Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химические основы производства. Лабораторный практикум
.pdf
Опыт 2. Качественные реакции на ион железа (III)
1. Поместите в пробирку 3–5 капель раствора хлорида железа (III).
Добавьте несколько капель раствора гексацианоферрата (II) калия
[Fe(CN)6] (желтая кровяная соль). Выпадает осадок берлинской
K
4
лазури, идентичный по составу с турнбулевой синью.
Укажите цвет осадка. Составьте уравнение реакции.
2. Поместите в пробирку 3–5 капель раствора хлорида железа (III).
Добавьте одну каплю 0,01 М раствора роданида калия (или аммония). Первоначальный цвет раствора приобретает ярко-красную окраску, характерную для роданидного комплекса железа (III). Проделав такой же опыт с раствором соли Мора, убедитесь в том, что ион
2+
подобный цвет реакции не дает.
Fe
Напишите полное и сокращенное ионное уравнения реакции.
Укажите, какой ион окрашивает раствор в кроваво-красный цвет.
Опыт 3. Взаимодействие железа с кислотами
1. В три пробирки внесите по 5–7 капель растворов кислот: в первую – серной (1 М), во вторую – соляной (2 М), в третью – азотной (2
М). В четвертую пробирку поместите 5–7 капель концентрированной
серной кислоты. В каждую из пробирок поместите немного железного порошка или кусочки железной стружки. Пробирку с концентрированной серной кислотой осторожно нагрейте (Тяга!).
После окончания реакции в кажд
ую пробирку прибавьте по одной
капле 0,01 М раствора роданида калия (или аммония).
По цвету растворов определите, в каких пробирках присутству-
ют ионы Fe
3+
. Составьте соответствующие уравнения реакций.
Результаты занесите в таблицу.
Взаимодействие железа с кислотами
Наблюдения
Кислота
H2SO4(1 M)
HCl(2 M)
HNO3(2 M)
H2SO
4(конц)
добавили Fe,
цвет раствора
добавили KSCN,
цвет раствора
Уравнения
реакций
Опыт 4. 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, периодиче-
41
ски ее встряхивая. Наблюдайте побурение осадка вследствие окисления
гидроксида железа (II) до гидроксида железа (III) кислородом воздуха.
Составьте соответствующие уравнения реакций. Какими окислительно-восстановительными свойствами обладает гидроксид железа
(II)? Сделайте вывод об устойчивости соединений железа (II) на воздухе.
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. Укажите цвет Fe(OH)
. Сделай-
3
те вывод, какими кислотно-основными свойствами обладает гидроксид железа (III).
Опыт 5. Получение и свойства сульфида железа (II)
1. В пробирку с 3–4 каплями хлорида железа (III) добавьте две ка-
пли раствора сульфида натрия (Тяга!) и наблюдайте выпадение осадка, представляющего собой смесь сульфида железа (II) и серы.
Опишите наблюдения. Составьте уравнение реакции и укажите
цвет осадка.
2. Добавьте в пробирку 5–7 капель 1 М раствора серной кислоты.
Отметьте изменение цвета осадка. Какая часть осадка растворилась? Составьте соответствующее уравнение реакции.
Опыт 6. Восстановительные свойства железа (II)
Приготовьте в двух пробирках раствор соли Мора. В одну из них
добавьте каплю концентрированной азотной кислоты, подогрейте
раствор до прекращения выделения газа (Тяга!) и дайте ему остыть.
Затем в обе пробирки добавьте по одной капле 0,01 М раствора роданида калия (или аммония).
Составьте уравнение протекающей окислительно-восстановительной реакции, подберите коэффициенты методом электронного баланса.
Составьте уравнения проверочных реакций с роданид-ионом исходного раствора соли Мора и раствора, полученного в результате
ОВР. Сделайте вывод, в какой из пробирок присутствует ион Fe
3+
.
Опыт 7. Окислительные свойства соединений железа (III)
В пробирку с 3–4 каплями раствора хлорида железа (III) добавьте
1–2 капли раствора иодида калия.
Отметьте цвет полученного раствора. Какое вещество определяет его окраску. Составьте уравнение реакции?
42
6.5. Обработка результатов эксперимента
См. лабораторную работу 5.
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 восстановителем? Составьте уравнение соответствующей реакции.
