Добавил:

ivanov666 Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Хабаровский государственный университет экономики и права

Предмет:

[НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Файл:

4427

.pdf

Скачиваний:

Добавлен:

13.11.2022

Размер:

594.24 Кб

Скачать

☆

<<< < Предыдущая 1 23 / 43 4 > Следующая >>>

свежеприготовленного раствора Na3[Co(NO2)6], наблюдайте выпадение жёлтого осадкаё

K+ + Na3[Co(NO2)6]3- = K2Na[Co(NO)6]↓ + 2Na+.

Во вторую пробирку добавьте несколько капель тиоцианата аммония. Окрашивается ли раствор в кроваво-красный цвет, как в случае двойной соли? Почему?

Сделайте вывод об устойчивости комплексного иона.

ОПЫТ 21. Участие комплексных соединений в редокс–реакциях

В пробирку поместите по нескольку капель KMnO4 и H2SO4, добавьте раствора K4[Fe(CN)6] до обесцвечивания раствора перманганата калия (если нет обесцвечивания, добавьте ещё кислоты):

KMnO4 + K4[Fe(CN)6] + H2SO4 = K3[Fe(CN)6] + K2SO4 + H2O.

Как изменилась степень окисления железа в комплексе? Составьте электронный баланс и уравняйте реакцию.

ТЕМА 7. Свойства олова и свинца

Кзанятию необходимо знать:

-строение атома Sn и Pb;

-валентные электроны;

-степени окисления;

-свойства оксидов и гидроксидов;

-свойства солей;

-окислительно-восстановительные свойства.

ОПЫТ 22. Взаимодействия олова с разбавленными кислотами

В три пробирки поместите по маленькому кусочку олова, в первую пробирку добавьте 5−6 капель 2н. раствора HCl, во вторую – H2SO4, в третью − HNO3.

Отмечаете слабое взаимодействие при комнатной температуре. Нагрейте все три пробирки на водяной бане, наблюдайте выделение газа.

Запишите уравнения соответствующих реакций, учитывая, что олово окисляется до солей Sn2+, в реакции с азотной кислотой последняя восстанавливается до NO, а в реакциях с HCl и H2SO4 – выделяется водород. Почему Sn медленно взаимодействует с HCl и H2SO4 (см. ряд напряжений металлов) и интенсивнее – с HNO3?

ОПЫТ 23. Получение гидроксида олова (ΙΙ) и изучение его свойства

В две пробирки поместите по 3−4 капли раствора SnCl2, в каждую пробирку добавьте по каплям раствор щёлочи до образования осадка Sn(OH)2. Затем в одну пробирку добавьте 2н. HCl, в другую – 2н. NaOH до растворения осадка.

Запишите уравнение реакций: а) образование гидроксида олова (ΙΙ); б) растворения гидроксида олова в HCl; г) растворение гидроксида олова в избытке щёлочи, учитывая, что в этом случае образуется комплексный анион [Sn(OH)4]2-. Какие свойства проявил гидроксид олова (ΙΙ), растворяясь в кислоте и щёлочи?

ОПЫТ 24. Гидролиз хлорида олова (ΙΙ)

В 2−3 каплях воды растворите несколько кристалликов SnCl2, добавьте ещё 6−8 капель воды, наблюдайте выпадение осадка основной соли SnOHCl.

Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

К осадку SnOHCl добавьте 2н. HCl до его растворения. Объясните, почему осадок растворяется. Запишите уравнение реакции.

ОПЫТ 25. Восстановительные свойства олова (ΙΙ)

К 2−3 каплям свежеприготовленного раствора SnCl2 добавьте избыток 2н. NaOH до растворения первоначально выпавшего осадка. В сильнощелочной среде образуется Na2SnO2. К полученному раствору добавьте 1−2 капли раствора соли висмута (ΙΙΙ), перемешайте и наблюдайте выпадение чёрного бархатистого осадка висмута:

Na2SnO2 + Bi(NO3)3 + NaOH = Na2SnO3 + Bi↓ + NaNO3 + H2O;

SnO22- + Bi3+ + OH- = SnO32- + Bi + H2O.

Составьте ионно-электронный баланс и расставьте коэффициенты в уравнениях реакций.

ОПЫТ 26. Взаимодействие свинца с разбавленными кислотами

В три пробирки поместите по маленькому кусочку свинца и добавьте по 5−8 капель 2н. растворов кислот: в первую – HCl, во вторую – H2SO4, в третью − HNO3. По охлаждении растворов в каждую пробирку внесите по 2−3 капли раствора KJ. Наблюдайте, в какой из пробирок образовался жёлтый осадок PbJ2.

