.
Состав растворов молибдатов зависит от кислотности среды: [Mo4O13]2-,
[Mo6O21]6-, [Mo8O26]4-.
При подкислении смеси растворов двух или нескольких простых солей
получаются гетерополисоединения, например Na4[SiMo12O40].
Соединения молибдена (VI) обладает слабыми окислительными
свойствами. При восстановлении цинком, молибденом, алюминием, железом,
хлоридом олова образуются молибденовые сини, состав которых
переменный, в частности, Mo4O10(OH)2 и Mo8O15(OH)6. При контролируемом
восстановлении получают растворимую молибденовую синь, которая
содержит анионы [Mo46+Mo25+O18]2-.
67
Вольфрам (W) довольно легко окисляется многими неметаллами, например,
сгорает в кислороде, образуя WO3; при нагревании взаимодействует с
галогенами, образуя WF6, WCl6.
Вольфрам растворяется в горячей смеси плавиковой и азотной кислот,
создающей условия для образования анионных фторо - комплексов типа
WF82-, WF7-:
W + 2HNO3 + 8HF = H2[WF8] + 2NO + 4H2O.
Вольфрам взаимодействует при сплавлении со щелочами в присутствии
окислителя:
W + 3NaNO3 + 2NaOH = Na2WO4 + 3NaNO2 + H2O.
Вольфрам в соединениях низких степеней окисления обнаруживает
металлические свойства (образует основания с восстановительными
свойствами), а в высшей степени окисления проявляет неметаллический
характер (образуя кислоты с ковалентными связями).
Вольфрам (III) встречается только в координационных соединениях.
Известно ограниченное число устойчивых соединений вольфрама (IV).
Диоксид вольфрама WO2 труднорастворим в воде; при нагревании
растворяется в концентрированных кислотах и щелочах:
WO2 + 2HCl = WO2Cl2 + H2,
диоксодихлорид вольфрама
WO2 + 2KOH = K2WO4 + H2.
вольфрамат калия
Соединений вольфрама со степенью окисления 6+ очень много. В
частности, вольфрамовый ангидрид WO3, который плохо растворяется в
растворах щелочей с образованием вольфраматов:
WO3 + 2NaOH = Na2WO4 + H2O.
В растворах вольфраматов при подкислении образуются
поливольфраматы, например:
6WO42- + 7H+ = [H4W6O21]5- + 3H2O.
Кроме этого известны устойчивые анионы: [H3W6O21]3- и [H2W12O40]6-.
Гидраты оксида вольфрама (VI) рассматривают как вольфрамовые
кислоты: WO3 ∙ H2O или H2WO4, 2WO3 ∙ 2H2O или H2W2O7. Они образуются
при действии сильной кислоты на раствор вольфрамата щелочного металла.
Соединения вольфрама (VI) является слабыми окислителями. При
частичном их восстановлении получают такие нестехиометрические
соединения, как вольфрамовые сини и вольфрамовые бронзы.
Состав бронз отвечает формуле MexWO, где Me – Na+, Li+, K+, Rb+ и
1 > x > 0, например Na0,4WO3, Na0,66WO3, Na0,5WO3. В вольфрамовой сини
вольфрам не входит в состав одного определенного соединения, в
зависимости от условий реакции могут быть получены соединения с
различной степенью окисления в различных соотношениях.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Исследование свойств оксида вольфрама (VI).
68
Поместите триоксид вольфрама в 2 пробирки. В одну внесите 3-5 капель
концентрированного раствора щелочи, в другую – 3-5 капель
концентрированной соляной кислоты. Пробирки слегка подогрейте.
Напишите уравнения реакции. Укажите какой характер проявляет WO3.
Опыт 2. Получение молибденовой и вольфрамовой кислот и изучение их
свойств.
а) Получение молибденовой кислоты.
В две пробирки с насыщенным раствором молибдата аммония (3-4 капли)
осторожно прилейте концентрированную серную кислоту до выпадения
осадка молибденовой кислоты. В одну из пробирок прилейте по каплям
раствор щелочи, а в другую – концентрированную серную кислоту до
растворения осадка. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной
формах.
