Лабораторный практикум. Часть 2.

Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение высшего
профессионального образования
«УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ
ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»


Кафедра прикладной химии и физики






ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ
(Часть 2)
Методические указания к выполнению лабораторных работ по химии











Уфа 2008

В пособии изложены лабораторные работы по общей химии для студентов нехимических специальностей архитектурно-строительного факультета Уфимского государственного технического университета, составленные согласно действующим программам.
При подготовке к лабораторным работам рекомендуется использование следующих учебников:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учеб. пособие для вузов // Под ред. А.И. Ермакова. – изд. 28-е, перераб. и дополн. – М.: Интеграл-Пресс, 2000. – 728 с.
2. Коровин Н.В. Общая химия: Учеб. для техн. направ. и спец. вузов. – М.: ВШ, 2002 – 558 с.
3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. пособие для вузов // Под ред. В.А. Рабиновича и Х.М. Рубинной. – М.: Интеграл-Пресс, 2001. – 240 с.




Составители: Аминова Г.К., доц., д.т.н.
Буйлова Е.А., ассистент

Рецензент Горелов В.С., доц., к.т.н.






© Уфимский государственный нефтяной технический университет, 2008.

Содержание
Лабораторная работа № 1. Элементы I В группы. Медь 4
Лабораторная работа № 2. Элементы II В группы. Цинк ...6
Лабораторная работа № 3. Элементы VI В группы. Хром ...10
Лабораторная работа № 4. Элементы VII В группы. Марганец ..14
Лабораторная работа № 5. Железо. Комплексные соединения ...17
Лабораторная работа № 6. Элементы III А группы. Алюминий .21
Лабораторная работа № 7. Элементы VI A группы. Сера ....24
Лабораторная работа № 8. Элементы II А группы ....28
Лабораторная работа № 9. Жесткость воды ..32
Лабораторная работа № 10. Элементы IV А группы. Углерод. Кремний..36
Лабораторная работа № 11. Элементы V А группы. Азот. Фосфор40








ЛАБОРАТОРНАЯ РАБOТА №1
ЭЛЕМЕНТЫ I B ГРУППЫ. МEДЬ

Теоретическая часть.
Элементами I В группы периодической системы Д.И. Менделеева являются металлы Сu, Ag и Аu.
Все элементы подгруппы меди имеют положительный электродный потенциал, т.е. являются неактивными (благородными), а их ионы - окислителями. Так, эти металлы растворяются в кислотах лишь в присутствии окислителей, не вытесняя водорода; а их соли окисляют многие соединения:
а) Сu + 4HNО3 (конц.) 13 QUOTE 1415 Cu(NO3)2 + 2NО2 + 2Н2О;
б) 2CuSO4 + 4KI 13 QUOTE 1415 Cu2I2 + 2K2SO4 + I2
Соли этих элементов, в состав которых входят анионы сильных кислот, склонны к гидролизу, в результате чего реакция среды растворов таких солей кислая:
CuSO4 + Н2О 13 QUOTE 1415 Cu(OH)+ + Н+ + SO42-
Это позволяет судить о слабости оснований MeOH, и особенно Ме(ОН)2 и Ме(ОН)3. Гидроксид меди (II) Сu(ОН)2 – амфотерное соединение, растворяющееся в концентрированных щелочах с образованием солей-купритов:
Cu(OH)2 + 2NaOH 13 QUOTE 1415 Na2[Cu(OH)4]
Связи металл-кислород легко поляризируются и рвутся, поэтому при нагревании происходит разложение гидроксидов, оксидов, а также солей:
Cu(OH)2 13 QUOTE 1415 CuO + H2O;
Cu2(OH)2CO3 13 QUOTE 1415 CuO + CO2 + H2O.
Однако осадки оксидов, гидроксидов и не растворимые в воде соли можно перевести в раствор, действуя комплексообразователями:
Cu2Cl2 +2HCl 13 QUOTE 1415 2HCuCl2

Экспериментальная часть.
Опыт 1. Восстановительные свойства меди (опыт проводится под тягой!)
Испытать действие разбавленной и концентрированной серной кислот на металлическую медь при нагревании.
Испытать действие разбавленной и концентрированной азотной кислот при нагревании на металлическую медь. Написать уравнения реакций.
Опыт 2. Действие щелочей на соли меди
Прилить раствор гидроксида натрия к соли двухвалентной меди. Написать уравнение реакции образования гидроксида меди (II).
Взболтать раствор с осадком и разделить его в 4 пробирки. Одну из пробирок нагреть и наблюдать изменения. Осадок другой пробирки обработать раствором кислоты. Составить уравнение реакции. В третью пробирку налить 2...3 мл концентрированного раствора гидроксида натрия и энергично взболтать. Дать осадку отстояться. В какой цвет окрашивается раствор? Составить уравнение реакции. Какими свойствами обладает гидроксид меди? Четвертую пробирку с осадком оставить для следующего опыта.
Опыт 3. Комплексные соединения меди
К осадку гидроксида меди добавить раствор гидроксида аммония. Что происходит с осадком? Отметить цвет полученного раствора и составить уравнение реакции, если конечный продукт имеет формулу [Сu(NH3)]4](OH)2.
Опыт 4. Гидролиз солей меди
Испытать универсальной индикаторной бумагой растворы солей двухвалентной меди. Сравнить окраску мокрой полоски со шкалой цветов, имеющейся на каждом рабочем столе, найти приближенное значение водородного показателя (рН) раствора. Написать уравнения реакций гидролиза, учитывая то, что соли двухвалентной меди гидролизуются ступенчато.

Опыт 5. Окислительные свойства двухвалентной меди
К раствору меди добавить раствор йодида калия, произойдет образование белого осадка Cu2J2 и выделение свободного йода (проба с раствором крахмала или обесцвечивание раствора сульфитом натрия Na2SO3). Написать уравнение реакции.

Контрольные вопросы.
1. В чем заключается и чем объясняется сходство и отличие металлов ряда меди от щелочных металлов?
2. Составить уравнение реакции растворения металлической меди в концентрированной H2SO4 при нагревании.
3. На медных предметах нередко можно видеть зеленый налет гидроксикарбоната меди Cu2(OH)2CO3. Составить уравнение реакции образования соли.
4. Сколько литров оксида азота (при 18 0С и 750 мм рт. ст.) получится при растворении 1 кг меди в избытке разбавленной кислоты?
5. Определить процентную и молярную концентрации раствора, если 18л 4 %-ного раствора СuCl2 с плотностью 1,036 смешано с 4 л 22 %-ного раствора CuСl2, плотностью 1,23 г/мл.


ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2
Элементы II B группы. Цинк

Теоретическая часть.
На внешнем энергетическом уровне нейтральные атомы имеют 2 s-электрона и при химических реакциях теряют их по схеме:
Ме - 2
· Ме2+,
образуя двухзарядные ионы: Zn2+, Hg2+, Cd2+
Электронная конфигурация предвнешнего энергетического уровня ns2np6nd10 стабильна, электроны этого уровня в образовании химических связей не принимают участия. Это обусловливает некоторое различие в свойствах, по сравнению с щелочно-земельными металлами: ослабление восстановительной активности, повышенная склонность к комплексообразованию и др. Активность металлов уменьшается в подгруппе сверху вниз от цинка к ртути, что видно из положения этих элементов в ряду напряжений:

Zn/Zn2+ Cd/Cd2+ H2/2H+ Hg/Hg2+
-0,763 В -0,403 В ±0,00 В +0,85 В

Цинк и кадмий не вытесняют водород из воды, т.к. на поверхности этих металлов образуется слой нерастворимого в воде гидроксида. При нагревании цинк и кадмий соединяются с кислородом, образуя устойчивые оксиды ZnO и CdO. Ртуть при слабом нагревании также образует оксид HgO, термически неустойчивый. Оксид ZnO амфотерен, а оксиды CdO и HgO обладают основными свойствами, у ртути известен еще оксид Hg2O, в котором атомы ртути связаны между собой.
Гидроксиды этих металлов нерастворимы в воде. Гидроксид цинка амфотерен, взаимодействует с кислотами и со щелочами, в обоих случаях получаются соли:
Zn(OH)2 + 2НСl = ZnCl2 + 2H2O,
Zn(ОН)2 + 2NaOH = Na2[Zn(ОН)4]
Все три металла растворяются в азотной кислоте; цинк и кадмий растворяются также в соляной и серной кислотах. Вследствие небольшого радиуса и наличия электронных уровней ионы Zn2+, Cd2+ , Hg2+ являются хорошими комплексообразователями. В комплексных соединениях ионы данной подгруппы имеют обычно следующие координационные числа:
Zn2+ - 4 и 6; Cd2+ - 4 и 6; Hg2+ - 2 и 4. Из солей металлов данной подгруппы хорошо растворимы в воде сульфаты и нитраты. Карбонаты трудно растворимы в воде. Сульфиды в воде практически не растворяются.

