Методические указания по проведению практических работ по неорганической химии (11класс)
учебно-методический материал по химии (11 класс) на тему

МУНИЦИПАЛЬНОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

«СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА №21»

Методические указания

по проведению

практических работ

по неорганической химии

Озёрск

2014

 Предисловие

Практические и лабораторные работы являются важнейшим этапом учебного процесса, способствующие формированию предметных и ключевых компетенций. Практические и лабораторные работы по неорганической химии позволяют глубже и полнее вникнуть в химические процессы, овладеть основными законами химии.

Настоящий практикум составлен в соответствии с программы курса «Химия» для 11 класса автора О. С. Габриелян. - М.: Дрофа, 2012 г. В данных методических указаниях приведены правила техники безопасности при работе в лаборатории, порядок выполнения студентами лабораторных работ, описание лабораторных работ.

Закреплению учебного материала способствуют приводимые после каждой лабораторной работы контрольные вопросы.

Правила техники безопасности

 при подготовке и проведении лабораторных работ.

Работа с небольшими количествами химических веществ снижает возможность несчастных случаев до минимума, но не исключает их. Поэтому каждому работающему в химической лаборатории нужно знать и строго выполнять все правила техники безопасности.

1. Работая в химической лаборатории, необходимо соблюдать большую  осторожность.  Помнить,  что неаккуратность, невнимательность,
   недостаточное знакомство с приборами и свойствами химических веществ могут повлечь за собой несчастный случай.
2. Приступать к выполнению задания можно только после разрешения преподавателя.
3. Химические реакции выполнять с такими количествами и концентрациями веществ, в такой посуде и приборах, как это указано
   в соответствующем разделе руководства.
4. Проводить опыт в чистой посуде.

5. Внимательно прочесть надпись на этикетке, прежде чем взять
   вещество.
6. Все опыты, сопровождающиеся выделением ядовитых летучих
   и  неприятно  пахнущих  веществ   (например, выпаривание, кипячение растворов кислот, а также растворов, содержащих галогены, аммиак, сероводород, и т.п.) проводить только в вытяжном шкафу.
7. Выполняя  опыты  со  взрывчатыми, легковоспламеняющимися
   веществами или кислотами и щелочами, помимо соблюдения всех других мер предосторожности, работать стоя. Поджигать выделяющиеся газы и пары можно только после предварительной проверки их на чистоту, так как смесь горючего газа с воздухом взрывается.
8. Наливая или нагревая реактивы, не наклоняться над сосудом,
   так как возможно разбрызгивание и даже выброс жидкости. Нагревая
   пробирки, колбы, стаканы, не держать их отверстием к себе или в сторону находящихся рядом товарищей.
9. Нюхать выделяющиеся газы издали, помахивая рукой от сосуда к себе.
10. Реактивы не пробовать на вкус, так как большинство из них
    ядовиты.
11. При работе с газоотводной трубкой убирать спиртовку из-под
    пробирки с реакционной смесью можно лишь тогда, когда конец газоотводной трубки, опущенный в жидкость, удален из нее. Если убрать горелку преждевременно, то жидкость засосет в реакционную пробирку и может произойти ее разбрызгивание.
12. В лаборантской комнате должны быть огнетушитель, ящик с
    песком, аптечка с медикаментами.
13. Держать  дальше  от огня легковоспламеняющиеся вещества:
    эфир, бензин, спирт, бензол и др. Если воспламенится бензин, спирт
    или эфир, надо немедленно накрыть пламя асбестом или засыпать песком.
14.  Спиртовку нельзя зажигать, наклоняя ее к другой горящей спиртовке;  гасить спиртовку, накрывая ее сверху колпачком.
15. В случае возникновения пожара в лаборатории немедленно вызвать пожарную охрану. До прибытия пожарных гасить огонь песком,
    огнетушителем и водой.
16. В случае ожога лица, рук кислотой или щелочью необходимо
    оказать пострадавшему первую помощь и направить к врачу.
17. После ознакомления с правилами техники безопасности каждый учащийся должен расписаться в специальном журнале.

Практическая работа №1

«Ионные равновесия в растворах электролитов» 

Цель работы:

1.Выяснить факторы, влияющие на смещение равновесия в растворах

электролитов.

2. Установить причину изменения окраски индикаторов в растворах

некоторых солей.

Оборудование: прибор для сравнения электропроводности, хим. стаканы емкостью 50 мл, индикаторные лакмусовые бумажки (красные и синие), пробирки, реактивы.

Теоретическая часть.

В результате взаимодействия с молекулами растворителя электролиты в растворах диссоциируют на ионы. Реакции между ионами и молекулами в растворах электролитов приводят к образованию новых ионов или молекул. Этими новыми соединениями являются малорастворимые или малодиссоциированные соединения или газы.

Ионно-молекулярная форма записи уравнения реакции содержит только те ионы и молекулы, взаимодействие которых приводит к образованию новых малорастворимых или малодиссоциированных соединений или газов.

Ионные равновесия смещаются в том направлении, в котором происходит наиболее полное связывание ионов. Чем в большей степени связываются ионы с образованием новых ионов или молекул, тем в большей степени протекает реакция, т.е. в большей степени реакция идет «до конца».

О направленности реакции можно судить по растворимости малорастворимого соединения, константе диссоциации образующегося малодиссоциированного соединения, летучести или растворимости в воде газообразного продукта.

Ход работы.

Опыт № 1.   Электропроводность растворов различных веществ.

Прибор для проведения опыта состоит из эбонитовой пластинки, через которую проходят два угольных электрода, электрической лампочки (включенной в цепь электродов), сигнализирующей о наличии тока в цепи.

При помощи штепсельной вилки прибор присоединяется к электросети. Электроды погружают поочередно в ряд стаканов, наполненных:

1.дистиллированной водой;

2.раствором спирта;

3.раствором сахара;

4.раствором HCI;

5.раствором KNO3;

6.раствором NaOH.

Перед каждым погружением электроды необходимо тщательно промыть дистиллированной водой. Вилку включать в сеть только после погружения электродов.

Задания:

1.В тетради начертить схему прибора для сравнения электропроводности растворов.

2.Отметить, в каких случаях загорается лампочка. Объяснить наблюдаемые явления.

3.Составить уравнение электролитической диссоциации исследуемых электролитов.

