Методические рекомендации к лабораторным работам по курсу "химия" (стр. 10 из 17)

1. Налейте в пробирку 2-3 мл известковой воды (раствора Са(ОН)₂) и пропустите через нее углекислый газ из аппарата Киппа до получения белого осадка.

2. Продолжите пропускание углекислого газа до растворения осадка.

Задание

1. Напишите реакции образования карбоната и гидрокарбоната кальция в молекулярной и ионной формах. Укажите признаки реакций.

2. Выпишите значения К_s(СаСО₃) и рассчитайте минимальную концентрацию карбонат-ионов, необходимую для образования осадка СаСО₃ из 0,1н раствора Са(ОН)₂.

3. Объясните причину растворения осадка СаСО₃ при пропускании избытка углекислого газа.

4. Содержание каких солей определяет временную жесткость воды? Как можно устранить временную жесткость воды?

Опыт 3. Растворимость солей угольной кислоты

Порядок выполнения

В четыре пробирки налейте по 3-4 мл растворов следующих солей: BaCl₂, CaCl₂, MgCl₂ и ZnCl₂. В каждую из пробирок прилейте по 3-4 мл раствора Na₂CO₃.

Задание

1. Напишите уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций.

2. Сделайте вывод о растворимости карбонатов тяжелых металлов.

3. Пользуясь таблицей растворимости, выпишите формулы растворимых в воде карбонатов. Запомните их.

Опыт 4. Действие кислот на соли угольной кислоты

Порядок выполнения.

В отдельные пробирки поместите кристаллы Na₂CO₃, NaHCO₃, MgCO₃ и BaCO₃. В каждую из пробирок прилейте по 2-3 мл 2н раствора HCl. Обратите внимание на характерное шипение при выделении углекислого газа.

Задание

1. Напишите уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций.

2. Сделайте вывод об устойчивости угольной кислоты.

Опыт 5. Гидролиз солей угольной кислоты

Порядок выполнения

В три пробирки поместите сухие соли: K₂CO₃, Na₂CO₃ и (NH₄)₂CO₃. Растворите эти соли в дистиллированной воде. Определите рН полученных растворов с помощью универсального индикатора или красной лакмусовой бумаги.

Задание

1. Напишите уравнения гидролиза исследованных солей.

2. Рассчитайте константы гидролиза первой ступени для исследованных солей.

Опыт 6. Получение геля кремниевой кислоты

Порядок выполнения

Налейте в пробирку 4-5 мл концентрированного раствора силиката натрия Na₂SiO₃. Прибавьте к нему 2 мл 10%-ного раствора HCl и хорошо перемешайте стеклянной палочкой.

Задание

1. Напишите уравнение и укажите признаки реакции.

2. Дайте определение - что такое гель. Сделайте вывод о растворимости кремниевой кислоты.

3. Выпишите значение рК_а кремниевой кислоты и сделайте вывод об ее силе.

Опыт 7. Вытеснение кремниевой кислоты из ее солей

Порядок выполнения

Налейте в пробирку 3-4 мл раствора силиката натрия Na₂SiO₃ и пропустите через него углекислый газ из аппарата Киппа.

Задание

1. Напишите уравнение и укажите признаки реакции.

2. Выпишите значения рК_а угольной и кремниевой кислот и определите, какая из них сильнее.

3. Сделайте вывод о направлении смещения равновесия в исследованной реакционной системе.

Опыт 8. Действие воды на стекло. Гидролиз силикатов

Порядок выполнения

Насыпьте в пробирку тонко растертое стекло, прилейте к нему дистиллированной воды и несколько капель фенолфталеина.

Задание

1. Запишите наблюдения и объясните появление окраски фенолфталеина. Напишите уравнение реакции гидролиза силиката натрия.

2. Напишите состав оконного стекла.

3. Примите во внимание особенности гидролиза иона SiO₃^2-.

2SiO₃^2- + 2НОН = 2HSiO₃^- + 2OH^-

2HSiO₃^-= Si₂O₅^2- + Н₂О

2SiO₃^2- + НОН = Si₂O₅^2- + 2OH^-

Опыт 9. Растворимость олова в соляной кислоте

Порядок выполнения

1. В фарфоровую чашку положите кусочек олова и прилейте 5-10 мл разбавленного (2н) раствора HCl. Запишите наблюдения.

2. Слейте разбавленную кислоту и прилейте 20 мл 30%-ной соляной кислоты. Нагрейте. Запишите наблюдения.

Задание

1. Напишите уравнения реакций и укажите наблюдения.

2. Рассчитайте, во сколько раз концентрация 2н раствора HCl (r = 1,035 г/мл) меньше, чем концентрация 30% раствора.

3. Выпишите значение Е⁰(Sn²⁺/Sn) и сделайте вывод о возможности реакций олова с неокисляющими кислотами.

Опыт 10. Получение гидроксида олова(II) и исследование

его амфотерности

Порядок выполнения

1. Налейте в пробирку 2-3 мл раствора SnCl₂. Добавьте к нему по каплям раствор щелочи до образования осадка. Содержимое пробирки разделите на 2 части.

2. К первой части полученного осадка добавьте избыток щелочи (полученный раствор сохраните для опыта 12). Запишите наблюдения. Ко второй части прилейте раствор HCl. Запишите наблюдения.