Экспериментальная часть.
Опыт 1. Свойства гидроксида цинка
Налить в пробирку 5...6 капель раствора соли цинка, добавить по каплям раствор NaOH. Гидроксид цинка распределить в две пробирки и подействовать на него в одной из пробирок раствором соляной кислоты, в другой – раствором NaOH или КОН. Написать уравнения реакций.
Опыт 2. Действие щелочей на цинк
Поместить в пробирку немного цинковой пыли и налить в нее 2...3 мл 30% раствора NaOH или КОН. Пробирку нагреть. Отметить выделение газа (какого?). Объяснить механизм растворения цинка. Написать уравнения реакций.
Опыт З. Действие кислот на цинк (опыт проводится под тягой!)
В 3 пробирки поместить немного гранулированного цинка и налить в одну из них разбавленную H2SO4, во вторую – концентрированную H2SO4, в третью – разбавленную HNO3. Пробирку с концентрированной H2SO4 осторожно нагреть.
Наблюдать изменения происходящие в пробирках, и расставить коэффициенты в уравнениях реакций:
Zn + H2SO4 (конц.) 13 QUOTE 1415 ZnSO4 + H2S + Н2О ;
Zn + HNO3 13 QUOTE 1415 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + Н2О
Опыт 4. Сульфиды цинка
Налить в 3 пробирки отдельно по 5...6 капель раствора различных солей цинка, подействовать на них несколькими каплями раствора Na2S или H2S (под тягой!). Отметить цвет осадков и написать уравнения реакции.

Опыт 5. Цинк в ряду напряжений металлов
Опустить кусочек цинка в чашечку с раствором соли меди. Наблюдать происходящее явление и написать уравнение реакции.
Опыт 6. Обнаружение ионов цинка
6.1. Образование фeрроцианида цинка и калия
Ферроцианид калия K4[Fe(CN)6] образует с Zn2+ белый осадок двойной соли ферроцианида цинка и калия, растворимый в щелочах:
3ZnSO4 + 2K4[Fe(CN)6] = К2Zn3 [Fe(CN)6]2 +ЗК 2SO4.
6.2. Образование феррицианида цинка
Феррицианид калия K3[Fe(CN)6] образует с Zn 2+ коричневато-желтый осадок феррицианида цинка, растворимый в НСl и NH4OH:
3ZnSO4 + 2K2[Fe(CN)6] = Zn3 [Fe(CN)6]2 +ЗК 2SO4 .

Контрольные вопросы.
1. Написать структуры электронных оболочек атомов и ионов цинка, кадмия, ртути.
2. Дайте сравнительную характеристику свойств цинка, кадмия, ртути.
3. Как можно разделить ионы цинка, кадмия и ртути друг от друга?
4. Составьте уравнения реакции:
а) ZnS + O2 13 QUOTE 1415 ?
б) HgS + О2 13 QUOTE 1415 ?
в) Zn + HNO3 13 QUOTE 1415 ?
5. Составить уравнения реакций последовательного получения следующих веществ:
Cd(NO3)2 CdO Cd CdCl2 Cd(OH)2 [Cd(NH3)2](OH)2.
6. Как из сульфата цинка получить гидроксоцинкат калия?
7. Составить уравнения реакций действия концентрированной азотной и серной кислот на металлическую ртуть (при нагревании).
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3
ЭЛЕМЕНТЫ VI В ГРУППЫ. ХРОМ

Теоретическая часть.
Соединения Сr (II), Мо (II), W (II). Наиболее устойчивы соединения
Сr (II). Для него характерен оксид СrO, гидроксид Сr(ОН)2 – проявляет основные свойства. Для Сr (II) характерно образование аквакомплексов. Соединения хрома (II) легко окисляются на воздухе.
Соединения Сr (III), Mo (III), W (Ш). Оксид Cr2О3 – тугоплавок, он не растворяется в воде, кислотах и щелочах. Сr(ОН)з – гидроксид, обладает амфотерными свойствами, образует как катионные [Сг(Н2О)6]3+, так и анионные комплексы [Сr(ОН)6 ]3-, т.е. растворяется в кислотах и щелочах. Соли Сr (III) называются хромитами. Соединения Сr (III) обладают, в основном, восстановительными свойствами. В присутствии окислителя они окисляются до степени Cr(VI).
Например:
CrCl3 +NaOH + Br2 13 QUOTE 1415 Na2CrO4 + NaBr + H2O
Соединения Сr (VI), Мо (VI), W (VI). В ряду слева направо устойчивость соединений повышается.
Для Cr (VI) устойчивы оксид CrО3 и оксагалогениды CrO2F2, CrO2Cl2 тогда как для Мо и W устойчивы галогениды WBr6, сульфиды ЭS3.Триоксиды – кристаллические вещества: СrО3 – темно-красный, МоО3 – зеленый и WO3 – желтый. Триоксид хрома – хромовый ангидрид энергичный окислитель, некоторые органические соединения, например, этиловый спирт, вспыхивают при соприкосновении с ним. С водой СrО3 образует хромовую (тетраоксохромат (VI) водорода – Н2СrО4) и двухромовую (Н2Cr2О7) кислоты. В щелочной среде устойчивы хроматы – соли хромовой кислоты, в кислой – дихроматы – соли двухромовой кислоты. Равновесие выражается уравнением
2СrO42-+ 2Н+ 13 QUOTE 1415 Н2O + Сг2О72-
Кислотная природа МоО3 и WO3 проявляется при растворении в щелочах:
2КOН + ЭО3 13 QUOTE 1415 К2ЭО4 + Н2O
Хромовая кислота (Н2СrО4) в свободном виде не выделена. Н2МoО4 и H2WO4 представляют собой нерастворимые порошки белого и желтого цвета. В ряду Н2СrO4, H2MoO4 и H2WO4 сила кислот быстро уменьшается, а основные признаки увеличиваются, например, H2MoO4 легко взаимодействует с кислотами. Для Mo (VI) и W(VI) известны также производные комплексов [ЭS4]2-, [ЭОS3]2-. Соединения хрома (VI) – сильные окислители переходят в окислительно-восстановительных процессах в производные Сr (III), например:
К2Сr2О7 + 3H2S + 4H2SO4 13 QUOTE 1415 Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2О,
при этом образуются производные катионного комплекса [Сr(Н2О)6]2(SO4)3. В щелочной же среде образуются производные анионного комплекса К3[Сr(ОН)6], например:
К2Сr2О7 + H2O + 3(NH4)2S + 4KОH = 2К3[Сr(OН)6] + 6NH3 + 3S.
Наибольшие окислительные свойства хроматов (VI) наблюдаются в кислой среде.

Экспериментальная часть.
Опыт I. Получение оксида хрома (III) и его свойства
В пробирку насыпать 1/5 часть ее объема предварительно растертого порошка (NH4)2Cr2O7. Пробирку закрепить вертикально в штативе и нагреть соль пламенем горелки. Горелку отвести, как только начнется реакция. Испытать растворение полученного вещества в воде, щелочи и кислоте. Написать уравнение реакции. Указать окислитель и восстановитель в этом процессе. Отметить внешний эффект реакции и изменение цвета порошка.


Опыт 2. Получение гидроксида хрома (III) и изучение его свойств
В двух пробирках получить гидроксид хрома взаимодействием растворов соответствующей соли и гидроксида натрия. В одну из пробирок добавить избыток раствора NaOH , в другую - избыток раствора кислоты. Отметить цвет выпавшего осадка. Что происходит с осадком при приливании к нему раствора кислоты и щелочи? Какие растворимые вещества получились в каждой из пробирок? Полученный раствор хромита сохранить до следующего опыта. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения всех реакций и уравнение диссоциации гидроксида хрома (III). Сделать краткие выводы по наблюдениям опыта, используя теоретическое обоснование.
Опыт 3. Восстановительные свойства хрома (III)
В пробирку с хромитом натрия, полученным в опыте 2, прибавить 1...2 капли щелочи и 3...5 капель 3 % раствора пероксида водорода. Нагреть смесь на водяной бане или очень осторожно пламенем горелки. Нагревание продолжать до перехода зеленой окраски в желтую. Написать уравнение реакции перехода хромита натрия в хромат в щелочной среде. На основании этого опыта решить вопрос: Н2О2 или CrO42- имеет более положительный окислительно-восстановительный потенциал. Сделать краткие выводы по наблюдениям, используя теоретическое обоснование.
Опыт 4. Условия существования в растворе хроматов и дихроматов
1. Превращение хроматов в дихроматы. В пробирку взять 4...5 капель раствора хромата калия, прибавить несколько капель раствора серной кислоты. Каков цвет хромат-иона CrO42-, какой цвет образовался при приливании кислоты, чем он обусловливается? Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, учитывая, что процесс обратим. При каких значениях рН существуют в растворах дихроматы?
2. Превращение дихроматов в хроматы. В пробирку взять 4...5 капель раствора дихромата калия и прибавить несколько капель щелочи. Каким стал цвет раствора при приливании щелочи, чем он обусловливается? Написать уравнение реакции перехода дихромата в хромат. При каких значениях рН существуют в растворе дихроматы?
Опыт 5. Окислительные свойства хрома (VI)
Окисление йодида калия. В пробирку внести одну каплю раствора дихромата калия, 5...6 капель раствора серной кислоты и 1...2 капли йодида калия. Удалить путем нагревания йод. Как изменилась окраска раствора при сливании растворов? Какой цвет раствора получился и чем он обусловливается после того, как удалили йод нагреванием? Написать уравнения реакций и уравнять. Определить окислитель и восстановитель в данном процессе. Дать краткие обоснованные выводы.