Опыт №2.   Равновесие в растворе слабой кислоты.

2.1 Налить в пробирку 4-5 мл. воды, прибавить одну каплю концентрированной уксусной кислоты и 1 -2 капли раствора метилоранжа. Какую окраску принимает раствор?

 Почему?                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                          

Задания:

1. Записать наблюдения, ответив на вопросы, поставленные в тексте опыта.

2.Составить уравнение диссоциации уксусной кислоты и уравнение константы диссоциации.

2.2 Разделить раствор пополам. В одну из пробирок добавить несколько кристалликов ацетата натрия, содержимое пробирки взболтать и сравнить окраску с окраской раствора в первой пробирке.

Задание:

Записать наблюдения. Объяснить наблюдаемое явление, исходя из уравнения константы диссоциации уксусной кислоты.

Опыт №3. Равновесие в растворе слабого гидроксида.

3.1.Налить в пробирку 4-5 мл воды, прибавить 1 каплю концентрированного раствора аммиака и 1 -2 капли раствора фенолфталеина. Какую окраску приобретает раствор? Почему?

Задания:

 1. Записать наблюдения, ответив на вопросы, поставленные в тексте

эксперимента.

2. Составить уравнение диссоциации гидроксида аммония NH4OH и уравнение константы диссоциации.

3.2.Разделить раствор пополам. В одну из пробирок добавить несколько кристалликов хлорида аммония. Содержимое пробирки взболтать и сравнить окраску с окраской раствора в первой пробирке.

Задание:

Записать наблюдения. Объяснить наблюдаемое явление, исходя из уравнения константы диссоциации гидроксида аммония.

Опыт №4 Необратимость ионных реакций.

4.1.В три пробирки поместить по 3-4 капли растворов Na2SO4, ZnSO4, AI2(SO4)3 и прибавить по 2-3 капли раствора ВаС12 Что наблюдается?

4.2 В пробирку всыпать немного NaCl и прибавить 3-4 капли концентрированной H2SO4. Наблюдать выделение газа. Какого? Почему нельзя для этой реакции пользоваться разбавленной серной кислотой?

4.3 Маленький кусочек сульфида железа смочить в пробирке 3-4 каплями H2SO4. Определить по запаху выделяющийся газ.

Задания:

1.Составить уравнения химических реакций, происходивших в опытах 4.1 -4.3 в молекулярной и ионной формах.

2.Записать наблюдения.

3.Сделать вывод о том, в каких случаях реакции между растворами электролитов протекают в одном направлении (необратимо).

Опыт №5   Изменение окраски индикаторов в растворах кислот и

        щелочей.

5.1 Налить в три хорошо промытых пробирки 2 мл. дистиллированной воды и прибавить раствор лакмуса до хорошо заметной окраски. Отметить цвет лакмуса в водной среде. В одну из пробирок с раствором лакмуса добавить 4-5 капель р-ра серной или соляной кислот, а в другую - столько же капель раствора щелочи. Наблюдать изменение окраски.

5.2 Проделать то же самое, взяв вместо лакмуса фенолфталеин, а затем повторить опыт с метилоранжем.

Задания :

1. Наблюдения занести в таблицу №1:

2. Написать уравнения реакций электролитической диссоциации кислоты и щелочи.

3.Указать, какие ионы влияют на изменения окраски индикатора.

Опыт №6 Гидролиз солей.

В 6 пробирок налить по 1 мл. дистиллированной воды и внести порознь по несколько кристалликов К2СО3, Na3PO4, NaCl, AI2(SO4)3, CH3COONa. Содержимое пробирок взболтать и опустить в каждую пробирку концы розовой и синей лакмусовых бумажек, а затем сравнить окраску бумажек с окраской их в шестой пробирке (с водой).

Задания:

1. Наблюдение занести в таблицу №2:

Таблица № 2

2.Ответить на вопросы:

2.1Почему произошло изменение окраски лакмусовых бумажек в растворах некоторых солей?

2.2 Какие соли подверглись гидролизу?

3.Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций гидролиза солей, растворы которых имели, кислую или щелочную реакцию среды.

4.Указать, какие ионы в результате гидролиза соли влияют на изменения окраски индикатора.

Контрольные вопросы:

1. Что называется: а) электролитом б) гидролизом соли?

2.  Написать молекулярные и ионные уравнения следующих реакций:

NH4CI + NaOH  

CH3COONa + НСl

Сa(ОН)2 + HNO3 

MgCO3 + HCI  

3. Указать, какие из приведенных ниже солей подвергаются гидролизу: KNO3,Na2SO4, CuCI2, K2S, KBr. Для солей, подвергающихся гидролизу, составить уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

  4. Выпадет ли осадок при добавлении хлорида бария к насыщенному раствору сульфата кальция? При добавлении хлорида кальция к насыщенному раствору сульфата стронция? Ответ обосновать.

Практическая работа№2.

«Окислительно-восстановительные реакции»

Цель работы:

1. Проделать окислительно-восстановительные реакции;

2. Научиться составлять уравнения окислительно- восстановительных

реакций.

Оборудование: фарфоровая чашка, пробирки, реактивы.

*Теоретическая часть.

1. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронно-ионного баланса.
2. Составить схему реакции с указанием исходных и образующих веществ; отметить элементы, изменяющие степень окисления; найти окислитель и восстановитель.
3. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов или молекул.
4. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой  частях полуреакций; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы Н2О, ионы Н+ или ОН-.

Избыток кислорода в кислой среде связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральной и щелочной – молекулами воды с образованием гидроксид-ионов, например:

MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O (кислая среда),

NO3- + 6H2O + 8e- = NH3 + 9OH- (нейтральная или щелочная среда).

Присоединение кислорода восстановителем осуществляется в кислой и нейтральной средах за счет молекул воды с образованием ионов водорода, а в щелочной среде – за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды, например:

I2 + 6H2O - 10e- = 2IO3- + 12H+  (кислая или нейтральная среда),

CrO2- + 4OH- - 3e- = CrO42- + 2H2O (щелочная среда).

5. Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции.
6. Подобрать множители (основные коэффициенты) для поуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.
7. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных основных коэффициентов.
8. Расставить коэффициенты в уравнении реакции.

Ход работы:

Опыт1. 