б) Получение вольфрамовой кислоты.
В две пробирки с насыщенным раствором вольфрамат натрия (3-4 капли)
добавляйте по каплям: в одну – 2н раствор серной кислоты, в другую –
концентрированную серную кислоту до получения осадка. Пробирку с
концентрированной серной кислотой слегка нагрейте. Сравните цвета
осадков, полученный в обеих пробирках. Белый осадок имеет переменный
состав WO3 ∙ xH2O, желтый, соответствует определенному химическому
соединению H2WO4 ∙ xH2O.
Чтобы проверить отношение вольфрамовой кислоты к сильным кислотам,
в одну из пробирок дополнительно добавьте 3-5 капель концентрированной
кислоты.
Напишите уравнения реакций.
Отметьте различие в отношении молибденовой и вольфрамовой кислот к
сильным кислотам.
Опыт 3. Получение нерастворимых солей молибденовой и вольфрамовой
кислот.
В две пробирки внесите по 2-3 капли насыщенного раствора молибдата
аммония, в две другие – по 3-4 капли раствора вольфрамата натрия. Добавьте
в одну – соли кальция, в другую – соли свинца. Напишите уравнения реакции
в молекулярной и ионной формах.
Опыт 4. Восстановление молибдата аммония.
1. В пробирку с молибдатом аммония (5-6 капель) добавьте 3-4 капли
соляной кислоты, нагрейте до кипения и добавьте по каплям сернистокислого натрия до изменения цвета раствора. Напишите уравнения
реакции.
2. Раствор молибдата аммония (3-4 капли) подкислите раствором соляной
кислоты (2-3 капли) и прибавляйте по каплям раствор хлорида олова 2+
до изменения окраски. Сравните цвет полученного продукта с цветом
раствора в пункте (1).
69
Хлорид олова восстанавливает молибден (6+) до молибденовой сини,
состоящей из оксидов MoO3, Mo2O5 и др. Напишите уравнения реакции
восстановления молибдена 6+.
Опыт 5. Восстановление вольфрама 6+.
1. К насыщенному раствору вольфрамат натрия (3-4 капли) добавьте
несколько капель 2н серной кислоты и кристаллик соли Мора.
Пробирку нагрейте до появления бурого оксида H2WO4. Напишите
уравнения реакции.
2. В пробирку с 3-4 каплями вольфрамата натрия добавьте несколько
капель концентрированной соляной кислоты и опустите в раствор
кусочек цинка. Появляется синее окрашивание, переходящее в зеленое
и, наконец, в бурое. Это связано с уменьшением степени окисления
вольфрама. Напишите уравнения реакции.
Опыт 6. Получение комплексных соединений молибдена и вольфрама.
В одну пробирку поместите 3-4 капли молибдата аммония; в другую
несколько кристалликов вольфрамата аммония; прибавьте в обе пробирки по
6-8 капель роданида аммония, 1-2 капли концентрированной соляной
кислоты и 2-3 капли раствора хлорида двухвалентного олова. Отметьте
появление в одной пробирке красного окрашивания в результате образования
комплексного соединения [Mo(CNS)5]-, а в другой – зелено-желтого
окрашивания за счет образования (NH4)2[WO(CNS)5]2-.
Напишите уравнения реакций и укажите значение прибавления хлорида
олова.
Вопросы и задачи.
1. Приведите строения атомов молибдена и вольфрама. Какой из них больше
проявляет металлические свойства? Ответ мотивируйте.
2. Какие окислительные числа наиболее характерны для молибдена и
вольфрама?
3. Напишите уравнения реакций, которые позволяют определить
химический характер оксидов MoO3 и WO3.
4. Напишите уравнения реакций получения молибденовой и вольфрамовой
кислот.
5. Какие свойства – окислительные или восстановительные – проявляют
соединения молибдена (VI)? Приведите уравнения реакции.
6. Какая из кислот – молибденовая или вольфрамовая – более сильная и
какая более устойчивая?
