Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химические основы производства. Лабораторный практикум
.pdf
Напишите уравнения реакций, подобрав коэффициенты методом
электронного баланса. Составьте электронную формулу атома серы в той степени окисления, в которой она может проявлять и
окислительные, и восстановительные свойства.
Опыт 4. Реакция диспропорционирования сульфита натрия
1. В две сухие пробирки поместите по 2–3 кристаллика сульфита
натрия.
2. Одну пробирку оставьте в качестве контрольной. Вторую нагрейте
в течение 5–6 мин над пламенем спиртовки. Дайте пробирке остыть.
3. В каждую пробирку внесите 5–6 капель дистиллированной во-
ды и размешайте содержимое встряхиванием до растворения солей.
4. Добавьте в каждую пробирку 2–3 капли раствора сульфата меди (II).
Отметьте, в какой пробирке выпадает осадок черного сульфида меди (II).
Опишите наблюдения. Напишите уравнения реакций. Приведите
примеры веществ (не менее двух), способных вступать в реакцию
диспропорционирования.
Опыт 5. Разложение дихромата аммония
1. В фарфоровую чашку или тигель поместите несколько микро-
шпателей кристаллического дихромата аммония (NH
4)2Cr2O7
.
2. Внесите в дихромат горящую спичку. Через несколько секунд
наблюдайте разложение соли с образованием оксида хрома (III) и
выделением азота и паров воды.
Составьте уравнение реакции. К какому типу окислительновосстановительных реакций относится данный процесс.
Опыт 6. Влияние рН среды на характер восстановления
перманганата калия
1. В три пробирки внесите по две капли раствора перманганата калия.
2. В первую пробирку добавьте 5–6 капель серной кислоты, во
вторую столько же воды, в третью – столько же раствора щелочи.
3. Во все три пробирки внесите по два микрошпателя кристалли-
ческого нитрита калия и перемешайте до растворения этой соли. Отметьте изменение окраски раствора во всех пробирках. Следует
иметь в виду, что в растворе ион Мn
2–
MnO
имеет зеленую окраску, а MnO2 является труднорастворимым
4
2+
бесцветен, манганат-ион
бурым осадком.
Опишите наблюдения. Составьте уравнения реакций, подобрав
коэффициенты методом электронно-ионного баланса. Определите,
31
в какой среде перманганат калия обладает максимальной окислительной способностью. Как среда влияет на продукты взаимодействия KMnO
с Na2SO3?
4
Опыт 7. Взаимодействие пероксида водорода с иодидом калия
1. Внесите в пробирку 5–6 капель раствора иодида калия и 2–3 ка-
пли серной кислоты.
2. Добавьте к содержимому 1–2 капли пероксида водорода и на-
блюдайте изменение окраски вследствие выделения йода.
Опишите наблюдения. Напишите уравнение реакции, подобрав
коэффициенты методом электронно-ионного баланса. Определите
элемент-окислитель в этой реакции.
4.5. Обработка результатов эксперимента
1. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций
с использованием метода электронного баланса или электронно-
ионного метода.
2. Напишите уравнения обменных реакций в молекулярной, ион-
ной и сокращенной ионной формах.
3. Отметьте цвет исходных растворов и образовавшихся продук-
тов, а также выделение газов и выпадение осадков.
Контрольные вопросы
1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
2. Какие типы окислительно-восстановительных реакций сущест-
вуют? Приведите примеры.
3. Какую роль играют окислители и восстановители в ОВР? Приве-
дите примеры типичных окислителей, типичных восстановителей и веществ с двойственной окислительно-восстановительной природой.
4. Укажите, какие из веществ, с которыми вы встретились в данной работе, могут являться: а) только окислителями; б) только восстановителями; в) и окислителями, и восстановителями.
5. Какие факторы влияют на протекание окислительновосстановительных реакций,
6. Закончите уравнения реакций, используя метод электронного
баланса или электронно-ионный метод:
a) PbO
б) Cr(OH)
в) Na
32
+ NaNO2 + H2SO4 → PbSO4 + NaNO3 + H2O;
2
+ Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O;
3
6V10O28
+ KI + HCl → VOCl2 + I2 + NaCl + KCl + H2O.