К раствору KJ добавить по каплям хлорной воды ( хлорная вода — вода, насыщенная хлором). Наблюдать   выделение иода и его исчезновение в результате дальнейшего окисления до JO3.

Задания:

1. Написать уравнения реакции выделения иода из раствора иодида калия.
2. Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронного баланса.
3. Записать наблюдения и ионное уравнение данной реакции (в полном и сокращенном видах)

Опыт №2.

Поместить в пробирку 2-3 кусочка гранулированного цинка и подействовать на него раствором РЬ(СН3СОО)2.Набдлюдать выделение кристаллов металлического свинца.

Задания:

1. Написать уравнение реакции вытеснения свинца из раствора его соли.
2. Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронного баланса.
3. Записать наблюдения и ионное уравнение данной реакции (в полном и сокращенном видах) .

Опыт №3

В пробирку с раствором CuSO4 внести очищенную от ржавчины железную проволочку или гвоздик. Наблюдать выделение меди.

Задания:

1. Написать уравнение реакции выделения меди из раствора ее соли.
2. Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронного баланса.
3. Записать наблюдения и ионное уравнение данной реакции (в полном и сокращенном видах)

Опыт 4. (групповой)

В раствор Нg(NО3)2 опустить предварительно обезжиренную промыванием в бензоле десятикопеечную монету. Наблюдать выделение ртути. (Опыт проводится поя наблюдением преподавателя. Монету, покрытую ртутью, сдать лаборанту).

Задания:

1.Написать уравнение реакции выделения ртути из ее соли.

2.Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.

3.Записать наблюдения и ионное уравнение данной реакции (в полном и сокращенном видах).

0пыт№5 (проводится в вытяжном шкафу).

В две пробирки положить маленькие кусочки меди, затем добавить в одну пробирку 1 мл. разбавленной азотной кислоты, а другую - по каплям концентрированную азотную кислоту. Отметить выделения газа.

Задания:

1. Написать уравнения реакций, взаимодействия меди с разбавленной и концентрированной азотной кислотой, учитывая, что разбавленная HNO3, восстанавливается медью до оксида азота (П), а концентрированная - до оксида азота (IV).

2.Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.

3.Записать наблюдения.

Опыт №6.

6.1.Поместить в пробирку около 2 мл. разбавленной серной кислоты (среда), 2 мл. раствора Na2SO3 и 4-5 капель раствора КМnО4. Наблюдать изменения окраски раствора до полного его обесцвечивания.

6.2.К раствору КМnО4 прибавить равный объем конц. КОН, а затем по каплям добавить раствор Na2SO3. Наблюдать появление зеленой окраски.

6.3.К раствору КМnО4 добавить несколько капель расвтора Na2SO3.Наблюдать выделение бурого осадка МnО2.

На характер протекания и состав продуктов окислительно-восстановительных реакций влияет среда, в которой эта реакция осуществляется. Особенно наглядно это прослеживается в поведении перманганата калия как окислителя. В кислой среде он образует свои соли MnSO4; МnС12 (в зависимости от кислоты, взятой для подкисления). в нейтральной среде восстановление КМпО4 сопровождается образованием МnО2. а в сильнощелочной среде - К2Мn04.

Задания:                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                      

1. Написать уравнения реакций окисления КМлО4 сульфитом натрия в кислой, щелочной и нейтральной средах.                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                
2. Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
3. Записать наблюдения.

Контрольные вопросы:

1.  Какие реакции называются окислительно-восстановительными?

2. Что называется степенью окисления?

3.  Что называется окислением (восстановлением)?

4.  Что называется окислителем (восстановителем)?

5. Как меняется степень окисления элемента: а) претерпевающего окисление (восстановление), б) выполняющего функцию окислителя (восстановителя)?

6. Какова степень окисления: а) азота в соединениях KNO3; NaNO2; N2; NH3, б) хлора в соединениях НС1; НСl; С12; НСlO4, в) хрома в соединениях СгС13;CrO3; K2Cr207; Na2Cr04.

7. Проставьте степени окисления атомов элементов в соединениях:

К2В4О7; CaMnO4; NaCIO4; Sn(SO4)2.

8. В следующих уравнениях реакций определите окислитель и восстановитель, их степень окисления, расставьте коэффициенты:

 Р + HNO3 + Н2О       Н3РО4 + N0

 Ni + HNO3          Ni(NO3)2 + NO + Н20

Аl + NaOH + Н20      NaAlO2 + Н2

 МпО2 + КСlO3 + КОН      K2MnO4 + KCI + Н20

 NaCrO2 + Br2 + NaOH      NaBr + Na2Cr04 + Н2О

K2Mn04 + Н2О      KMnO4 + MnO2 +KOH

Zn + H2SO4       ZnSO4 + H2S + H20

Практическая работа        №3

«Соединения неметаллов»

Цель. Изучить свойства некоторых  неметаллов и их соединений. 

Оборудование: пробирки, реактивы.

Теоретическая  часть.

Неметаллические элементы в основном расположены в правой верхней части периодической системы. Так как в периодах слева направо у атомов элементов увеличиваются заряды ядер и уменьшаются атомные радиусы, а в группах сверху вниз атомные радиусы также возрастают, то понятно, почему атомы неметаллов сильнее, чем атомы металлов, притягивают наружные электроны. В связи с этим у неметаллов преобладают окислительные свойства. Особенно сильные окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-м и 3-м периодах VI—VII групп. Самым сильным окислителем является фтор. В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные способности неметаллов увеличиваются в следующем  порядке:

Si, В, Н2, Р, С, S, Ь, N2, СЬ, О2, F2.

Следовательно,   энергичнее   всего   взаимодействует   с водородом и металлами фтор:

Фтор — самый типичный неметалл, которому нехарактерны восстановительные свойства, т. е. способность отдавать электроны в химических реакциях.

Кислород же, судя по его соединениям с фтором (OF2, O2F2), может проявлять и положительную степень окисления, т. е. являться восстановителем.

Все остальные неметаллы проявляют восстановительные свойства. Причем эти свойства постепенно возрастают от кислорода к кремнию:

О2, Сl, N2 , I2, S, С, Р, Н2 , В, Si.

Ход работы.

Опыт1.Получение хлора, брома и йода. Их химические свойства. 

Опыт проводится в вытяжном шкафу.

1. Получение хлора.

