Общая и неорганическая химия (110

добавить раствор концентрированной соляной кислоты, а в другую – раствор гидроксида натрия. Что наблюдается?

Написать молекулярные и ионные уравнения совместного гидролиза двух солей. Почему не образуется карбонат алюминия (железа) и сульфид хрома (III)? Почему осадки, полученные в опыте, взаимодействуют с растворами кислоты и щелочи?

Задания для самостоятельной работы:

1.Водородный показатель одного раствора равен 1, а другого 4. Какой раствор более кислый? Во сколько раз в нём больше концентрация ионов водорода?

2.Вычислить pH растворов, в которых: а) молярные концентрации ионов водорода равны: 3 · 10-5; 2 · 10-¹; 10-10; 5 · 10-7; б) молярные концентра-

ции ионов гидроксида равны: 10-4; 5 · 10-6; 2 · 10-11.

3.Записать уравнение реакций гидролиза в молекулярной и ионной

форме следующих солей: Ba(NO3)2; CrCl3; Na3PO4; Zn(CH3COO)2; NiSO4.

Определить характер среды.

4.Напишите уравнения реакций, происходящих при опускании кусочка цинка в раствор хлорида цинка. Опишите внешние признаки протекающих процессов.

5.Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают гидро-

лиз: FeС13 и Na2S03, Al(NO3)3 и ZпС12, Al(NO3)3 и Na2S, Cr2(SO4)3 и MgCl2?

Напишите уравнения реакций, мотивирующие ответ.

Лабораторная работа № 5 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Опыт 1. Типы окислительно-восстановительных реакций

а) Налить в две пробирки по 1 мл свежеприготовленного раствора соли железа (II) и 2–3 капли раствора серной кислоты. В одну пробирку добавить несколько капель роданида аммония и убедиться, что красного окрашивания раствора не произошло. В другую прилить 2–3 капли раствора пероксида водорода и после этого добавить несколько капель роданида аммония. Что наблюдается?

б) В пробирку поместить кусочек сульфида железа (II) и прилить 2 мл концентрированной азотной кислоты. Осторожно на небольшом пламени горелки нагреть пробирку. Обратить внимание на растворение сульфида железа, помутнение раствора (образование серы), и цвет выделяющегося газа. Убедиться в образовании ионов Fe3+.

в) Поместить в сухую пробирку немного перманганата калия и осторожно нагреть небольшим пламенем горелки. Проверить с помощью тлеющей лучинки, какой газ выделяется в результате реакции. После охлажде-

11

ния пробирки добавить немного воды и по цвету полученного раствора определить продукты реакции.

г) К раствору сероводородной воды прибавить несколько капель концентрированной серной кислоты. Что наблюдается? Какие свойства проявляет сера в каждом из этих соединений?

д) Кристаллик йода обработать небольшим количеством 2 М раствора гидроксида натрия при слабом нагревании. Полученный раствор подкислить. Записать наблюдения, составить уравнение реакции, учитывая, что образуются иодат и иодид натрия.

Для всех проведенных реакций написать уравнения и расставить стехиометрические коэффициенты методом электронного баланса, указать восстановитель и окислитель. Определить тип окислительно-восстанови- тельных реакций.

Опыт 2. Зависимость окислительно-восстановительных свойств от степени окисления

а) В пробирку налить 1 мл 0,5 М раствора сульфата марганца (II) и добавить такое же количество 0,1 М раствора перманганата калия. Содержимое пробирки встряхнуть. Отметить цвет образовавшегося осадка оксида марганца (IV) и определить рН полученного раствора с помощью универсальной индикаторной бумаги.

б) Взять две пробирки. В первую прилить раствор перманганата калия, во вторую – иодида калия. Подкислить оба раствора разбавленной серной кислотой (2–3 капли), и в каждую из пробирок добавить раствор КNO2 или NаNО2 до изменения окраски. Какие свойства проявляет нитрит калия (натрия) в каждом конкретном случае?