ХИМИЯ МЕТАЛЛОВ
Лабораторная работа 5
СВОЙСТВА ПЕРЕХОДНЫХ МЕТАЛЛОВ
5.1. Цель работы
Ознакомиться с химическими свойствами переходных металлов
на примере металлов cемейства железа, марганца и хрома.
5.2. Теоретическое введение
Железо, кобальт и никель, составляющие семейство железа, явля-
ются d-элементами 4-го периода VIII B подгруппы Периодической
системы. Их атомы имеют по два 4s-электрона и соответственно 6, 7
и 8 электронов на 3d-подуровне. Увеличение числа электронов на
d-подуровне от железа к никелю приводит к повышению стабильности этого подуровня и к уменьшению устойчивости соединений в
высшей степени окисления. Так, для железа характерными являются
степени окисления +II и +III (+III наиболее устойчива). Также есть
соединения, в которых железо проявляет степень окисления +VI.
Однако эти соединения неустойчивы. У никеля наиболее устойчивы
соединения в степени окисления +II и неустойчивы – в степени окисления +III. Для кобальта степень окислении +II характерна для простых соединений и +III – для комплексных соединений.
Разбавленные соляная и серная кислоты растворяют металлы семейства железа, переводя их в двухзарядные катионы. При нагревании концентрированная серная кислота окисляет железо до Fe (III).
Азотная кислота (разбавленная и концентрированная) растворяет железо, переводя его в степень окисления +III. Очень концентрированные азотная (плотностью 1,4 г/см
кислоты на холоду пассивируют железо, кобальт и никель (в этом
случае они перестают растворяться в кислотах).
Восстановительные свойства соединений металлов семейства железа усиливаются по направлению от никеля (II) к железу (II), а
окислительные свойства в степени окисления (III) усиливаются в обратном направлении. Соли железа (II) легко окисляются на воздухе
3
) и серная (плотностью 1,84 г/см3)
33
до солей железа (III), поэтому во всех опытах по изучению свойств
железа (II) пользуются свежеприготовленным раствором более устойчивой соли Мора – FeSO
·(NH4)2SO4·6H2O. Соль Мора практиче-
4
ски полностью диссоциирует в воде на все составляющие ее ионы,
поэтому в уравнениях реакций вместо формулы соли Мора можно
пользоваться формулой сульфата железа (II).
Марганец – элемент VII B группы, имеет электронную конфигура-
цию валентного уровня 3d
54s2
. Наиболее устойчивые степени окис-
ления марганца в его соединениях: +II, +IV, +VI и +VII.
Марганец стоит в ряду напряжения до водорода, поэтому довольно активно реагирует с разбавленными кислотами с образованием
солей марганца (II), а в порошкообразном виде при нагревании разлагает воду. Гидроксид марганца (II) проявляет основные свойства,
т.е. растворяется только в кислотах. Соединения марганца (II) по отношению к окислителям проявляют свойства восстановителя.
Важнейшее соединение марганца (IV) – диоксид марганца (MnO
2
) –
осадок бурого цвета. В ОВР может быть и окислителем, и восстановителем, так же как и соединения марганца (VI) – манганаты, которые устойчивы только в сильнощелочной среде.
Соли марганца (VII) – перманганаты – являются одними из самых
сильных окислителей. В зависимости от рН среды перманганат-ион
восстанавливается до Mn
2+
, MnO2 или MnO
2–
.
4
Хром расположен в 4-м периоде VI B подгруппы Периодической
системы. Электронная конфигурация последних подуровней атома
хрома 3d
5
4s1. В соединениях проявляет степени окисления +II, + III,
+VI. Наиболее устойчивая степень окисления +III.
Металлический хром растворяется в разбавленных соляной и серной кислотах. В концентрированной серной и азотной кислотах хром
из-за пассивирования его поверхности не растворяется. Последнее
его свойство широко используется при получении защитных покрытий и коррозионностойких сталей.
Cоединения хрома (II) легко окисляются кислородом воздуха до
соединений хрома (III), проявляя восстановительные свойства.
Гидроксид хрома (III) амфотерен и легко растворяется в кислотах
и щелочах, при этом в кислотных средах образуются растворы синезеленого цвета, содержащие ион Cr
плексы [Cr(OH)
]3–, окрашенные в ярко-зеленый цвет.