Внести в отдельные пробирки по одному микрошпателю диоксида марганца, диоксида свинца, дихромата калия и перманганата калия. В каждую из них добавьте по 2-3 капли концентрированной соляной кислоты. Если реакция протекает недостаточно энергично, содержимое пробирки следует осторожно нагреть.

Задание.

1.  Напишите уравнения реакций.

2. Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
3. Записать наблюдения.

1. Получение брома и йода.

В две пробирки внести по 1 микрошпателю диоксида марганца. В одну пробирку внесите 2-3 кристалла бромида калия, а в другую – столько же иодида калия. Затем в обе пробирки добавьте по 1-2 капли концентрированной серной кислоты. Если реакция протекает недостаточно энергично, содержимое пробирки следует осторожно нагреть.

Задание.

1.  Напишите уравнения реакций.

2. Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
3. Записать наблюдения.

Опыт2. Осаждение малорастворимых галогенидов серебра.

Обнаружение галогенид-ионов в водном растворе основано на реакции: А+ + Х- = АХ, где Х- = Cl-, Br-, I-.

В три пробирки поместите по несколько капель растворов с Cl-, Br-, I- - ионами соответственно. Добавьте в каждую пробирку столько же капель раствора нитрата серебра.

Задание.

1.  Напишите уравнения реакций.

2.  Опишите цвет и консистенцию образующихся осадков.

3.  По справочнику запишите значения констант Пр AgCl, Пр AgBr,      Пр AgI.

Опыт 3. Получение диоксида серы, кислотные свойства сернистой кислоты.

(Выполнять в вытяжном шкафу)

3.1.   К 2-3 микрошпателям сульфита натрия, помещенным в пробирку с газоотводной трубкой, добавьте 8-10 капель разбавленной соляной кислоты. Пробирку слегка нагрейте и пропустите выделяющийся газ в другую пробирку, наполненную на 1/4 водой.

Осторожно определите запах полученного раствора. Сохраните полученный раствор для последующих опытов, закрыв пробирку пробкой.

Задания.

1. Зарисуйте прибор.
2. Напишите уравнения реакций.
3. Запишите наблюдения.

3.2.  К нескольким каплям полученного раствора добавьте лакмус.

Задания.

1. Напишите уравнения ступенчатой диссоциации сернистой кислоты, выражения для К1и К2 и их числовые значения.
2. Отметьте наблюдения.

Опыт4.    Восстановительные свойства сернистой кислоты.

Прибавьте раствор сернистой кислоты, полученной в опыте 2 , по каплям к следующим растворам до обесцвечивания окислителя или до полного изменения его окраски:

1. к 3-4 каплям бромной воды;
2. к 1-2 каплям раствора перманганата калия;
3. к 2-3 каплям раствора дихромата калия, подкисленного равным объемом разбавленной серной кислоты.

Задания.

1. Напишите уравнения реакций.
2. Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
3. Записать наблюдения.

Опыт 5. Свойства серной кислоты.

5.1. Опыт проводится в вытяжном шкафу.

В пробирку поместите 1-2 небольших кусочка медной стружки и 4-5 капель концентрированной серной кислоты. Укрепите пробирку в штативе и осторожно нагрейте. Обратите внимание на выделение газа и цвет образующегося раствора. Поднесите к отверстию пробирки бумажку, смоченную раствором перманганата калия. Какой газ выделяется?

5.2. Повторите предыдущий опыт, взяв вместо меди цинк. Определите выделяющийся газ с помощью фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца.

Задания.

1. Напишите уравнения реакций.
2. Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
3. Записать наблюдения.

Опыт6. Растворимость сульфатов Ca2+, Sr2+,Ba2+,Pb2+.

Налейте в четыре пробирки по 3-4 капли раствора сульфата натрия. Добавьте в одну из них 3-4 капли раствора хлорида кальция, в другую -  соли стронция, в третью – соли бария, в четвертую – нитрат свинца.

Задания.

1. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
2. Сделать вывод о растворимость сульфатов в воде.
3. Сравнить величины Пр образующихся малорастворимых сульфатов. В каком случае происходит более полное осаждение сульфат – ионов? Почему?

Опыт7.  Получение фосфатов кальция.

В три пробирки налить растворы фосфата, гидрофосфата и дигидрофосфата натрия и к каждому из растворов добавить раствор хлорида кальция. В каких пробирках выпадает осадок?

Задания.

1. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
2. Сделать вывод о растворимость фосфатов кальция в воде.

Опыт8.  Гидролиз ортофосфатов натрия.

В три пробирки налить по 5-6мл воды и добавить по несколько капель раствора лакмуса. Одну пробирку оставить как контрольную для сравнения, во вторую добавить немного кристаллического фосфата натрия, в третью – немного кристаллического дигидрофосфата натрия. После этого перемешать содержимое пробирок до растворения солей и сравнить окраску индикатора в них с контрольной пробиркой. Какова реакция среды в каждой из пробирок?

Задания.

1. Ответить на вопрос, поставленный в опыте.
2. Объяснить и подтвердить расчетом кислую среду в третьей пробирке.

Контрольные вопросы.

        1.Объяснить, почему сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением порядкового номера галогенов. Почему в этом же направлении повышается   восстановительная   активность   галогеноводородов   и   галогенидов?

        2.Указать  все  возможные степени  окисления  галогенов  в  соединениях. При каких степенях окисления галогены обладают окислительно-восстановительной двойственностью? Привести примеры.

        3.Почему фтор не обладает переменной валентностью?

        4.Написать реакции  взаимодействия  хлора  со  щелочами на  холоду  и при нагревании.

        5.Написать три типа реакций разложения хлорноватистой кислоты.

        6.Сравнить   произведения   растворимости   хлоридов   серебра,   свинца   и ртути.

        7.Почему плавиковая кислота — самая слабая из всех галогеноводородных кислот?

        8.При каких условиях можно получить хлорат калия из поташа и свободного хлора?

        9.Как получить хлорат калия, имея серную кислоту, диоксид марганца,

хлорид натрия, воду и металлический калий?

        10.Закончить уравнения окислительно-восстановительных реакций и указать окислители и восстановители:

        1) KI + H2O2 + H2SO4 —>        

2. Br2 + Cl2 + H20
3. KNO2+KI+H2SONO +
4. ВаО2 + 2С1О2 
5. NaIO3+SO2 + H2O
6. NalO3 + NaHSO3 
7. Kl (изб.) + Cl2 + H2O
   9) KI + Cl2 (изб.) + H2O
   9) KC1O3 + H2SO4 (конц.)