3. Почему при взаимодействии растворов соли железа (III) и
сульфида натрия не выпадает осадок сульфида железа (III)? Ответ
подтвердите составлением уравнения реакции.
4. Напишите формулу соли Мора и уравнение диссоциации ее в
водном растворе. Перечислите ионы, присутствующие в растворе
соли Мора?
5. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства Fe(ОН)
6. Напишите уравнения качественных реакций, с помощью которых
можно доказать присутствие ионов Fe
2+
и Fe3+ в водных растворах.
.
3
43
Лабораторная работа 7
СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ МАРГАНЦА
7.1. Цель работы
Изучение кислотно-основных и окислительно-восстановительных
свойств соединений марганца в различных степенях окисления.
7.2. Теоретическое введение
Марганец – элемент VII B подгруппы, имеет электронную конфи-
гурацию валентного уровня 3d
5
4s2. Наиболее устойчивые степени
окисления 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), растворы которых бесцветны или окрашены в
бледно-розовый цвет. Из растворов солей получают нерастворимый в
воде основной гидроксид Mn(OH)
белого цвета, который при взаи-
2
модействии с кислородом воздуха сначала переходит в гидроксид
марганца (III) MnO(OH), а затем в гидроксид марганца (IV)
MnO(OH)
(или MnO2·хН2О). Гидроксид марганца (II) проявляет ос-
2
новные свойства, т.е. растворяется только в кислотах.
Соединения марганца (II) взаимодействуют с сильными окислителями как в кислой, так и в щелочной среде. В кислой среде образуется соль марганцевой кислоты HMnO
, в щелочной – гидроксид мар-
4
ганца (IV).
Важнейшее соединение марганца (IV) – диоксид марганца (MnO
2
) –
осадок бурого цвета. В окислительно-восстановительных реакциях
может быть и окислителем, и восстановителем.
Соединения марганца (VI) в водных растворах устойчивы только
в сильнощелочной среде. Соединения марганца (VI) обладают окислительными свойствами, но при действии сильных окислителей могут выступать и в роли восстановителя.
Соли марганцевой кислоты НMnO
ними из самых сильных окислителей. В зависимости от рН среды
перманганат-ион восстанавливается до Mn
, перманганаты, являются од-
4
2+
, MnO2 или MnO
2–
.
4
44
7.3. Приборы и реактивы
Оборудование: штатив, пробирки с пипетками, микропипетки,
микрошпатели, спиртовка.
Реактивы: твердые вещества: MnO
творы: едкого натра (2 М), соляной кислоты (плотностью 1,19 г/см
, Na2SO3, (NH4)2S2O8; рас-
2
3
),
серной кислоты (1 М), азотной кислоты (2 М), уксусной кислоты
(2 М), сульфата марганца (0,25 М и 0,005 М), перманганата калия
(0,1 М), манганата калия (0,1 М), пероксида водорода (10%-ный),
нитрата серебра (0,1 М).
7.4. Порядок проведения работы.
Указания по технике безопасности
Опыт 1. 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.
Составьте уравнения реакций. Охарактеризуйте кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства гидроксида
марганца (II).
Опыт 2. Окисление соли марганца (II) пероксодисульфатом
аммония
1. В пробирку до 1/3 ее объема налейте дистиллированной воды,
внесите 3–4 кристаллика пероксодисульфата аммония (NH
4)2S2O8
и
добавьте по 2–3 капли растворов азотной кислоты (среда) и нитрата
серебра (катализатор).
2. Нагрейте жидкость почти до кипения и добавьте в нее каплю
раствора сульфата марганца (0,005 М). Отметьте изменение окраски
раствора.
Составьте уравнение реакции, подобрав коэффициенты методом электронного баланса. Напишите электронную формулу ионавосстановителя.
45
Опыт 3. Окислительные свойства диоксида марганца
В пробирку поместите один микрошпатель диоксида марганца и
3–4 капли концентрированной соляной кислоты (Тяга!). По цвету и
запаху определите, какой газ выделяется. Если реакция идет недостаточно энергично, пробирку осторожно подогрейте пламенем спиртовки.
Опишите наблюдения. Составьте уравнение реакции.
Опыт 4. Окислительно-восстановительные свойства соедине-
ний марганца (VI)
1. В три пробирки внесите по 2–3 капли раствора манганата калия.
