Вариант №1.

Лабораторная работа №1

«Основные классы неорганических соединений»

Цель работы.

1. Получение нерастворимого гидроксида металла, исследование его кислотно-основных свойств.

2. Провести окислительно-восстановительные реакции, определить продукты реакции, используя метод электронно-ионного баланса.

3. Определение концентрации раствора щелочи методом титрования.

Выполнение работы

1 Опыт (Уравнения реакций писать в молекулярной и сокращенной ионной форме)

а) 1. Получение гидроксида по обменной реакции раствора соли, содержащего катион металла Meⁿ⁺, и раствора щелочи, содержащего гидроксо-анион OH^- :

OH^- 

а) 1. Fe³⁺ + 3OH^-  Fe(OH)₃ ; 2. Fe(OH)₃ +

H⁺ 

Для получения гидроксида Fe(OH)₃ поместить в две пробирки по 1-2 мл раствора соли, содержащий ион металла Fe³⁺ и по каплям добавить раствор разбавленной щелочи (С=10%) до образования одного и того же осадка гидроксида в обеих пробирках.

2. Исследование кислотно-основных свойств полученного гидроксида (кислотные свойства - возможность реагировать с основанием - вступать в реакцию нейтрализации в качестве кислоты; основные свойства - возможность реагировать с кислотой - вступать в реакцию нейтрализации в качестве основания; амфотерные свойства - вступать в реакцию нейтрализации, как в качестве основания, так и в качестве кислоты).

Для этого в одну пробирку, содержащую Fe(OH)₃, добавить раствор концентрированной щелочи (С=30%), а во вторую пробирку, также содержащую Fe(OH)_3, добавить раствор кислоты (разбавленной, С=10%). Растворение осадков свидетельствует о протекании реакции нейтрализации (не растворение – отсутствие взаимодействия).

б) Таким же образом получить и исследовать кислотно-основные свойства второго

гидроксида - Sn(OH)₂. Сделать выводы.

OH^- 

б) 1. Sn²⁺ + 2OH^-  Sn(OH)₂ ; 2. Sn(OH)₂ +

H⁺ 

Выводы. (Какой гидроксид проявляет основные, а какой амфотерные свойства)

2 Опыт

Чтобы правильно составить окислительно-восстановительные реакции а) и б), необходимо подобрать коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

а) Окисление иона Fe⁺² перманганат ионом (MnO₄^-) в кислой среде (H⁺).

Поместить в пробирку 0.5 мл раствора КMnO₄ добавить 1-2 мл разбавленной H₂SO₄ и до исчезновения окраски иона MnO₄^- добавить раствор FeSO₄.

KMnO₄ + Fe SO₄ + H₂SO₄ MnSO₄ +Fe₂(SO₄)₃ + ...

б) Растворить металлический кобальт в разбавленной азотной кислоте.

Поместить в пробирку кусочек металлического кобальта добавить 1-2 мл разбавленной HNO₃.

Co + HNO₃  Co(NO₃)₂ + NO+ …

Ионы Co⁺² в водном растворе имеют розовую окраску. NO - бесцветный газ с резким запахом, при смешивании с воздухом окисляется кислородом в NO₂ – газ бурого цвета.

3 Опыт

ТИТРОВАНИЕ, постепенное прибавление контролируемого количества реагента (например, кислоты) к анализируемому раствору (например, щелочи) для определения объема раствора реактива известной концентрации, расходуемого на реакцию с данным количеством (объемом) определяемого вещества. Точка эквивалентности определяется при помощи химических индикаторов или по резкому изменению какой-либо физической характеристики раствора.

В основе опыта 3 лежит реакция нейтрализации NaOH +HCl = NaCl + H₂O

- Для проведения опыта при помощи бюретки отбирают 8 мл раствора NaOH (V_Щ =8 мл), помещают его в коническую колбу, добавляют 3-5 капель раствора индикатора (метилоранж) и титруют раствором HCl (C_К = 0.1 моль/л) до изменения цвета индикатора с желтого на красный при добавлении последней капли кислоты. Записывают в таблицу объем раствора кислоты (V_Кi) израсходованный на реакцию нейтрализации. Опыт повторяют три раза. Результаты измерений и расчетов также заносятся в таблицу.

Таблица