Написать уравнения соответствующих реакций. Сделать вывод о зависимости окислительно-восстановительных свойств от степени окисления элементов.

Опыт 3. Влияние среды на окислительные свойства перманганата калия

Налить в три пробирки по 1 мл раствора перманганата калия. В одну пробирку добавить 2 капли раствора серной кислоты, в другую – столько же воды, в третью – 2 капли 20%-го раствора щелочи. Во все три пробирки прилить свежеприготовленный раствор сульфита натрия до изменения первоначальной окраски раствора.

Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая, что в растворе ион МnO4- имеет фиолетовую окраску, ион МnO42- – зеленую, ион Мn2+ – слаборозовую, а при малой концентрации практически бесцветен. Сделать вывод об окислительной способности КМnO4 в различных средах.

12

Задания для самостоятельной работы:

а) Определить степень окисления атомов элементов в следующих со-

единениях и ионах: MnO4-, K2MnO4, H3РO4, Pb(NO3)2, KClO3, Na2CrO4,

Сa(HCO3)2, SnCl4, I2, N2O5, SF6, ZnOHCl, K2PbO2, Fe2(SO4)3, NH4+, Cr2O72-, SnO32-, CrO2-, SO32-, PO3-, О3, As2S3, H2O2, H3AsO4.

б) Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях методом электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель.

1.Н2О2 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + О2 + K2SO4 + H2O

2.SnSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Sn(SO4)2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

3.KNO2 + K2Cr2O7 + HNO3 → KNO3 + Cr(NO3)3 + H2O

4.NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 → NaNO3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

5.NaI + KMnO4 + KOH → I2 + K2MnO4 + NaOH

6.K2MnO4 + CO2 → KMnO4 + MnO2 + K2CO3

7.Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 → ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

8.HgS + HNO3 + HCl → HgCl2 + S + NO + H2O

9.Fe(OH)2 + NO2 → Fe(NO3)3 + NO + H2O

10.FeS + HNO3 → Fe(NO3)3 + SO2 + NO2 + H2O

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Лабораторная работа № 6 ВОДОРОД. ВОДА. ПЕРОКСИД ВОДОРОДА

Опыт 1. Получение водорода

а) Взаимодействие металлов с кислотами. Для проведения опытов не-

обходимы растворы кислот HCl (1 : 1), H2SO4 (1 : 5), CН3COOH (30%-й),

металлы (Zn, Fe, Mg, Аl, Sn и др.) применяют в виде кусочков, стружки, опилок, ленты.

Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, определить возможность протекания реакций. Собрать прибор для получения водорода: поместить в пробирку 1–2 кусочка металла, прилить на ⅓ пробирки раствор кислоты, закрыть отверстие пробирки пробкой с газоотводной трубкой. Убедиться, что выделяющийся водород не содержит примеси воздуха. Для этого надеть на газоотводную трубку сухую пробирку, через 10– 20 секунд снять её, закрыть большим пальцем и, не переворачивая, поднести к пламени горелки. Чистый водород загорается спокойно, почти без звука. При наличии в пробирке с водородом примеси воздуха происходит небольшой взрыв, сопровождающийся резким звуком. В этом случае испытание на чистоту следует повторить.

Убедившись в чистоте выделяющегося водорода, поджечь его горящей лучинкой у отверстия газоотводной трубки. Подержать над пламенем водо-

13

рода сухой стакан. Что наблюдается? Написать уравнения соответствующих окислительно-восстановительных реакций.

б) Взаимодействие металлов со щелочами. Положить в пробирку кусочек алюминия, цинка или олова, прилить 20%-й раствор щелочи. Если реакция идет плохо, осторожно подогреть. Определить какой газ выделяется. Написать уравнения соответствующих реакций.