6
3+
, а в щелочных – гидроксоком-
Соединения хрома (VI) в растворах могут существовать в виде
специфических изополисоединений, простейшими представителями
которых являются дихромат-ион Cr
2–
и хромат-ион CrO
2O7
2–
, причем
4
34
дихромат-ионы более устойчивы в кислотной среде, хромат-ионы – в
щелочной. Соединения хрома (VI) проявляют сильные окислительные свойства, восстанавливаясь до Cr
(III) как в кислотной, так и в
щелочной средах.
5.3. Приборы и реактивы
Лакмусовая бумажка (синяя). Спиртовка. Твердые вещества:
соль Мора. сульфит натрия. Растворы: едкого натра (2 М), серной
кислоты (1 М), хлорида железа (III) (0,17 М), сульфата кобальта (II)
(0,25 М), пероксида водорода (3%-ный и 10%-ный), сульфата никеля
(II) (0,25 М), иодида калия (0,5 М), сульфата марганца (0,25 М), пер-
манганата калия (0,5 М), сульфата хрома (III) (0,1 М), дихромата калия (0,25 М), сульфида натрия (0,25 М), соляной кислоты (плотностью 1,19 г/см
3
), бромная вода.
5.4. Порядок проведения работы.
Указания по технике безопасности
Опыт 1. Гидроксиды железа (II) и (III) и их свойства
1. Приготовьте в пробирке раствор соли Мора. Прилейте раствор
щелочи до выпадения зеленоватого осадка гидроксида железа (II).
Подержите пробирку с осадком на воздухе в течение 2–3 мин, периодически ее встряхивая. Наблюдайте побурение осадка вследствие
окисления гидроксида железа (II) до гидроксида железа (III) кислородом воздуха.
Составьте соответствующее уравнение реакции. Какими окислительно-восcтановительными свойствами обладает гидроксид
железа (II)?
2. В две пробирки внесите по 5–6 капель раствора хлорида железа
(III) и добавьте по 3–4 капли раствора щелочи. Испытайте раствори-
мость осадка в кислоте и щелочи, для чего в одну пробирку добавьте
разбавленной серной кислоты, а в другую – раствор едкого натра.
Составьте уравнения реакций. Сделайте вывод, какими кислотно-основными свойствами обладает гидроксид железа (III).
Опыт 2. Гидроксиды кобальта (II) и никеля (II) и их свойства
1. В две пробирки поместите по 2–3 капли 0,25 M раствора сульфата (или хлорида) кобальта (II) и добавьте по каплям раствор щелочи до появления вначале синего осадка основной соли, переходящего
затем в розовый осадок гидроксида кобальта (II). Осадок в одной
35
пробирке тщательно размешайте путем встряхивания, а в другую
пробирку прибавьте 2–3 капли раствора пероксида водорода (Н
2О2
3%-ный).
Составьте уравнения реакций. Сопоставьте наблюдения с ре-
зультатами опыта 1.
2. В три пробирки поместите по 2–3 капли раствора сульфата никеля (II) и добавьте по каплям раствор щелочи до выпадения осадка
гидроксида никеля (II). В первой пробирке осадок тщательно размешайте путем встряхивания, во вторую добавьте 2–3 капли раствора
пероксида водорода (Н
, 3%-ный), в третью – одну каплю бромной
2О2
воды.
Составьте уравнения реакций. Сопоставьте наблюдения с результатами опыта 1 (пп. 1 и 2) и сделайте вывод, какой из этих
гидроксидов обладает более сильными восстановительными свойствами.
Опыт 3. Окислительные свойства соединений железа (III)
В пробирку с 3–4 каплями раствора хлорида железа (III) добавьте
1–2 капли раствора иодида калия.
Опишите наблюдения. Какое вещество определяет окраску полученного раствора? Составьте уравнение реакции.
Опыт 4. Гидроксид марганца (II) и его свойства
1. В две пробирки внесите по 3–4 капли раствора сульфата марганца и по 2–3 капли раствора щелочи. Отметьте цвет полученного
осадка гидроксида марганца (II).
2. В первой пробирке размешайте осадок встряхиванием пробирки
и наблюдайте его побурение вследствие образования гидроксида
марганца (IV).
3. Во вторую пробирку с осадком гидроксида марганца (II) добавьте 2–3 капли раствора серной кислоты до растворения осадка.
