Химия элементов. Лабораторный практикум. Учебное пособие
.pdfЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8.
СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ VIII ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВ
Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
Цель работы: ознакомить студентов с химическими свойствами соединений железа, никеля и кобальта.
Приборы, посуда и реактивы. |
|
|
||
Разбавленные растворы с молярной концентрацией эквива- |
|
|||
лента 2 моль/дм3: серной кислоты, гидроксида натрия. Концен- |
|
|||
трированный раствор гидроксида аммония(ω=25 %). Растворы |
|
|||
солей |
с |
молярной |
концентрацией |
экв |
0,5 моль/дм3: гексацианоферрата (II) калия, гексацианоферрата |
|
|||
(III) калия, |
хлорида железа (III), роданида аммония (или калия), |
|
||
иодида калия, карбоната натрия, нитрата никеля (II), нитрата ко- |
|
|||
бальта (II). Кристаллические соли: сульфит натрия и соль Мора. |
|
|||
Раствор пероксида водорода с массовой долей 3 %. |
|
|||
Универсальная индикаторная бумага. Пробирки вместимостью 20 см3. Спиртовка.
Ход работы
Опыт 1. Характерные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+.
А. Действие на соли железа(II) гексацианоферрата (III) калия.
Приготовьте в пробирке раствор соли (NH4)2SO4·FeSO4·6H2O (для приготовления раствора в пробирку поместите несколько кристалликов этой соли и растворите ее в небольшом количестве воды) и добавьте 1 каплю раствора гексацианоферрата (III) калия (красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]). Отметьте цвет образовавшегося осадка(турнбуллева синь), укажите химическое название и формулу полученного вещества. Данная реакция является характерной на ион Fe2+.
41
Запись данных опыта. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции.
Б. Действие на соли железа(III) гексацианоферрата (II) калия.
Поместите в пробирку 2–3 капли раствора хлорида железа (III) и добавьте 1 каплю раствора гексацианоферрата (II) калия (желтой кровяной солиK4[Fe(CN)6]). Что наблюдается? Данная реакция является характерной для ионов Fe3+.
Запись данных опыта. Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной форме. Отметьте цвет образовавшегося осадка (берлинская лазурь), укажите химическое название полученного вещества.
Считают, что берлинская лазурь и турнбуллева синь иден-
тичны, так как в растворе наблюдается равновесие:
Fе3+ + [Fe(CN)6]4- ↔ Fе2+ + [Fe(CN)6]3-.
В. Действие на соли железа (III) роданида аммония.
Поместите в пробирку 5–6 капель раствора хлорида железа (III) и добавьте 1 каплю раствора роданида аммония (или калия). Такой же опыт проделайте со свежеприготовленным раствором соли Мора.
Запись данных опыта. Напишите уравнение реакции получения Fe(CNS)3, придающего раствору ярко-красную окраску. Отметьте, что окраска характерна только для соли железа (III).
Опыт 2. Взаимодействие железа с кислотами.
В три пробирки внесите по4–5 капель концентрированных растворов кислот: соляной, серной, азотной. В каждую пробирку опустите по кусочку железа. Взаимодействует ли железо с кислотами на холоде? Немного подогрейте растворы. Что происходит? После растворения железа разбавьте растворы водой 5в–6 раз и установите характерными реакциями степень окисления железа в полученных соединениях.
Запись данных опыта. Составьте уравнения реакций методом электронно-ионного баланса.
42
Опыт 3. Окислительные свойства соединений железа (III).
А. Окисление иодида калия.
В пробирку с 3–4 каплями раствора FeCl3 добавьте 1–2 капли раствора иодида калия.
Запись данных опыта. В какой цвет и почему окрашивается раствор? Напишите уравнение реакции.
Б. Окисление сульфита натрия.
В пробирку с3–4 каплями раствора FeCl3 добавьте несколько кристалликов сульфита натрия. При этом вначале появляется буро-красное окрашивание вследствие образования малоустойчивого сульфита железа (Ш), которое исчезает при нагревании. Убедитесь в восстановлении железа до степени окисления +2. Какой реактив следует для этого применить?
