Лабораторные работы «Химические свойства d-элементов и их соединений»

Работа № 9. Медь. Серебро.

Приборы и реактивы', пробирки, штатив и держатель для пробирок; водяная баня, спиртовка, стакан с горячей водой, промывалка. Лакмусовая бумага. Крахмальный клейстер. Сульфит натрия (сухой).

Металлы, медь (стружка), цинк (гранулы).

Растворы', соляной кислоты (2 н. и конц., р = 1,19 г/см³), серной кислоты (2 и. и конц. р = 1,84 г/см³), азотной кислоты (2 и. и конц. р = 1,4 г/см³), гидроксида натрия (2 н), солей CuS0₄ (0,5 и.), иодида калия (0,5 и.), гидроксида аммония (2 и. и конц. 25%-ный), карбоната натрия (2 н.), сульфита натрия (0,5 и.), тиосульфата натрия (0,5 н.), пероксида водорода (3%-ный), глюкозы (10%-ный).

Опыт 1. Получение меди восстановлением ее из растворов Внести в пробирку 5—6 капель раствора CuS0₄ и опустить в него гранулу цинка. Встряхивая осторожно пробирку, наблюдать, как на поверхности цинка появляется красный налет меди. Написать уравнение реакции взаимодействия сульфата меди с цинком. Пользуясь рядом напряжений, указать, какие еще металлы могут вытеснять медь из растворов ее солей.

Опыт 2. Взаимодействие меди с разбавленными и концентрированными кислотами В три пробирки поместить по кусочку стружки меди и прибавить по 5—6 капель 2 н. растворов кислот: в первую — соляной, во вторую — серной, в третью — азотной.

Проделать аналогичный опыт с концентрированными кислотами: серной и азотной. Написать уравнения реакций методом электронноионного баланса, учитывая, что образуются продукты, указанные в табл. 16.2.

Таблица 16.2

Почему медь не реагирует с разбавленными НС1 и H₂S0₄? Как изменился цвет растворов? Какой ион обусловливает эту окраску?

Опыт 3. Получение гидроксида меди (Н) и исследование его свойств.

а) Получение и разложение гидроксида меди (II) при нагревании.

Внести в пробирку 3—4 капли раствора CuS0₄ и столько же 2 н. NaOH.

Отметить цвет выпавшего осадка гидроксида меди (П). Осторожно нагреть на спиртовке пробирку с полученным осадком. Как изменяется цвет осадка при превращении гидроксида меди (П) в оксид меди (П)? Написать молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакций.

б) Отношение гидроксида меди (Н) к кислотам и щелочам

В двух пробирках получить гидроксид меди (И). К полученным осадкам прибавить в одну пробирку 5—6 капель 2 н. раствора H₂S0₄, в другую — столько же 2 н. раствора NaOH. Написать уравнения реакций. В каком случае происходит растворение гидроксида меди (П)?

Опыт 4. Гидролиз солей меди (И) В пробирку поместите 2—3 капли раствора сульфата меди CuS0₄ и с помощью полоски универсальной индикаторной бумаги определить pH раствора. Затем в пробирку прибавить такое же количество раствора карбоната натрия Na₂C0₃. Отметьте образование зеленого осадка карбоната гидроксомеди (П) (Си0Н)₂С0₃ и выделение из раствора пузырьков С0₂. Из-за гидролиза карбоната натрия в растворе создается избыток ионов ОН (щелочная среда), проверьте это с помощью универсальной индикаторной бумаги.

Почему при взаимодействии солей меди с раствором соды не выпадает в осадок карбонат меди (П)?

Напишите ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза сульфата меди (Н) CuS0₄ и карбоната натрия Na₂C0₃. Объясните причину смещения равновесия при совместном гидролизе этих солей.

Опыт 5. Получение и свойства иодида меди (1).

Внесите в пробирку по 2 капли растворов сульфата меди CuS0₄ и иодида калия KI. Отметьте образование осадка и окрашивание содержимого иробирки в желтый цвет. Доказать с помощью раствора крахмала, что желтая окраска обусловлена выделением свободного иода. Для этого прикоснуться концом стеклянной палочки к полученному раствору, опустить палочку в другую пробирку с 5—6 каплями крахмального клейстера и наблюдать посинение последнего.

Для определения цвета выпавшего осадка Cul необходимо свободный иод, маскирующий своей окраской цвет осадка, перевести в бесцветный ион. Для этого прибавьте в пробирку несколько кристаллов сульфита натрия Na₂S0₃ до исчезновения желтой окраски. Осадок сохранить для следующего опыта.

Каков цвет осадка Cul? Составьте электронно-ионный баланс для реакции:

Написать уравнение реакции взаимодействия иода с сульфитом натрия в присутствии воды.

Опыт 6. Получение комплексного соединения меди (1).

К осадку Cul, полученному в предыдущем опыте, прибавить несколько капель раствора тиосульфата натрия, наблюдать полное растворение осадка, происходящего вследствие образования хорошо растворимого комплексного тиосульфата меди (1). Написать уравнение реакции образования комплекса, учитывая, что координационное число мсди (1) равно двум, а тиосульфатион является монодентатным лигандом.

Опыт 7. Качественная реакция на ион меди (Н) В пробирку с раствором сульфата меди CuS0₄ (2—3 капли) прибавьте по каплям 2 н. раствор аммиака до полного растворения основной соли (Cu0H)₂S0₄, выпавшего при добавлении первых капель NH₄OH.