7. Напишите уравнения реакций растворения вольфрама и молибдена.
8. Какие соединения образует молибденовая кислота с серной и азотной
кислотами? На какие свойства молибденовой кислоты указывают эти
реакции?
9. Определите массовую долю вольфрамата железа в концентрате, если из 1т
его получено 200кг W.
70
10. Определите массовую долю вольфрамата в следующих его соединениях:
шеелите CaWO4, вольфрамите (Fe, Mn)WO4, штольпите PbWO4.
11. Какое количество вольфрамат натрия Na2WO4 ∙ 2H2O может быть
получено из 100г вольфрамового ангидрида растворением в растворе
гидроксида натрия с ω = 40% и ρ = 1,42г/см3? Какой объем щелочи требуется
для этого?
12. Напишите структурные формулы: а) молибдата кальция; б) сернокислого
молибденита.
13. Приведите уравнения реакции, доказывающих окислительные свойства
соединений вольфрамата (VI).
14. Приведите примеры полианионов молибдена (VI)и вольфрама (VI).
71
Лабораторная работа №14.
Свойства соединений марганца.
Элемент побочной подгруппы 7 группы периодической системы марганец
в наружном слое имеет 2 электрона. Подуровни с валентными электронами
имеют строение …3d54s2.
У марганца отсутствует тенденция к присоединению электронов. Он
способен лишь отдавать электроны: два с наружного уровня и до пяти с
предпоследнего, проявляя максимальную степень окисления 7+. Кроме того,
марганец проявляет степень окисления 2+, 3+, 4+, 6+. Наиболее устойчивы
соединения с окислительными числами 2+, 4+, 7+.
Марганец – активный металл. Он медленно реагирует с водой, легко
растворяется в разбавленных кислотах, окисляясь до Mn (II).
С повышением степени окисления марганца уменьшается основной
характер его оксидов и гидроксидов, повышаются их кислотные свойства:
MnO
Mn2O3
MnO2
MnO3
Mn2O7
Mn(OH)2; Mn(OH)3,
Mn(OH)4
H2MnO4
HMnO4
основные свойства
амфотерные кислотные свойства.
При действии щелочей на соли марганца (II) образуется белый осадок
Mn(OH)2, легко окисляющийся на воздухе:
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4.
Соли марганца (II)в твердом состоянии и в концентрированных растворах
окрашенных в розовый цвет, разбавленные растворы бесцветны. Весьма
устойчивым соединением является диоксид марганца MnO2, который может
быть получен при окислении Mn (II), а также восстановителем соединений
марганца (VI) и марганца (VII). Следовательно, Mn (IV) может быть и
окислителем и восстановителем, однако чаще диоксид марганца
используется как окислитель.
Соединением марганца (IV) при сплавлении со щелочами в присутствии
окислителей образуют соли марганцеватой кислоты – манганаты, анионы
которой MnO42- окрашен в зеленый цвет. Манганаты устойчивы только в
сильнощелочной среде, в разбавленных растворах легко разлагаются:
3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.
При окислении манганатов, например хлором, образуются перманганаты –
соли марганцевой кислоты HMnO4. Из них наиболее важный – перманганат
калия, который проявляет сильные окислительные свойства в кислой,
нейтральной и щелочной средах. В зависимости от кислотности среды
восстановления Mn (VII) происходит по следующим схемам
MnO42- + 5e + 8H+ = Mn2+ + 4H2O (кислая среда).
MnO4- + 3e + 2HOH = MnO2 + 4OH- (нейтральная среда),
MnO4- + e = MnO42- (щелочная среда), при малом количестве
восстановителя.
При нагревании перманганаты легко разлагаются с выделением кислорода
72
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.
Экспериментальная часть.
Опыт 1.Получение и свойства дигидроксида марганца
К раствору соли марганца (II) (3-4 капли) прибавьте 5-6 капель раствора
гидроксида натрия. Для установления характера гидроксида марганца
полученный осадок разделите на 3 части. К одной части прибавьте 3-4 капли
2н кислоты, во второй части – 3-4 капли раствора щелочи. Напишите
уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Осадок в третей пробирке оставьте стоять на воздухе. Как меняется цвет
осадка? Напишите уравнения реакции.