Опыт 2. Окислительные свойства пероксида водорода

а) Налить в пробирку 1 мл раствора пероксида водорода, подкислить раствор серной кислотой и добавить несколько капель раствора иодида калия. Что наблюдается? Написать уравнение реакции. Прилить 1–2 капли крахмального клейстера. Что происходит?

б) Путем взаимодействия раствора какой-нибудь соли свинца с сульфидом аммония получить черный осадок сульфида свинца (II). Осадок отфильтровать, промыть на фильтре водой и обработать раствором пероксида водорода. Объяснить изменение цвета осадка. Написать уравнение реакции.

Опыт 3. Восстановительные свойства пероксида водорода

а) К подкисленному серной кислотой раствору пероксида водорода добавить раствор перманганата калия. Какой газ выделяется при этом? Написать уравнение реакции.

б) Насыпать в пробирку 0,5 г белильной извести и прилить 1–2 мл раствора пероксида водорода. Выделяющийся газ испытать тлеющей лучинкой. Написать уравнение реакции.

Опыт 4. Разложение пероксида водорода

а) Налить в пробирку 1–2 мл раствора пероксида водорода и слегка нагреть на пламени газовой горелки. Какой газ выделяется при этом? Написать уравнение реакции.

б) Налить в пробирку 1–2 мл раствора пероксида водорода, добавить небольшое количество диоксида марганца. Что наблюдается? Каково действие MnO2? Написать уравнение реакции.

Лабораторная работа № 7 ГАЛОГЕНЫ

Опыт 1. Хлорная вода и её свойства

Налить в пробирку 5–10 мл хлорной воды. Испытать полученный раствор индикатором и осторожно понюхать. Какие вещества присутствуют в хлорной воде? Написать уравнение реакции. Испытать действие хлорной воды на растворы индиго, фуксина. Объяснить наблюдаемые явления.

14

Опыт 2. Сравнение восстановительных свойств галогенид-ионов

а) В три сухие пробирки поместить небольшое количество кристаллических КCl, КBr, KI и прибавить в каждую пробирку одинаковый объём раствора концентрированной серной кислоты. Наблюдать изменение окраски в двух последних пробирках. При взаимодействии взятых солей с достаточно крепкой серной кислотой первоначально образуются галогенводороды НCl, НBr, НI, из которых два последних частично окисляются избытком серной кислоты до свободных галогенов. По запаху выделяющихся газов определить продукты восстановления H2SО4. Написать соответствующие уравнения реакций.

б) В одну пробирку прилить 3–5 капель иодида калия, во вторую такой же объем раствора бромида натрия. В обе пробирки добавить по 2–3 капли хлорного железа. В каком случае произошло восстановление железа? Написать уравнение протекающей реакции. Чем объяснить различную восстановительную способность галогенид-ионов?

Опыт 3. Обнаружение галогенид-ионов

Внести в три пробирки по 3–4 капли растворов хлорида натрия, бромида натрия и иодида калия. В каждую пробирку добавить по 1–2 капли раствора нитрата серебра (I) до выпадения характерных творожистых осадков галогенидов серебра. Отметить цвета осадков, написать молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций. Изучить отношение осадков к раствору аммиака.

Опыт 4. Свойства хлоратов

а) Испытать действие концентрированной соляной кислоты на небольшое количество бертолетовой соли. Написать уравнение реакции.

б) В сухую пробирки поместить несколько кристаллов КClО3 и закрепить её в зажиме штатива. При помощи пипетки смочить кристаллы каплей концентрированной серной кислоты. Наблюдать выделение зеленоватожелтой двуокиси хлора. Написать уравнение реакции, исходя из того, что кроме ClО2 образуется ещё и КClО4.

Опыт 5. Свойства иодидов

К разбавленному раствору иодида калия прибавить при помешивании небольшими порциями хлорную воду. Наблюдать сначала появление, а затем исчезновение темно-бурой окраски свободного иода. Что происходит? Написать уравнение реакции.