Контрольные вопросы
Назвать устойчивые степени окисления хрома, молибдена, вольфрама.
Какими свойствами обладают соединения хрома (III)?
Написать координационные формулы для следующих соединений
а) СrCl3 ·6H2O
б) 3KCN·Cr(CN)3
4. Написать уравнения реакций получения:
а) дихромата калия из хромита калия;
б) дихромата калия из трихлорида хрома;
в) хромита натрия из сульфата хрома.
5. Какое окислительное число более характерно для хрома, молибдена и вольфрама? Написать формулы и названия для одного, наиболее характерного соединения, каждого из этих металлов.
6. Составить полные уравнения для следующих окислительно-восстановительных процессов:
а) К2Сr2О7 + Mg + H2SO4 13 QUOTE 1415
б) К2Сr2О7+ Н2О2 + H2SO4 13 QUOTE 1415

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4
ЭЛЕМЕНТЫ VII В ГРУППЫ. МАРГАНЕЦ

Теоретическая часть.
Марганец и его электронные аналоги технеций и рений составляют VII В группу периодической системы Д.И. Менделеева. Конфигурация их валентных электронов - (n-l)d3ns2. Элементы этой подгруппы проявляют переменную степень окисления от +1 до +7. У марганца устойчивы степени окисления +2, +4, +7, у технеция и рения - +4 и +7. Наиболее активным окислителем является марганец в высшей степени окисления VII. По химическим свойствам соединения Мn (II) амфотерны, но преобладают признаки основных соединений. Марганец II образует катионные комплексы типа [Мn(Н2О)6]2+. Для марганца IV устойчивы оксид МnО2 и гидроксид Мn(OН)4. Высшее координационное число Mn (IV) равно шести, что соответствует участию в образовании связей d2sp3 орбиталей центрального атома. Оксид МnО2 при сплавлении со щелочами образует оксоманганаты (IV) состава MnO2 и Мn3О4, их называют манганитами. МnО2 может растворяться в концентрированных H2SO4 и HNO3, образуя неустойчивые соединения типа Mn(SO4)2. Mn(OH)4 обладает амфотерными свойствами. Соединения Мn (IV) - сильные окислители. Например, в реакциях:
ЗМnO2 + КClO3 + 6КОН = 3K2MnO4 + КСl + ЗН2О ;
2MnO2 + ЗРbО2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2H2O
Соединения Мn (VI) неустойчивы. Состояние окисления VI марганца стабилизировано в анионном комплексе MnO42-. Производные МnО42- - темно-зеленого цвета, существуют в водных растворах при большом избытке щелочи. Соединения Мn (VI) – сильные окислители.
В водных растворах тетраоксоманганат (VII) водорода НМnО4 является сильной марганцевой кислотой.
Тетроаксоманганаты – сильные окислители!
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Получение и свойства гидроксида марганца (II)
На три часовых стекла налить по 23 капли раствора соли MnSO4 и прибавить 1...2 капли раствора NaOH. Осадок на одном часовом стекле оставить стоять на воздухе. К осадку на втором часовом стекле прилить разбавленный раствор щелочи.
Отметить цвет образующегося осадка. В каком случае растворится осадок? Что произойдет с Mn(OH)2 на воздухе? Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Сделать выводы о химических свойствах гидроксида марганца (II).
Опыт 2. Восстановительные свойства соединений марганца (II)
К 2...3 каплям раствора сернокислого марганца прибавить раствор NaOH и бромной воды. Нагреть. Что произошло с осадком? Написать уравнение реакции побурения осадка и уравнять. Сделать вывод с теоретическим обоснованием.
Опыт 3. Окислительные свойства перманганата калия при различных значениях рН раствора
Перманганат калия – сильный окислитель. Продукты восстановления образуются в соответствии с характером среды:
2MnO4- + 5SO32- + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O
2MnO4- + 3SO32- + H2O = 2MnO2 + 3SO42- + 2OH-
2MnO4- + SO32- + 2OH- = 2MnO42-+ SO42- + H2O
В 3 пробирки внести по 3...4 капли раствора перманганата калия. В первую пробирку добавить 2...3 капли раствора 2 н. H2SO4, во вторую – 2...3 капли воды, в третью – 2...3 капли щелочи. Затем во все три пробирки налить по 2 капли сульфита натрия (свежеприготовленного). Наблюдать изменение окраски во всех пробирках. Написать уравнения реакций.


Опыт 4. Окисление Мn2+ в МnО4-
Соединения марганца в двухвалентном состоянии (Мn2+) не устойчивы и легко переходят под влиянием окислителей в более устойчивые соединения марганца. Убедиться в этом на опыте. К 2...3 каплям раствора соли марганца (II) прибавить несколько крупинок РbО2 и прилить немного концентрированной азотной кислоты. Пробирку осторожно нагреть на водяной микробане в вытяжном шкафу. Наблюдать появление малиново-розовой окраски раствора. Схема реакции:
Mn2+ + 4H2O - 5e = MnO4- + 8H+
PbO2 + 4H+ + 2e = Pb2+ + 2H2O
Написать полное уравнение окислительно-восстановительного процесса, пользуясь электронно-ионной схемой.

Контрольные вопросы
1. Каково строение последнего уровня атомов элементов VII В группы?
2. Какова максимальная ковалентность этих элементов?
3. Какие устойчивые степени окисления характерны для марганца, технеция и рения?
4. Какими свойствами обладают соединения марганца со степенью окисления +2?
5. Какими свойствами обладает гидроксид Мn (II)?
6. Какими свойствами обладает диоксид Mn (IV)? Как называются его соли?
7. Какими свойствами обладают соединения Mn (IV)? Привести примеры реакций.




ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5
ЖЕЛЕЗО. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Теоретическая часть
На внешнем энергетическом уровне атомов железа, кобальта и никеля находится по 2 электрона. На d-подуровне предпоследнего энергетического уровня у железа, кобальта и никеля находится соответственно 6, 7 и 8 электронов. Характерные степени окисления металлов семейства железа +2 и +3 (известны соединения, в которых они проявляют степень окисления +1, +4 и +6, например, феррат калия K2FeO4, но подобных соединений мало и они не типичны). Для железа более устойчивыми являются соединения со степенью окисления (+3), а для никеля и кобальта - (+2). Поэтому Fe2+ является довольно сильным восстановителем, тогда как Ni2+ и Со2+ этими свойствами в заметной степени не обладают, соединения кобальта и никеля вполне устойчивы на воздухе. В степени окисления +3 железо, кобальт, никель проявляют окислительные свойства, окислительная способность увеличивается в ряду Fe3+ - Ni3+ - Co3+ .
По свойствам железо, кобальт и никель очень похожи друг на друга (ферромагнитность, каталитическая активность, способность к образованию окрашенных ионов, комплексообразованию). Однако между ними существуют и различия: железо по своим магнитным свойствам выделяется в триаде, восстановительная активность железа значительно больше, чем кобальта и никеля, которые по значению своих электродных потенциалов находятся ближе к олову, чем к железу.
При нагревании металлы семейства железа энергично взаимодействуют с металлоидами, например, с хлором, бромом, кислородом, серой и т.д. Химически чистое железо, кобальт и никель не изменяются под действием воздуха и воды. Однако обычное железо содержит различные примеси, поэтому во влажном воздухе подвергается коррозии. Образующийся при этом слой ржавчины является хрупким и пористым, он не препятствует контакту металла с окружающей средой и не предохраняет его от дальнейшего окисления. При высокой температуре железо взаимодействует с водой, вытесняя из нее водород. Железо легко растворяется в разбавленных кислотах; кобальт, никель – значительно труднее.
При высокой концентрации кислот на холоде железо пассивируется, покрываясь тончайшей пленкой оксидов. Оксиды всех трех металлов (FeO, CoO, NiO) в воде не растворимы. Их гидраты получаются действием щелочи на растворимые соли. Гидраты оксидов проявляют основные свойства. Гидроксид Fe(OH)2, взаимодействуя с кислородом воздуха и водой, быстро окисляется:
4Fе(OH)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(ОH)3.
Окисление ионов Со2+ и особенно Ni2+ происходит немного труднее. Из оксидов и гидроксидов Fe,Co, Ni только Fe2О3 и Fe(OH)3 амфотерны с преобладанием основных свойств. Оксиды и гидроксиды кобальта и никеля являются сильными окислителями; при взаимодействии с кислотами они восстанавливаются в соли двухвалентных металлов:
Со2О3 + 6НС1 = 2СоС12 + Сl2+ 3Н2О;
4Ni(ОН)3 + 4H2SO4 = 4NiSO4 + О2 + 10H2O
Соединения Fe3+ являются слабыми окислителями и при действии восстановителей переходят в производные Fe2+:
H2S + Fe2(SO4)3 = S + 2FeSO4 + H2SO4
Многие простые и комплексные ионы элементов железа, кобальта и никеля окрашены. Так, гидратированные ионы Со2+ розовые, Ni2+ - зеленые, Fe3+ в водном растворе вследствие гидролиза имеет коричнево-желтую окраску.