Запись данных опыта. Напишите уравнение реакции, учитывая, что в реакции принимает участие вода.
Опыт 4. Восстановительные свойства соединений Fe2+.
К 2–3 каплям раствора соли железа(II) добавьте 2 капли раствора серной кислоты и2–3 капли раствора перманганата калия. Что происходит?
Запись данных опыта. Составьте уравнение реакции и на основании электронно-ионных уравнений расставьте коэффициенты.
Опыт 5. Комплексные соединения кобальта и никеля.
А. Получение амминокомплекса никеля.
К 5-10 каплям раствора соли никеля (II) добавьте по каплям концентрированный раствор аммиака до растворения выпадающего в начале осадка гидроксида. Как изменяется цвет раствора?
Запись данных опыта. Напишите:
а) уравнение протекающей реакции в молекулярном виде; б) уравнение реакции в ионном виде; в) уравнение диссоциации комплексного иона;
г) выражение константы нестойкости комплексного иона; д) название комплексной соли.
43
Б. Получение комплексного роданида кобальта.
Поместите в пробирку 5 капель насыщенного раствора соли кобальта (II) и добавьте 5 – 6 капель насыщенного раствора роданида аммония; учтите, что при этом образуется раствор комплексной соли (NH4)2[Co(CNS)4]. Комплексные ионы [Co(CNS)4]2- окрашены в синий цвет, а гидратированные ионы [Со(Н2О)6]2+ — в розовый. Отметьте цвет полученного раствора. Разбавьте его водой до изменения окраски.
Запись данных опыта. Напишите уравнения реакции образования комплексного роданида кобальта(см. А). Какая из комплексных солей более устойчива (см. табл. 1 приложения)?
В. Образование гексанитритокобальта (III) калия.
Нитрит калия в кислой среде образует с ионами кобальта (II) желтый осадок комплексной соли, в котором кобальт имеет степень окисления +3.
К 2–3 каплям раствора соли кобальта (II) добавьте 1–2 капли концентрированной уксусной кислоты(или разбавленной серной кислоты) и один микрошпатель кристаллического нитрита калия.
Какой газ выделяется? Какое вещество выпадает в осадок?
Запись данных опыта. Составьте уравнение, используя метод электронно-ионного баланса. Полученная соль называется солью Фишера, она применяется в качестве красителя, а также для получения индикаторов ртути и висмута.
Опыт 6. Гидроксиды железа (II), кобальта (II) и никеля (II).
А. Получение гидроксида железа (II) и его свойства.
К 4–5 каплям раствора соли Мора добавьте раствор гидроксида натрия до образования осадка. Каков цвет осадка? Осадок разделите на три пробирки. Одну пробирку оставьте стоять на воздухе, перемешав осадок стеклянной палочкой. Через 2–3 мин окраска осадка начнет изменяться. Почему? Какие свойства в этой реакции проявляет гидроксид железа(II)? Во вторую пробирку добавьте несколько капель разбавленного раствора соляной кислоты, в третью – избыток щелочи. Какими свойствами
44
обладает гидроксид железа (II)? Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Б. Получение гидроксида кобальта (II) и его окисление.
В две пробирки поместите по5 капель раствора соли кобальта и добавляйте по каплям раствор щелочи; сначала появляется синий осадок основной соли, который затем становится розовым, что указывает на образование гидроксида кобальта(II). Осадок в одной пробирке тщательно размешайте стеклянной палочкой, а в другую прибавьте2–3 капли раствора пероксида водорода с массовой долей 3 % . В какой из пробирок наблюдается окисление гидроксида кобальта?
В. Получение гидроксида никеля (II) и его окисление.