На основании опыта сделайте вывод: в какой кислоте свинец растворяется. Напишите соответствующее уравнение реакций, учитывая, что при взаимодействии с разбавленной HNO3 выделяется NO.

ОПЫТ 27. Получение гидроксида свинца (ΙΙ) и изучение его свойства

Вдве пробирки поместите по 3−4 капли соли свинца (ΙΙ) и добавьте по каплям 2н. раствор щелочи до получения осадков. Запишите уравнения реакции.

Водну пробирку с осадком добавьте 2н. NaOH, в другую − 2н. HNO3 до растворения осадков. Запишите соответствующие уравнение реакций, учитывая, что в сильнощелочной среде образуется комплексный ион [Pb(OH)6]4-.

ОПЫТ 28. Вытеснение свинца из раствора его соли

В пробирку поместите кусочек цинка, добавьте 6−8 капель раствора Pb(NO3)2 или Pb(CH3COO)2 и оставьте на некоторое время. Наблюдайте выделение свинца на поверхности цинка в виде блестящих кристаллов. Напишите соответствующее уравнение реакции. Объясните возможность протекания этой реакции (см. ряд напряжений металлов).

ПРИЛОЖЕНИЯ Приложение А

Степень и константы диссоциации некоторых слабых электролитов

Соединения	α, %	Кдис.
		К1	К2	К3

HNO3	92	−	−	−
HCl	91	−	−	−

HBr	90	−	−	−

HJ	90	−	−	−

H2SO4	58	−	−	−
H3PO4	27	7,5 ∙ 10−3	6,2 ∙ 10−8	2,2 ∙ 10−13
H2SO3 (SO2 ∙ H2O)	20	1,7 ∙ 10−2	6,2 ∙ 10−8	−
HF	8,5	7,2 ∙ 10−4	−	−

HNO2	6,4	4,0 ∙ 10−4	−	−
HCOOH	4,2	1,76 ∙ 10−4	−	−

CH3COOH	1,3	1,75 ∙ 10−5	−	−
H2CO3	0,17	4,3 ∙ 10−7	5,6 ∙ 10−11	−
H2S	0,07	5,7 ∙ 10−8	1,2 ∙ 10−15	−
HCN	0,05	7,2 ∙ 10−10	−	−

H3BO3	0,007	5,8 ∙ 10−10	1,8 ∙ 10−13	1,6 ∙ 10−14
NH3 ∙ H2O	−	1,75 ∙ 10−5	−	−
H2O	−	1,76 ∙ 10−16	−	−

Приложение Б

Произведение растворимости некоторых малорастворимых электролитов

Формула	ПР	Формула	ПР
соединения		соединения

AgBr	5,3 ∙ 10-13	CaSO4	2,5 ∙ 10-5
AgCl	1,78 ∙ 10-10	CuS	6,3 ∙ 10-36

AgJ	8,3 ∙ 10-17	Fe(OH)2	8,0 ∙ 10-16
AgNCS	1,1 ∙ 10-12	Mg(OH)2	6,0 ∙ 10-10
BaCO3	4,0 ∙ 10-10	PbCl2	1,6 ∙ 10-5
BaC2O4	1,1 ∙ 10-7	PbJ2	1,1 ∙ 10-9
BaCrO4	1,2 ∙ 10-10	PbS	2,5 ∙ 10-27
BaSO4	1,1 ∙ 10-10	PbSO4	1,6 ∙ 10-8
CaCO3	3,8 ∙ 10-9	Zn(OH)2	1,2 ∙ 10-17
CaC2O4	2,3 ∙ 10-9	ZnS	1,6 ∙ 10-24
Ca(OH)2	5,5 ∙ 10-6	SrCO3	1,1 ∙ 10-10

Приложение В

Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем (Еº)

Элемент	Окислённая	+nē	Восстановленная	Еº, В
	форма		форма

Al	Al3+	+3 ē	Al	-1,66

Bi	Bi3+	+3 ē	Bi	0,16
	BiO3-	+2 ē	Bi3+	1,8
Br	2BrO3- + 12H+	+10 ē	Br2 +16H2O	1,52
	Br2	+2 ē	2Br-	1,087