Экспериментальная часть.
Опыт 1. Получение гидроксида железа (II)
Налить в пробирку 57 капель раствора соли железа (II) и подействовать раствором NaOH. Полученный осадок слегка нагреть. Происходит окисление гидроксида железа (II) в гидроксид железа (III). Написать уравнения реакций.
Опыт 2. Восстановительные свойства Fe2+
Налить в пробирку 3...4 капли раствора соли Fe2+ серной кислоты и прибавить по каплям раствор перманганата калия, наблюдая обесцвечивание последнего. Составить уравнение реакции.
Опыт 3. Окислительные свойства Fe3+
Налить в пробирку 3...4 капли раствора КJ и подействовать на него раствором соли железа (III). Убедиться в образовании свободного йода. Написать уравнение реакции.
Опыт 4. Комплексные соединения железа
4.1. Получение берлинской лазури
К 2...3 каплям раствора железа (III) добавить каплю кислоты и каплю гексациано-(II) феррата калия (желтой кровяной соли) – K4[Fe(CN)6].
Наблюдать появление осадка берлинской лазури. Составить уравнение реакции.
4.2. Получение роданида Fe3 +
К нескольким каплям раствора соли железа (III) добавить каплю раствора роданида калия KCNS или аммония NH4CNS. Составить уравнение реакции. Эти реакции используются для обнаружения иона Fe3+.
4.3. Получение комплексного соединения Fe (II)
Растворить несколько кристалликов сульфата железа (II) и подействовать на раствор одной каплей раствора К3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль). Образуется осадок турнбулевой сини. Составить уравнения реакций. Эта реакция используется для обнаружения иона Fe2+.
Опыт 5. Гидролиз солей железа
Налить в 2 пробирки по 5...6 капель раствора FeCl3. Определить по цвету универсального бумажного индикатора реакцию среды. Одну из пробирок нагреть.
Написать уравнение реакции гидролиза FeCl3. Почему при нагревании меняется окраска бумажного индикатора? Какая соль, FeCl2 или FeCl3, в большей степени подвергается гидролизу? Ответ мотивировать.

Контрольные вопросы.
1. Каковы наиболее характерные степени окисления железа, кобальта, никеля?
2. Каковы свойства оксидов и гидроксидов Fe (II)?
3. Назвать комплексные соединения Fe(II) и Fe(III).
4. Свойства соединений Fe (VI).
5. Как обнаружить в растворе ионы Fe3+, Fe2+, Co2+, Ni2+? Составить уравнения реакций.
6. Что такое комплексные соединения, донорно-акцепторная связь, ион комплексообразователь, лиганды?
7. Чем объяснить, что раствор CdCl2 при действии щелочи дает осадок Cd(OH)2, а раствор [Cd(NH3)4]Cl2 осадка не образует.
8. Составить для равновесия системы
[Ag(NH3)2]Cl 13 QUOTE 1415 [Ag(NH3)2] +Cl-
уравнение константы электролитической диссоциации и уравнение константы нестойкости. Чем объяснить, что при наличии в растворе ионов Ag+ и С1- не образуется осадка AgCl? Почему при добавлении к этому раствору азотной кислоты выпадает осадок AgCl?
9. Есть ли разница между двойными и комплексными солями?
10. Каким ионам свойственна роль комплексообразователя? Какие молекулы и ионы являются лигандами?
11. Написать уравнения диссоциации следующих солей в водном растворе:
K[BiJ4], K2[Cd(CN)4], [Ni(NH3)4]SO4.
12. Составить уравнение реакции образования гидроксoалюмината калия.
13.Составить уравнения реакций окисления желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6] пероксидом водорода в кислой среде.
14.Чем обусловливается величина координационного числа?


ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6
ЭЛЕМЕНТЫ III А ГРУППЫ. АЛЮМИНИЙ

Теоретическая часть.
Бор (В) и алюминий (Аl) входят в III А группу периодической системы элементов Д.И. Менделеева, куда кроме них входят галлий (Ga), индий (In) и таллий (Тl). Во внешнем электронном уровне их атомов по три электрона s2p1, а в возбужденном состоянии s1p2. Элементы III А группы образуют соединения, в которых их степени окисления равны +1 и +3. Однако соединения элементов со степенью окисления +1 устойчивы только у таллия. При образовании соединений, в которых степень окисления элементов группы +3, связи осуществляются за счет перекрывания трех гибридных облаков s1p2(g3) поэтому молекулы имеют плоское треугольное строение, дипольный момент равен нулю.
Алюминий по своим свойствам резко отличается от бора. Алюминий обладает ярко выраженными металлическими свойствами, избыточное валентное состояние алюминия 3. Несмотря на довольно высокое отрицательное значение электродного потенциала (- 1,66 в) алюминий в воде не растворяется из-за устойчивости оксидной пленки.
Разбавленная соляная и серная кислоты легко растворяют алюминий, особенно при нагревании. Сильно разбавленная и холодная концентрированная азотная кислота алюминий не растворяет из-за образования защитной оксидной пленки. При действии на алюминий водных растворов щелочей слой оксида растворяется, причем образуются алюминаты - соли, содержащие алюминий в составе аниона:
Аl2О3 + 2 NaOH + З Н2О = 2 Na[Al(OH)4]
Алюминий, лишенный защитной пленки, взаимодействует с водой, вытесняя из нее водород:
2Аl + 6H2О = 2 А1(ОН)з + 3 H2 13 QUOTE 1415
Образующийся гидроксид алюминия реагирует с избытком щелочи, образуя гидроксоалюминат:
А1(ОН)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] .
Суммарное уравнение реакции растворения алюминия в водном растворе выглядит так:
2 Аl + 2 NaOH + 6 H2O = 2 Na[AI(ОH)4] + 3H213 QUOTE 1415 .
Оксид алюминия в кислотах не растворяется, медленно растворяется только в концентрированных и нагретых растворах щелочей. Гидроксид алюминия А1(ОН)з – типичное амфотерное соединение: свежеприготовленный, легко растворяется и в кислотах и в щелочах. Соли алюминия в растворах сильно гидролизованы.

Экспериментальная часть
Опыт 1. Действие щелочей и кислот на алюминий (опыт проводить под тягой!)
Поместить в 3 пробирки немного алюминиевых стружек и добавить в первую пробирку 30 % раствор NaOH, во вторую - разбавленную HCl, в третью – концентрированную HNO3 (пo 2...3 мл в каждом случае). Пробирки с раствором щелочи и азотной кислоты нагреть. В концентрированной HNO3 алюминий не растворяется. Объяснить механизм реакции алюминия со щелочами. Объяснить различное отношение к соляной и азотной кислотам. Написать уравнения реакций.
Опыт 2. Амфотерность гидроксида алюминия
Получить гидроксид алюминия и убедиться в его амфотерности. Написать уравнение реакции образования алюмината натрия.
Опыт 3. Гидролиз солей алюминия
В пробирку налить 2 мл дистиллированной воды и добавить полоску универсальной индикаторной бумаги. В другую пробирку внести 2...3 капли раствора соли AlCl3. Как изменилась окраска лакмуса при растворении в воде соли алюминия? Написать ионное уравнение реакции гидролиза соли алюминия.

Контрольные вопросы
1. Написать электронные формулы бора и алюминия. Какие степени окисления проявляют бор и алюминий?
2. В виде каких соединений алюминий встречается в природе? Как получают металлический алюминий в промышленности?
3. В чем заключается сущность процесса алюмотермии?
4. Какое положение занимает алюминий в ряду напряжений металлов? Как относится алюминий к кислороду воздуха, к воде, кислотам и щелочам? Чем объясняется устойчивость алюминия по отношению к азотной кислоте?
Написать уравнения реакций взаимодействия алюминия с разбавленными и концентрированными кислотами: серной, соляной, азотной, а также с раствором щелочи.
5. В результате каких реакций, можно получить гидроксид алюминия из металлического алюминия?
6. К избытку раствора хлорида алюминия прибавили несколько капель едкого натра; к избытку раствора едкого натра прибавили несколько капель хлорида алюминия. В каком случае выпал осадок? Объясните, почему в одном случае выпал осадок, а в другом нет, написав соответствующие уравнения реакций.
7. Как повлияет на равновесие гидролиза А1Сl3 добавление соляной кислоты?
8. Написать следующие уравнения реакций в сокращенно-ионной и молекулярной формах:
AlCl3 + NaOH =
AlCl3 + NH3 + Н2О =
AlCl3 + H2O =


ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7
ЭЛЕМЕНТЫ VI A ГРУППЫ. СЕРА