15

Лабораторная работа № 8 СЕРА. СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ

Опыт 1. Восстановительные и окислительные свойства серы

а) Налить в пробирку 2–3 мл концентрированной азотной кислоты, всыпать немного порошка серы и нагреть до кипения. Затем раствор охладить и добавить к нему раствор хлорида бария. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.

б) В бесцветное пламя газовой горелки внести на фарфоровой или стеклянной ложечке небольшое количество серы (0,2 г). Наблюдать горение серы, отметить цвет пламени. Написать уравнение реакции.

в) Смешать порошок серы и цинковые или железные опилки в весовом соотношении 1,5 : 1. Полученную смесь поместить в железную ложечку и поджечь в вытяжном шкафу (ОСТОРОЖНО!). Что наблюдается? Написать уравнение реакции.

Опыт 2. Получение сероводорода

В пробирку с газоотводной трубкой поместить несколько кусочков сульфида железа (II) и прилить 3–5 мл раствора соляной (1 : 1) или серной (1 : 5) кислоты. Наблюдать выделение газа. Доказать, что выделяющийся газ является сероводородом. Написать соответствующие уравнения реакций. Любой ли кислотой можно воспользоваться для получения Н2S из FeS?

Опыт 3. Исследование свойств сероводорода

а) Пропустить сероводород через воду в течение 5–10 минут. Испытать полученную сероводородную воду лакмусовой бумагой. Сделать вывод о растворимости сероводорода в воде. Раствор сохранить.

б) Пропустить сероводород последовательно через растворы хлорной, бромной, иодной воды, концентрированной азотной кислоты, 3%-й раствор перекиси водорода и через подкисленные растворы перманганата калия и дихромата калия. Что происходит? Написать соответствующие уравнения реакций.

Опыт 4. Водоотнимающее действие концентрированной серной кислоты

а) Налить в пробирку немного концентрированной серной кислоты и опустить в неё лучинку. Что наблюдается? Объяснить причину обугливания лучинки.

б) Насыпать в маленький химический стакан 5–6 г сахарной пудры и поставить его в кристаллизатор. Прилить к сахарной пудре немного воды до образования кашицы, затем 5–6 мл концентрированной серной кислоты и

16

хорошо перемешать стеклянной палочкой. Объяснить причину обугливания сахара и вспучивания массы.

Опыт 5. Действие серной кислоты на неметаллы

В одну пробирку поместить маленький кусочек серы, в другую – кусочек угля. Прилить в каждую пробирку немного концентрированной серной кислоты, осторожно нагреть. Исследовать запах выделяющегося газа (ОСТОРОЖНО!). Написать соответствующие уравнения реакций.

Опыт 6. Действие серной кислоты на металлы

а) Положить в пробирку немного медных стружек, прилить 2–3 мл концентрированной серной кислоты и слабо нагреть. Обратить внимание на запах выделяющегося газа (ОСТОРОЖНО!). После опыта, когда пробирка остынет, слить жидкость, к остатку на дне прибавить 5–6 мл воды и взболтать. Отметить цвет раствора. Написать уравнение реакции.

б) В пробирку поместить 1–2 кусочка свинца, добавить немного концентрированной серной кислоты и осторожно нагреть. Что выделяется в начале нагревания реакционной смеси? Продолжать нагревание. Что происходит? Написать соответствующие уравнения реакций.

Лабораторная работа № 9 АЗОТ. ФОСФОР

Опыт 1. Действие азотной кислоты на металлы

а) В одну пробирку поместить кусочек цинка, в другую – олова, прибавить немного концентрированной азотной кислоты. Какой выделяется газ? Написать соответствующие уравнения реакций, имея в виду, что в первой пробирке образуется Zn(NO3)2, а во второй – Н2SnO3 (β – оловянная кислота).

Какие продукты получаются при взаимодействии меди с концентрированной и разбавленной азотной кислотой? Написать уравнения реакций.