Опыт 2. Окисление солей двухвалентного марганца.
а) Окисление брома.
Внесите в пробирку 2-3 капли раствора сульфата марганца и 4-5 капель
раствора гидроксида натрия. К полученному осадку гидроксида марганца
добавьте 5-6 капель бромной воды. Отметьте изменение цвета осадка.
Напишите уравнения реакций.
б) Окисление висмутатом натрия.
Поместите в пробирку 1 каплю раствора сульфата марганца и 5-6 капель 2н
раствора азотной кислоты. Добавьте немного висмутата натрия. Отметьте
цвет раствора. Напишите уравнения реакций.
Опыт 3. Окислительные свойства диоксида марганца.
1. Поместите в пробирку немного диоксида марганца прибавьте 5-6
капель 2н серной кислоты и 4-5 капель раствора сульфата железа (II).
Напишите уравнения реакций.
2. В пробирку поместите немного диоксида марганца и добавьте 2-3
капли концентрированной соляной кислоты. По цвету и запаху
определите какой газ выделяется. Если реакция идет недостаточно,
пробирку подогрейте. Напишите уравнения реакций.
Опыт 4. Влияние реакции среды на окислительные свойства перманганата
калия.
В три пробирки налейте по 3-4 капли раствора перманганата калия. Добавьте
в одну пробирку 2-3 капли 2н раствора серной кислоты, в другую столько же
воды, в третью – 2-3 капли раствора щелочи. В каждую пробирку надо
добавить 4-5 капель раствора сульфита натрия. Отметьте изменение
первоначальной окраски раствора перманганата в каждом случае. Напишите
уравнения всех происходящих реакций.
Опыт 5. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца
(VI).
Полученный в опыте 4 манганат разделите на три пробирки.
а) Самоокисление-самовосстановление манганата.
73
В одной из пробирок наблюдайте разложение манганата. Напишите
уравнения реакций.
б) Взаимодействие манганата калия с хлором.
Во вторую пробирку с раствором манганата добавьте 2-3 капли хлорной
воды. Напишите уравнения реакций.
в) Взаимодействие манганата калия с сульфитом натрия.
В третью пробирку к раствору манганата добавьте несколько кристаллов
сульфита натрия. Напишите уравнения реакций.
Опыт 6. Окислительные свойства перманганата калия.
а) Окисление сульфата железа (II).
В пробирку поместить 3-4 капли раствора перманганата калия, столько же 2н
раствора серной кислоты и несколько кристалликов соли Мора. Как
изменилась окраска раствора. Напишите уравнения реакций.
б) Окисление соли марганца (II).
Внесите в пробирку 3-4 капли раствора перманганата калия и столько же
раствора сульфата марганца. Опустите в пробирку синюю лакмусовую
бумажку. Какая среда образовалась в полученном растворе? Напишите
уравнения реакций.
в) Окисление пероксида водорода.
В пробирку внесите 3-5 капель раствора перманганата калия и 2-3 капли 2н
раствора серной кислоты. Добавьте 3-4 капли 10%-ного раствора пероксида
водорода. Какой газ выделяется? Напишите уравнения реакций.
Опыт 7. Разложение перманганата калия при нагревании.
Поместите 3-4 кристаллика перманганата калия в пробирку и нагрейте ее до
полного разложения перманганата. Выделение кислорода установите с
помощью тлеющей лучинки. После охлаждения пробирки добавьте 5-6
капель холодной воды. Какой цвет имеет полученный раствор и осадок?
Напишите уравнения реакций разложения.
Контрольные вопросы и задачи.
1. Напишите электронную формулу атома марганца. Дайте на основании
этой формулы краткую характеристику.
2. Какие окислительные числа проявляет марганец?
3. Как взаимодействует марганец с водой, кислотами, окислителями?