В две пробирки поместите по5 капель раствора соли никеля и добавьте по каплям раствор щелочи до выпадения осадка гидроксида никеля (II). В первой пробирке осадок тщательно размешайте стеклянной палочкой, во вторую добавите 2–3 капли пероксида водорода с массовой долей 3 %. Наблюдается ли изменение цвета осадка? Происходит ли окисление гидроксида никеля (II) кислородом воздуха и пероксидом водорода?
Запись данных опыта. Напишите уравнения реакций. Сравните восстановительные свойства гидроксидов железа, кобальта и никеля в степени окисления+2, используя значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов.
Опыт 7. Гидролиз солей железа (III).
В две пробирки поместите по3–4 капли раствора хлорида железа (III). Определите рН в растворе данной соли. Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, а вторую – нагрейте. Изменился ли цвет раствора в пробирке после нагревания, изменился ли рН этого раствора?
Запись данных опыта. Напишите уравнения реакций гидролиза. Как можно уменьшить гидролиз солей? Какая соль FeС12 или FeС13 должна подвергаться гидролизу в большей степени? Почему?
45
Опыт 8. Взаимодействие солей железа (II) и железа (III) с раствором аммиака.
В одну пробирку поместите по3–4 капли раствора соли железа (III), в другую – 2–3 капли свежеприготовленного раствора соли железа (II). В обе пробирки по каплям добавьте раствор аммиака до образования осадка. Сравните цвет осадков. В обе пробирки добавьте несколько капель концентрированного раствора аммиака. Происходит ли растворение образовавшихся осадков?
Запись данных опыта. Сделайте вывод об устойчивости гидроксидов железа по отношению к растворам аммиака. Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
Опыт 9. Взаимодействие солей кобальта и никеля с карбонатом натрия.
К 2–3 каплям солей кобальта(II) и никеля(II) прилейте такой же объем раствора соды. Что происходит? Учтите, что соли кобальта (II) и никеля (II) при этом образуют гидроксокарбонаты соответствующих металлов.
Запись данных опыта. Дайте название происходящему процессу. Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
Контрольные задания
1.Электронное строение атомов элементов триады железа.
2.Способы получения железа, кобальта и никеля.
3.Свойства простых веществ элементов триады железа.
4.Основные соединения железа, кобальта и никеля, их свойства и применение.
5.Комплексообразующие свойства железа, кобальта и
никеля.
46
ПРИЛОЖЕНИЕ
Константа нестойкости комплексных ионов
Таблица 1
Комплексный ион |
Кн |
[Ag(NH3)2]+ |
9,3∙10-8 |
[Ag(SO3)2]3- |
4,5∙10-8 |
[Ag(S2O3)2]3- |
3,5∙10-14 |