10. KI + H2SO4 (конц.) —>

        11.Назвать   аллотропные   модификации   серы   и   указать   температуры   их превращений. При какой температуре сера плавится?

        12.Указать возможные степени окисления серы в соединениях. При каких степенях окисления сера обладает окислительно-восстановительной двойственностью? Привести примеры.

        13.Указать  способы получения  тиосульфата натрия.  Написать его структурную формулу.

        14.Сравнить константы  диссоциации  следующих  кислот:  сероводородной,  сернистой,  уксусной,  хлорноватистой,  угольной  и  синильной.  Назвать  самую сильную и самую слабую.

        15.Сравнить произведения растворимости труднорастворимых сульфатов.Указать наименее растворимый сульфат и вычислить концентрацию сульфат-иона в насыщенном растворе этой соли.

        16.В чем выражается сходство селена и теллура с серой?

        17.Как изменяются кислотные и окислительные свойства в ряду кислот: сернистая, селенистая и теллуристая?

           18.Почему фосфин проявляет более слабые основные свойства   чем  аммиак?        '

           19.Напишите структурные формулы мета-, орто- и пирофосфорных   фосфористой, фосфорноватистой и фосфорноватой кислот и укажите их основности.

          20.Закончить уравнения следующих реакций:

1. Р + Ва(ОН)2 + Н2О
2. NaPO3 + Cr2O3 
3. Na2HPO4 + NH4OH + MgCI2

Практическая работа№4.

«Магний и щелочноземельные металлы»

Цель работы.

1. Сравнить свойства соединений магния и щелочноземельных металлов.

2. Повторить понятие произведения растворимости.

Оборудование: штатив, пробирки,  пробирка с газоотводной трубкой, реактивы.

Теоретическая часть.

Магний Mg, кальций Ca, стронций  Sr и Ba являются типичными металлами. На внешнем электронном слое атомов этих элементов находится по два электрона: в своих соединениях они всегда имеют степень окисления  2+.

Реакционная способность этих металлов довольно высока: по химической активности они уступают лишь щелочным металлам. В ряду напряжений все четыре металла расположены значительно левее водорода. С водой Ca, Sr, Ba реагируют уже на холоду, Mg – при кипячении.

Оксиды всех металлов с общей формулой МеО, получаемые обычно при обжиге  карбонатов, представляют собой белые кристаллические вещества. По отношению к воде оксид магния инертен; оксиды кальция, стронция и бария с водой взаимодействуют легко, образуя при этом соответствующие гидроксиды Ме(ОН)2.

Гидроксиды магния и всех щелочноземельных металлов проявляют только основные свойства. За исключением Mg(OH)2, все они относятся к  сильным основаниям. Mg(OH)2 в воде мало растворим ( 10-4г/л), а потому его легко можно выделить из растворов солей Mg2+. С увеличением порядкового номера элемента растворимость гидроксидов увеличивается: для Ca(OH)2 она составляет около 2 г /л, для Ba(OH)2 - около  60 г/л. В лабораторной практике применяют растворы  Ca(OH)2 (известковая вода) и  Ba(OH)2  (баритовая вода).

Большинство солей магния и щелочноземельных металлов в воде растворимы хорошо. К  малорастворимым солям относятся: сульфаты – MeSO4,  карбонаты - MeCO3 и ортофосфаты - Me3(PO4)2. Причем растворимость сульфатов резко уменьшается от Mg к Ba (MgSO4 обладает высокой растворимостью; CaSO4 частично растворим;  SrSO4 и BaSO4 практически нерастворимы).

При действии избытка углекислого газа на водные суспензии карбонатов последние легко переводятся в хорошо растворимые бикарбонаты по схеме:

MeCO3 + CO2 + H2O = Me(HCO3)2

Природную воду, содержащую соли кальция и магния, называют жесткой. При этом различают временную (устраняемую кипячением) и постоянную жесткости. Временная жесткость обусловлена наличием в воде бикарбонатов – Me(HCO3)2, постоянная жесткость  - хлоридов и сульфатов MeCl2, MeSO4. Количественно жесткость оценивают суммарным числом мг-эквивалентов ионов  Ca2+ и Mg2+, содержащихся в 1 л воды.

В водных растворах соли щелочноземельных металлов гидролизу по катиону не подвергаются.

Летучие соли кальция, стронция и бария окрашивают несветящееся пламя газовой горелки соответственно в кирпично-красный, карминовый и бледно-зеленый цвета.

Ход работы.

Опыт1. Образование малорастворимых сульфатов.

1.1  К растворам хлорида магния, кальция, стронция и бария добавить по каплям 2н раствор H2SO4. Отметить в каких пробирках выпал  осадок. Обратить внимание на время выпадения осадков в двух последних пробирках.

Задания:

1. Запишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций

образования сульфатов. Укажите наблюдения.

2.  Сделать вывод о растворимости сульфатов магния, кальция, стронция и бария.

    1.2 В две пробирки внести по 5-10 капель раствора SrCl2 , в одну из них добавить равный объем  насыщенного раствора CaSO4, а в другую  - равный объем насыщенного раствора BaSO4. Почему осадок выпадает только в первой пробирке?

Задания:

1.  Запишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций

образования сульфатов. Укажите наблюдения.

2. Ответьте на вопрос, поставленный в ходе эксперимента. Дать объяснение, исходя из произведения растворимости солей.

Опыт 2. Образование малорастворимых карбонатов.

2.1 К растворам хлорида магния, кальция, стронция и бария прилить раствор K2CO3. Испытать отношение осадков к соляной кислоте.

Задания:

1. Запишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций

образования карбонатов, их взаимодействия с соляной кислотой. Укажите наблюдения.

2.2 Влить в стаканчик 3 мл известковой воды, 7 мл  дистиллированной воды и пропускать из аппарата Киппа ток CO2 со скоростью, позволяющей   вести счет пузырьков газа. Наблюдать выпадение осадка, растворяющегося при пропускании избытка CO2.

Как из образовавшегося в растворе бикарбоната кальция выделить в осадок карбонат кальция двумя различными методами?