4. Каков характер оксида марганца? Чем объяснить, что они сильно
отличаются химическими свойствами?
5. Приведите реакции, подтверждающие восстановительные свойства
марганца (II).
6. Приведите реакции получения диоксида марганца, охарактеризуйте его
свойства с точки зрения кислотных и окислительно-восстановительных
свойств.
7. Как объяснить устойчивость манганатов в сильнощелочной среде по
сравнению с разбавленными растворами?
74
8. Приведите уравнения реакции доказывающих окислительные свойства
перманганат – иона в кислой, нейтральной и щелочной средах.
9. К раствору сульфата марганца на воздухе добавлены:
а) гидроксид калия;
б) сульфат аммония;
в) перманганат калия.
Напишите уравнения происходящих реакций.
10.Напишите уравнения реакций получения солей марганца (VI), исходя
из его соединений: а) более низкой степени окисления; б) высшей
степени окисления.
11.Напишите уравнения реакций, в которых соединения марганца (VI)
проявляет: а) одновременно и окислительные и восстановительные
свойства; б) только окислительные свойства; в) только
восстановительные свойства.
12.Сколько надо перманганата калия для окисления 315г сульфида натрия
в кислой среде?
13.Какое количество хлора выделится при действии соляной кислоты на
31,6г перманганата калия?
14.Какое количество пиролюзита и вспомогательных материалов
требуется (KNO3, KOH, Cl2) для производства 100кг перманганата;
выход принимается 100%?
15.100см3 раствора содержит 16,7г KMnO4. Сколько надо взять этого
раствора и воды, чтобы получить 2дм3 0,5н раствора используемого для
окисления в кислой среде?
16.При окислении щавелевой кислоты в кислой среде 0,5н раствора
перманганата калия выделилось 1120см3 диоксида углерода (н.у.).
Какое количество щавелевой кислоты вступило в реакцию и какой
объем раствора перманганата был израсходован?
17.Какое количество 0,3%-ного раствора сероводорода необходимо для
восстановления в кислой среде 120см3 0,5н раствора перманганата
калия?
75
Лабораторная работа №15.
Железо, кобальт, никель.
Элементы VIII группы периодической системы элементов – железо,
кобальт, никель – в металлическом виде и в виде соединений обнаруживают
между собой большое сходство – семейства железа. Конфигурации их
валентных подуровней выражаются соответственно формулами: …3d64s2;
…3d74s2; …3d84s2.
В своих устойчивых соединениях элементы этого семейства проявляют
степень окисления 2+, 3+. Для железа приблизительно одинаково характерны
обе степени окисления. В простых солях кобальт очень редко проявляет
степень окисления 3+, но в комплексных соединениях эта степень окисления
для кобальта наиболее характерна. Никель в соединениях проявляет
преимущественно степень окисления 2+.
Из элементов подгруппы железа только железо окисляется до степени
окисления 6+ (ферраты).
Железо, кобальт, никель в свободном состоянии проявляют характерные
металлические свойства.
Значения их стандартных электродных потенциалов Е0 соответственно
равны – 0,44В; - 0,28В; - 0,25В и указывают на то, что эти металлы в ряду
напряжений расположены до водорода и вытесняют его из кислых растворов.
В концентрированных азотной и серных кислотах на холоду железо
практически не растворяется из-за плотной пленки оксида железа (VI). При
разрушении защитного слоя железо растворяется:
Fe + 6HNO3(K) = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.
Образуемые двухвалентными катионами подгруппы железа соли сильных
кислот почти все хорошо растворимы в воде. Водные растворы имеют
слабокислую реакцию вследствие гидролиза. Гидратированные ионы
окрашены: Fe+2 – в бледно-зеленый, Co+2 – розовый, Ni+2 в ярко-зеленый
цвета.
При обезвоживании солей окраска их меняется. Особенно резко это
проявляется в случае [Co(H2O)6]Cl3. При упаривании растворов или
добавлении к ним веществ, способствующих дегидратации, происходит
изменение окраски от розовой до сине-фиолетовой.