б) В одну пробирку поместить кусочек цинка, в другую – олова, прилить в обе пробирки разбавленную азотную кислоту. В течение нескольких минут жидкость взбалтывать, затем слить раствор с непрореагировавшего металла и доказать наличие в растворе иона аммония. Написать соответствующие уравнения реакций, имея в виду, что кроме NН4NO3 получаются нитраты соответствующих металлов.

Опыт 2. Термическое разложение нитратов

а) В три сухие пробирки поместить небольшое количество кристаллических нитрата калия, нитрата свинца (II), нитрата серебра (I). Все три пробирки по очереди нагреть. Произвести исследование выделяющихся газов

17

лучинкой. Обратить внимание на цвет газов и на цвет остатков в пробирках после прокаливания. Написать соответствующие уравнения реакций.

б) В пробирке, укрепленной в штативе вертикально, расплавить немного нитрата калия. Как только начнется разложение соли, бросить в пробирку щипцами кусочек тлеющего уголька. Наблюдать горение угля в селитре. (ОСТОРОЖНО! УГОЛЕК МОЖЕТ ВЫСКОЧИТЬ!).

По окончании горения угля (НЕ РАНЕЕ!) бросить в ту же пробирку кусочек черенковой серы. Наблюдать горение серы.

Опыт 3. Гидролиз солей ортофосфорной кислоты

В три пробирки налить растворы первичного, вторичного и третичного фосфатов натрия. Определить значение рН растворов этих солей с помощью универсальной индикаторной бумаги.

Объяснить, почему при гидролизе этих солей получается различная реакция среды. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза.

Лабораторная работа № 10 УГЛЕРОД. КРЕМНИЙ

Опыт 1. Получение углекислого газа

В пробирку положить кусочек мрамора, смочить его несколькими каплями воды, затем добавить 2 мл концентрированной соляной кислоты и быстро закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой. К концу трубки поднести смоченную водой синюю лакмусовую бумажку. Что наблюдается и почему? Наполнить три сухих стакана диоксидом углерода (как убедиться в этом?). Написать уравнение реакции получения СО2.

Сделать пламя горелки маленьким и «вылить» на него содержимое стакана. Что наблюдается? Во второй стакан при помощи пинцета или щипцов быстро внести ленту горящего магния. Что происходит? Написать уравнение реакции. В третий стакан внести железную ложечку с зажженным на воздухе красным фосфором (ОСТОРОЖНО, ПОД ТЯГОЙ!). Объяснить наблюдаемые явления.

Опыт 2. Соли угольной кислоты

а) Налить в пробирку 2–3 мл 2 н раствора едкого натра, добавить 2 капли фенолфталеина. Пропускать через раствор диоксид углерода до тех пор, пока раствор не сделается почти нейтральным. Нагреть полученный раствор. Какой газ выделяется? Испытать после этого действие раствора на индикаторы. Написать уравнения проведенных реакций, и объяснить различие в действии полученных растворов на индикаторы.

б) Испытать отношение карбонатов различных металлов к нагреванию. Для этого прокалить в пробирках следующие соли: основной карбонат меди

18

(II), карбонаты магния, кальция, натрия, бикарбонат натрия. Выделяющийся газ пропустить через известковую воду. Написать уравнения проведенных реакций. Объяснить причины различия термической устойчивости изученных карбонатов.

Опыт 3. Получение кремниевой кислоты

а) Налить в пробирку 5 мл концентрированного раствора растворимого стекла, быстро прилить к нему 3 мл 24%-го раствора соляной кислоты и перемешать стеклянной палочкой. Что получается? Написать уравнение реакции. Как объяснить образование геля кремниевой кислоты?

б) К 6 мл 37%-го раствора соляной кислоты прилить 1 мл растворимого стекла. Почему в данном случае не происходит образование геля? Проходит ли полученный кислый раствор через фильтр? Нагреть раствор почти до кипения, а затем охладить. Что происходит? Как можно отделить золь кремниевой кислоты от электролитов, находящихся в растворе?