Отметьте окраску исходного раствора сульфата меди и раствора получившегося аммиачного комплекса меди. Эта реакция является характерной на ион меди (П). Написать уравнения реакций:

• а) взаимодействия сульфата меди с NH₄OH с образованием основной соли;
• б) растворения основной соли в избытке аммиака с образованием комплексной соли и комплексного основания меди, учитывая, что координационное число меди (П) равно четырем;
• в) диссоциации полученного комплексного соединения меди. Какое основание сильнее: гидроксид меди или комплексное основание меди? Ответ обоснуйте.

Опыт 8. Получение оксида серебра В пробирку с раствором нитрата серебра (3—4 капли) прибавить несколько капель 2 н. раствора NaOH до выпадения осадка Ag₂0.

Какое заключение о прочности гидроксида серебра можно сделать из этого опыта? Напишите уравнение реакции образования гидроксида серебра и его разложения.

Опыт 9. Окислительные свойства катиона Ag⁺

В пробирку внести 2—3 капли раствора AgN0₃, 3—5 капель 3%-ного раствора Н₂0₂ и 2—4 капли 2 н. раствора NaOH. Наблюдайте образование мелкодисперсного металлического серебра.

Напишите уравнение реакции, составьте электронно-ионный баланс.

Опыт 10. Получение серебряного зеркала В маленьком стаканчике нагреть 30—50 мл воды до кипения. В пробирку внести 4—5 капель раствора нитрата серебра и прибавить 2—5 капель 2 н. раствора NaOH, встряхивая пробирку после прибавления каждой капли до растворения выпавшего вначале осадка Ag₂0 (избегать избытка NaOH). К полученному прозрачному раствору прибавить 10%-ный раствор глюкозы С₅Н₆(ОН)₅СНО в объеме, равном суммарному объему нитрата серебра и гидроксида натрия, находящихся в пробирке. Перемешать раствор и поместить пробирку в заранее подготовленный стаканчик с горячей водой. Через 2—3 мин вынуть пробирку из стаканчика и, вылив раствор, сполоснуть ее водой из промывалки. На стенках пробирки образовалось зеркало (из какого элемента?).

Написать уравнение реакции, считая, что глюкоза переходит в глюконовую кислоту C₅H_G(OII)5COOH.

Индивидуальные задания У преподавателя получить одно из следующих заданий^[1], выполнить его и сдать ответ.

Задание 1. Какими реакциями можно различить изделия из меди (или ее сплавов) и золота? Привести уравнения реакций.

Задание 2. Серебряная деталь покрылась черным налетом. Объяснить, что это за соединение. Как снять налет химическим способом, нс повредив детали? Привести уравнения реакций.

Задание 3. Ланы растворы солей меди (П), ртути (П), никеля (П). Пользуясь лишь реагентом KI (2 н.), определить, в какой пробирке находится каждый из ионов.

Задание 4. Даны растворы солей меди (Н), цинка (П), алюминия. Пользуясь лишь реагентом NH₄OH (2 н.), определить, в какой пробирке находится каждый из ионов.

Проделать опыты, написать уравнения реакций.

Работа № 10. Цинк. Кадмий. Ртуть

Приборы и реактивы', пробирки, штатив и держатель для пробирок, водяная баня. Лакмусовая бумага. Предметные стекла. Сульфит натрия (сухой).

Металл: цинк (порошок и гранулы).

Растворы: соляной кислоты (2 н. и конц., р= 1,19 г/см³), серной кислоты (2 н. и конц., р = 1,84 г/см³), азотной кислоты (2 н. и конц., р = 1,4 г/см³), гидроксида натрия (2 и. и конц.), солей CuS0₄ (0,5 н.), нитрата калия (0,5 н.), гидроксида аммония (2 и.), карбоната натрия (0,5 н.), сульфита натрия (2 н.), сульфата цинка (2 н.), сульфата кадмия (2 н.), нитрата ртути (Н) и (I) (0,5 н.), сульфида натрия (2 н.), хлорида натрия (0,5 н.).

Опыт 1. Взаимодействие цинка с разбавленными и концентрированными кислотами В три пробирки поместить по микрошпателю ныли цинка и прибавить по 5—6 капель 2 н. растворов кислот: в первую — соляной, во вторую — серной, в третью — концентрированной серной кислоты. Пробирки слегка подогреть.

Почему разбавленная и концентрированная H₂S0₄ по-разному реагируют с цинком? Какие ионы являются окислителями в этих двух случаях?

Написать уравнения реакций методом ионно-электронного баланса, учитывая, что образуются продукты, указанные в табл. 16.3 (обратите внимание, что при реакции с концентрированной H₂S0₄ выделяются одновременно три продукта, баланс написать с H₂S).

Таблица 16.3

Опыт 2. Вытеснение кадмия и ртути из их солей цинком В две пробирки поместить по 3 капли раствора солей кадмия и ртути и в каждую поместить по грануле цинка. Наблюдать потемнение поверхности гранул цинка в обеих пробирках вследствие выделения на их поверхности кадмия и амальгамы цинка. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Какие металлы могут вытеснять кадмий и ртуть из растворов их солей?

Опыт 3. Получение гидроксидов цинка, кадмия и ртути и исследование их свойств.

а) Получение и свойства гидроксидов цинка и кадмия.