Растворы солей железа (II) легко окисляются:
2Fe2+ + 1/2O2 + 2H+
2Fe+3 + H2O.
Соли кобальта (II) и никеля (II) в водных растворах устойчивы.
Гидроксиды Me(OH)2 проявляют основный характер, нерастворимы в воде и
получаются в результате реакций обмена. Реакция получения гидроксида
кобальта идут в стадии: сначала выпадает синий осадок основной соли
Co2+ + OH + Cl(CoOH)Cl ,
а затем при избытке щелочи образуется розовый гидроксид
(CoOH)Cl + OHCo(OH)2 + Cl-.
76
На воздухе осадок постепенно буреет вследствие окисления гидроксида
кобальта (II) до гидроксида кобальта (III)
4Co(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Co(OH)3.
Белый гидроксид железа (II) может быть получен при полном отсутствии
кислорода. Обычно при действии щелочи на раствор соли железа (II)
выпадает осадок, промежуточный между Fe(OH)2 и Fe(OH)3.
Восстановительная способность ионов Fe2+, Co2+, Ni2+ падает. Железо
окисляется не только в щелочной, но и в кислой среде:
5Fe2+ + MnO4- + 8H+
5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O,
тогда как никель (II) и кобальт (II) в кислой среде устойчивы к действию
окислителей. Только в щелочной среде они окисляются галогенами и
другими сильными окислителями:
2Ni(OH)2 + Br2 + 2OH2Ni(OH)3 + 2Br -.
Степень окисления 3+ при переходе в ряду Fe – Co – Ni становиться все
менее характерной, а окислительные свойства ионов усиливаются; это видно
из следующих реакций:
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O,
2Ni(OH)3 + 6HCl = 2NiCl2 + Cl2 + 6H2O,
4Co(OH)3 + 4H2SO4 = 4CoSO4 + O2 + 10H2O.
Гидроксиды кобальта (III) и никеля (III) могут быть получены окислением
соответствующих гидроксидов Co(II) и Ni(II). Гидроксид железа осаждается
щелочами из растворов солей железа (III), проявляет основной характер. Но
наряду с этим он проявляет слабые признаки кислотных свойств, так как
заметно растворяется в горячих концентрированных растворах сильных
щелочей:
Fe(OH)3 + 5NaOH = Na5[Fe(OH)8].
2+
Для Fe , Co2+, Ni2+ характерно комплексообразование. Являясь элементами
d-семейства, ионы представляют на образование химической связи с другими
элементами по донорно-акцепторному механизму свободную d-орбиталь. В
комплексных соединениях Fe2+, Fe3+, Co2+, Ni2+ чаще всего координируют 6
групп лиганд, хотя могут иметь координационные числа, равные 3, 4.
Железо, кобальт, никель в комплексных соединениях являются акцепторами
NiSO4 + 4NH4OH = [Ni(NH3)4]SO4 + 4H2O.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. действие кислот на железо.
На железные опилки действуют разбавленными 2н соляной, серной и азотной
кислотами. Что наблюдается?
Повторите опыт с концентрированными кислотами: соляной, серной и
азотной (осторожно!) на холоду и при нагревании. Что наблюдается?
Определите по запаху выделяющийся газ. Напишите уравнения реакций.
Составьте электронные схемы, укажите окислитель, восстановитель.
Опыт 2. Получение и свойства гидроксидов железа (II) и железа (III).
77
На растворы FeSO4 и FeCl3 действуйте щелочью – 2н NaOH. Отмечают цвет
осадков. Испытывают отношение осадка к HCl и к избытку NaOH(K).
Отмечают изменения: гидроксида железа (II) при нахождении на воздухе,
гидроксида железа (III) при прокаливании.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и краткой ионной формах.
Какими свойствами обладают гидроксид железа (III), гидроксид железа (II)?
Опыт 3. Реакции обнаружения ионов железа (II) и железа (III).