Задания:

1. Запишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций

образования карбонатов. Укажите наблюдения.

    2. Ответьте на вопрос, поставленный в ходе эксперимента.

Опыт3. Образование малорастворимых оксалатов.

3.1 К растворам хлоридам магния, кальция, стронция и бария добавить раствор (NH4)2C2O4. Что наблюдается?

Задания:

1. Запишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций

образования оксалатов. Укажите наблюдения.

Опыт4. Образование малорастворимых хроматов.

К растворам хлоридов магния, кальция, стронция и бария добавить раствор K2CrO4. Что наблюдается?

Задания:

1. Запишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций

образования хроматов. Укажите наблюдения.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ

1. Какие степени окисления способны проявлять s-элементы II группы?
2. Как изменяются свойства щелочноземельных элементов по подгруппе?
3. В чем состоит отличии  бериллия от нижестоящих элементов?
4. Что Вы выберите, Na или Bе, чтобы восстановить CaCl2 до Ca?
5. Какое из двух оснований более сильное: Ca(OH)2 или Ba(OH)2?
6. Как изменяется значения температуры  плавления в ряду простых веществ Be-Mg-Ca-Sr-Ba-Ra?
7. Какая соль – Be(NO3)2  или Мg(NO3)2 – при одинаковых условиях в большей степени подвергаются гидролизу? Написать уравнения гидролиза этих солей. Как  сместится равновесие гидролиза при добавлении кислоты? При добавлении раствора соды?
8. Вычислите произведение растворимости SrCO3, если в 5 л  насыщенного раствора содержится 0,05 г. этой соли.
9. Сколько воды потребуется для растворения одного грамма BaCO3, произведение растворимости которого равно 1,9*10-9?

Практическая работа№5

"Амфотерные гидроксиды и их свойства"

Цель работы:

1. Получить гидроксиды цинка, алюминия и испытать их свойства.
2. Проверить амфотерные свойства алюминия.
3. Изучить свойства соединений олова(ll) и свинца.

Оборудование: штатив с пробирками, спиртовка,  лучинка, растворы — хлорида или сульфата цинка, сульфата алюминия, нитрата свинца(П), сульфата марганца(ll),растворы — хлорида олова (II), хлорида или нитрата висмута, гидроксида калия или натрия, растворы — серной, соляной и азотной кислот; азотная кислота (d=l,4), 30%-ный раствор серной кислоты, 30%-ный раствор гидроксида натрия, алюминиевые стружки, оксид свинца(lV).

Теоретическая часть.

Электролитическая диссоциация гидроксидов амфотерных металлов — алюминия, цинка, хрома, олова и некоторых других — в кислой среде идет по уравнению

Zn(0H)2=Zn 2+  +2 0H

В щелочной среде эти гидроксиды диссоциируют по уравнению

Zn(0H)2 =2Н+ + Zn022

или Zn2++2OH  = Zn(OH)2    = 2H+  + ZnO22

При написании уравнений реакций между амфотерными гидроксидами и кислотами формулу основания записывают в обычной форме (Zn(OH)2), а в реакции со щелочью удобней записывать в форме кислоты  (H2Zn02).

Ход работы.

Опыт№1.   Получение гидроксида цинка и испытание его амфотерных свойств.

Налить половину пробирки раствора какой-нибудь соли цинка и прибавить несколько капель гидроксида натрия до образования белого осадка. Разлить полученный раствор вместе с осадком в две пробирки. В одну из них прилить щелочи, а в другую — кислоты до растворения осадка.

Задания:

1. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций: образования гидроксида цинка действием щелочи на соль цинка; взаимодействия серной или соляной кислоты с гидроксидом цинка; взаимодействия щелочи с гидроксидом цинка. Записать наблюдения.
2. Сделайте вывод о свойствах гидроксида цинка.

Опыт№2. Свойства алюминия: отношение к кислотам и щелочам.

2.1  В три пробирки налить на четверть объема растворы кислот: в одну — соляной, в другую — серной, в третью — азотной. Опустить в каждую пробирку немного стружек алюминия. Наиболее энергично реакция идет с соляной кислотой, значительно медленнее с серной кислотой, а с разбавленной азотной кислотой алюминий не реагирует. Когда в первых двух пробирках начинается энергичное выделение газа, попробовать поджечь его горящей лучинкой.

2.2  Проводить под тягой

В пробирку налить очень немного азотной кислоты (к.) и бросить в нее алюминиевые стружки. Слегка нагреть раствор и наблюдать сначала медленное, а затем бурное протекание реакции, которую можно замедлить или почти прекратить, прибавив в пробирку большое количество воды.

2.3 Налить четверть пробирки 30%-ного раствора гидроксида натрия и насыпать в него немного алюминиевых стружек. Когда начнется энергичное выделение газа, поджечь его горящей лучинкой.

Задания:

1. Написать уравнения реакций, происходящих между: алюминием и серной кислотой; алюминием и соляной кислотой; алюминием и азотной кислотой (d=l,4); алюминием и щелочью. Записать наблюдения.
2. Сделайте вывод о свойствах алюминия.

Опыт№3. Получение гидроксида алюминия и испытание  его амфотерных свойств.

Налить половину пробирки раствора сернокислого алюминия и прибавить несколько капель гидроксида натрия или гидроксида калия до образования белого осадка. Разлить полученный раствор вместе с осадком в две пробирки. В одну из них прилить щелочи, а в другую — соляной или серной кислоты до растворения осадка.

Задания:

1.     Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций:

образования гидрокида алюминия действием щелочи на сульфат алюминия; взаимодействия серной или соляной кислоты с гидроксидом алюминия; взаимодействия щелочи с гидроксидом алюминия, с образованием соли состава NaAlO, или КА102. Записать наблюдения.

2.     Сделайте вывод о свойствах гидроксида алюминия.

Опыт№4. Восстановительные свойства хлорида олова(II).

Налить четверть пробирки какой-либо соли висмута и прибавить к нему гидроксида натрия до получения осадка.

В другую пробирку налить хлорида олова (II) и прибавить к нему гидроксида натрия до растворения получающегося осадка.

К полученному раствору станнита натрия прибавить ранее приготовленный белый осадок гидроксида висмута. Наблюдать почернение осадка.

