Выполнение работы

Опыт 1. Образование и разрушение амминокомплекса серебра. Налить в пробирку 3−4 капли раствора нитрата серебра, добавить столько же раствора хлорида натрия (или хлорида калия). Отметить выпадение осадка хлорида серебра. Затем в вытяжном шкафу добавить в пробирку 3−5 капель концентрированного раствора аммиака и несколько раз встряхнуть. Что наблюдается? Подкислить раствор аммиаката серебра несколькими каплями раствора азотной кислоты. Должен образоваться осадок хлорида серебра.

Опыт 2. Получение амминокомплекса меди (II). В пробирку налить 3−5 капель раствора сульфата меди (II), затем по каплям добавить разбавленый (из штатива с реактивами) раствор аммиака до образования осадка сульфата гидроксомеди (II). После этого добавить к осадку избыток концентрированного раствора аммиака (из вытяжного шкафа) и перемешать раствор. Что наблюдается? Какую окраску имеет образующийся растворимый тетраамминокомплекс меди?

Примечание: молекулярные уравнения протекающих реакций описаны на с. 22.

Опыт 3. Получение амминокомплекса никеля. Налить в пробирку 3−4 капли раствора сульфата никеля. Добавить несколько капель разбавленного раствора аммиака, который находится в штативе с реактивами. В пробирке образуется студенистый осадок сульфата гидроксоникеля. Добавить 5 −10 капель концентрированного раствора аммиака, который находится в вытяжном шкафу, до полного растворения осадка. Обратите внимание на окраску раствора, обусловленную образованием в растворе катиона гексаамминоникеля. К полученному раствору добавить 1 мл насыщенного раствора бромида натрия (или бромида калия). Должен выпасть осадок бромида гексаамминоникеля. Какой цвет имеет полученный осадок?

Опыт 4. Получение комплексного основания кадмия. Получить в пробирке осадок гидроксида кадмия, добавляя к раствору его соли равный объем раствора едкого натра. На полученный гидроксид подействовать концентрированным раствором аммиака до полного растворения осадка.

Написать уравнения реакций получения гидроксида тетраамминкадмия и его электролитической диссоциации. Какое основание является более сильным электролитом: гидроксид кадмия или его комплексное основание? Ответ обосновать.

Опыт 5. Получение комплексного йодида ртути. Налить в пробирку 2 капли раствора нитрата ртути (II) и добавить 1−2 капли раствора иодида калия. Отметить цвет образующегося осадка иодида ртути. В пробирку по каплям, при постоянном перемешивании раствора, добавить избыток раствора иодида калия до полного растворения полученного осадка, которое обусловлено образованием в растворе комплексных тетрайодомеркурат-анионов [HgI₄]^2-.

Этот анион можно выделить в осадок ионами серебра: в пробирку добавить 1-2 капли раствора нитрата серебра. Каков цвет образующегося осадка?

Примечание: соли ртути ядовиты. Поэтому опыт проводить осторожно и затем тщательно вымыть руки.

Опыт 6. Образование труднорастворимого гексацианоферрата (III).

А. Налить в пробирку 2−3 капли раствора гексацианоферрата (II) калия K₄Fe(CN)₆. Добавить 3−4 капли раствора хлорида железа (III). Отметить окраску образующегося осадка берлинской лазури, используемой для производства художественных красок. Реакция служит для обнаружения катионов Fe³⁺.

Б. Налить в пробирку 1−2 капли раствора гексацианоферрата (III) калия K₃Fe(CN)₆. Добавить 3−4 капли раствора сульфата железа (II). Отметить окраску образующегося осадка, который в прошлом веке называли турнбулевой синью. В настоящее время установлено, что берлинская лазурь и турнбулева синь – одно и то же вещество, а именно: гексацианоферрат (II) калия-железа (III) KFeFe(CN)₆. Данная реакция служит для обнаружения катионов Fe²⁺.

Опыт 7. Образование труднорастворимых гексацианоферратов (II).

Налейте в две пробирки по 3−4 капли раствора гексацианоферрата (II) калия. В первую пробирку добавьте 2−3 капли раствора сульфата цинка, во вторую – столько же раствора сульфата меди (II). Отметьте цвета образующихся осадков.

Опыт 8. Изменение координационного числа иона кобальта. Кобальт (II) в растворе может образовывать комплексы с координационными числами (к. ч.) 6 и 4. Так, в аквакомплексах (и смешанных аквахлорокомплексах) координационное число кобальта – 6, а в хлорокомплексе CoCl₄^2- – 4. Комплексы с разным к. ч. имеют различный цвет (розовые при к. ч. 6 и голубые при к. ч. 4), что позволяет их идентифицировать в растворе. С целью более полного перевода кобальта в тетраэдрические хлорокомплексы используется ацетон, связывающий воду из координационной сферы иона кобальта. Напротив, при увеличении концентрации воды возрастает доля октаэдрических комплексов.

В чистую сухую пробирку налить 2 капли раствора сульфата кобальта. Какой цвет имеет раствор? Добавить 1 каплю соляной кислоты и около 0,5 мл ацетона. Как изменился цвет жидкости? Добавить к полученному раствору 5 – 7 капель воды. Описать изменение цвета раствора.

Опыт 9. Образование труднорастворимого гексанитрокобальтата (III) натрия-калия. Реакция служит для обнаружения в растворах катионов калия. Налейте в пробирку 3−4 капли раствора Na₃Co(NO₂)₆ и добавьте 2−3 капли раствора хлорида калия. Отметьте окраску образующегося осадка комплексной соли K₂NaCo(NO₂)₆.

Содержание протокола лабораторной работы

По каждому опыту записать используемые при проведении эксперимента реактивы и результаты проведения реакций: образование (растворение) осадка, цвет образующегося осадка (раствора), выделение газа, изменение цвета раствора и т.д.

Содержание отчета по лабораторной работе

1. Название работы.

2. Цель работы.

3. Уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, результаты проведения реакций, ответы на вопросы.

Лабораторная работа № 2. Определение эквивалентной массы металла

Цель работы: усвоить понятие о химическом эквиваленте и научиться определять эквивалентные массы веществ.

Общие сведения

Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Эквивалентной массой Э_М называется масса одного эквивалента вещества, т.е. масса вещества и количество эквивалентов связаны уравнением:

.

Эквивалентную массу вещества, вступающего в химическую реакцию (образующегося в ходе реакции), можно вычислить, пользуясь законом эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом в эквивалентных количествах, т. е. числа эквивалентов взаимодействующих веществ равны друг другу. Например, для реакции:

aA + bB = cC + dD

n_экв(А) = n_экв(B) = n_экв(C) = n_экв(D) или

.

Отсюда следует другая формулировка закона эквивалентов: массы взаимодействующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам, например,

.

На основе закона эквивалентов можно вывести общую формулу для вычисления эквивалентных масс веществ:

,

где М – молярная масса вещества, г/моль; z – число эквивалентов в 1 моле вещества. Величина z для кислот равна основности кислоты, для оснований – числу OH-групп, для солей – произведению количества катионов в формуле соли на заряд катиона, для веществ, вступающих в окислительно-восстановительные реакции – произведению изменения степени окисления атома окислителя (восстановителя), входящего в состав вещества, на количество атомов этого элемента в формуле вещества. Так, при окислении металла величина z для металла равна степени его окисления в продукте реакции.