1. К свежеприготовленному раствору FeSO4 прибавьте несколько капель
красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Образуется осадок турнбулевой
сини Fe3[Fe(CN)6]2. Составьте молекулярное и ионное уравнения
реакций.
2. К раствору FeCl3 прилейте раствор желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6].
Происходит образование осадка берлинской лазури - Fe4[Fe(CN)6]3 .
Напишите молекулярное и ионное уравнение реакций.
3. К раствору FeCl3 прилейте роданид аммония NH4CNS до образования
кроваво-красного цвета роданида железа Fe(CNS)3. Напишите
молекулярное и ионное уравнения реакций.
Опыт 4. Окисление железа (II).
К раствору FeSO4 прилейте 4-5 капель 2н раствора H2SO4 и раствор KMnO4
1-2 капли. Объясните обесцвечивание перманганата калия. Докажите
наличие в растворе ионов Fe (III) (см. опыт 3).
Опыт 5. Восстановление железа (III).
К раствору йодида калия KI прилейте 2-3 капли FeCl3, добавьте 1см3 бензола;
полученную смесь хорошо встряхните. Обратите внимание на окраску
бензола. Докажите присутствие в растворе ионов железа (II) (см. опыт 3).
Составьте молекулярное и ионное уравнения реакций, схему электронного
баланса. Укажите, что является окислителем, а что восстановителем.
Опыт 6. Гидролиз солей железа (III).
1. Определите реакцию раствора FeCl3 на универсальный индикатор,
метил-оранж, синий лакмус.
2. К раствору FeCl3 прилейте 3-4 капли 2н Na2CO3 (соды). Наблюдайте
образование осадка Fe(OH)3 и выделение газа. Напишите уравнения
реакций всех происходящих процессов в молекулярной и ионной
формах.
Опыт 7. Получение и свойства гидроксида кобальта (II).
К раствору Co(NO3)2 прилейте небольшое количество 2н NaOH. Образуется
синий осадок основной соли кобальта CoOHNO3. Раствор с осадком
разделите на две части: к одной прибавьте избыток щелочи (2н NaOH), а
другую нагрейте. Что наблюдается?
78
Часть полученного осадка Co(OH)2 обработайте соляной кислотой, а в
вторую часть осадка розового цвета оставьте на воздухе и наблюдайте
окисление его кислородом в коричнево-бурый осадок Co(OH)3.
Составьте молекулярное и ионное уравнения всех реакций.
Опыт 8. Получение и свойства гидроксида кобальта (III).
К 3-4 каплям Co(NO3)2 прибавьте 2см3 бромной воды и раствора 2н NaOH до
образования осадка черного цвета Co(OH)3. К полученному осадку прилейте
2-4 капли HCl(K) до полного растворения его. Наблюдайте выделение хлора.
Напишите уравнения всех химических реакций, представив их схемами
электронного баланса к ним.
Опыт 9. Получение и свойства гидроксида никеля (II).
К раствору NiSO4 прилейте 2-4 капли 2н NaOH, а затем избыток его. Что
наблюдается? К осадку прилейте 2н соляной кислоты. Напишите уравнения
реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 10. Получение и свойства гидроксида никеля (III).
К раствору NiSO4 прибавьте бромную воду, а затем раствор натра (NaOH).
Образуется осадок черного цвета Ni(OH)3. Слейте с него жидкость, добавьте
концентрированной соляной кислоты и нагрейте.
Наблюдайте выделение хлора (реакция на йодокрахмальную бумагу).
Какие свойства проявляет Ni(OH)3? Напишите уравнения всех возможных
реакций в молекулярной и ионной формах. Дайте схему электронного
баланса к окислительно-восстановительным реакциям.
Опыт 11. Получение аммиакатов кобальта и никеля.
а) К раствору CoCl2 прибавьте 4-5 капель раствора NH4Cl и раствора аммиака
в избытке. Образуется розово-красный аммиакат Co (II). На воздухе раствор
легко окисляется, желтеет, переходит в соединение Co (III).