Задания:

1.      Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций:

между нитратом или хлоридом висмута и гидроксидом натрия; взаимодействия хлорида олова (II) с гидроксидом натрия; взаимодействия станнита натрия с гидроксидом висмута с образованием металлического висмута и станната натрия.

Указать, какой элемент окислился, какой восстановился и какое вещество является окислителем и восстановителем. Записать наблюдения.

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

Опыт№ 5 Свойства соединений свинца.

5.1. Налить четверть пробирки раствора нитрата свинца (II) и приливать к нему по каплям раствор гидроксида натрия до выпадения белого осадка. Полученный осадок вместе с раствором разлить в две пробирки. В одну из пробирок прилить разбавленной азотной кислоты, а в другую — избыток гидроксида натрия до растворения осадка.

5.2.  В пробирку насыпать немного оксида свинца(lV), затем прибавить 10-15 мл 30%-ной серной кислоты и 2-3 капли разбавленного раствора сульфата марганца(ll). Кипятить содержимое пробирки 1-2 мин (осторожно!) и дать жидкости отстояться.  Наблюдать окрашивание раствора в фиолетовый цвет (НМnО4).

5.3.   К раствору нитрата свинца(П) прилить раствор соляной кислоты. Нагреть жидкость с осадком. Как изменяется растворимость хлорида свинца при нагревании?

5.4.   К раствору нитрата свинца(П) прилить раствор серной кислоты.

Задания:

1. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций взаимодействия: нитрата свинца(II) с гидроксидом натрия; гидроксида свинца(II) с азотной кислотой; гидроксида свинца(П) с гидроксидом натрия; нитрата свинца(II)  с соляной кислотой; нитрата свинца(II) с серной кислотой. Записать наблюдения.

2. Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции между сернокислым марганцем(П) и двуокисью свинца в присутствии серной кислоты, с образованием марганцовой кислоты (НМnО4). Записать наблюдения.

Контрольные вопросы.

1. Почему алюминий вытесняет водород из воды только при добавлении щёлочи? Написать уравнения соответствующих реакций.

2. Сравнить массы гидрида кальция и металлического алюминия, необходимых для получения 50 л водорода?

3. Как из алюмоаммониевых квасцов получить:

1. гидроксид алюминия;
2. сульфат бария;
3. алюминат калия.

Написать уравнения соответствующих реакций.

4. Закончить уравнения реакций:

1. Al2(SO4)3 + Na2S + H2O →

2)AlCl3 + Na2CO3 + H2O →

3)Al + KOH + H2O →

4)Zn(NO3)2 + Na2CO3 + H2O →

5)Zn + NaNO3 + NaOH →

6)Na2[Zn(OH)4] + H2O →

5. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме реакции гидролиза хлорида алюминия, ацетата цинка.

6. Напишите в молекулярной и сокращённой ионной формах уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

                Al2(SO4)3 → X → Y → Al

Назовите вещества X и Y.

7. Имеется смесь опилок алюминия, цинка и меди. Масса твёрдого осадка после обработки образца этой смеси массой 8 г избытком концентрированной азотной кислоты составила 1,52 г. Образец этой же смеси массой 3 г внесли в избыток концентрированного раствора щёлочи, масса нерастворимого остатка составила 0,6 г. Определите массовые доли металлов в смеси.

8. К раствору, содержащему хлорид алюминия массой 32 г, прилили раствор, содержащий сульфит калия массой 33 г. Какой осадок образуется? Определите массу осадка.

Практическая работа №6

"Металлы побочных подгрупп"

Цель работы:

1. Получить гидроксиды хрома (III), железа (II) и (III) и испытать их свойства.

2. Проверить окислительно-восстановительные свойства соединений хрома и железа разных степеней окисления.

3.   Выполнить и запомнить качественные реакции на ионы Fe 2+ и

Fe3+.

Оборудование: спиртовка, стеклянная палочка, пробирки, реактивы.

Теоретическая часть. 

Металлические элементы  побочных подгрупп  являются  d-элементами.   У  их   атомов,   как   правило,   на   наружном энергетическом уровне сохраняются два s-электрона, а очередные, или порядковые, электроны помещаются не на наружных,    а    на    предпоследних   энергетических    уровнях. У некоторых, например, у атомов хрома Сг и меди Си, происходит  так  называемый  «провал»  наружных  электронов и на  наружном  уровне остается  только  по  одному электрону.   Этим   и   объясняются   их   отличительные свойства.

Закономерности изменения химической активности у элементов побочных подгрупп в направлении сверху вниз иные, нежели в главных подгруппах. В побочных подгруппах химическая активность (с некоторыми исключениями) соотствующих металлов уменьшается. Так, например, золото химически менее активно по сравнению с медью.

 Однако отдельные общие закономерности проявляются и у металлических  элементов  побочных  подгрупп.  Отметим важнейшие из них.

1. У d-элементов   III—VII  групп максимальная  положительная степень окисления совпадает с номером группы.
2. Некоторые d-элементы VIII группы, например рутений
   и осмий, также образуют соединения, в которых их

максимальная степень окисления равна +8, т.е. соответствует номеру группы.

   3.        С увеличением  степени окисления атомов металлов
побочных подгрупп основные свойства их оксидов и гид-
оксидов  уменьшаются,   а  кислотные — усиливаются.   Например, СгО — основный оксид, Сг2О3 — амфотерный оксид, СгОз — кислотный оксид. Последнему оксиду соответствуют следующие кислоты и соли: Н2СгО4 — хромовая кислота; Na2СгО4 , К2СгО4 — хроматы, Н2Сг207 — двухромовая кислота; Nа2Сг207, К2Сг207  — дихроматы.

Ход работы.

Опыт №1. Получение хромитов и хроматов.

1.1. В 2-е пробирки с раствором соли хрома (III) прибавьте по каплям раствор щелочи до образования осадка. В одну из них прилейте раствор серной или соляной кислот, в другую - щелочи. Наблюдайте происходящие в пробирках изменения.

Задания:

1.  Напишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций получения гидроксида хрома (III) и растворения его в растворе кислоты и в избытке раствора щелочи.

2.     Напишите наблюдения.

3.     Сделайте вывод о свойствах гидроксида хрома (III).

1.2. К 1 мл раствора соли хрома (Ш) прибавьте избыток раствора щелочи до растворения образовавшегося осадка, а затем - раствор перекиси водорода. Раствор нагрейте. Наблюдай re изменение цвета раствора.

Задания:

1.    Напишите в молекулярном и ионном видах уравнение реакции получения метахромита соответствующего металла.

2.     Составьте окислительно-восстановительное и ионное уравнения реакции, проходящей между:

- хромитом Na или К и перекисью водорода в щелочной среде. Состав продуктов реакций определите по изменению окраски раствора.

3. Запишите наблюдения и сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах соединений Сг3+.

Опыт2. Окислительные свойства дихроматов.

К раствору дихромата калия прибавьте раствор серной кислоты, а затем - раствор сульфита натрия до изменения окраски раствора.

Задания:

1.    Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярном и ионном видах.

2.     Запишите наблюдения: сделайте вывод о свойствах дихроматов.

Опыт № 3. Перевод хроматов в дихроматы и обратно.

К раствору хромата натрия прибавьте раствор серной кислоты. Что наблюдаете? К полученному раствору прибавьте раствор щелочи. Как объяснить происшедшие изменения окраски растворов?

Задание:

Запишите наблюдения и напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, объясняющие наблюдаемые явления.

Опыт № 4. Получение гидроксидов железа (II) и (III) и испытание их свойств.

4.1. Растворите в пробирке с 3-4 мл дистиллированной воды несколько кристалликов сульфата железа (II), прибавьте к нему раствор щелочи до образования осадка. Полученный осадок вместе с раствором разлейте в 3 пробирки. В одну из них прилейте раствор серной или соляной кислот, в другую - раствор щелочи, а третью оставьте стоять на воздухе. Наблюдайте происходящие в пробирках изменения.

Задания:

1.       Напишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций получения гидроксида железа (II) и окисления его кислородом воздуха.

2.    Сделайте вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида железа (II), подтвердив его записью соответствующих наблюдений и уравнений реакций 9 молекулярном и ионном видах.

4.2. Аналогично получите из соли гидроксид железа (III) и проверьте его кислотно-основные свойства.

Задание:

Результаты эксперимента занесите в тетрадь, подтвердив их записью соответствующих уравнений реакций.

Опыт №5. Гидролиз солей трехвалентного железа.

5.1.      1-2 капли раствора хлорида железа (III) перенесите стеклянной палочкой на синюю и розовую лакмусовые бумажки.

Задания:

1. Запишите наблюдения, сделайте вывод.

2. Напишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакции гидролиза хлорида железа (Ш).

5.2. К раствору хлорида железа (III) прилейте раствор карбоната натрия и наблюдайте образование осадка гидроксида железа (III) и выделение пузырьков углекислого газа.

Задания:                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                          1.    Напишите в молекулярном виде уравнения реакций, происходящих между:

-  хлоридом железа (III) и карбонатом натрия;

-  карбонатом железа и водой.

Суммируйте оба уравнения, запишите итоговое уравнение в молекулярном и ионном видах.

Опыт№ 6. Окисление сульфата железа (II) перманганатом калия.

Налейте в пробирку 1 мл раствора перманганата калия, 2-3 капли раствора серной кислоты, прибавьте несколько кристалликов сульфата железа (II) и взболтайте. Что наблюдаете?

Задания:

1.     Запишите наблюдения.

2.  Составьте молекулярное и ионные уравнения окислительно-восстановительной реакции. Состав продуктов реакции определите по изменению окраски раствора. Коэффициенты расставьте методом электронного-ионного баланса.

Опыт № 7 Открытие в растворе ионов Fe2+ и Fe3+

Ионы двух- и трехвалентного железа дают с красной K3[Fe(CN)6] и желтой K4[Fe(CN)6] кровяной солью очень характерно окрашенные .соединения, по которым может быть определено их присутствие в растворе.

7.1.  К свежеприготовленному раствору сульфата железа (II) прилейте раствор красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Наблюдайте выпадение осадка, отметьте его цвет.

7.2. К раствору хлорида железа (Ш) прилейте раствор желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6]. Что наблюдается?

Задания:

Напишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций взаимодействия между солями железа и растворами красной и желтой кровяных солей (ферроцианидов калия). Сделайте вывод:

1.    О кислотно-основных свойствах гидроксидов Fe2+ и Fe3+.

2.   Об окислительно-восстановительных свойствах соединений Fe+2 и Fe+3.

Контрольные вопросы и задачи:

1. По каким признакам и как подразделяются металлические элементы в периодической системе элементов?

2. Каково местоположение металлических элементов в периодической системе?

3.  В чем состоит сущность металлической связи? Чем она похожа и чем отличается от ковалентной?

4. Чем и как объясняются характерные для металлов физические свойства?

             5. Почему элементарные металлы проявляют только восстановительные свойства?

6.  Какие практически важные выводы можно сделать на основании ряда напряжений? Какие несоответствия наблюдаются в этом ряду и как их разъяснить?

7. С помощью, каких реакций можно осуществить следующие превращения:

7.1.   Fe       FeCI2         FeCl3         Fe(OH)3           Fe2O3

7.2.   Fe       FeCl3       Fe(OH)3      Fe2(SO4)3

S. Закончите уравнения реакций. Составьте электронные уравнения, расставьте коэффициенты:

8.1.   КМпО4 + НСl     CI2 + MnCl2 + КСl + H2O

8.2.   СгСl3  + Br2 + KOH       K2CrO4 + KBr + KCl + H2O

8.3.   HgS + HCl + HNO3       S + HgCl2 + NO + H2O

9. При нагревании железо реагирует с хлором и серой, образуя соответственно хлорид железа (III) и сульфид железа (II). Сколько граммов железа вступит в реакцию с 2 моль хлора и 1,5 моль серы?

10. На смесь железа и меди массой 1,76 г. подействовали горячей серной кислотой объемом 7 мл с массовой долей H2SO4 70 % (пл. 1,6). Определите: состав смеси, сколько и какой газ выделился в результате реакции.

Литература:

1.Начала химии. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А.   7-е изд., перераб. и доп. - М.: 2002

2.   Г.П. Хомченко «Химия для поступающих в вузы», М., Высшая школа; 1994.

3.  «Руководство к лабораторным работам по общей и неорганической химии» под руководством Кульба Ф.Я.; Химия, 1976.

4.   В.М.Потапов «Химия», М., Высшая школа, 1985.