Задание

1. Напишите уравнения реакций получения Sn(ОН)₂ и его взаимодействия с кислотой и щелочью. Укажите признаки реакций.

2. Сделайте вывод о свойствах гидроксида олова(II).

Опыт 11. Восстановительные свойства соединений

олова(II)

Порядок выполнения

К раствору Na₂[Sn(OH)₄], полученному в опыте 11, прилейте несколько капель раствора Bi(NO₃)₃. Перемешайте. Наблюдайте образование черного осадка металлического висмута.

Задание

1. Закончите уравнение реакции и расставьте коэффициенты:

Bi(NO₃)₃ + Na₂[Sn(OH)₄] + NaOH ® Bi¯ + Na₂[Sn(OH)₆] + ...

Укажите признаки реакции.

2. Выпишите значения Е⁰(Bi³⁺/Bi) и Е⁰(Sn(OH)₄^2-/Sn(OH)₆^2-) и определите окислитель и восстановитель. Сделайте вывод о восстановительных свойствах олова(II).

3. Оформите отчет о лабораторной работе №7.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №8

СВОЙСТВА d-ЭЛЕМЕНТОВ. ХРОМ. МАРГАНЕЦ

Цель работы: Исследование химических свойств соединений хрома и марганца, которые являются основой многих конструкционных материалов.

Оборудование: Кристаллические вещества: KMnO_4. Растворы: CrCl₃, NaOH, HCl, Br₂×aq, Na₂SO₃, NaNO₂, KI, H₂SO₄, K₂Cr₂O₇, K₂CrO₄, MnSO₄. Водяная баня, пробиркодержатели, фарфоровые чашки.

Литература: Н.Л.Глинка. Общая химия. §§228, 231.

Теоретическая часть

d-Элементы (переходные) элементы – это элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами d-АО. Валентные электроны в атомах этих элементов находятся на (n-1)dns энергетических подуровнях. В частности, Cr и Mn относятся к 3d-элементам (Табл.)

Таблица

Электронная структура атомов, 1-й потенциал ионизации и

наиболее устойчивые степени окисления хрома и марганца

Элемент	Электронная структура	j1, эВ
Cr	[Ar]3d54s1	6,76
Mn	[Ar]3d54s2	7,43

Хром и марганец – типичные металлы, однако их активность существенно ниже, чем щелочных и щелочноземельных металлов. В химических реакциях, в зависимости от условий реакции и природы партнера они могут отдавать различное количество электронов и иметь, следовательно, различные степени окисления.

Хром и марганец образуют, таким образом, несколько рядов химических соединений (оксидов и других бинарных соединений, гидроксидов и солей). Наличие в атомах и ионах данных элементов свободных АО позволяет им образовывать многочисленные комплексные соединения, в которых они выполняют роль центрального атома.

При рассмотрении химических свойств хрома, марганца и их соединений можно выделить три группы свойств: окислительно-восстановительные, кислотно-основные и комплексообразование.

Хром устойчив по отношению к воздуху и воде, растворяется в разбавленных соляной и серной кислотах. С кислородом хром образует оксиды: CrO - основной оксид черного цвета; Cr₂O₃ - амфотерный оксид темно-зеленого цвета; CrO₃ - кислотный оксид красного цвета. Им соответствуют гидроксиды: Cr(OH)₂ - нерастворимое в воде основание желтого цвета; Cr(OH)₃ - амфотерное основание серо-синего цвета; H₂CrO₄ - хромовая кислота желтого цвета.

Амфотерный Cr(OH)₃ в реакциях с кислотами образует ион Cr³⁺ (точнее [Cr(OH)₆]³⁺) сине-фиолетового цвета:

Cr(OH)₃ + 3H⁺ ® Cr³⁺ + 3H₂O

В реакциях со щелочами, в зависимости от условий реакции, Cr(OH)₃ образует:

Cr(OH)_3тв + NaOH_тв ® NaCrO₂ + 2H₂O

Cr(OH)₃ + NaOH_разб ® Na[Cr(OH)₄]

Cr(OH)₃ + 3NaOH_конц ® Na₃[Cr(OH)₆]

Из соединений Cr⁺⁶ наиболее распространены хроматы – соли хромовой кислоты H₂CrO₄ и бихроматы – соли двухромовой кислоты H₂Cr₂O₇.

Ионы CrO₄^2- и Cr₂O₇^2- могут переходить друг в друга в зависимости от рН раствора:

2CrO₄^2- + 2H⁺ D Cr₂O₇^2- + H₂O

желтый оранжевый

рН >7 рН <7

Соединения Cr³⁺ – восстановители и под действием окислителей переходят в соединения Cr⁶⁺; напротив, соединения Cr⁶⁺ – типичные окислители:

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ D 2Cr³⁺ + 7H₂O при рН <7

CrO₄^2- + 4H₂O D [Cr(OH)₆]^3- + 2OH^- при рН >7

В комплексных соединениях хром имеет, как правило, координационные числа 6 или 4.

Марганец – химически активный металл. В виде порошка он легко окисляется, взаимодействует с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием. Он легко вытесняет водород из разбавленных кислот.

Известны 5 оксидов марганца:

основные амфотерный кислотные