Теоретическая часть
С кислородом сера образует ряд оксидов. Важнейшими из них являются SO2 – соединение с промежуточной степенью окисления +4 и SO3 – соединение с максимальной степенью окисления +6. В молекуле SO2 атом серы находится в состоянии sp2 гибридизации и угол ОSO близок к 120°( 119,5°). SO2 – проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Последние свойства более характерны. SO2 - кислотный оксид и, растворяясь в воде, образует сернистую кислоту H2SO3, которая характеризуется следующими значениями констант диссоциации: K1=l,7·10-2 и K2=6,2·10-8
Большинство нормальных солей сернистой кислоты, называемых сульфитами, практически нерастворимы. Хорошо растворимые сульфиты (сульфиты натрия, калия) гидролизуются по обычной схеме, характерной для солей, образованных многовалентными анионами кислот (рН среды щелочная). Кислые соли называются гидросульфитами и также гидролизуются (водные растворы имеют щелочную реакцию). Промежуточная степень окисления серы в сернистой кислоте и сульфитах обуславливает их способность окисляться в соединения с более высокой степенью окисления, проявляя восстановительные свойства, по схеме:
H2SO3 + Н2О = SO42- + 4Н+ + 2
·
В подавляющем большинстве случаев именно так ведет себя сернистая кислота и сульфиты в кислой среде, окисляясь в серную кислоту и сульфаты. Сернистая кислота может проявлять также и окислительные свойства (восстановление обычно до 8) в реакциях с более сильными восстановителями (например, H2S). Максимальная степень окисления серы +6 проявляется в серном ангидриде SO3. Атом серы в этом соединении находится в состоянии sp2 – гибридизации. Оксид серы (VI) – сильный окислитель. Многие вещества под его воздействием загораются. Растворение триоксида серы в воде сопровождается образованием сильной двухосновной серной кислоты H2SO4. Средние соли называются сульфатами, кислые – гидросульфатами. Серная кислота – окислитель. Окислительные ее свойства проявляются различно в зависимости от концентрации кислоты и характера восстановителя. Разбавленная серная кислота окисляет только активные металлы, стоящие в ряду напряжений перед водородом (Mg, Zn, Fe и др.). При действии разбавленной серной кислоты окислителем является ион Н+. Концентрированная серная кислота при нагревании окисляет почти все металлы и неметаллы, но водород при этом не выделяется, т.к. окисление производит ион SO42-. В зависимости от активности металла SO42- может восстанавливаться до S, Н2S, но чаще всего до SO2. Концентрированная серная кислота является сильным водоотнимающим веществом. Он поглощает пары воды, а также отнимает воду от многих органических веществ. Кроме рассмотренных кислородосодержащих кислот сера образует и другие кислородосодержащие кислоты, отвечающие общим формулам H2SOn (n=2, 3,4 и 5) и Н2S2On (n=4, 5 и 6).

Экспериментальная часть
Опыт 1. Восстановительные свойства сероводорода (опыт выполнять под тягой!).
Взять 4 пробирки и налить по 3...4 капли: в первую – бромную воду, во вторую – йодную воду, в третью – концентрированную HNO3 и в четвертую – 3% раствор перекиси водорода. Прибавлять в каждую пробирку по каплям сероводородную воду. Отметить помутнение раствора в результате выделения свободной серы. Окисление H2S можно изобразить уравнением:
H2S - 2
· = S + 2H+
Составить уравнения проведенных реакций.
Опыт 2. Восстановительные свойства сернистой кислоты
1. В пробирку налить 3...6 капель раствора трихлорида железа и прибавить к нему по каплям раствор сернистой кислоты или раствор сульфита, подкисленный 1 н. раствором серной кислоты, до тех пор, пока желтый цвет раствора FeCl3 не изменится до зеленоватого.
2. В пробирку налить 2...3 капли йодной воды и прибавлять по каплям раствор сернистой кислоты до полного обесцвечивания йода. Сернистая кислота окисляется по уравнению:
SO32- + H2O – 2
· = SO42- + 2H+
Составить уравнения реакций.
Опыт 3. Окислительные свойства сернистой кислоты
К 5...6 каплям раствора сернистой кислоты прибавить по каплям сероводородную воду.
Отметить наблюдения. Реакция выражается следующими уравнениями:

Опыт 4. Взаимодействие разбавленной серной кислоты с металлами
В 5 пробирок налить 1...2 мл 2 н. раствора серной кислоты и поместить в одну из них кусочек магния, в другую – цинка, в третью – алюминия, в четвертую - железа, в пятую – меди. В течение 2...3 минут наблюдать, с какими металлами разбавленная серная кислота взаимодействует на холоде. Пробирки, в которых реакция не протекает или протекает слабо, слегка подогреть. С какими из взятых металлов разбавленная серная кислота взаимодействует? Составить уравнения реакций.
Опыт 5. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами
1. В пробирку поместить несколько кусочков медной стружки и налить 1мл концентрированной серной кислоты (осторожно!). Захватив пробирку держателем, нагреть ее нижнюю часть. Когда начнется выделение газа, осторожно определить по запаху, что за газ выделяется. Составить уравнение реакции.
2. В пробирку поместить несколько кусочков цинка и налить 1 мл концентрированной серной кислоты (осторожно!). Захватив пробирку держателем, слегка подогреть ее нижнюю часть и, как только начнется выделение газа, определить его по запаху. Затем нагреть пробирку и наблюдать появление желтой мути вследствие выделения серы. К отверстию пробирки поднести фильтрованную бумагу, смоченную раствором соли свинца. О чем свидетельствует почернение бумаги? Составить уравнения реакций.
В зависимости от активности металла и температуры среды молекулы серной кислоты восстанавливаются до SO2, S, H2S .
4H2SО4 +2
· = SО2 + SO42-;
4H2SO4+6
· = S + 4H2O + 3SO42-;
5H2SO4+8
· = H2S + 4H2O+4SO42-

Контрольные вопросы
1. Написать электронную формулу атома серы. Какие степени окисления характерны для серы?
2. При каком окислительном числе сера может быть: а) только окислителем; б) только восстановителем; в) как окислителем, так и восстановителем?
Привести примеры реакций, в которых сера проявляет окислительные и восстановительные свойства.
3. Написать уравнение диссоциации сероводородной кислоты и выражения для констант диссоциации K1 и К2. Как изменится степень диссоциации сероводородной кислоты от добавления к раствору ее: а) щелочи, б) иона Ag+? Прибавлением какого вещества и почему можно уменьшить степень диссоциации сероводородной кислоты?
4. Какие кислородные соединения образует сера, как они получаются и какими свойствами обладают?
5. Какие химические процессы лежат в основе контактного и башенного способов производства серной кислоты? Что называется олеумом?
6. Реагируют ли железо, цинк и медь с разбавленным (концентрированным) раствором серной кислот? Написать уравнения соответствующих реакций.
7. Почему серная кислота является более сильной и более устойчивой кислотой, чем сернистая?
8. Как получают тиосульфат натрия? Одинакова ли степень окисления атомов серы в тиосульфате натрия? Как ведет себя тиосульфат натрия при нагревании?


ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8
ЭЛЕМЕНТЫ II А ГРУППЫ

Теоретическая часть.
Бериллий Be и магний Mg по свойствам отличаются от других металлов. Be имеет очень маленький радиус иона и довольно большой потенциал ионизации. Практически во всех соединениях его связи имеют ковалентный характер. Только он дает устойчивые комплексные соединения. Оксиды и гидрооксиды имеют амфотерный характер. Поверхность бериллия покрыта устойчивой к воздуху, воде и кислотам оксидной пленкой. Устойчивость к воде объясняется еще и малой растворимостью оксида и гидроксида. Магний занимает промежуточное положение между бериллием и остальными элементами группы. В соединениях его связи носят более ионный характер. Оксид и гидроксид, хотя плохо растворяются в воде, но имеют основной характер, поэтому растворяются в кислотах.
Кальций Са, стронций Sr, барий Ba образуют ряд элементов, в котором химические и физические свойства изменяются систематически. Их называют щелочно-земельными. В группе сверху вниз увеличивается ионный характер связи в соединениях этих металлов, также увеличивается растворимость и сила гидроксидов. Водные растворы их солей не подвергаются гидролизу.
Щелочноземельные элементы – это легкие серебристо-белые металлы. Относятся к легкоплавким и легким элементам. Они очень легко окисляются кислородом воздуха (так как защитная оксидная пленка не образуется), легко взаимодействует с водой, кислотами, соединяются непосредственно с водородом, образуя гидриды (например, СаН2). Летучие соли щелочно-земельных металлов окрашивают пламя горелки в различные цвета. Это объясняется низкими значениями энергий ионизации. Обратный переход возбужденных электронов в нормальное состояние сопровождается выделением квантов энергии, длины волн которых находятся в видимой части спектра. Наибольший практический интерес представляют соединения кальция. Негашеная известь СаО энергично присоединяет воду, образуя гашеную известь Са(ОН)2 и выделяя значительное количество тепла.
СаO + H2O 13 QUOTE 14= 15Ca(OH)2 + 16 ккал/моль
Раствор гашеной извести обладает вяжущими свойствами, т.к. поглощает углекислый газ из воздуха и переходит в прочную массу СаСО3:
Са(OH)2 + СО2 13 QUOTE 14=15 СаСО3 + Н2О
В смеси гашеной извести с песком и водой частично образуется силикат кальция:
Са(ОН)2 + SiO2 13 QUOTE 14=15 CaSiO3 + H2О
Насыщенный раствор Са(ОН)2 называется известковой водой. Гипс СаSО4·2Н2О при неполном обжиге превращается в алебастр 2CaSO4·H2O (CaSO4·l/2H2O). Замещенный водой алебастр быстро твердеет, превращаясь опять в гипс. При этом масса немного расширяется и точно воспринимает ту форму, в которой гипс затвердел.