Налить в две пробирки по 3—4 капли растворов солей, содержащих ионы Zn²⁺, в две другие пробирки — солей, содержащих ионы Cd²⁺. В каждую пробирку добавить по каплям 2 н. раствор NaOH до появления осадков гидроксидов. Отметить их окраску. Испытать отношение полученных гидроксидов к кислотам и щелочам, добавив в каждую пробирку избыток 2 и. раствора NaOH. Отметить, какой из осадков растворился в избытке NaOH и обладает амфотерными свойствами.

Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакции растворения гидроксида цинка в избытке NaOH, учитывая, что в реакции участвует вода и образуется гидроксокомплексное соединение цинка.

б) Взаимодействие солей ртути со щелочью.

Два предметных стекла поместить на лист белой бумаги. На одно стекло нанести 1 каплю раствора нитрата ртути (П), на другое — нитрата ртути (1).

Прибавить к каждой соли по 1 капле 2 и. раствора NaOH. Наблюдать выпадение осадков оксида ртути (П) и (I). Написать уравнения диссоциации исходных солей, структурную формулу нитрата ртути (П), а также уравнения реакций разложения нестойких гидроксидов ртути (П) и (I).

Опыт 4. Получение сульфидов металлов Опыт выполнять под тягой!

В три пробирки поместить по 2—3 капли растворов солей, содержащих ионы металлов: Zn²⁺, Cd²⁺, Hg²⁺, и прибавить такое же количество 2 н. раствора Na₂S.

Отмстить цвет выпавших осадков, записать их формулы. HgS является самым труднорастворимым осадком, его ПР = К) ^г>2.

Опыт 5. Получение хлоридов ртути (П) и (I).

На два предметных стекла нанести по 1 капле растворов нитрата ртути (П) и (I). К ним добавить по одной капле 0,5 н. раствора хлорида натрия. Наблюдать выпадение осадков сулемы HgCl₂ и каломели Hg₂Cl₂. Написать уравнения реакций.

Опыт 6. Получение комплексных соединений цинка, кадмия и ртути (И) и (I).

а) Получение аммиачных комплексов цинка и кадмия.

Налить в две пробирки по 1—2 капли растворов, содержащих ионы Zn²⁺ и Cd²⁺, и добавить в каждую пробирку по 2 капли 2 и. раствора МН₄ОН. Какие осадки при этом образуются? К осадкам прибавлять по каплям концентрированный раствор NH₄OH до их растворения. Написать уравнения соответствующих реакций.

б) Взаимодействие солей ртути с раствором аммиака.

В одну пробирку поместить 2 капли раствора нитрата ртути (П), в другую — столько же нитрата ртути (1). В каждую пробирку добавить по 1—2 капли 2 н. раствора аммиака. Наблюдать в первой пробирке выпадение белого осадка нитрата меркураммония [Hg₂0NH₂]N03, во второй пробирке — черный осадок ртути, которая образуется наряду с нитратом меркураммония, но уравнению.

Разложение [Hg₂]²⁺ = Hg²⁺ + Hg в присутствии аммиака так ускоряется, что происходит практически мгновенно.

В чем отличие реакций взаимодействия с аммиаком солей ртути и солей других d-элементов (Cu²⁺, Zn²⁺, Cd²⁺, Со²⁺, Ni²⁺)?

в) Получение иодидного комплекса ртути (1Г).

В пробирку с 2—3 каплями раствора нитрата ртути (П) прибавить 2 капли раствора иодида калия до выпадения осадка иодида ртути. Прибавить избыток иодида калия (10—12 капель) до растворения осадка.

Написать уравнения реакций, учитывая, что ион ртути (И) имеет координационное число 4.

Индивидуальные задания У преподавателя получить одно из следующих заданий, выполнить его и сдать ответ.

Задание Я. Получить три пробирки (№ 1—3), содержащие бесцветные растворы солей цинка, кадмия и ртути. Пользуясь лишь реагентом NaOH (2 н.), определить, в какой пробирке находится каждый из ионов. Проделать опыты, написать уравнения реакций.

Задание 2. Получить три пробирки (№ 1—3), содержащие бесцветные растворы солей цинка, кадмия и ртути. Пользуясь лишь реагентом Na₂S (2 п.), определить, в какой пробирке находится каждый из ионов. Проделать опыты, написать уравнения реакций.

Задание 3. Получить три пробирки (№ 1 —3), содержащие растворы солей цинка, кадмия, ртути (П). Пользуясь лишь реагентом KI (2 н.), определить, в какой пробирке находится ртуть.

Задание 4. Получить три пробирки (№ 1—3), содержащие растворы солей меди (П), цинка (П), алюминия. Пользуясь лишь реагентом NH₄OH (2 н.), определить, в какой пробирке находится каждый из ионов. Проделать опыты, написать уравнения реакций.

Работа № 11. Хром.

Приборы и реактивы: пробирки; водяная баня. Бихромат аммония, пленки хрома на стеклянной и металлических подложках, молибденовая фольга, стальная пластина, сульфат хрома (Ш), крахмальный клейстер, сероводородная вода, лакмусовая бумага, амиловый спирт или диэтиловый эфир.

Растворы: сульфата хрома (Ш) или хромовых квасцов (0,5 н.), хромата калия (0,5 н.), бихромата калия (0,5 н.), персульфата аммония (0,5 и.), серной кислоты (2 н.), азотной кислоты (6 н.; конц., р = 1,2 г/см^[2]), соляной кислоты (6 п., конц., р = 1,19 г/см^[2]), гидроксида натрия (2 п.), карбоната натрия (0,5 н.), сульфида натрия (0,5 н.), нитрата свинца (0,5 н.), нитрата серебра (0,5 н.), пероксида водорода (3%-ного и 30%-ного), молибдата аммония (насыщ.), хлорида олова (10%-ного), роданида аммония (20%-ного), вольфрамата натрия (насыщ.), пероксида натрия (30%-ного), бензидина (насыщ. в 30%-ной уксусной кислоте).