Опишите наблюдения. Составьте уравнения реакций.
,
Опыт 5. Окислительные свойства соединений марганца (VII)
1. В три пробирки внесите по 3–4 капли раствора перманганата
калия. В первую пробирку добавьте 2 капли раствора серной кислоты, во вторую – столько же воды, в третью – раствора щелочи. Во все
три пробирки прибавьте по одному микрошпателю кристаллического
сульфита натрия.
36
Ставьте уравнения реакций, подобрав коэффициенты методом
электронно-ионного баланса. Отметьте различное изменение первоначальной окраски раствора перманганата в каждом случае.
2. Внесите в пробирку 3–4 капли раствора перманганата калия и
столько же раствора сульфата марганца. Отметьте исчезновение
фиолетовой окраски и образование бурого осадка диоксида марганца. Опустите в пробирку синюю лакмусовую бумажку.
Какой цвет приобретает лакмусовая бумажка? Какая среда в
полученном растворе? Напишите уравнение реакции, подобрав коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
3. В пробирку внесите 3–5 капель раствора перманганата калия и
2–3 капли раствора серной кислоты. Добавьте 3–4 капли раствора
пероксида водорода (10%-ный раствор).
Какой газ выделяется в результате этой реакции? Составьте
уравнение реакции.
Опыт 6. Гидроксид хрома (III) и его свойства. Восстанови-
тельные свойства солей хрома (III)
1. В две пробирки влейте 2–3 капли раствора соли хрома (III) и по
две капли раствора щелочи. Испытайте отношение полученног
о
осадка к кислоте и к избытку щелочи, для чего добавьте в одну пробирку по каплям раствор серной кислоты, а в другую – раствор щелочи до растворения осадка.
Отметьте цвет растворов в первой и во второй пробирках. Составьте уравнения реакций. Сделайте вывод, какими кислотноосновными свойствами обладает гидроксид хрома (III)?
2. К раствору во второй пробирке добавьте еще 1–2 капли щелочи
и 3–5 капель раствора пероксида водорода. Нагрейте смесь над пламенем спиртовки до перехода зеленой окраски в желтую, что указывает на образование в растворе хромат-иона (CrO
2–
) .
4
Опишите наблюдения. Составьте уравнение реакции.
Опыт 7. Окислительные свойства дихроматов
1. В раствор дихромата калия (4–5 капель), подкисленного раствором
серной кислоты (2–3 капли), внесите по каплям раствор сульфида натрия (Тяга!) до изменения окраски раствора и его помутнения.
Опишите наблюдения. Составьте уравнение реакции.
2. К раствору дихромата калия (2–3 капли) прибавьте 10–12 капель концентрированной соляной кислоты (Тяга!). Смесь нагрейте
над пламенем спиртовки до перехода оранжевой окраски в зеленую.
Какой газ при этом выделяется? Составьте уравнение реакции.
37
5.5. Обработка результатов эксперимента
Уравнения обменных реакции составьте в молекулярном, ионном и
сокращенном ионном виде. Уравнения окислительно-восстановительных реакций составьте, используя для уравнивания метод электронного
баланса или метод электронно-ионного баланса. Во всех проведенных
реакциях отметьте цвета исходных растворов и образовавшихся продуктов, а также выделение газов и выпадение осадков.
Контрольные вопросы
1. Как взаимодействует железо с концентрированной и разбавленной серной кислотой? Составьте соответствующие уравнения реакций. Чем объяснить, что в образующихся при этом солях железо находится в различной степени окисления?
2. Какой из гидроксидов металлов семейства железа является наиболее сильным окислителем? Составьте уравнение соответствующей
реакции.
3. Составьте уравнение реакции диспропорционирования манганата натрия в водном растворе и укажите, в какой среде устойчив
манганат.
4. Какие окислительно-восстановительные свойства проявляет
диоксид марганца при взаимодействии с концентрированной соляной
кислотой? Составьте соответствующее уравнение реакции.
5. Укажите, какие ионы существуют в водных растворах солей
хрома (III) и хрома (VI): а) при рН < 7; б) при рН > 7.
6. Как хромат калия превратить в дихромат и н
те молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций.