Опыт 4. Получение нерастворимых силикатов

Прилить к раствору силиката калия в отдельных пробирках растворы солей кальция, железа, кобальта. Что происходит? Написать уравнения проведенных реакций.

Задания для самостоятельной работы: 1. Осуществите превращения:

а) FeS → SO2 → H2SO4 → SO2 → Na2SO3 → Na2SO4 → BaSO4; б) P → PН3 → P2O5 → Na2НPO4 → Na3PO4 → Fe3(PO4)2;

в) N2 → NH3 → NO → NO2 → HNO3 → NH4NO3 → N2O;

г) С → СO → СO2 → K2CO3 → KНCO3 → СаCO3 → СO2;

д) силикат кальция → оксид кремния (IV) → силикат натрия → кремний → тетрафторид кремния.

2.Почему FeS растворим в HCl, а CuS нет, но оба растворяются в

HNO3? Можно ли использовать азотную кислоту для получения сероводорода из сульфидов металлов?

3.Сравнить химическую активность графита и кремния при действии

на них конц. HNO3 и конц. NaOH. Сравнить продукты действия NaOH на графит, Si и SiC. Почему кремний растворяется в смеси концентрированных HNO3 и HF? Идет ли его растворение в «царской водке»? Почему?

4.Фосфин, полученный гидролизом 72,8 г фосфида кальция, сожгли в избытке кислорода. Образовавшийся оксид фосфора (V) растворили в 100 мл раствора с массовой долей гидроксида калия 34 % и плотностью 1,32 г/мл. Определите состав образовавшейся соли и её массовую долю в растворе.

19

Лабораторная работа № 11 ЩЕЛОЧНЫЕ, ЩЕЛОЧНО-ЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ

Опыт 1. Взаимодействие металлов с водой Опыты необходимо проводить в вытяжном шкафу! Из керосина

металлы вынимать только пинцетом, ни в коем случае не брать руками. Обрезки щелочных металлов не бросать в мусорное ведро, раковину, сдавать лаборанту.

В кристаллизатор с водой опустить небольшой кусочек натрия (калия, лития), высушенный фильтровальной бумагой. Наблюдать при полуопущенном окне тяги происходящую реакцию. Испытать полученный раствор фенолфталеином. Написать уравнение реакции. Сделать вывод о химической активности щелочных металлов.

Опыт 2. Гидролиз солей щелочных металлов

В три пробирки внести по несколько кристалликов карбоната лития, карбоната калия, ацетата натрия и прибавить по 2–3 мл дистиллированной воды. После растворения солей испытать полученные растворы фенолфталеином. Проделать тот же опыт с хлоридом калия, нитратом калия, сульфатом натрия. Подвергаются ли эти соли гидролизу? Написать уравнения реакций.

Опыт 3. Качественное определение щелочных металлов

В чистые фарфоровые тигли налить по 1–2 мл этилового спирта и поджечь его. Спирт горит голубоватым пламенем. В тигли внести по несколько капель насыщенных растворов (или немного сухой соли) солей лития, натрия, калия, рубидия и цезия. Спирт с солью помешайте. Наблюдать окрашивание пламени. В какой цвет окрашивают пламя соли лития, калия, рубидия, цезия?

Опыт 4. Взаимодействие магния с кислотами и водой

а) Положить в три пробирки по небольшому кусочку магния (магниевой ленты) и прилить по 1–2 мл растворов соляной, серной и азотной кислот. Какое положение занимает магний в ряду активности металлов? Написать соответствующие уравнения реакций.

б) В две пробирки налить воду и насыпать в каждую немного порошка магния. Взаимодействует ли магний с холодной водой? Затем одну пробирку нагреть, а в другую добавить раствор хлорида аммония. Прибавить к полученному раствору фенолфталеин, объяснить изменение окраски. Написать уравнения реакций.

20