Cl	ClO3- + 6H+	+6 ē	Cl- + 3H2O	1,45
	Cl2	+2 ē	2Cl-	1,359
Cr	Cr2O72- + 14H+	+6 ē	2Cr3+ + 7H2O	1,33
	CrO42- + 4H2O	+3 ē	Cr(OH)3 + 5OH-	-0,13

Окончание приложения В

Cu	Cu2+	+2 ē	Cu			0,345

Fe	Fe3+	+1 ē	Fe2+			0,771

H	2H+	+2 ē	H2			0,0000
	H2O2 + 2H+	+2 ē	2H2O			1,77

J	J2	+2 ē	2J-			0,536
	JO3- + 6H+	+6 ē	J- + 3H2O			1,08
	2JO3- + 12H+	+10 ē	J2 + 6H2O			1,19
Mn	MnO2 + 4H+	+2 ē	Mn2+ + 2H2O			1,23
	MnO42- +2H2O	+2 ē	MnO2 + 4OH-			0,60
	MnO4- + 4H+	+3 ē	MnO2 + 2H2O			1,69
	MnO4- + 8H+	+5 ē	Mn2+ + 4H2O			1,51
	MnO4-	+ ē	MnO42-			0,558
N	NO2- + 6H2O	+6 ē	NH4OH + 7OH-			-0,15
	NO3- + 3H+	+2 ē	HNO2 + H2O			0,94
	NO3- + 4H+	+3 ē	NO + 2H2O			0,96
	NO3- + 10H+	+8 ē	NH4+ + 3H2O			0,87

O	O2 + 4H+	+4 ē	2H2O			1,229
S	S	+2 ē	S2-			-0,464
	SO42- + H2O	+2 ē	SO32- + 2OH-			-0,93
	SO42- + 4H+	+2ē	H2SO3 + H2O			0,17

Sn	Sn(OH) 2-	+2 ē	HSnO - + 3OH-	+ H	O	-0,93
	6		2	2
Zn	Zn	+2 ē	Zn			-0,764

Еº (В)

-3,04

-2,92

-2,87

-2,71

-2,37

-1,66

-1,18

-0,76

-0,71

-0,44

-0,40

-0,25

-0,14

-0,13

0,00

0,16

0,34

0,79

0,80

1,20

1,50

Приложение Г

Ряд напряжения металлов

		Электрод
Восстановленная			Окисленная
Восстановленная			Окисленная
форма			Форма
	Li		Li+
	Li		Li+

	K		K+

	Ca		Ca2+

	Na		Na+

	Mg		Mg2+

	Al		Al3+

	Mn		Mn2+

	Zn		Zn2+

	Cr		Cr3+

	Fe		Fe2+

	Cd		Cd2+

	Ni		Ni2+

	Sn		Sn2+
Усиление
Усиление	Pb		Pb2+
	Pb		Pb2+

	H2		2H+
восстановительных
восстановительных	Bi		Bi3+
	Bi		Bi3+
	Cu		Cu2+

	Hg		Hg2+

	Ag		Ag+

свойств	Pt		Pt4+
свойств
	Au		Au3+

свойств окислительных Усиление

Приложение Д

Константы нестойкости комплексных ионов (Кнест.)

Аммиачные

[Ag(NH3)2]+	5,89 ∙ 10-8
[Cd(NH3)4]2+	2,75 ∙ 10-7
[Co(NH3)4]2+	8,51 ∙ 10-6
[Cu(NH3)4]2+	9,33 ∙ 10-13
[Fe(NH3)4]2+	2,00 ∙ 10-4
[Hg(NH3)4]2+	5,01 ∙ 10-20
[Ni(NH3)6]2+	9,77 ∙ 10-9
[Zn(NH3)4]2+	8,32 ∙ 10-10
Бромидные
[AgBч ]3−	1,86 ∙ 10−9
4
[BiBч ]3−	3,02 ∙ 10−10
4
[CdBч ]2−	1,17 ∙ 10−3
6
[HgBч ]2−	1,00 ∙ 10−21
4

Тиоцианатные

[Ag(SCN)4]3− 2,14 ∙ 10−10 [Bi(SCN)6]3− 5,89 ∙ 10−5 [Co(SCN)4]2− 2,00 [Cu(SCN)4]2− 3,02 ∙ 10−7 [Fe(SCN)6]2− 5,89 ∙ 10−4 [Hg(SCN)4]2− 6,31 ∙ 10−22 [Zn(SCN)4]2− 9,55 ∙ 10−4