В первую пробирку добавьте одну каплю раствора уксусной кислоты
и наблюдайте смещение равновесия реакции диспропорционирования манганата калия, приводящей к резкому изменению окраски раствора и выпадению бурого осадка диоксида марганца.
2. Во вторую пробирку с раствором манганата калия добавьте
5–6 капель хлорной воды (Сl
). Наблюдайте изменение окраски рас-
2
твора.
3. В третью пробирку с раствором манганата добавьте 2–3 мик-
рошпателя кристаллического сульфита натрия и 5–6 капель дисциллированной воды. Наблюдайте обесцвечивание раствора и появление
бурого осадка диоксида марганца.
Опишите наблюдения. Составьте уравнения реакций, подберите
коэффициенты.
Опыт 5. Окислительные свойства соединений марганца (VII)
1. Взаимодействие перманганата калия с сульфитом натрия
при различных рН. В три пробирки внесите по 3–4 капли раствора
перманганата калия. В первую пробирку добавьте две капли раствора
серной кислоты, во вторую – столько же воды, в третью – раствора
щелочи. Во все три пробирки прибавьте по одному микрошпателю
кристаллического сульфита натрия.
Отметьте различное изменение первоначальной окраски раствора перманганата в каждом случае. Составьте уравнения реакций,
подобрав коэффициенты.
2. Взаимодействие перманганата калия с раствором соли мар-
ганца (II). Внесите в пробирку 3–4 капли раствора перманганата ка-
лия и столько же раствора сульфата марганца. Отметьте исчезн
овение фиолетовой окраски и образование бурого осадка диоксида марганца(II). Опустите в пробирку синюю лакмусовую бумажку.
46
Какой цвет приобретает лакмусовая бумажка? Какая среда в
полученном растворе? Составьте уравнение реакции.
3. Взаимодействие перманганата калия с пероксидом водоро-
да. 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? Опишите на-
блюдения. Составьте уравнение реакции.
7.5. Обработка результатов эксперимента
См. лабораторную работу 5.
Контрольные вопросы
1. Какие степени окисления проявляет марганец в своих соедине-
ниях?
2. Напишите формулы оксидов и гидроксидов марганца и охарак-
теризуйте их кислотно-основные свойства.
3. Как меняются окислительно-восстановительные свойства соединений марганца с увеличением степени его окисления? Приведите примеры реакций.
4. Составьте уравнение реакции диспропорционирования манганата натрия в водном растворе и укажите, в какой среде устойчив
манганат.
5. До каких степеней окисления восстанавливается марганец (VII)
в зависимости от среды (кислой, нейтральной и щелочной)? В какой
из них перманаганат-ион является наиболее сильным окислителем?
Ответ обоснуйте.
6. Какой газ выделяется при нагревании кристаллического перманганата калия? Составьте уравнение протекающей реакции.
47
Лабораторная работа 8
СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ ХРОМА
8.1. Цель работы
Изучение химических свойств соединений хрома в различных
степенях окисления.
8.2. Теоретическое введение
Хром расположен в 4-м периоде VI B подгруппы Периодической
системы. Электронная конфигурация валентных уровней атома хро-
5
ма 3d
Наиболее устойчивая степень окисления +III.
ной кислотах. В концентрированной серной и азотной кислотах
(концентрированной и разбавленной) хром из-за пассивирования поверхности не растворяется. Последнее его свойство широко используется при получении защитных покрытий и коррозионностойких
сталей.
го хрома с растворами кислот. Оксид и гидроксид хрома (II) проявляют основные свойства и растворяются только в кислотах.
Cоединения хрома (II) легко окисляются кислором воздуха до соединений хрома (III), проявляя восстановительные свойства.
и щелочах, при этом в кислотных средах образуются растворы синезеленого цвета, содержащие ион Cr
плексы [Cr(OH)
соединения хрома (III) в состояние со степенью окисления +II можно
только сильными восстановителями, а в степень окисления +VI –
только сильными окислителями.
ветствуют хромовая H
хромат-иона в дихромат-ион и обратно определяется рН раствора.
Дихромат-ион более устойчив в кислой среде (его растворы окрашены
в оранжевый цвет), хромат-ион устойчив в щелочной среде (образует
48
4s1. В соединениях проявляет степени окисления +II, +III, +VI.