Опыт 1. Получение оксида хрома (Ш) разложением бихромата аммония Под тягой насыпать на керамическую плитку ½ чайной ложки бихромата аммония (NH₄)₂Cr₂0₇ маленькой горкой. Поджечь в центре горящей спичкой.

Наблюдать ярко выраженную экзотермическую реакцию, называемую «извержением вулкана», отметить изменение цвета вещества. Написать уравнение реакции разложения бихромата аммония, учитывая, что наряду с оксидом хрома (Ш) выделяются азот и вода. Указать окислитель и восстановитель в этой реакции.

Опыт 2. Получение гидроксида хрома (Ш) и исследование его свойств Получить в двух пробирках гидроксид хрома (Ш) взаимодействием раствора соли Сг³⁺ (3—4 капли) с 2 н. раствором щелочи (1—2 капли). Испытать отношение гидроксида хрома (Ш) к кислоте и избытку щелочи, для чего добавить в одну пробирку по каплям 2 н. раствор соляной или серной кислоты, в другую — 2 н. раствор щелочи до растворения осадка. Полученный хромит сохранить для опыта 36. Отметить цвет осадка и окраску обоих растворов. Привести названия полученных веществ. Сделать вывод о химическом характере гидроксида хрома (Ш).

Написать в молекулярной и ионной форме уравнения реакций:

• — получения гидроксида хрома (Ш);
• — двойственной диссоциации гидроксида хрома (Ш);
• — взаимодействия гидроксида хрома (Ш) с кислотой и со щелочью.

Опыт 3. Гидролиз солей хрома.

а) Гидролиз сульфата хрома.

В пробирку с несколькими каплями дистиллированной воды добавить несколько крупинок сухой соли сульфата хрома, перемешать стеклянной палочкой до их полного растворения. Нанести этой же стеклянной палочкой каплю полученного раствора на лакмусовую бумагу. В какой цвет окрасился лакмус?

Написать в молекулярной и ионной форме уравнение реакции гидролиза. Какие вещества при этом получаются? Привести их названия. Как можно подавить гидролиз данной соли? Как усилить его?

б) Гидролиз хромита натрия.

Пробирку с раствором хромита щелочного металла (из опыта 2) нагреть на водяной бане до выпадения осадка гидроксида хрома (Ш).

Написать в молекулярной и ионной форме уравнение реакции гидролиза хромита натрия (или калия). Указать, какое значение в этом опыте имеет нагревание.

в) Гидролиз солей хрома в присутствии соды и сульфида натрия.

В две пробирки поместить по 2—3 капли раствора соли трехвалентного хрома. Прибавлять по каплям в одну пробирку раствор карбоната натрия, в другую — сульфида натрия до образования осадков. Каков состав осадков? Какие газы выделяются в первой и второй пробирках?

Написать молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций. Указать форму гидролиза.

Опыт 4. Окисление хрома (Ш) до хрома (У1).

а) Окисление пероксидом водорода в щелочной среде.

Получить хромит щелочного металла, как указано в опыте 2. Отметить окраску полученного раствора. К полученному раствору хромита добавить.

1—2 капли раствора щелочи и 3—5 капель 3%-ного раствора пероксида водорода. Нагреть смесь на водяной бане до перехода зеленой окраски в желтую, указывающую на образование в растворе хромат-иона. Пероксид водорода можно заменить бромной (либо хлорной) водой.

Написать уравнение соответствующей реакции. Составить электронноионный баланс.

б) Окисление персульфатом аммония в слабокислой среде.

В пробирку с 5—6 каплями раствора (NH₄)₂S₂O_s прибавить, но 1 капле растворов II₂S0₄ и AgN0₃ (в качестве катализатора). В полученную окислительную смесь ввести 2—3 капли раствора Cr₂(S0₄)₃ или Cr (N0₃)₃ (но не СгС1₃) и нагреть. Отметить изменение окраски. Персульфат аммония можно заменить КМп0₄. В слабокислой среде наряду с бихромат-ионом образуется Мп0₂.

Написать уравнение реакции, учитывая, что в результате образуется бихромат-ион. Составить электронно-ионный батане.

Опыт 5. Хроматы и бихроматы.

а) Переход хромата калия в бихромат.

К раствору хромата катия (3—4 капли) прибавить по каплям 2 н. раствор серной кислоты. Отметить изменение окраски.

Написать в молекулярной и ионной форме уравнение реакции.

б) Переход бихромата калия в хромат.

К раствору бихромата калия (3—4 капли) прибавлять, но каплям раствор щелочи до изменения окраски. Написать в молекулярной и ионной форме уравнение реакции. Объяснить смещение равновесия в изучаемой системе при добавлении: а) кислоты; б) щелочи.

Опыт 6. Получение малорастворимых хроматов бария, свинца, серебра В три пробирки с раствором хромата калия (2—3 капли) прибавить по 2—3 капли растворов: в первую — хлорида бария, во вторую — нитрата свинца, в третью — нитрата серебра. Отметить цвета осадков. Написать в молекулярной и ионной форме уравнения реакций.

