Содержание:
"Практическая работа № 16.
Свойства соединений элементов I-В группы
Цель: закрепить знания о соединениях I-В группы
Оборудование и реактивы: штатив с пробирками; растворы CuSO4, CuCl2, AgNO3, Na2S, NaOH(конц), NH4OH, HCl, H2SO4 разбавленная и концентрированная, HNO3 разбавленная и концентрированная, KBr, KI, Na2S2O3, дистиллированая вода, горелка, фильтровальная бумага, стеклянные воронки.
Ход работы.
Опыт 1. Получение и изучение свойств гидроксида меди (II).
Из имеющихся в наличии реактивов получите небольшое количество гидроксида меди Cu(OH)2. Отметьте цвет осадка. Составьте уравнения реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Исследуйте отношение полученного гидроксида меди к нагреванию, к растворам H2SO4 и HNO3, концентрированному раствору щелочи, избытку NH4OH. Составьте уравнения протекающих реакций, укажите изменение окраски и объясните наблюдаемые изменения.
На основании проведенных опытов сделайте вывод о свойствах гидроксида меди (II).
Опыт 2. Получение комплексного аммиаката меди (II) и его устойчивость.
Какие из имеющихся реактивов потребуются для получения комплексного аммиаката меди? Проведите соответствующую реакцию. Отметьте изменение окраски и напишите уравнения протекающих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде по стадиям.
Разделите полученный раствор на две части. К одной части добавьте раствор NaOH, к другой – раствор Na2S. В каком случае образуется осадок?
Опыт 3. Свойства галогенидов серебра
а) Какие из имеющихся реактивов нужны для получения AgCl, AgBr, AgI? В отдельных пробирках получите эти соли, сравните их окраску. Осторожно слейте с осадков раствор, перенесите их на фильтровальную бумагу и выставьте на свет. Что наблюдается? Объясните причину потемнения солей.
б) В отдельных пробирках получите AgCl и AgBr. К осадку AgCl прилейте раствор аммиака, а к осадку AgBr – раствор тиосульфата натрия. Что наблюдается? Составьте уравнения реакций образования комплексных соединений серебра.
Опыт 4. Взимодействие солей меди (II) с KI.
К раствору сульфата меди по каплям добавляйте раствор йодида калия. Отметьте цвет образовавшегося осадка. Запишите уравнение протекающей химической реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Практическая работа № 16.
Свойства соединений элементов II-В группы
Цель: закрепить знания о соединениях II-В группы
Оборудование и реактивы: штатив с пробирками; растворы ZnCl2, ZnSO4, Hg(NO3)2, Hg2(NO3)2, NaOH, H2SO4, NH4OH, KI, Na2CO3, индикаторы.
Ход работы.
Опыт 1. Получение и изучение свойств гидроксидов цинка и кадмия
Из имеющихся в наличии реактивов в отдельных пробирках получите небольшие количества Zn(OH)2 и Cd(OH)2.
Исследуйте отношение полученных гидроксидов к растворам NaOH, H2SO4, NH4OH (избыток). Что происходит с осадками Zn(OH)2 и Cd(OH)2? Составьте уравнения протекающих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде и объясните наблюдаемые явления.
Сделайте вывод о свойствах гидроксидов цинка и кадмия.
Опыт 2. Получение и изучение свойств оксидов ртути
Какие из имеющихся реактивов потребуются для получения оксидов Hg(I) и Hg(II)? В отдельных пробирках получите небольшие количества этих оксидов. Отметьте цвет полученных осадков.
Проверьте их растворимость в кислотах. Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Сделайте вывод о свойства оксидов ртути.
Опыт 3. Получение комплексного соединения ртути
К 2-3 каплям раствора Hg(NO3)2 добавьте 2 капли раствора йодида калия. Наблюдайте образование красного осадка HgI2. К полученному осадку по каплям добавляйте раствор KI до полного растворения осадка. Почему осадок растворился? Составьте уравнения протекающих реакций.
Опыт 4. Гидролиз солей цинка
а) Используя соответствующие индикаторы, определите реакцию среды в растворе ZnCl2. Составьте уравнения реакции гидролиза этой соли в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
б) к раствору ZnSO4 добавьте раствор Na2CO3. Наблюдайте образование белого осадка гидроксокарбоната цинка и выделение углекислого газа. Составьте уравнения реакций.
Опыт 5. Взаимодействие растворимых солей ртути(I) с растворами щелочей
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора Hg2(NO3)2 добавьте 1 мл раствора NaOH. Что происходит? Составьте уравнение соответствующей химической реакции.
Практическая работа № 17.
Свойства соединений хрома
Цель: закрепить знания о соединениях хрома.
Оборудование и реактивы: штатив с пробирками; растворы Cr2(SO4)3, Na2CO3, K2CrO4, K2Cr2O7, HCl, H2SO4, NaOH(конц), бромная вода, кристаллический Na2SO3.