б) К раствору NiSO4 прилейте раствор аммиака NH3OH до растворения
образовавшейся вначале зеленой соли (NiOH)2SO4. Получается синефиолетовый раствор аммиаката никеля [Ni(NH3)6]SO4 или [Ni(NH3)6](OH)2.
Напишите молекулярное и ионное уравнения всех реакций.
Вопросы и задачи.
1. Какую серную кислоту можно перевозить в железных цистернах и
почему?
2. Напишите электронную формулу элементов в состоянии:
Fe0, Co0, Ni0, Fe+2, Co+2, Ni+2, Fe+3, Co+3, Ni+3.
3. Какую функцию (донора или акцептора) выполняют железо, кобальт,
никель в комплексных соединениях и почему?
4. Реакции обнаружения в растворе ионов железа (II) и железа (III).
79
5. Учитывая, что гидроксид железа (III) проявляет амфотерные свойства,
укажите это соединение в виде соответствующих орто- и метакалиевых
солей кислот.
6. Магнетит Fe3O4 можно представить в виде Fe(FeO2)2. Солью какой
кислоты является магнетит? Написать его графическую формулу,
указать степень окисления железа.
7. Почему при действии соды на хлорид железа (III) в осадок выпадает
гидроксид железа (III)? Привести соответствующие уравнения реакций.
8. 1г соединения железа с хлором при обработке избытком AgNO3
образовал 2,65г хлорида серебра. Указать степени окисления железа во
взятом веществе.
9. Имеется 10г смеси сульфата железа (II) и сульфата железа (III). Смесь
обработали 1,58дм3 перманганата калия в кислой среде. Определите
количественный состав смеси.
10.Напишите уравнения реакций, характеризующих следующие
превращения:
а) FeS2
Fe2O3
Fe3O4
FeO
Fe;
б) FeS2
Fe2O3
FeCl3
Fe(OH)3
Fe2O3
Fe.
11. В раствор сульфата меди погрузили железную пластинку массой 10г.
Через некоторое время ее вынули, промыли, высушили. Ее масса
оказалась равной 10,75г. Сколько граммов железа растворилось, а меди
выделилось из раствора?
12. Подтвердите уравнениями реакций окислительно-восстановительные
свойства соединений кобальта (II) и кобальта (III).
13. Составьте уравнения реакций получения феррата калия K2FeO4 при
взаимодействии FeCl3 c KOH и Br2.
14. Напишите уравнения реакций растворения Ni2O3 в H2SO4 и HCl.
15. Составьте уравнения реакций согласно схемам:
Fe
FeSO4
Fe2(SO4)3;
CoS
CoO
Co(NO3)2
K2[Co(CN)4].
80
Правила оформления лабораторных работ.
В лабораторную тетрадь записываются следующие данные:
1. Дата.
2. Номер и название работы.
3. Название опыта, эксперимента.
4. Уравнения химических реакций в молекулярной и ионной формах,
ионно-электронные для окислительно-восстановительных реакций
(уравнения электронного баланса).
5. Оформление работы проводится во время занятий и проверяется
преподавателем.
81
Содержание
Лабораторная работа №1
Свойства элементов главной подгруппы II группы…………
Лабораторная работа №2
Бор, алюминий………………………………………………….
Лабораторная работа №3
Углерод и кремний……………………………………………..
Лабораторная работа №4
Олово и свинец…………………………………………………
Лабораторная работа №5
Азот и его соединения………………………………………….
Лабораторная работа №6
Фосфор, мышьяк, сурьма, висмут……………………………..
Лабораторная работа №7
Сера………………………………………………………………
Лабораторная работа №8
Галогены ………………………………………………………..
Лабораторная работа №9
Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами…………
Лабораторная работа №10
Подгруппа меди ………………………………………………..
Лабораторная работа №11
Цинк, кадмий, ртуть……………………………………………
Лабораторная работа №12
Свойства соединений хрома …………………………………..
Лабораторная работа №13
Молибден и вольфрам………………………………………….
Лабораторная работа №14
Свойство соединений марганца……………………………….
Лабораторная работа №15
Железо, кобальт, никель……………………………………….