Опыт 7. Окислительные свойства хрома (У1) в кислой среде.

а) Окисление сульфид-иона.

В раствор бихромата кадия (4—5 капель), подкисленного 2 н. раствором серной кислоты (2—3 капли), прибавлять по каплям раствор сульфида натрия до изменения окраски раствора. Отметить помутнение раствора. Написать уравнение реакции.

б) Окисление иодида калия.

В раствор бихромата калия (4—5 капель), подкисленного 2 и. раствором серной кислоты (2—3 капли), добавить 3—4 капли раствора иодида калия. Отметить изменение окраски. Доказать с помощью крахмального клейстера выделение свободного иода, для чего в пробирку с 5—6 каплями крахмального клейстера внести 1 каплю полученного в опыте раствора. Написать уравнение реакции.

в) Окисление соляной кислоты.

К раствору бихромата калия (2—3 капли) прибавить 5—6 капель концентрированной соляной кислоты. Смесь нагреть до перехода оранжевой окраски в зеленую. Отметить выделение газа.

Написать уравнение реакции.

В опытах 7а — 7 В при составлении уравнений реакций необходимо учесть, что бихромат в кислой среде переходит в ион хрома (Ш) Сг³⁺. Составить электронно-ионные балансы.

Опыт 8. Образование надхромовой кислоты Н₂СгО_е

К раствору бихромата калия (1—2 капли) прибавить 8—10 капель амилового спирта и несколько капель 30%-ного раствора пероксида водорода. Раствор взболтать, при этом бихромат-ионы образуют надхромовую кислоту, которая переходит в амиловый спирт и окрашивает его в синий цвет:

Работа № 12. Марганец.

Приборы и реактивы: пробирки тугоплавкие, штатив и держатель для пробирок, стеклянные палочки, фарфоровые тигельки, наждачная бумага, фильтровальная бумага, стальные пластинки. Оксид марганца (1У), персульфат аммония, селитра KN0₃, гидроксид натрия, сульфит натрия, оксид свинца (1У), висмутат натрия, бромная вода.

Растворы: нитрата (сульфата) марганца (П) (0,5 н.), гидроксида натрия (2 н.), азотной кислоты (2 и. и коиц. р= 1,4 г/см³), соляной кислоты (конц. р = 1,19 г/см³), серной кислоты (2 н.), уксусной кислоты (2 н.), сульфида натрия (0,5 н.), перманганата калия (0,5 и.), пероксида водорода (10%-ный), нитрата серебра (0,5 н.).

Опыт 1. Получение гидроксида марганца (И) и изучение его свойств В пробирку поместить 3—4 капли 0,5 н. раствора соли марганца (Н), добавить 2—3 капли 2 и. раствора гидроксида натрия. Отметить цвет полученного осадка. Размешать стеклянной палочкой содержимое пробирки и оставить ее в штативе на 5—10 мин. Наблюдать изменение цвета осадка, обусловленное переходом гидроксида марганца (П) в гидроксид марганца (1У).

Написать уравнения реакций получения гидроксида марганца (П) и окисления его кислородом воздуха в присутствии воды.

Опыт 2. Восстановительные свойства соединений марганца (Н) Заполнить водой микроколбочку на 1/3 ее объема, добавить 3—4 кристалла персульфата аммония (NH₄)₂S₂0₈ и по 2—3 капли 2 и. растворов азотной кислоты и нитрата серебра. Нагреть смесь почти до кипения и добавить 1 каплю раствора сульфата марганца (П). Наблюдать изменение окраски раствора.

Написать уравнение реакции окисления иона Мп²⁺ персульфатом аммония в марганцовую кислоту, учитывая, что азотная кислота и нитрат серебра играют роль катализатора.

Опыт 3. Окислительно-восстановительные свойства оксида марганца (1У).

а) Окислительные свойства оксида маргаица ( IV).

Внести в пробирку 1 микрошпатель оксида марганца (1У) и 2—3 капли концентрированной соляной кислоты (р = 1,19 г/см³). Определить цвет и запах выделяющегося газа. Если реакция идет недостаточно энергично, пробирку слегка подогреть.

Написать уравнение соответствующей реакции. Какой газ выделяется?

б) Восстановительные свойства оксида марганца ( IV).

В фарфоровый тигелек поместить небольшой кусочек твердого гидроксида натрия (брать пинцетом!) и примерно столько же селитры KN0₃. Нагреть тигель на электроплитке до расплавления смеси. Не прекращая нагревания, добавить в расплав несколько крупинок оксида марганца (1У). Отметить изменение окраски расплава. Расплав сохранить для опыта 4.

Написать уравнение реакции окисления оксида марганца (1 V) нитратом калия в щелочной среде.

Опыт 4. Окислительно-восстановительные свойства манганатов (реакция диспропорционирования) К расплаву, полученному в опыте 36 (после охлаждения), добавить воды, выдержать в течение 3—4 мин. Отмстить выпадение осадка и изменение цвета раствора.

Написать уравнение реакции, учитывая, что происходит диспропорционирование манганата калия в водном растворе с образованием перманганата калия и оксида марганца (1 V). В каком направлении сместится равновесие, если раствор подкислить уксусной кислотой?

Опыт 5. Окислительные свойства перманганатов.

а) Окисление пероксида водорода.

В пробирку внести 3—5 капель раствора перманганата калия и 2—3 капли 2 н. раствора серной кислоты. Добавить 3—4 капли 10%-ного раствора пероксида водорода. Отметить выделение газа и изменение окраски раствора. Какой газ выделяется? Как это можно доказать? Написать уравнение реакции.