Ход работы.
Опыт 1. Получение и изучение свойств гидроксида хрома(III)
а) Какие из имеющихся реактивов можно использовать для получения Cr(OH)3? Получите в пробирке небольшое количество этого вещества. Запишите уравнение протекающей реакции.
б) Исследуйте отношение полученного гидроксида к растворам кислоты и щелочи. Запишите уравнения реакций, протекающих в каждом случае. Раствор Cr(OH)3 в щелочи оставьте для следующего опыта.
Опыт 2. Восстановительные свойства соединений хрома(III)
К раствору хромита, полученному в опыте 1, прибавьте несколько капель бромной воды. Смесь нагрейте. Как изменяется окраска раствора? Почему? Напишите уравнения протекающих реакций.
Опыт 3. Гидролиз солей хрома(III)
К нескольким каплям раствора соли хрома(III) добавьте такое же количество раствора карбоната натрия. Почему выпадает осадок? Составьте уравнения протекающих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Опыт 4. Равновесие в растворах хроматов и бихроматов
В растворах, содержащих шестивалентный хром, устанавливается равновесие
2 CrO42− + 2 H+ ⇄ Cr2O72− + H2O
хромат-ион бихромат-ион
(жёлтый) (оранжевый)
Изменение концентрации ионов водорода H+ смещает это равновесие.
В пробирку поместите 5-6 капель раствора К2Cr2O7. К этому раствору по каплям добавляйте концентрированный раствор щёлочи и наблюдайте изменение окраски. Когда раствор станет жёлтым, добавьте по каплям концентрированную серную кислоту и наблюдайте появление оранжевой окраски. Опыт можно повторять несколько раз.
Сделайте вывод о влиянии кислотности среды на устойчивость хромат- и бихромат-ионов.
Опыт 5. Окислительные свойства бихроматов
Используя таблицу окислительно-восстановительных потенциалов, определите, возможно ли окислительно-восстановительное взаимодействие между бихроматом калия и сульфитом натрия в кислой среде. Проведите эту реакцию, запишите уравнение, укажите окислитель и восстановитель.
Практическая работа № 16.
Свойства соединений марганца
Цель: закрепить знания о соединениях марганца
Оборудование и реактивы: штатив с пробирками; растворы MnCl2, MnSO4, KMnO4, NaOH, H2SO4, бромная вода; кристаллические Na2SO3, KBr.
Ход работы.
Опыт 1. Получение гидроксида марганца (II) и изучение его восстановительных свойств
Какие из предложенных реактивов могут быть использованы для получения гидроксида марганца(II)? Получите небольшое количество этого вещества. Какого цвета осадок? Составьте уравнение реакции образования Mn(OH)2 в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Полученный осадок разделите на две части. Содержимое одной пробирки интенсивно взболтайте. Во вторую пробирку добавьте 4-6 капель щелочи и 2 капли бромной воды. Как изменяется цвет осадков в пробирках? Объясните наблюдаемое изменение и составьте уравнения протекающих реакций.
Сделайте вывод о свойствах Mn(OH)2.
Опыт 2. Окисление соединений двухвалентного марганца
а) Внесите в пробирку 3-4 капли раствора соли двухвалентного марганца и 2-3 капли раствора щелочи. Отметьте цвет образовавшегося осадка. Размешайте осадок стеклянной палочкой и наблюдайте изменение цвета до буро-коричневого вследствие окисления двухвалентного марганца до четырехвалентного в присутствии кислорода воздуха и воды. Напишите уравнения протекающих реакций.
б) К раствору соли марганца (II) добавьте раствор перманганата калия. Наблюдайте выпадение осадка. С помощью индикатора определите реакцию раствора. Напишите уравнения протекающей реакции.
Опыт 3. Влияние среды на окислительные свойства перманганата калия
а) К 1 мл водного раствора перманганата калия добавьте 1 микрошпатель бромида калия. Почему не наблюдается выделение свободного брома? Добавьте в пробирку 8-10 капель серной кислоты. Как изменилась окраска раствора? Напишите уравнение протекающей реакции. Укажите окислитель и восстановитель.
б) В три пробирки налейте по 6-8 капель водного раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте 3-4 капли раствора серной кислоты, во вторую – 3-4 капли щелочи. Затем добавьте в каждую пробирку по несколько кристалликов сухой соли Na2SO3. Как изменяется окраска раствора в каждой пробирке? Составьте уравнения протекающих реакций. Укажите окислитель и восстановитель. Сделайте вывод о влиянии среды на окислительные свойства KMnO4.
Практическая работа 20.
Свойства соединений железа.
Цель: получить гидроксиды железа (II) и (III), ознакомиться с их свойствами и качественными реакциями на ионы железа Fe 2+, Fe 3+.
Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, растворы сульфата железа (II), хлорида железа (III), гидроксида натрия или калия, серной и соляной кислот, гексацианоферрата (II) калия, гексацианоферрата (III) калия, роданида калия.
