- •Неорганічна хімія. Лабораторний практикум
- •Неорганічна хімія. Практикум. Навчальний посібник – Дніпропетровськ, 2011. – 80 с.
- •Неорганічна хімія. Практикум
- •Xiмiчнi властивості
- •Xiмiчнi властивості
- •Xiмiчнi властивості
- •Xiмiчнi властивості
- •Амфотерні гідроксиди
- •Кислоти
- •Хімічні властивості
- •Xiмiчнi властивості
- •1.3. Контрольні запитання
- •Лабораторна робота № 2 основні закони хімічних перетворень
- •2.1. Теоретична частина
- •Фактори, що впливають на швидкість реакції
- •Енергія активації
- •Поняття про каталіз I каталізатори
- •Необоротні та оборотні реакції
- •Хімічна рівновага. Принцип Ле Шательє
- •2.2. Експериментальна частина Дослід 2.2.1. Взаємодія розчину калію йодиду з гідроген пероксидом у кислому середовищі
- •2.3. Контрольні запитання
- •Лабораторна робота № 3 розчини
- •3.1. Теоретична частина
- •3.2. Експериментальна частина Приготування розчинів заданої концентрації Дослід 3.2.1. Приготування приблизно 0,1 н розчину хлоридної кислоти
- •3.3. Контрольні запитання
- •Лабораторна робота № 4 гідроліз солей. Водневий показник
- •4.1. Теоретична частина
- •Дослід 4.2.4. Визначення реакції середовища за допомогою індикаторів
- •4.3. Контрольні запитання
- •Лабораторна робота № 5 окисно-відновні реакції
- •5.1. Теоретична частина
- •2. Реакції диспропорціонування (самоокиснення-самовідновлення).
- •5.2. Експериментальна частина Дослід 5.2.1. Окисні властивості калій дихромату
- •5.3. Контрольні запитання
- •Дисоціація комплексних сполук
- •6.2. Експериментальна частина Дослід 6.2.1. Дисоціація подвійної солі
- •6.3. Контрольні запитання
- •Лабораторна робота № 7 хімія s-елементів
- •7.1. Теоретична частина
- •7.2.5.1. Якісна реакція на іон калію
- •7.3. Контрольні запитання
- •У лабораторних умовах со добувають із форміатної кислоти дією на неї концентрованою сульфатною кислотою при нагріванні до 373 к:
- •А в лабораторних умовах – при дії на мармур хлоридної кислоти:
- •8.2. Експериментальна частина Дослід 8.2.1. Одержання і властивості солей карбонатної кислоти
- •8.2.1.1. Властивості карбонатів лужноземельних металів
- •8.2.1.2. Гідроліз натрій карбонату та гідрокарбонату
- •Дослід 8.2.2. Гідроліз солей амонію
- •Дослід 8.2.3. Властивості нітратної кислоти та її солей
- •8.2.4. Гідроліз солей ортофосфатної кислоти
- •8.3. Контрольні запитання
- •9.2. Експериментальна частина Дослід 9.2..1. Якісна реакція на іон хлору
- •Дослід 9.2.2. Взаємодія хлоридної кислоти з металами
- •Дослід 9.2.3. Окисні властивості пероксиду водню
- •Дослід 9.2.4. Обвуглювання паперу сульфатною кислотою
- •9.3. Контрольні запитання
- •10.2. Експериментальна частина Дослід. 10.2.1. Реакції катіона Мангану з лугами
- •Дослід 10.2.2. Реакції на катіон Цинку
- •Дослід 10.2.3. Реакції катіонів Купруму
- •10.3. Контрольні запитання
- •Додатки
- •Густина водних розчинів кислот, основ та солей різної концентрації (при t 18c), г/см3
- •Константи нестійкості деяких комплексних іонів у водних розчинах при 25с
- •Ступінь гідролізу солей в 0,1 м розчинах при 25 с
- •Електрохімічний ряд напруг металів
- •Ряд електронегативності елементів
- •Список рекомендованої літератури
10.2. Експериментальна частина Дослід. 10.2.1. Реакції катіона Мангану з лугами
Луги утворюють з іоном Мn2+ білий осад марган (II) гідроксиду:
Мn2+ + 2OH- Mn(OH)2.