б) Окисление сульфата марганца^И).

В пробирку внести 3—4 капли раствора перманганата калия и столько же раствора сульфата марганца (П). Определить реакцию среды синей лакмусовой бумажкой. Отметить внешние признаки реакции.

Написать уравнение реакции, учитывая, что в результате образуется оксид марганца (1У).

Опыт 6. Влияние среды на окислительные свойства перманганата В три пробирки внести по 3—4 капли раствора перманганата калия. В первую пробирку добавить 5—6 капель 2 н. раствора серной кислоты, во вторую — 3—4 капли 2 н. раствора щелочи, в третью — 5—6 капель воды. В каждую пробирку добавить, но 2—4 капли раствора иодида калия. Раствор в третьей пробирке слегка подогреть. Отметить изменение окраски растворов.

Чем обусловлено изменение окраски растворов? Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая, что в щелочной среде иодид кадия окисляется до йодата калия КЮ₃, а в кислой и нейтральной — до свободного иода.

Опыт 7. Качественные реакции на ион Мп²⁺

а) Окисление Мп²⁺ диоксидом свинца.

Поместить в пробирку 2—3 кристаллика оксида свинца (1У), добавить 4—5 капель концентрированной азотной кислоты (р = 1,4 г/см³). Нагреть содержимое пробирки пламенем спиртовки. К полученной окислительной смеси добавить 1 каплю 1 н. раствора сульфата марганца (П). Все перемешать и снова нагреть. Отметить изменение окраски раствора, обусловленное образованием марганцовой кислоты.

Написать уравнение соответствующей реакции.

б) Окисление Мп²⁺ висмутатом натрия.

Внести в пробирку 1—2 капли 1 н. раствора сульфата марганца, добавить 2—3 капли концентрированной азотной кислоты (р = 1,4 г/см³) и ½ микрошпателя висмутата натрия. Содержимое пробирки тщательно перемешать стеклянной палочкой. Отмстить изменение окраски раствора, обусловленное образованием марганцовой кислоты.

Написать уравнение реакции.

Работа № 13. Железо, кобальт, никель

Приборы и реактивы: пробирки, штатив и держатель для пробирок; водяная баня.

Металлы (стружка): железо, кобальт, никель; бромная вода, универсальная индикаторная бумага.

Растворы: соляной кислоты (2 н. и конц. р = 1,19 г/см³), серной кислоты (2 н. и конц. р = 1,84 г/см³), азотной кислоты (2 н. и конц. р = 1,4 г/см³), ортофосфорной кислоты (2 и.), плавиковой кислоты HF (2 н.), гидроксида натрия (2 и.); растворы солей (0,5 н.): Fe²⁺ — соль Мора (NH₄)₂Fe (S0₄)₂ (свежеприготовленный), Fe³⁺ — хлорида железа (Ш) FeCl₃, Со²⁺ — хлорида кобальта (П), СоС1₂, Ni²⁺ — хлорида никеля (П) NiCl₂, перманганата калия КМп0₄ (0,05 н.), иодида калия (2 и.), роданида аммония (0,01 п. и насыщений), бихромата калия К₂Сг₂0₇ (0,5 н.), гидроксида аммония NH₄OH (2 н).

Опыт 1. Качественные реакции на ионы Fe²⁺ и Fe³⁺

Различить ионы Fe²⁺ и Fe³⁺ можно следующими качественными реакциями:

а) при действии на ион Fe²⁺pacTBopa соли K₃[Fe (CN)₆| (красной кровяной соли) образуется синий осадок «турнбулевой сини» предполагаемого состава KFe[Fc (CN)₆].

Условное уравнение реакции имеет вид:

б) при действии на ион Fe³⁺ раствора соли K₄[Fe (CN)₆] (желтой кровяной соли) образуется синий осадок «берлинской лазури» (как предполагают, аналогичный по составу «турнбулевой сини»):

в) при действии на ион Fe³⁺ раствора соли NH₄CNS образуется кровавокрасная окраска:

Внести последовательно в первую пробирку 2—3 капли раствора соли Мора (Fe²⁺), во вторую и третью — хлорида железа (Ш). В первую пробирку прибавить 2—3 капли раствора гексацианоферрата (Ш) калия К₃[ Fe (CN)₆], во вторую — 2—3 капли раствора гексацианоферрата (П) калия K₄[Fe (CN)₆], в третью — 2—3 капли раствора роданида аммония NH₄CNS. Убедиться, что окраска с CNSионом характерна только для Fe³⁺. Для этого такой же опыт проделать с раствором соли Мора (Fe²⁺) (в уравнениях реакций вместо формулы соли Мора можно пользоваться формулой сульфата железа (П), FeS0₄, так как двойная соль Мора практически полностью диссоциирует в воде на все составляющие ее ионы). Отметить внешние эффекты реакций и написать уравнения реакций в ионном виде, дать химические названия полученным соединениям.

Опыт 2. Растворение металлов в кислотах и щелочах Внести последовательно в пять пробирок по 4—5 капель различных кислот выбранной концентрации (см. форму таблицы), а в шестую — раствора NaOH. Сначала в каждую пробирку добавить по 1 микрошпателю стружки железа, слегка подогреть и прибавить по 1 капле раствора роданида аммония NH₄(CNS), который с ионами Fe³⁺ дает характерную красную окраску. Убедиться в том, что в разбавленных соляной и серной кислотах образуются ионы двухвалентного, а в азотной — ионы трехвалентного железа. Наблюдения за появлением окраски следует производить быстро, так как через 1—2 мин в кислой среде роданид железа разлагается.

Вымыть пробирки, провести опыты для металлов Со и Ni с различными кислотами. В какой цвет окрашиваются растворы при растворении Со и Ni в кислотах?

Результаты наблюдений внести в форму таблицы (табл. 16.4), в каждую графу вписать только продукты реакции.

Таблица 16.4

Пример формы записи результатов наблюдений.

Данные для металлов, отсутствующих в эксперименте, вносятся на основе теоретических сведений.

Опыт 3. Получение гидроксидов металлов и исследование их свойств.

а) Получение гидроксида железа (П) и исследование его свойств.

В пробирку с 3—4 каплями раствора соли Мора добавить по каплям 2 н. раствор NaOH до появления зеленого осадка гидроксида железа (П). Перемешать полученный осадок стеклянной палочкой и наблюдать через 1—2 мин побурение осадка вследствие окисления гидроксида железа (П) до гидроксида железа (Ш). Проверить опытным путем, как взаимодействует свежеосаждепный осадок Fe (OI 1)₂ с 2 и. раствором IIC1.11а какие свойства Fc (OH)₂ указывает эта реакция? Написать уравнения реакций.

б) Получение гидроксида железа{ III) и исследование его кислотно-основных свойств.

В пробирку с 4—5 каплями раствора FeCl₃ добавить 3—4 капли 2 н. раствора NaOH. Поделив осадок на две пробирки, проверить растворимость осадка в 2 н. растворе НС1 и в избытке 2 н. раствора NaOH. Несмотря на отсутствие взаимодействия со щелочью при условиях опыта, гидроксид жслсза (П1) Fc (OH)₃ амфотерен. Кислотные свойства он проявляет только при сплавлении со щелочами или содой. При этом образуются соли железистой кислоты — ферриты. Водой они полностью гидролизуются с образованием Fe (OH)₃. Написать уравнения проделанных реакций, а также реакции образования ферритов при сплавлении и гидролизе феррита калия:

в) Получение гидроксидов кобальта и иикеля () и (III) и исследование их свойств.

В две пробирки с 3—4 каплями раствора СоС1₂ добавить по каплям 2 н. раствор NaOH. Сначала образуется синий осадок основной соли, который затем становится розовым — образуется Со (011)₂. Осадок в первой пробирке тщательно перемешать стеклянной палочкой и оставить стоять на воздухе. В другую пробирку прибавить 2—3 капли 3%-ного раствора Н₂0₂. В какой из пробирок наблюдается окисление Со (ОП)₂?

Взять новые три пробирки, поместить в каждую по 3—4 капли раствора NiCl₂ и прибавлять по каплям 2 н. раствор NaOH до выпадения осадка Ni (OH)₂. Первую пробирку с осадком после его перемешивания оставить стоять на воздухе, во вторую пробирку добавить 2—3 капли 3%-ного раствора Н₂0₂, в третью — 1 каплю бромной воды. В какой из пробирок происходит окисление Ni (OH)₂ до Ni (OH)₃? Сделать вывод об изменении восстановительной способности ионов Fe (II), Co (II), Ni (II).

Данные опыта записать в приведенную выше форму таблицы (см. табл. Л 13.1).

Опыт 4. Гидролиз солей металлов семейства железа.

а) Гидролиз хлорида железа{III).

В две пробирки добавить по 2 микрошнателя сухого FeCl₃ и прилить 5—6 капель воды. Определить с помощью универсальной индикаторной бумаги pH раствора. Вторую пробирку нагреть, и тоже определить pH раствора. Почему при нагревании меняется интенсивность окраски индикатора? Написать уравнение реакции гидролиза FeCl₃. Как можно подавить и усилить гидролиз этой соли? Какая соль в большей степени подвергается гидролизу — FeCl₃ или FeCl₂?

Соли кобальта и никеля также подвергаются ступенчатому гидролизу с образованием кислых солей. Написать уравнения реакции гидролиза СоС1₂ и NiS0₄.

б) Полный гидролиз солей железа (Ш) в присутствии соды Na₂C0₃.

В пробирку внести 2—3 капли раствора — соли желсза (Ш) и прибавлять по каплям раствор соды. Какой осадок выпадает? Какой газ выделяется? Написать уравнение реакции.

Опыт 5. Получение некоторых комплексных соединений железа (Ш) Все многообразие комплексных солей, образуемых элементами семейства железа, было рассмотрены в лабораторной работе «Получение и изучение свойств комплексных соединений». Здесь мы остановимся на очень важном применении комплексных соединений железа (Ш).

При химических экспериментах, особенно в аналитической химии, мешающие анализу элементы маскируют, связывая их в прочные комплексные соединения Так, ионы Fe³⁺ во многих методиках анализа связывают во фторидные или фосфатные комплексы, из которых ионы Fe³⁺ не поступают в раствор при диссоциации, так как прочно удерживаются во внутренней сфере комплекса.

а) Получение фосфатного и фторидного комплексов железа{III).

В две пробирки с 3—4 каплями раствора FeCl₃ добавить, но 1 кайле 0,01 н. раствора роданида аммония NH₄CNS и затем в первую пробирку — 2 капли 2 и. раствора ортофосфорной кислоты, а во вторую — 2 капли 2 и. раствора плавиковой кислоты. Учитывая, что устойчивые комплексные ионы [Fe (P0₄)₂]^3_ и [FeF₆]^3- бесцветны, объяснить, почему нет красной окраски иона железа с роданидом аммония. Написать уравнения реакций.