Экспериментальная часть
Опыт 1. Получение и свойства гидроксида магния
В две пробирки налить по 2...3 капли раствора соли магния и по 1...2 капли раствора NaOH. Затем в одну пробирку добавить избыток щелочи (3...4 капли), а в другую – столько же кислоты. В обеих ли пробирках растворяется осадок? Написать уравнения реакций.
Опыт 2. Сравнение способности к гидролизу растворов хлоридов Mg, Са, Ва.
На три бумажки универсального индикатора прилить по капле растворы MgCl2, CaCl2 , BaCl2. Сравнить полученные цвета бумажек с цветной табличкой универсального индикатора. Записать рН растворов солей. Отметить, какие соли подвергаются гидролизу. Написать уравнения гидролиза в ионном виде. Сделать вывод об относительной силе оснований этих элементов.
Опыт 3. Получение труднорастворимых солей щелочно-земельных элементов
1. В две пробирки налить по 2...3 капли растворов солей кальция и бария. В каждую из них добавить по 2...3 капли раствора сульфата натрия (Na2SO4). Отметить вид и количество выпавших осадков. Все ли осадки выпадают с одинаковой скоростью? Чем это объяснить? Написать уравнение реакций.
2. К 2...3 каплям соли бария прилить столько же раствора хромата калия (K2CrO4). Отметить цвет выпавшего осадка. Написать уравнение реакции.
3. К 2...3 каплям соли кальция прилить столько же капель раствора щавелевокислого аммония (NH4)2C2O4. Отметить цвет выпавшего осадка. Проверить, растворяется ли этот осадок в уксусной кислоте. Написать уравнение реакции.
Опыт 4. Окраска пламени солями элементов II А группы
Нихромовую проволочку промыть в концентрированной HCl и прокалить на пламени спиртовки. Затем опустить в раствор нитрата или хлорида различных элементов и внести в пламя спиртовки. Отметить цвет пламени.
Опыт 5. Реакции на Mg2+
Налить в пробирку по 2...3 капли хлорида магния, 2 капли 2 н раствора NH4OH и 3...4 или более капель 2 н раствора NH4Сl до полного растворения белой мути гидроксида магния. Тщательно перемешать содержимое пробирки стеклянной палочкой, затем прибавить 3 капли 2 н раствора Na2HPO4 и снова перемешать раствор, потирая палочкой о стенки пробирки. Осадок выпадает медленно. Осаждение ускоряет нагревание раствора и интенсивное его перемешивание.
Чтобы под микроскопом обнаружить Mg2+ в виде кристаллов MgNH4PO4, поместить каплю раствора хлорида магния на предметное стекло и прибавить по одной капле растворов NH4Cl и NH4OH. Затем внести в раствор кристаллик Na2HPO4. Предметное стекло нагреть на крышке водяной бани. Выпавшие кристаллы посмотреть под микроскопом.
Осадок MgNH4PO4 растворяется в кислотах с образованием кислых солей при действии слабых кислот (например, СН3СООН и ортофосфорной кислоты) и легко растворимых кислотах. Проверить это на опыте.
Опыт 6. Реакции на Са2+
Поместить одну каплю раствора СаС12 на предметное стекло, прибавить одну каплю 2 н. раствора H2SO4 и слегка упарить на водяной бане. При этом образуются красивые характерные пучки игл – кристаллы гипса CaSO4·*0,5H2O, легко различимые под микроскопом.
В качестве вспомогательной реакции применяют реакцию окрашивания пламени. Летучие соли кальция, внесенные в бесцветное пламя горелки, окрашивают его в кирпично-красный цвет.
Контрольные вопросы
1. Написать электронные структуры элементов бериллия и стронция. Почему они относятся к s-элементам. а не к d-элементам?
2. Почему при кипячении водного раствора хлорида магния выпадает в осадок основная соль Mg(OH)Cl? В результате какой реакции она получилась? Написать уравнение реакции.
3. К 100 мл 0.5 н. раствора СаСl2 прибавили равный объем 0,5 н раствора Na2SO4. Сколько мг ионов Са2+ осталось в растворе?
4. Составить ионные уравнения реакции гидролиза CaS.
5. Можно ли перевести в раствор: a) MgO; 6) ВаO действием разбавленной серной кислоты?
6. Сколько алебастра можно получить при обжиге 1 т гипса? На сколько увеличивается масса 1 кг алебастра при его затвердевании с водой?


ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 9
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ

Опыт 1. Определение общей жесткости воды трилонометрическим (комплексонометрическим) методом
Основа метода – комплексонометрия, которая представляет собой раздел объемного анализа, основанный на реакциях комплексообразования между определенным компонентом и титрантом, т.е. веществом, которым производится титрование.
Этот метод значительно удобнее и является более точным по сравнению с другими методами. Трилонометрический метод определения общей жестокости воды основан на использовании титрованного раствора трилона Б (другое название – комплексов ЭДТА, титриплекс, версен и др.) в качестве комплексообразователя. Трилон Б – это двузамещенная двунатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты:


Условно формулу трилона Б запишем в виде Na2[H2Tp]. Трилон Б образует прочные растворимые комплексы с ионами многих металлов, в том числе и с Са2+ и Mg2+. С целью предотвращения отрицательного влияния низких значений рН на процесс комплексообразования титрование ведут в щелочной среде, которая создается аммиачным буферным раствором (смесь NH4OH и NH4Cl). Буферный раствор обеспечивает стабильное значение рН = 8- 10. Титрование ведут в присутствии индикатора кислотного хромогена черного. Индикатор, окрашивающий в присутствии ионов кальция и магния раствор в винно-красный цвет, при их полном исчезновении (связывании в комплекс с трилоном Б) меняет свой цвет на синий.



Химизм процесса можно представить так: индикатор H2Jnd с ионами Са2+ и Mg2+ образует комплексное соединение винно-красного цвета (менее прочное, чем комплексы с трилоном Б):
Са2+ + H2Jnd СаJnd + 2 Н+
винно-красный цвет
При титровании трилоном Б с ним взаимодействуют сначала свободные ионы Са2+ и Mg2+:
Na2[H2Tp] + Са2+ Na2 [CaTp] + 2Н+;
а затем связанные с индикатором ионы:
CaJnd + Na2[H2Tp] Na2 [CaTp] + 2H+ + Jnd2-
Когда в растворе не остается ионов Са2+ и Mg2+, раствор окрашивается в чисто синий цвет. Это точка эквивалентности. Зная нормальность раствора трилона, объем трилона, объем взятой для титрования воды, можно рассчитать жесткость в мг-экв/л по формуле:

где Жоб. – общая жесткость, мг-экв/л;
Nтp. – нормальная концентрация трилона Б;
Vтр. – объем трилона, израсходованный на титрование, мл;
V (Н2О) – объем пробы воды, мл.
Ход определения. В две конические колбы емкостью 250 – 300 мл отмерить пипеткой 50 мл воды с неизвестной жесткостью. Объем доводят до 100 мл дистиллированной водой. Добавить в эти же колбы по 5 – 10 мл буферной смеси и стеклянной ложечкой сухого индикатора хромогена черного до получения винно-красной окраски. Одна из колб служит контрольной. Титровать пробу из бюретки раствором трилона Б до тех пор, пока от одной капли трилона Б окраска перейдет из винно-красной в синюю. Записать число миллилитров раствора трилона Б, израсходованных на титрование (точность 0,1 мл). Титрование повторить с новой порцией воды и при исходных результатах между двумя параллельными определениями (разница не более 0.2 мл) взять среднее арифметическое из числа миллилитров раствора трилона Б, пошедших на титрование (конец титрования лучше всего наблюдать, если рядом поставить заранее перетитрованную пробу).
Расчет жесткости провести по выше приведенной формуле.
Опыт 2. Умягчение водопроводной воды катионитом КУ-2
Катионит КУ-2 относится к универсальным катионитам. Получают его совместной полимеризацией стирола и дивинилбензола с последующей обработкой концентрированной серной кислотой. Выпускается катионит в виде сферических гранул желтого или коричневого цвета. Катионит в Н-форме применяется для умягчения, обессоливания воды и для очистки производственных сточных вод от катионов тяжелых металлов.
Взять две пробирки с водопроводной водой. В одну из пробирок добавить 1...2 капли индикатора метилового оранжевого. Отметить цвет полученного раствора. В другую пробирку по каплям прилить раствор щавелевокислого аммония (NH4)2C2O4. Что произошло? Написать реакцию, имея в виду, что образуется белый осадок оксалата кальция (оксалат ионы C2O42- - наиболее чувствительный и наиболее важный реактив на присутствие ионов Са2+).
Аналогичные опыты провести с пробами воды, пропущенными через слой катионита КУ-2.
Объяснить наблюдаемые, факты. Сделать выводы.