[AgCl2] – |
1,76∙10-5 |
[AgBr2] - |
7,8∙10-8 |
[AgI2] - |
1,4∙10-14 |
[Ag(CN)2] – |
1,0∙10-21 |
[AlF6]3– |
1,4∙10-25 |
[Au(CN)2] – |
5,0∙10-39 |
[Cd(CN)4]2– |
7,7∙10-18 |
[CdI4]2- |
7,9∙10-7 |
[Cd(NH3)4]2+ |
2,7∙10-7 |
[Co(NH3)6]2+ |
4,1∙10-5 |
[Co(CNS)6]2- |
5,5∙10-3 |
[Co(CNS)6]3- |
1,0∙10-44 |
[Cu(CN)2]+ |
1,0∙10-24 |
[Cu(CN)4]3+ |
5,1∙10-31 |
[Cu(NH3)4]2+ |
9,3∙10-13 |
[Hg(СN)4]2- |
1,0∙10-41 |
[Hg(NH3)4]2+ |
1,0∙10-19 |
[Fe(CN)6]4- |
1,0∙10-24 |
[Fe(CN)6]3- |
1,0∙10-31 |
[Fe(SCN)6]4- |
1,0∙10-37 |
[Ni(NH3)6]2+ |
1,86∙10-9 |
[Ni(CN)6]2- |
1,0∙10-23 |
[Zn(CN)4]2- |
1,0∙10-16 |
[Zn(CNS)4]2- |
5,0∙10-2 |
[Zn(NH3)4]2+ |
3,46∙10-10 |
[Zn(OH)4]2- |
7,1∙10-16 |
47
Произведение растворимости некоторых малорастворимых электролитов
|
|
|
|
|
|
|
|
Таблица 2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Электролит |
|
ПР |
|
Электролит |
|
ПР |
||
|
Ag2CO3 |
|
5,0.10-12 |
|
|
СuS |
|
6,0.10-36 |
|
|
AgCl |
|
1,8.10-10 |
|
|
Cu(CNS)2 |
|
4,8.10-18 |
|
|
Ag2SO4 |
|
2,0.10-5 |
|
K3[Co(NO2)6] |
|
4,3.10-10 |
|
|
|
Ag2S |
|
6,0.10-50 |
|
|
MgNH4PO4 |
|
2,5.10-13 |
|
|
Ag2CrO4 |
|
4,0.10-12 |
|
|
MnS |
|
1,0.10–13 |
|
|
BaC2O4 |
|
1,2.10-7 |
|
|
HgS |
|
1 10-54 |
|
|
BaCrO4 |
|
1,6.10-10 |
|
|
NiS |
|
3,2.10-19 |
|
|
BaCO3 |
|
4,0.10-10 |
|
|
FeS |
|
5,0.10-18 |
|
|
Ba3(PO4)2 |
|
3,4∙10–23 |
|
|
PbCl2 |
|
2,0.10-5 |
|
|
Bi2S3 |
|
1,0.10-97 |
|
|
PbCrO4 |
|
1,8.10-14 |
|
|
CaSO4 ∙2H2O |
|
1,0.10-5 |
|
|
PbS |
|
1,0.10-27 |
|
|
СаС2О4∙H2O |
|
2,0.10-9 |
|
|
PbSO4 |
|
1,6.10-8 |
|
|
Сd2[Fe(CN)6] |
|
4,2.10-18 |
|
|
PbI2 |
|
8,0.10-9 |
|
|
СdS |
|
7,9·10-27 |
|
|
ZnS |
|
1,6 10-23 |
|
|
Cu2[Fe(CN)6] |
|
1,3.10-16 |
|
Zn2[Fe(CN)6] |
|
2,1.10-16 |
|
|
|
Константы диссоциации кислот |
Таблица 3 |
|||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
||||
Название кислоты |
Формула |
|
|
Ккисл. |
рК = – lg K |
||||
Азотистая |
HNO2 |
|
|
4·10-4 |
|
3,40 |
|
||
Перекись водорода |
H2O2 |
|
|
2,4·10-12 |
|
11,62 |
|
||
Цианистоводородная |
HCN |
|
|
7,2·10-12 |
|
9,14 |
|
||
Муравьиная |
HCOOH |
|
|
1,77·10-4 |
|
3,75 |
|
||
Сернистая |
H2SO3 |
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
К1 |
|
|
1,30·10-2 |
|
1,89 |
|
|
|
|
К2 |
|
|
5·10-6 |
|
5,30 |
|
Сероводородная |
H2S |
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
К1 |
|
|
5,7·10-8 |
|
7,24 |
|
|
|
|
К2 |
|
|
1,2·10-15 |
|
14,92 |
|
Угольная |
H2CO3 |
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
К1 |
|
|
4,31·10-7 |
|
6,37 |
|
|
|
|
К2 |
|
|
5,61·10-11 |
|
10,25 |
|
Фосфорная (орто) |
H3PO4 |
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
К1 |
|
|
7,51·10-3 |
|
2,12 |
|
|
|
|
К2 |
|
|
6,23·10-8 |
|
7,21 |
|
|
|
|
К3 |
|
|
2,2·10-13 |
|
12,67 |
|
48
Константа диссоциации оснований
|
|
|
Таблица 4 |
|
|
|
|
|
|
Название |
Формула |
Коcн |
рК = – lg K |
|
основания |
|
|
|
|
аммония |
NH4OH |
1,8·10-5 |
4,74 |
|
алюминия |
Al(OH)3 |
|
|
|
|
К1 |
7,4·10-9 |
8,13 |
|
|
К2 |
2,1·10-9 |
8,68 |
|
|
К3 |
1,05·10-9 |
8,98 |
|
бериллия |
Be(OH)2 |
|
|
|
|
К1 |
3,2·10-7 |
6,49 |
|
|
К2 |
5,0·10-9 |
8,30 |
|
железа (II) |
Fe(OH)2 |
|
|
|
|
К1 |
1,2·10-2 |
1,92 |
|
|
К2 |
5,5·10-8 |
7,26 |
|
железа (III) |
Fe(OH)3 |
|
|
|
|
К1 |
4,8·10-11 |
10,32 |
|
|
К2 |
1,8·10-11 |
10,74 |
|
|
К3 |
1,5·10-12 |
11,82 |
|
кадмия |
Cd(OH)2 |
|
|
|
|
K2 |
5·10-3 |
|
|
кобальта (II) |
Co(OH)2 |
|
|
|
|
К1 |
7,9·10-5 |
4,10 |
|
|
К2 |
7,8·10-6 |
11,11 |
|
свинца (II) |
Pb(OH)2 |
|
|
|
|
К1 |
5,0·10-4 |
3,30 |
|
|
К2 |
1,4·10-8 |
7,85 |
|
цинка |
Zn(OH)2 |
|
|
|
|
К1 |
1,3·10-5 |
4,89 |
|
|
К2 |
4,9·10-7 |
6,31 |
|
Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода
|
|
|
|
Таблица 5 |
|
|
|
|
|
|
|
Среда |
|
Н2О2 |
|
Н2О2 |
|
|
окислитель |
восстановитель |
|
||
Кислая |
Н2О2 + 2Н+ + 2ē |
2Н2О |
Н2О2 – 2ē О2 + 2Н+ |
|
|
Щелочная |
Н2О2 |
+ 2ē 2ОН- |
Н2О2 +2ОН–2ē О2 + 2Н2О |
|
|
Нейтральная |
Н2О2 |
+ 2ē |
2ОН- |
Н2О2 – 2ē О2 + 2Н+ |
|
49
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
Ахметов, Н. С. Общая и неорганическая химия[Текст]: учеб. для студентов химико-технологич. Спец. Вузов / Н. С. Ах-
метов. - М. : Высш. Шк., 2009. – 743 с.
Гельфман, М. И. Неорганическая химия [Текст] / М. И. Гельфман, В. П. Юстратов. – Изд 2-е. – СПб. 2009. – 528 с. (http://e.lanbook.com/books/element.php?pl1_cid=25&pl1_id=4032)
Калюкова, Е. Н. Свойства металлов и их соединений [Текст]: учеб. пособие / Е. Н. Калюкова. – Ульяновск : УлГТУ, 2009. – 156 с.
Логинова, И. Я. Лабораторные работы по химии [Текст]: учебное пособие / И. Я. Логинова. Н. П. Храмеева. – М.: Изд-во Рос. Экон. Универ., 2011. – 44 с.
Практикум по общей и неорганической химии[Текст] / Н. Н. Павлов, В. И. Фролов, Т. М. Курохтина, З. Н. Дымова [и др.] –
М.: Дрофа, 2002. – 304 с.
Свердлова, Н. Д. Общая и неорганическая химия: экспериментальные задачи и упражнения [Текст] / Н. Д. Свердлова.- СПб.: Изд-во Лань, 2013.- 352 с.
(http://e.lanbook.com/books/element.php?pl1_cid=25&pl1_id=13007)
Юстратов, В.П. Лабораторный практикум по неорганической химии [Текст] / В. П. Юстратов, Л. А. Сенчурова, И. В. Проскунов. – Кемерово: Изд-во: КемТИПП., 2007. – 106 с.
(http://e.lanbook.com/books/element.php?pl1_cid=25&pl1_id=4608)
50