Опыт 6. Окислительные и восстановительные свойства ионов Fc³⁺ и Fc²⁺

а) Окислительные свойства ионов железа (Ш). Взаимодействие с KI.

В пробирку с 2—3 каплями раствора соли Fe (III) добавить 1—2 капли раствора иодида калия. Наблюдать изменение окраски раствора. Чем она вызвана? Написать уравнение реакции.

б) Восстановительные свойства железа^И). Взаимодействие с КМп0₄ и К₂Сг₂0₇.

В две пробирки поместить по 2—3 капли растворов КМп0₄ и К₂Сг₂0₇. Прибавить по 5 капель подкисленного раствора соли Мора (FeS0₄). Наблюдать изменение окраски растворов. В первой пробирке происходит обесцвечивание раствора вследствие восстановления в кислой среде краснофиолетового иона Мп0₄ в практически бесцветный ион Мп²⁺. Во второй пробирке оранжевый ион Сг₂0|~ переходит в сульфат трехвалентного хрома (Сг³⁺) зеленого цвета.

Написать уравнения соответствующих реакций и составить электронно-ионный баланс.

Индивидуальные задания У преподавателя получить одно из следующих заданий, выполнить его и сдать ответ.

Получить три пробирки (№ 1—3), содержащие^[4]:

Задание 1. Растворы солей жслеза (Н), алюминия (Ш), кобальта (Н). Пользуясь лишь реагентами КМп0₄ (0,05 н.) и H₂S0₄ (2 и.), определить, в какой пробирке находится каждый из ионов.

Задание 2. Растворы солей железа (Ш), алюминия (Ш), никеля (П). Пользуясь лишь реагентом NaOH (2 н.), определить, в какой пробирке находится каждый из ионов.

Задание 3. Растворы солей меди (П), ртути (П), никеля (П). Пользуясь лишь реагентом KI (2 н.), определить, в какой пробирке находится каждый из ионов.

Ответы к контрольным вопросам и заданиям.

Гл. 3: 12 - 2,04 г, 26,47% Л1, 73,5% Al₂S₃; 13 - 23 г.

Гл. 4: 10 — 56%; 14 — 131,15 мл; 15 — 5,63 г; 3,05 л.

Гл. 5: 14 — 41,2%.

Гл. 7: 13 — 152,7 л; 496,5 мл; 15 — 2,5%.

Гл. 12: 12 — 2,88%; 14 — 13,44 л; 15 — 13,44 л.

Гл. 13: 12 — 0,56 л 0₂; 13 — 1,19 г K₂S0₃; 14 — 0,05 моль Мп0₂ Гл. 14, вопросы по элементам семейства железа: 13 — Fe₂0₃ 14 — Fe₃0₄; 15- 11,5%.

Гл. 14, вопросы по платиновым металлам: 16 — 242 мл, 60 мл.

Гл. 15: 4 — 0,1 моль; 5 — 3,175 г; 14 — 74,7 мл.

Гл. 16: 12 — 200 мл.

• [1] Для экспериментального выполнения задания надо взять три чистые пробирки (А, В, С) и в каждую пробирку поместить по 3—5 капель анализируемогораствора из пробирок № 1—3. Затем в каждую пробирку (А, В, С) добавить2—3 капли указанного реагента. Сделать наблюдения. Если надо, прибавить избыток реагента. Чтобы не было сомнения в наблюдаемом эффекте, можно поместитьв чистую пробирку 3—5 капель раствора заведомо известного иона, провести реакцию с предложенным реагентом и сопоставить полученный эффект с контрольным анализом (пробирки А, В, С). Не забудьте обратить внимание на исходнуюокраску ионов в контрольных растворах (№ 1—3)!
• [2] 1 Для экспериментального выполнения задания надо взять три чистые пробирки (А, В, С) и в каждую пробирку поместить по 3—5 капель анализируемогораствора из пробирок № 1—3. Затем в каждую пробирку (А, В, С) добавить 2—3капли указанного реагента. Сделать наблюдения. Если надо, прибавить избытокреагента. Чтобы не было сомнения в наблюдаемом эффекте, можно поместитьв чистую пробирку 3—5 капель раствора заведомо известного иона, провести реакцию с предложенным реагентом и сопоставить полученный эффект с контрольным анализом (пробирки А, В, С). Не забудьте обратить внимание па исходнуюокраску ионов в контрольных растворах (№ 1—3)!
• [3] 1 Для экспериментального выполнения задания надо взять три чистые пробирки (А, В, С) и в каждую пробирку поместить по 3—5 капель анализируемогораствора из пробирок № 1—3. Затем в каждую пробирку (А, В, С) добавить 2—3капли указанного реагента. Сделать наблюдения. Если надо, прибавить избытокреагента. Чтобы не было сомнения в наблюдаемом эффекте, можно поместитьв чистую пробирку 3—5 капель раствора заведомо известного иона, провести реакцию с предложенным реагентом и сопоставить полученный эффект с контрольным анализом (пробирки А, В, С). Не забудьте обратить внимание па исходнуюокраску ионов в контрольных растворах (№ 1—3)!
• [4] Не забудьте обратить внимание на исходную окраску ионов в контрольныхрастворах (№ 1—3)!