Контрольные вопросы
1. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций, происходящих при добавлении к раствору Са(НСО3)2 раствора NaOH, раствора Na2CO3.
2. Сколько гаммов соды Na2CO3 нужно прибавить для умягчения 100 л воды, имеющей жесткость 10 мг-экв/л?
3. Какова жесткость воды, содержащей в 1 л 0,6 г хлористого кальция?
4. Растворимость CaSO4 при обычных условиях составляет 8·I03 моль/л. Рассчитать жесткость насыщенного сульфата кальция.
5. В 250 мл воды содержится 4,60 мг ионов Са2+ и 2,40 мг ионов Mg2+. Определить общую жесткость воды.
6. Для определения общей жесткости воды взято 100 мл воды и на ее титрование израсходовано 15,40 мл трилона Б с N=0,06. Вычислить общую жесткость воды.





ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 10
ЭЛЕМЕНТЫ IV А ГРУППЫ. УГЛЕРОД. КРЕМНИЙ

Теоретическая часть
В обычных условиях углерод весьма инертен, при высокой температуре он становится активным по отношению к большинству металлов и многим неметаллам.
При нагревании легко взаимодействует с кислородом воздуха:
С + О2 = CO2 + 94 ккал.
В лабораторных условиях СО2 получают действием соляной кислоты на мрамор:
СаСО3 + 2НС1 = CaCl2 + СО213 QUOTE 1415+ H2O
Двуокись углерода (углекислый газ, углекислота) в промышленных условиях получается при обжигах извести:
СаСО3 = CaO + CO2
СО2 – в обычных условиях бесцветный, довольно инертный ко многим элементам газ, сжимающийся при давлении 60 атм. При повышенных температурах взаимодействует с активными восстановителями:
СО2 + 2Mg = 2MgO + С + 194 ккал
В воде диоксид углерода растворяется довольно хорошо (1:1 по объему). При растворении происходит его частичное взаимодействие с водой с образованием угольной кислоты:
СО2 + Н2О 13 QUOTE 1415 Н2СО3
Угольная кислота H2СО3 – очень слабая кислота и существует только в водных растворах. Как двухосновная кислота, диссоциирует на ионы в две ступени.
В свободном виде кремний в природе не встречается, получают его восстановлением диоксида кремния углеродом при высоких температурах:
SiO2 + 2С = Si +2CO13 QUOTE 1415
Кислоты на кремний при обычных условиях не действуют (за исключением смеси HF и НNО3), щелочи переводят его в соли кремниевой кислоты (H2SiO3):
Si + 2NaOH + H2O=Na2SiO3+2H2
Кремниевая кислота существует в виде нескольких форм:
H4SiO4 (2H2O·SiO2) – ортоформа;
H2SiO3 (H2O·SiO2) – метаформа;
H2Si2O5 (H2O·2SiO2) – двуметаформа
и т.д. Все эти формы кремниевой кислоты неустойчивы и довольно легко образуют неорганические полимеры с общей формулой xSiO2*yH2O, называемые поликремниевыми кислотами.
Кремниевые кислоты слабее угольной. Метакремниевая кислота диссоциирует по схеме:
1. H2SiO3 H+ + HSiO3-, K1=2·10-10
2. HSiO3 H+ + SiO2-, К2 =1·10-12
Так как SiO2 не растворим в воде, кремниевые кислоты получают косвенным путем. Например:
CaSiO3 + Н2SO4 13 QUOTE 14=15 H2SiO3 + CaSO4.
Наибольший интерес из неорганических соединений кремния представляют соли кремниевой кислоты. Они входят в состав стекла, цемента и множества других материалов.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Образование солей угольной кислоты
1. В пробирку налить 10...15 капель известковой воды Са(ОН)2 и пропустить через нее ток углекислого газа из аппарата Киппа. Вначале в пробирке образуется осадок (раствор помутнеет), а затем образовавшийся осадок исчезает (одна из реакций "открытия" углекислого газа). Написать уравнения реакций и объяснить происходящие явления.
2. Полученный в п. 1 раствор разделить в 2 пробирки. Одну пробирку нагреть, а в другую добавить известковой воды. Что наблюдается? Написать уравнения реакций и объяснить происходящие явления.
Опыт 2. Свойства угольной кислоты
1. В 4 пробирки поместить по одному микрошпателю: в одну –MgCO3, в другую – CaCO3 , в третью – NaHCO3 , в четвертую – Na2CO3. В каждую прилить по 5 капель 1 н раствора НСl. Выделение СО2 сопровождается шипением. Составить уравнения реакций.
2. В 3 пробирки налить по 4 капли растворов солей: в одну – CaCl2, в другую – ВаС12 , в третью – Pb(NO3)2 . Прилить по 4 капли раствора Na2CO3. Что наблюдается? Составить уравнения реакций.
3. Испытать действие растворов солей NaHCO3, Na2CO3, К2СО3 на универсальную лакмусовую бумажку. По шкале рН определить значения рН. В первом случае реакция среды слабощелочная, во втором и третьем – сльнощелочная. Почему? Составить уравнения реакций гидролиза этих солей.
4. В 2 пробирки налить по 2 мл дистиллированной воды и по 3 капли раствора фенолфталеина. Затем внести несколько крупинок соли в одну –Na2CO3, в другую – NaHCO3. Объяснить, почему окраска растворов различна.
Опыт 3. Взаимодействие соли кремниевой кислоты с кислотой и кислотным оксидом
1. В пробирку налить 5 мл концентрированного раствора силиката натрия (растворимого стекла) и добавить 3 мл 20 % раствора НСl. Что получается? Составить уравнения реакции.
2. В пробирку налить 5 мл растворимого стекла и пропускать в нее из аппарата Киппа двуокись углерода до появления студнеобразного осадка. Каков состав осадка? Составить уравнение реакции.
Опыт 4. Гидролиз солей кремниевой кислоты
В пробирку влить 2...3 мл силиката натрия и добавить 1...2 капли раствора фенолфталеина. Как изменилась окраска индикатора? Какая среда? Составить молекулярные и ионные уравнения реакции гидролиза.

Контрольные вопросы
1. Написать электронные формулы р-элементов IV А группы. На каких подуровнях находятся валентные электроны?
2. Окислительные или восстановительные свойства могут проявить С, СО, СО2? Привести примеры соответствующих реакций.
3. Кислую, щелочную или нейтральную среду создают в водном растворе карбонаты щелочных металлов? Почему? Написать соответствующие уравнения реакций.
4. Какая соль более гидролизована в растворе одинаковой концентрации карбонат натрия или гидрокарбонат натрия? Почему? Написать соответствующие уравнения реакций.
5. Как получить соду, исходя из металлического натрия, соляной кислоты, мрамора и воды? Написать последовательно уравнения реакций.
6. Составить молекулярные и ионные уравнения реакции действия кремния на раствор щелочи.
7. Какие материалы и в каком количестве требуются для получения 1 т карборунда (SiC)?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 11
ЭЛЕМЕНТЫ V А ГРУППЫ. АЗОТ. ФОСФОР