Останній розчиняється у кислотах, але не розчиняється в надлишку лугу. Киснем повітря він поступово окиснюється до бурого марган (ІV) гідроксиду:
2Mn(OH)2 + O2 2MnO(OH)2.
Осад Mn(OH)2 одержують також при окисненні Мn2+ гідроген пероксидом в присутності лугу:
Mn(NO3)2 + 2NaOH + H2O2 Mn(OH)2 + 2NaNO3 + H2O.
До 2-3 крапель розчину солі Маргану додати кілька крапель розчину NаОН до появи білого осаду Mn(OH)2. Звернути увагу на те, що осад поступово буріє внаслідок окиснення Mn(OH)2 до MnO(OH)2. Потім додати до осаду 2-3 краплі гідроген пероксиду з масовою часткою H2O2 3%. Осад тут же стає буро-чорним, бо Мn2+ швидко окиснюється до MnO(OH)2. Гідроксид MnO(OH)2 розчиняється у хлоридній кислоті при нагріванні:
MnO(OH)2 + 4HCl MnCl2 + 3H2O + Cl2
або при дії сульфатною кислотою в присутності гідроген пероксиду:
MnO(OH)2 + Н2SО4 + H2O2 МnSО4 + 3H2O + О2.
В обох випадках марган (ІV) відновлюється до іона Мn2+. NH4OH також осаджує Мn2+ у вигляді Mn(OH)2, але в присутності солей амонію цього не відбувається.
Дослід 10.2.2. Реакції на катіон Цинку
Луги дають з іонами Zn2+ білий аморфний осад гідроксиду Zn(OH)2 , що виявляє амфотерність:
Zп(ОН)2 + 2Н+ Zn2+ + 2Н2O , Н2ZnO2 + 2OH- ZnO22- + 2Н2О.
До 4-5 крапель розчину солі цинку додати спочатку 1-2 краплі розчину NаОН, а потім надлишок його – до розчинення осаду.
Якщо на розчин цинкату (Na2ZnO2 або К2ZnO2) вплинути амоній хлоридом, осад Zп(ОН)2 не утвориться. Амоній гідроксид осаджує іони Zn2+ у вигляді гідроксиду:
ZnCl2 + 2NH4OH Zn(OH)2 + 2NH4Cl,
однак при цьому цинк гідроксид розчиняється в надлишку NH4OH з утворенням комплексних іонів Zn(NH2)62+ або Zn(NH3)42+ :
Zп(ОН)2 + 6NH4OH [Zn(NH3)6](OH)2 + 6Н2О.
До 5-6 крапель розчину солі цинку обережно додати NH4OH. Спостерігати утворення осаду цинк гідроксиду і наступне його розчинення. В присутності солей амонію NH4OH зовсім не осаджує іони Zn2+.
Дослід 10.2.3. Реакції катіонів Купруму
Луги утворюють із купрум (ІІ) катіонами аморфний блакитний осад гідроксиду:
Cu2+ + 2OH- Cu(OH)2.
Але у надлишку лугу і при нагріванні він частково розчиняється з отриманням куприту:
Cu(OH)2 + NaОН Na2[Cu(OH)4].
До 3-4 крапель розчину солі Купруму додати 2-3 краплі розчину натрій гідроксиду. До частини осаду додати луг і нагріти на водяній бані. Переконайтись, що куприт-іон надає розчинові синього забарвлення. Другу частину осаду розчинити у хлоридній кислоті.
Амоній гідроксид дає з іоном Купруму зеленавий осад гідроксо-сульфату:
2CuSO4 + 2NH4OH (CuOH)2SO4 + (NH4)2SO4,
який у надлишку реактиву розчиняється з одержанням тетрааміно-купро-(ІІ)-сульфату інтенсивно синього кольору:
Cu(OH)2 + (NH4)2SO4 + 6NH4OH 2[Cu(NH3)4]SO4 + 8H2O.
До 3-4 крапель розчину солі Купруму додати розведеного розчину амоній гідроксиду спершу до появи зеленавого осаду, а потім до його розчинення. Реакція використовується для виявлення катіона Купруму.