- •Міністерство освіти і науки, молоді та спорту україни
- •Київ нухт 2012
- •Основні правила роботи у хімічній лабораторії та техніка безпеки
- •Лабораторна робота №1 Основні класи неорганічних сполук
- •Лабораторна робота №2 Атомно-молекулярне вчення
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Лабораторна робота № 3 Теплові ефекти хімічних реакцій
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Лабораторна робота № 4 Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага.
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Лабораторна робота № 5
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Лабораторна робота №6 Розчини електролітів. Гідроліз солей
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Лабораторна робота №7
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Лабораторна робота №8 Електрохімічні процеси
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Лабораторна робота № 9 Координаційні сполуки
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Лабораторна робота №10 Властивості елементів VII –а групи та їх сполук
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Властивості Мангану, Ренію та їхніх сполук
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Лабораторна робота 11 Властивості елементів VI-а груп та їхніх сполук
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Властивості елементів VI-в групи та їхніх властивостей
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Лабораторна робота 12 Властивості елементів V-а групи та їхні властивості
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Лабораторна робота № 13 Властивості елементів IV I III груп
- •Властивості елементів IV групи
- •Властивості елементів ііі групи
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Лабораторна робота № 14 Властивості елементів II групи
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Лабораторна робота № 15 Властивості елементів і групи
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Лабораторна робота № 16 Елементи підгрупи Феруму
- •Завдання та запитання для самопідготовки
- •Рекомендована література
Завдання та запитання для самопідготовки
Написати електронні формули атомів Сульфуру, Селену, Телуру.
Як пояснити зміну потенціалів іонізації та спорідненості до електрона у ряду елементів S, Se, Te, Po?
У якому ступені окиснення Сульфур може бути. а) тільки окисником, б) тільки відновником? Записати відповідні електронні формули. Навести приклади реакцій.
У якому ступені окиснення Сульфур може бути окисником і відновником? Навести приклади відповідних реакцій.
Навести формули кислот Сульфуру з одним атомом Сульфуру. Як отримують їх та їхні солі? Які характерні кислотно-основні і окисно-відновні властивості вони мають (приклади рівнянь). Особливості поведінки сульфатної кислоти різної концентрації.
Навести формули кислот Сульфуру з двома або більше атомами Сульфуру. Як їх отримують або їхні солі? Навести графічні формули цих кислот та описати їх стійкість, кислотно-основні та окисно-відновні властивості (на прикладі реакцій) . Де використовують дітіоніти, тіосульфати, полісульфіди?
Сполуки Сульфуру, Селену, Телуру з Гідрогеном їх отримання та властивості.
Оксиди Селену та Телуру, отримання, властивості. Кислоти Селену та Телуру: отримання, особливості поведінки.
Пероксидні кислоти Сульфуру: отримання, властивості , солі. Записати графічні формули кислот.
Закінчити рівняння реакцій:
Na2S2O4+O2+H2O→ H2SO3 + H2S →
Na2S4O6+(NH4)2S2O8+NaOH→ H2S2O8 + H2O →
Zn + SO2 →(H2O) → SeO2 +SO2 →
H2SO4 +H2O2(конц)→ Na2SO3+S→
TeO2 +CI2 +NaOH→ Na2SO3 +K2Cr2O7 + H2SO4 →
K2S3 + HCl → Na2S2O3 + J2 →
H2S +O2 → Na2S2O3 + Cl2 +H2O →
Na2S + KMnO4 + H2O→ Au + H2SeO4→
H2S + J2 → H2SeO4 +HJ →
Na2S + SiS2 → (NH4)2S2O8 + Cr2O3 + KOH→
FeS + HNO3 → Se + HNO3(конц) →
FeS2 +O2 → S + KOH(конц) →
SO2 + H2S→ Mg + H2SO4(конц) →
Na2SO3 + Cl2 + H2O→ Fe + H2SO4(конц) →
Властивості елементів VI-в групи та їхніх властивостей
Мета роботи: Ознайомитись з властивостями Хрому, Молібдену, Вольфраму та їхніх оксиді, гідроксидів, найважливіших солей різних умовах. Визначити сфери використання цих елементів та їхніх сполук в технологічних та біохімічних системах.
Дослід 1. Взаємодія Хрому з кислотами.
У дві пробірки внести по кусочку Хрому або ферохрому. В першу пробірку добавити HCl, у другу – HNO3. Простежити виділення газу (якого?) у першій пробірці і появу там розчину синього кольору, характерного для іона Cr2+ . Чи пройде реакція у другій пробірці? Злити азотну кислоту, промити метал дистильованою водою і добавити в пробірку концентровану HCl. Чи відбудеться реакція в цьому випадку? Як діє концентрована HNO3 на Хром?
Дослід 2. Добування і властивості Хром (III) оксиду.
Добути у двох пробірках Хрому (III) гідроксид взаємодією солі хрому (III) з 2 н розчином лугу. Луг добавляти по краплинах до появи брудно зеленого осаду хром (III) гідроксиду. Дослідити відношення хром (III) гідроксиду до кислоти і лугу. Для цього до Cr(OH)2, добутого в першій пробірці, добавити кілька краплин 2 н розчину HCl, а до осаду Cr(OH)3, який міститься у другій пробірці , добавити 2 н розчин лугу до розчинення осаду. Пояснити ці властивості Cr(OH)3 і написати відповідні рівняння реакцій.
Дослід 3. Окиснення сполук Хрому (III).
У пробірку внести 5-10 крапель розчину Хрому (III) на папірець універсального індикатора. Для цього на стрічку папірця нанести кілька краплин розчину сульфату хрому і зафіксувати зміну кольору. За цією зміною кольору визначити по шкалі pH розчину. Виходячи із pH розчину написати рівняння реакцій гідролізу в іонній і молекулярній формах.
Дослід 4. Перехід хромату в біхромат і навпаки.
До розчину дихромату калію (5-10 краплин) додати по краплях розчин лугу до зміни кольору із жовтогарячого на жовтий, а потім до цього розчину добавляти по краплинах 2 н розчин H2SO4 до зміни кольору із жовтого знову на жовтогарячий. Записати відповідні рівняння реакцій. Як зміщується ріновага Cr2O72- + H2O 2 CrO42- + 2H+, якщо добавляти : а) луг; б) кислоту?
Дослід 5. Добування малорозчинних хроматів.
У три пробірки з розчином калій хромату (по 5-10 краплин) добавити по 5 краплин розчинів: в першу пробірку – барій хлориду , в другу пробірку плюмбум нітрату, в третю арґентум нітрату. Відмітити колір осадів. Записати відповідні рівняння реакцій у молекулярній та іонній формах.
Дослід 6. Окисні ластивості сполук Хрому (VI).
У дві пробірки налити по 4-5 крапель розчину калій дихромату і добавити кілька краплин (3-4) 2 н H2SO4 . У першу пробірку нести по краплинах H2S до помутніння, у другу – 4-5 краплин розчину калій йодиду. У обох пробірках зміниться колір. Пояснити зміни, які відбулися в пробірках, і написати відповідні рівняння реакцій.
Дослід 7. Добування і властивості молібденової кислоти.
У дві пробірки налити по 4-5 крапель розчину амонію молібдату (NH4)2MoO4 І прилити туди по краплинах концентровану HCl до випадіння осаду молібденової кислоти. У одну із пробірок з осадом прилиати по краплинах луг, у другу – концентровану H2SO4 . Чи розчиняються осади? Записати рівняння реакцій: а) добування молібденової кислоти H2MoO4 ; б) взаємодії молібденової кислоти з лугом; в) взаємодії молібденової кислоти з концентрованою H2SO4 з утворенням солі молібденової кислоти MoO2SO4 . Який хімічний характер має молібдену (˅I) гідроксид?
Дослід 8. Добування гетерополісполук молібдену (VI).
До 0,5 н розчину амонію молібдату (5-6 краплин) добавити 2-3 краплини концентрованої HNO3 і 2-3 краплини розчину натрію гідрофосфату. Суміш трохи підігрівати на пальнику до появи жовтого осаду. Утворюється (NH4)3 |P(Mo3O10)| . Рівняння реакції буде
12 (NH4)2MoO4 + Na2HPO4 + 23 HNO3 = (NH4)3 |P(Mo3O10)| + 2 NaNO3 + 21 NH4NO3 + 12 H2O
Дослід 9. Відновлення молібдату амонію.
У пробірку внести 3-4 краплини 0, 5 н розчину молібдату амонію, підкислити 2-3 краплини HCl і добавити по краплинах 0,5 н розчин хлориду олова (II) до зміни кольору. Утворюється так звана молібденова синька- суміш сполук Mo(˅I), Mo(˅) , а також інших низьких ступенів окиснення молібдену.