Металлический хром растворяется в разбавленных соляной и сер-
Соли хрома (II) можно получить взаимодействием металлическо-
Гидроксид хрома (III) амфотерен и легко растворяется в кислотах
3+
, а в щелочных – гидроксоком-
]3–, окрашенные в ярко-зеленый цвет.
6
Степень окисления +III наиболее устойчива для хрома. Перевести
Оксид хрома (VI) обладает кислотными свойствами, и ему соот-
CrO4 и дихромовая H2Cr2O7 кислоты. Переход
2
растворы желтого цвета). Хроматы бария, свинца, серебра и некоторых других металлов являются малорастворимыми соединениями.
Соединения хрома (VI) проявляют сильные окислительные свойства,
восстанавливаясь до Cr
(III) как в кислой, так и в щелочной средах.
8.3. Приборы и реактивы
Оборудование: штатив для пробирок, пробирки с пипетками,
держатели для пробирок, спиртовка. Реактивы: растворы: сульфата
хрома (III) (0,1 М), хромата калия (0,1 М), дихромата калия (0,1 М),
серной кислоты (1 М), соляной кислоты (плотностью 1,19 г/см
3
),
гидроксида натрия ( 2 М), сульфида натрия (0,25 М), нитрата свинца
(0,25 М), нитрата серебра (0,1 М), хлорида бария (0,25 М), иодида
калия (0,5 М), пероксида водорода (3 %-ный), крахмала.
8.4. Порядок проведения работы.
Указания по технике безопасности
Опыт 1. Гидроксид хрома (III) и его свойства
1. В две пробирки влейте 2–3 капли раствора соли хрома (III) и по
2 капли раствора щелочи до выпадения осадка гидроксида хрома
(III). Отметьте цвет осадка.
2. Испытайте отношение полученного осадка к кислоте и к избыт-
ку щелочи, для чего добавьте в одну пробирку по каплям раствор
серной кислоты, а в другую – раствор щелочи до полного растворения осадка в результате образования гексагидроксохромата (III) натрия. Раствор Na
Отметьте цвет растворов в первой и во второй пробирках. Составьте уравнения реакций. Охарактеризуйте кислотно-основные
свойства гидроксида хрома (III).
[Cr(OH)6] сохраните для опыта 2.
3
Опыт 2. Восстановительные свойства солей хрома (III)
К полученному в опыте 1 раствору гексагидроксохромата (III) натрия добавьте еще 1–2 капли щелочи и 3–5 капель раствора пероксида водорода. Осторожно нагрейте смесь над пламенем спиртовки
(Тяга!) до перехода зеленой окраски в желтую, что указывает на образование в растворе хромат-иона (CrO
2-
).
4
Составьте уравнение реакции, подобрав коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
49
Опыт 3. Хроматы и дихроматы. Влияние рН среды на смеще-
ние равновесия
К раствору хромата калия (3–4 капли) прибавьте по каплям раствор серной кислоты, а к раствору дихромата калия (3–4 капли) прибавьте по каплям раствор щелочи. Наблюдайте за изменением цвета
растворов в пробирках.
Опишите наблюдения. Составьте уравнения реакций. Объясните
изменение цвета растворов при добавлении кислоты и щелочи. Какие ионы определяют окраску растворов. Составьте выражение для
константы равновесия перехода хромат-иона в дихромат-ион.
Опыт 4. Получение малорастворимых хроматов
В три пробирки с раствором хромата калия (2–3 капли) прибавьте
по 2–3 капли растворов: в первую – хлорида бария, во вторую – нитрата свинца, в третью – нитрата серебра.
Отметьте цвета осадков. Составьте уравнения реакций.
Опыт 5. Окислительные свойства дихроматов
1. Взаимодействие дихромата калия с сульфидом натрия. 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.
2. Взаимодействие дихромата калия с иодидом калия. К под-
кисленному серной кислотой раствору дихромата калия (4–5 капель)
добавьте 3–4 капли раствора иодида калия. С помощью крахмала докажите выделение свободного иода, для чего в пробирку с 5–6 каплями крахмала внесите одну каплю полученного в опыте раствора.
3. Взаимодействие дихромата калия с концентрированной со-
ляной кислотой. 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?
Во всех опытах опишите наблюдения. Составьте уравнения реакций, подобрав коэффициенты методом электронного баланса.
8.5. Обработка результатов эксперимента
См. лабораторную работу 5.
50
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]