Ход работы
Опыт 1. Получение гидроксида железа (II) и превращение его в гидроксид железа (III).
В пробирку к 5-6 каплям раствора сульфата железа (II) добавьте несколько капель раствора гидроксида натрия до образования белого осадка, переходящего в зеленый. Разделите полученный осадок вместе с раствором в две пробирки. Одну оставьте для следующего опыта, другую энергично встряхните до образования бурого осадка.
Напишите уравнения: а) взаимодействия сульфата железа (II) с гидроксидом натрия в молекулярной и ионной форме; б) окисления влажного гидроксида железа (II) на воздухе.
Опыт 2. Изучение основных свойств гидроксида железа (II).
К полученному в предыдущем опыте осадку гидроксида железа (II) прилейте несколько капель соляной кислоты до растворения осадка. Запишите наблюдения.
Напишите уравнения реакции взаимодействия гидроксида железа (II) с соляной кислотой в молекулярной и ионной форме.
Опыт 3. Получение гидроксида железа (III) при действии щелочи на раствор соли.
В пробирку к 3 – 4 каплям раствора хлорида железа (III) прилейте 1 – 2 капли раствора гидроксида натрия. Наблюдайте образование бурого осадка. Запишите наблюдения.
Напишите уравнение реакции, происходящей при взаимодействии хлорида железа (III) с гидроксидом натрия в молекулярной и ионной форме.
Опыт 4. Изучение основных свойств гидроксида железа (III).
К полученному в предыдущем опыте гидроксиду железа (III) прилейте несколько капель серной кислоты до растворения осадка. Запишите наблюдения.
Напишите в молекулярной и ионной форме уравнение реакции взаимодействия гидроксида железа (III) с серной кислотой.
Опыт 5. Качественные реакции на соли железа (II) и железа (III).
Ионы двухвалентного железа дают с гексацианоферратом (III) калия (красной кровяной солью) характерный темно-синий осадок (турнбулевую синь), ион трехвалентного железа с гексацианоферратом (II) калия (желтой кровяной солью) образует синий осадок (берлинская лазурь), а с роданидом калия или аммония – ярко окрашенный раствор роданида железа (III). С помощью указанных реакций можно определить присутствие ничтожных количеств ионов Fe 2+, Fe 3+ в растворе.
а) Образование роданида железа (III).
Внесите в пробирку 2 – 3 капли раствора хлорида железа (III) и добавьте 1 – 2 капли роданида аммония. Образуется раствор кроваво-красного цвета. Запишите наблюдения. Напишите уравнения в молекулярной и ионной формах взаимодействия хлорида железа (III) с роданидом аммония, учитывая, что роданид железа (III) – малодиссоциирующее вещество.
б) Образование осадка берлинской лазури.
Внесите пробирку 2 – 3 капли раствора хлорида железа (III), добавьте такое же количество гексацианоферрата (II) калия (желтой кровяной соли). Образуется темно-синий осадок берлинской лазури. Запишите наблюдения. Напишите уравнения реакции взаимодействия хлорида железа (III) с желтой кровяной солью К4[Fe(CN)6] в молекулярной и ионной формах.
б) Образование осадка берлинской лазури.
Вносим в пробирку 2-3 капли раствора хлорида железа (III), добавляем такое же количество гексацианоферрата (II) калия (желтой кровяной соли). Образуется темно-синий осадок берлинской лазури.
в) Образование осадка турнбулевой сини.
Внесите в пробирку 2 – 3 капли раствора сульфата железа (II), добавьте такое же количество гексацианоферрата (III) калия (красной кровяной соли). Отметьте образование синего осадка. Запишите наблюдения. Напишите уравнение реакции взаимодействия сульфата железа (II) с красной кровяной солью в молекулярной и ионной формах.
Список использованной литературы
1. Ахметов, Н.С. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии : учеб. пособ. для вузов / Н.С. Ахметов, М.К. Азизова, Л.И. Бадыгина. – М. : Высш. шк., 2009. – 368 с.
2. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия : учеб. для вузов / Н.С. Ахметов. – М. : Высш. шк., 2008. – 743 с.
3. Васильева, З.Г., Грановская, А.А., Таперова, А.А. Лабораторные работы по общей и неорганической химии / З.Г. Васильева, А.А. Грановская, А.А. Таперова. – СПб. : Химия, 2006. – 287 с.
4. Коровин, Н.В., Мингулина, Э.И., Рыжова, Н.Г. Лабораторные работы по химии: Учебное пособие для вузов. – М. : Высш. шк., 2001. – 256 с.
5. Лидин, Р.А. Химические свойства неорганических веществ / Р.А. Лидин, В.А. Молочко, Л.Л. Андреева : под ред. Р.А. Лидина. – М. : Химия, 2006. – 480 с. "