Фторидные

[AIF6]3−	2,14 ∙ 10−21
[CrF3]0	9,55 ∙ 10−12
[FeF ]3−	7,94 ∙ 10−17
6

Иодидные		Цианидные
[Ag I4]3−	7,94 ∙ 10−14	[Ag(CN)4]3−	3,80 ∙ 10−20
[Bi I6]3−	7,94 ∙ 10−20	[Cd(CN)4]2−	7,76 ∙ 10−18
[Cd I4]2−	4,47 ∙ 10−6	[Co(CN)6]4−	8,13 ∙ 10−20
[Hg I4]2−	1,48 ∙ 10−30	[Cu(CN)6]2−	5,01 ∙ 10−31
[Pв I4]2−	1,20 ∙ 10−4	[Fe(CN)6]4−	1,26 ∙ 10−37
Тиосульфатные		[Fe(CN)6]3−	1,26 ∙ 10−44
[Ag(S2O3)2]3− 3,47 ∙ 10−14		[Hg(CN)4]2−	1,07 ∙ 10−39
[Ca(S2O3)2]2−	1,05 ∙ 10−4	[Zn(CN)4]2−	2,40 ∙ 10−20
[Cu(S2O3)2]2− 5,13 ∙ 10−13
[Sr(S2O3)]0	9,12 ∙ 10−3
[Zn(S2O3)2]2−	2,57 ∙ 10−5
Хлоридные
[AgCl4]3−	5,01 ∙ 10−6
[BiCl ]3−	3,80 ∙ 10−7
6
[CdCl4]2−	1,99 ∙ 10−2
[HgCl4]2− 6,03 ∙ 10−16
[PвCl4]2−	1,0 ∙ 10−1
[SпCl4]2−	3,31 ∙ 10−2
[SвCl6]3−	7,69 ∙ 10−5

Приложение Е

Таблица растворимости

Сильные

Слабые основания

основания

Катио-

ны

Анио-

ны

OH-

Р↑

NO3-

SO42-

J-

Br-

Cl-

SO32-

↑

PO43-

CH3C

OO-

CO32-

↑

S2-

↑

SiO32-

Обозначения: Н – нерастворимо; М – малорастворимо; Г – вещество вследствие гирлоиза в растворе получить нельзя; - - вещество до настоящего времени не получено; О – образует оксиды; Р↑ -

вещество летучие или распадается с образованием газа.

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Артеменко А. И. Справочное руководство по химии / А. И. Артеменко, И. В. Тикунова, В. А. Малеванный. − М. : Высш. шк., 2002. − 367c.

2.Глинка Н. Л. Общая химия / Н. Л. Глинка. − М. : Интеграл − Пресс, 2002. − 728 с.

3.Лурье Ю. Ю. Справочник по аналитической химии / Ю. Ю. Лурье. − М. : Химия, 1989. − 480 с.

4.Алимарин И. П. Демонстрационный эксперимент по общему курсу

аналитической химии / И. П. Алимарин, В. И. Фадеева, Е. Н. Дорохова. − М. :

Химия, 1974. − 288 с.

5.Жванко Ю. Н. Задания к выполнению лабораторных работ по неорганической химии : в 2 ч. / Ю. Н. Жванко, И. М. Журавлев, Н. А. Киприянов, Н. В. Махонина, Э. В. Рогова, С. С. Фролова. − М. : Издание МКУ, 1995. − 139 с.

6.Ершов Ю. А. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов / Ю. А. Ершов, В. А. Попков, А. С. Берлянд, А. З. Книжник. − М. : Высш. шк., 2003. − 560 с.

7.Коржуков Н. Г. Общая и неорганическая химия : учеб. пособие / Н. Г. Коржуков. − М. : МИСИС − ИНФРА − М, 2004. − 512 с.

<<< < Предыдущая 1 23 / 43 4 > Следующая >>>

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

#
13.11.2022593 Кб34422.pdf
#
13.11.2022593.01 Кб234423.pdf
#
13.11.2022593.03 Кб134424.pdf
#
13.11.2022593.21 Кб24425.pdf
#
13.11.2022593.3 Кб34426.pdf
#
13.11.2022594.24 Кб14427.pdf
#
13.11.2022594.26 Кб44428.pdf
#
13.11.2022594.37 Кб34429.pdf
#
13.11.2022596.23 Кб44430.pdf
#
13.11.2022596.27 Кб24431.pdf
#
13.11.2022596.28 Кб04432.pdf