аоборот? Напиши-
38
Лабораторная работа 6
СВОЙСТВА ЖЕЛЕЗА И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ
6.1. Цель работы
Изучение взаимодействия железа с кислотами, получение и свойства гидроксидов железа (II) и железа (III), изучение окислительновосстановительных свойств соединений железа. Проведение качественных реакций по идентификации ионов железа в степенях окисления +II и +III.
6.2. Теоретическое введение
Железо относится к VIII B подгруппе Периодической системы и
имеет электронную конфигурацию валентного уровня 3d
6
4s2. В сво-
их соединениях железо проявляет степени окисления +II, +III, +VI.
Железо растворяется в разбавленных кислотах с выделением водорода (кроме HNO
ная кислота окисляет железо до иона Fe
ванная азотная кислота (плотностью 1,4 г/см
) и образованием иона Fe2+. Разбавленная азот-
3
3+
. Холодная концентриро-
3
) железо пассивирует (в
этом случае оно перестает растворяться).
При нагревании концентрированная азотная кислота взаимодействует с железом с образованием солей железа (III). Продуктами восстановления азотной кислоты железом является смесь газов, состоящая из азота и его оксидов. В уравнении химической реакции, как
правило, записывается тот продукт, который образуется в наибольшем количестве (для разбавленной HNO
центрированной – NO
Холодная концентрированная серная кислота (плотностью 1,84
3
г/см
) железо пассивирует. При нагревании окисляет до иона Fe3+ с
).
2
это обычно NO, для кон-
3
выделением газообразного диоксида серы.
С растворами щелочей железо не реагирует.
Оксиды и гидроксиды железа в степенях окисления +II и +III проявляют основные свойства.
Соли железа (II) легко окисляются на воздухе до солей железа
(III), поэтому во всех опытах по изучению свойств железа (II) пользуются свежеприготовленным раствором более устойчивой соли Мора FeSO
·(NH4)2SO4·6H2O. Соль Мора практически полностью диссо-
4
39
циирует в воде на все составляющие ее ионы, поэтому при составлении уравнений реакций вместо формулы соли Мора можно использовать формулу сульфата железа (II).
Железо образует множество как хорошо, так и плохо растворимых
солей. Например, хлориды, нитраты и сульфаты железа растворимы
в воде, а соли угольной и фосфорной кислот практически нерастворимы (см. приложение 2).
Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами. Качественной реакцией на железо (II) является реакция с красной
кровяной солью (гексацианоферрат (III) калия – K
[Fe(CN)6]), в кото-
3
рой образуется синий малорастворимый осадок – турнбулева синь.
Соединения железа (III) в реакциях с сильными восстановителями
проявляют окислительные свойства. Присутствие железа (III) может
быть определено по двум качественным реакциям: а) по реакции с
желтой кровяной солью (гексацианоферрат (II) калия – K
[Fe(CN)6]),
4
в которой образуется осадок синего цвета – берлинская лазурь, аналогичный по составу турнбулевой сини; б) по реакции образования
роданидного комплекса железа [Fe(SCN)
]3–, имеющего кроваво-
6
красную окраску.
6.3. Приборы и реактивы
Оборудование: штатив, пробирки с пипетками, микропипетки,
микрошпатели, спиртовка. Реактивы: твердые вещества: cоль Мора, Fe (порошок или стружка); растворы: соляной кислоты (2 М),
серной кислоты (1 М и плотностью 1,84 г/см
плотностью 1,4 г/см
3
), роданида калия или аммония (0,01 М) и (2 М),
едкого натра (2 М), сульфида натрия (0,5 М), гексацианоферрата (II)
калия (0,125 М), гексацианоферрата (III) калия (0,17 М), хлорида железа (III) (0,17 М), иодида калия (0,5 М).
3
), азотной кислоты (2 М и
6.4. Порядок проведения работы.
Указания по технике безопасности
Опыт 1. Качественная реакция на ион железа (II)
Приготовьте раствор соли Мора: в пробирку поместите два микрошпателя соли Мора и 5–6 капель воды, встряхните пробирку до
полного растворения соли. Добавьте несколько капель раствора гексацианоферрата (III) калия K
падает осадок турнбулевой сини KFe
Укажите цвет осадка. Составьте уравнение реакции.
40
[Fe(CN)6] (красная кровяная соль). Вы-
3
IIFeIII
(CN)6.
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]