Теоретическая часть
С кислородом азот образует ряд оксидов: N2O – оксид азота (I). NО – оксид азота (II), N2О3 – оксид азота (III), NО2 – оксид азота (IV), N2О5 –оксид азота (V). Все оксиды азота химически активны. Из них окись азота обладает ярко выраженными восстановительными свойствами. Все остальные оксиды азота проявляют преимущественно свойства окислителей.
Фосфор образует с кислородом ряд оксидов, но важное значение имеют два: P2О3 – оксид фосфора (III) и P2О5 – оксид фосфора (V). Из них P2О3 как и соответствующая ему фосфористая кислота, проявляет восстанавливающие свойства.
Высшие оксиды азота, начиная с N2O3 являются кислотными и, соединяясь с водой, образуют кислоты:
N2O3 + H2O = 2HNO2 (азотистая кислота);
N2O5 + H2O = 2HNO3 (азотная кислота);
2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
Возможны следующие схемы изменения степени окисления азота азотной кислоты, записанные с помощью электронно-ионного метода:
NO3- + 2H+ + 1
· = NO2 + H2O (a)
NO3- + 4H+ + 3
· = NO + 2H2O (б)
2NO3- + 10H+ + 8
· = N2O + 5H2O (в)
2NO3- + 12H+ + 10
· = N2 + 6H2O (г)
NO3- + 10H+ + 8
· = NH4+ + H2O (д)
Различные металлы по-разному восстанавливают азотную кислоту. Металлы, находящиеся в ряду напряжений правее водорода, восстанавливают концентрированную азотную кислоту по схеме (а), а разбавленную – по схеме (б). Более активные металлы (Mg, Са и др.) восстанавливают концентрированную азотную кислоту по схеме (в). Сильно разбавленная азотная кислота этими же металлами, а также Zn, Fe, Ni, Sn восстанавливается до аммиака, образующего с избытком азотной кислоты соли аммония по схеме (д). Восстановление азотной кислоты происходит тем полнее, чем быстрее 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 окислов (явление пассирования). Металлы Аu, Pt, Jr, Rh, Та, Nb с азотной кислотой не взаимодействуют. При окислении металлов азотной кислотой образуются соли – нитраты или оксиды, если последние не растворимы в азотной кислоте.
Большинство неметаллов восстанавливают азотную кислоту по схеме (б). Неметаллы, например: сера, уголь, фосфор – окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот – серной, угольной, ортофосфорной.
Оксид фосфора (III) P2О3, растворяясь в холодной воде, образуют фосфорную кислоту:
P2О3 + 3H2O (холодная) = 2Н3РО3
обладающую восстановительными и окислительными свойствами. При действии таких сильных окислителей как кислород, галогены, положительные ионы металлов, ионы благородных металлов и др. она окисляется до фосфорной кислоты (Н3РО4), а при действии сильных восстановителей, например, щелочных и щелочно-земельных металлов, цинковой пыли и т.д., фосфористая кислота восстанавливается до фосфористого водорода. Оксид фосфора (V) в зависимости от температуры может присоединять, одну, две, три молекулы воды, образуя соответственно три типа кислот:
Р2О5 + Н2О = 2НРО3 – метафосфорная;
Р2О5 + 2 Н2О = Н4Р2О7 – пирофосфорная;
Р2О5 + 3 Н2О = 2Н3РО4 – ортофосфорная.
Из них наибольшее значение имеет ортофосфорная кислота Н3РО4. Н3РО4 – растворима в воде, кислота средней силы, диссоциирует ступенчато (K1=7,61·10-3, К2=6,2·10-8, К3=4,4·10 -13), образует три типа солей – первичные фосфаты или дигидрофосфаты (Na2Н2РО4), вторичные фосфаты или гидрофосфаты (Na2НРО4) и третичные фосфаты или нормальные фосфаты (Na3PO4). В водных растворах фосфаты гидролизуются.

Экспериментальная часть
Опыт1. Окислительные вещества концентрированной азотной кислоты (выполнять под тягой!)
В пробирку поместить небольшое количество медных стружек или опилок. Прилить к ним азотной кислоты (d = 1,4) и осторожно взболтать содержимое пробирки, чтобы смочить кислотой всю медь. Каков цвет выделяющегося газа? Через 10 минут прилить в пробирку 10...15 мл воды, перемешать и дать осесть непрореагированной меди. Каков цвет прозрачного раствора? Перелить в другую пробирку 3...4 мл раствора и добавить туда избыток концентрированного раствора аммиака. Что образуется? Составить уравнение реакции.
Опыт 2. Окислительные свойства разбавленной азотной кислоты (ОПЫТ ВЫПОЛНЯТЬ ПОД ТЯГОЙ!)
1. Поместить в пробирку небольшое количество цинковой пыли и прилить 3...4 мл разбавленной азотной кислоты. Когда начнется выделение пузырьков газа (какого?), прибавить в пробирку небольшими порциями воду до тех пор, пока не прекратится выделение пузырьков газа, и оставить в таком состоянии на 15 минут. После этого слить часть прозрачного раствора с остатка цинковой пыли в другую пробирку и приливать в нее 30 %-ный раствор щелочи до тех пор, пока выпавший осадок Zn(OH)2 полностью не растворится. Раствор нагреть до кипения и определить по запаху, какой газ выделяется. Составить уравнения реакций,
2. В 2 пробирки налить по 10 капель свежеприготовленного раствора соли железа (II), В одну из них добавить 10 капель разбавленной HNO3 (d=1,2), прокипятить раствор 2...3 минуты, охладить. В обе пробирки прилить 2...3 капли роданида калия (или аммония). Почему раствор окрасился только в одной пробирке? Составить уравнение реакции.
Опыт 3. Свойства азотистой кислоты
Азотистая кислота проявляет свойства как восстановителя, так и окислителя. В качестве восстановителя HNO2 реагирует следующим образом:
NO2- + Н2О - 2е = NО3- + 2 Н+
Проявляя окислительные свойства, HNO2 превращается в NО:
NO2- + 2H+ +
· = NO + H2O
1. Налить в пробирку 2...3 капли 2 н раствора H2SO4 и добавить в нее 4...5 капель 0,5 н раствора перманганата калия. Добавляя в пробирку по каплям 0,5 н раствора KNO2 или NaNO2, наблюдать обесцвечивание раствора КМпО4. Составить уравнение реакции, учитывая, что ион МпО4- восстанавливается в ноны Mn2+:
МnО4- + 8Н+ - 5
· = Mn2+ + 4Н2О
2. Налить в пробирку 1...2 капли 0,5 н раствора NaNO2 или KNO2, прибавить столько же 0,01 н раствора йодида калия KJ, 4...5 капель 0,1 н раствора серной кислоты. Затем разбавить раствор водой до слабо-желтой окраски и прибавить две – три капли свежеприготовленного раствора крахмала. О чем свидетельствует окрашивание раствора в синий цвет? Составить уравнение реакции.
Опыт 4. Гидролиз солей фосфорной кислоты
Растворы одно-, двух- и трехзамещенных фосфатов натрия капнуть на универсальный индикатор. Полученную окраску бумажек сравнить с окраской эталонов и отметить рН. Написать реакции гидролиза.
Опыт 5. Получение фосфатов кальция
В одну пробирку, налить 5...6 капель раствора Na3PO4, во вторую –Na2HPO4, в третью – NaHPO4, затем в каждую из них добавить 2...3 капли раствора СаС12. В первых двух пробирках выпадают белые осадки. Написать уравнения реакций. Сделать выводы о растворимости солей кальция и фосфорной кислоты в воде.

Контрольные вопросы
1. Какое положение занимает химический элемент азот в периодической системе элементов? Написать электронную конфигурацию атома азота.
2. Какова кратность связи в молекуле азота? Чем можно объяснить малую реакционную способность азота?
3. Какими физическими и химическими свойствами обладает азот? Как получают азот в лабораторных условиях и в промышленности? Какое практическое значение имеет азот?
4. Какие степени окисления имеет азот в его различных соединениях? Привести примеры этих соединений.
5. Какими способами можно получить аммиак?
6. Дать характеристику основных физических и химических свойств аммиака.
7. Написать уравнение реакций взаимодействия аммиака с водой. Какие молекулы и ионы существуют в водном растворе аммиака? Почему водный раствор аммиака является плохим электролитом?
8. В каких условиях осуществляется синтез аммиака из азота и водорода? Написать уравнение реакции. Будет ли изменяться и почему выход аммиака с увеличением давления, с повышением температуры, при наличии катализатора? Какие главные применения имеет аммиак в промышленности?
9. Написать формулу всех оксидов азота. Какие из них являются кислотообразующими?
10. Написать уравнения реакций получения окиси и двуокиси азота действием азотной кислоты на медь. Каким путем получают эти окислы азота в промышленности? Взаимодействуют ли окись и двуокись азота с водой? Напишите уравнения реакций.
11. Каким способом можно получить азотистый ангидрид? Какого цвета это соединение? Чем объясняется малая устойчивость азотистой кислоты?
12. При взаимодействии нитрита калия с подкисленными растворами КМnО4 и KJ реакции протекают по следующим схемам:
КМnО4 + KNO2 + H2SO4 13 QUOTE 1415 Mn(NO3)2 +.
K2CrO7 + KNO2 + H2SO4 13 QUOTE 1415 Сr2(SО4)3 +
KJ + KNO2 + H2SO4 13 QUOTE 1415 NO +
Подобрать коэффициенты в уравнениях указанных реакций, пользуясь электронными уравнениями. Указать, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляет HNO2 в этих реакциях.
13. Какой состав имеет ангидрид азотной кислоты? Каким образом можно получить из азотной кислоты азотный ангидрид?
14. Какими способами получают азотную кислоту в промышленности? Написать уравнения реакций получения HNO3.
15. Написать в молекулярном виде уравнения реакций перехода:
a) NO3- 13 QUOTE 1415NO2; b) NO 13 QUOTE 1415NO2; c) NO13 QUOTE 1415 NO2- d) NO2- 13 QUOTE 1415NO2
16. Написать уравнения реакций взаимодействия с разбавленной и концентрированной азотной кислотой:
а) цинка; б) железа; в) меди; г) сурьмы.
17. Что называется "царской водкой", каково ее действие на золото и платину? Написать уравнения этих реакций.
18. Написать электронную конфигурацию атома фосфора.
19. Какой состав имеют фосфористый и фосфорный ангидриды? Как они взаимодействуют с водой? Написать уравнения.
Написать уравнения гидролиза одно-, двух- и трехзамещенных фосфоратов натрия. Объясните, почему в этих случаях величина водородного показателя (рН) раствора различна?
19. Какие соли фосфорной кислоты используются как удобрения?








13PAGE 15


13PAGE 14615




Рисунок 0 Заголовок 1 Заголовок 2 Заголовок 3 Заголовок 4 Заголовок 515

Приложенные файлы

  • doc 23766441
    Размер файла: 605 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий